1 REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES, REDOX REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN animación...

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REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE

ELECTRONES, REDOX

REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓNanim

ación

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Reacciones redox. Introducción, historia

Existe un grupo muy importante (y numeroso) de reacciones en las que el mecanismo de la reacción consiste en la “transferencia” de electrones de unas especies químicas a otras.

Se denominan “reacciones de oxidación-reducción” o “reacciones redox”

¿Por qué?

Desde la antigüedad se conocen algunos ejemplos muy típicos:

Algunas especies químicas (sobre todo metales) reaccionaban con el oxigeno formando un óxido de mayor peso molecular que (la especie inicial).

Por eso se llaman oxidaciones a este tipo de reacciones!!

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Reacciones redox. Introduccion, historia

Ejemplos típicos de oxidaciones:oOxidaciones “simples” (pueden ser reacciones “suaves”):

oCombustiones (son reacciones violentas):

oCorrosión de metales:

)()( 32221 sOFeOsFeO

)()()( 22 EnerggCOOsC

)(2)(2)( 2224 EnergOHgCOOgCH )()()( 22 EnerggSOOsS

OxHsOFeOxHOsFe 2322223 )·()(2

Nota: Esta reacción se produce en varias etapas y subreacciones (ver anexo al final)

23221

23 HCOOHCHOOHCHCH

)(23)(4 322 sOAlOsAl

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o Reduccion de metales (con H):

Reacciones redox. Introducción, historia

Algunos compuestos del oxigeno perdían el oxigeno formando un óxido de menor peso molecular que (la especie inicial). Al perder oxigeno (desoxidarse) la masa de los compuestos era menor, se reducía!!

Por eso se llaman reducciones a este tipo de reacciones!!Nota: a veces el oxigeno saliente se combinaba con hidrógeno o era

sustituido por éste, por eso a las reacciones con hidrogeno se les llamaba también reducciones.

o Reduccion del CO

)()(4)(34)( 243 energgCOsFeCOsOFe

OHsFeHsOFe 2243 4)(34)(

OHCHHOCHHCO 2221

22 Disminuye la pro-porción de oxígeno

Nota: esta valencia anómala del Fe se explica porque en realidad el mineral esta formado por 2 óxidos FeO·Fe2O3

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Tradicionalmente se define la reducción como un proceso químico en el que hay pérdida de oxígeno por parte de un compuesto.

La reducción es un proceso inverso a la oxidación.

Ejemplo:

si calentamos óxido de mercurio, obtenemos mercurio metal, y se desprende el oxígeno

Reacciones redox. Concepto tradicional

Tradicionalmente se define la oxidación como un proceso químico en el que hay ganancia de oxígeno por parte de un compuesto.

Ejemplo:

el hierro se combina con el oxígeno y forma un nuevo compuesto

llamado óxido de hierro. Se dice que el hierro se ha oxidado.

OxHsOFeOxHOsFe 2322223 )·()(2

2)(2)(2 OlHgsHgO

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Por esto tradicionalmente (y todavía hoy):• El término OXIDACIÓN se usó para indicar que un

com-puesto incrementaba la proporción de átomos de Oxígeno.

• Igualmente, se utilizó el termino de REDUCCIÓN para indicar una disminución en la proporción de oxígeno (en ocasiones esto va asociado a un aumento de la proporción de hidrógeno).oxidación

reducción

CH4 CH3OH HCHO HCOOH CO2

E.O.: –4 –2 0 +2 +4% O: 0 50 53,3 69,6 72,7

Reacciones redox. Concepto tradicional

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Reaccion de Oxidación: El reactivo pierde electrones, decimos que se ha oxidado

Reaccion de Reducción: El reactivo gana electrones, se dice que se ha reducido

Reacciones redox. Introducción

Posteriormente se descubrió que estas reacciones sólo son casos particulares de otro tipo más general de reacciones.

Éstas se caracterizan porque en ellas hay una transferencia de electrones de unos elementos o especies químicas a otras.

Ejemplo: Formación de NaCl NaClgClsNa )()( 221

eNaNa 1

CleCl 1221

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Es evidente que las reacciones de oxidación y reducción siempre van por parejas, no puede haber una reacción de oxidación sin una reducción.

Por eso se llaman reacciones de oxidación-reducción o (abreviadamente) reacciones redox.

Para entender las reacciones redox, es necesario entender y utilizar un concepto familiar: el número de oxidación.

Número de Oxidación

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NUMERO DE OXIDACIÓN (N.O) (o estado de oxidación E.O):

“Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos”

En los enlaces covalentes polares hay que suponer que la pareja de electrones compartidos están totalmente desplazados hacia el elemento más electronegativo.

El E.O. no tiene porqué ser la carga real que tiene un átomo, aunque a veces coincide.


REPASO

REPASO

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Reglas para asignar el número de oxidación (N.O.):

o El N.O. de un elemento puro (sin combinar) es cero.

o El número de oxidación de una molécula es cero.

o El N.O. del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros (metálicos), donde su N.O. es –1.

o El N.O. del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su N.O. es –1.

o El N.O. de los metales alcalinos (Li, Na, …) siempre es +1, el de los alcalinotérreos (Be, Mg, Ca …) es +2


REPASO

REPASO

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3geno

http://es.wikipedia.org/wiki/Hidruro

http://es.wikipedia.org/wiki/Ox%C3%ADgeno

http://es.wikipedia.org/wiki/Per%C3%B3xido

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Otras Reglas menos importantes (N.O.):

oEl número de oxidación de los halógenos (F, Cl, Br, I) en los hidrácidos (halogenuros de hidrogeno) y sus respectivas sales (halogeno+metal) es –1. En los otros compuestos puede ser positivo (+1,+3,+5,+7) (excepto el fluor que siempre es -1 por ser el elmento más electronegativo)

oEl número de oxidación de los iones monoatómicos es la carga del ión

oEl número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo (y numéricamente igual a la carga del ión).

oEl número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2.


REPASO

REPASO

http://es.wikipedia.org/wiki/Hal%C3%B3geno

http://es.wikipedia.org/wiki/Azufre

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Número de oxidación más comunes (N.O.):


NÚMEROS DE OXIDACIÓN En oxoácidos

+1 +2H+1 o H-1

+3

+4

+5+3

+6+4

+7+5+3+1

LiNaK

RbCs

BeMgCaSrBa

BAlGaInTl

CSiGeSnPb

NPAsSbBi

O(-2, -1)

SSeTe-

F(-1)ClBrI-

Sc+3 Fe+2 o+3 Cu+1 o+2 Zn+2

Y+3 Au+1 o+3 Cd+2

La+3 Ag+ Hg+1 o+2

-4 -3 -2 -1

Con H y con metales

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Ejemplos de cálculo de estados de oxidación (E.O.).

Ejemplos

1.1. COCO2 2 : el átomo de C forma dos enlaces covalentes con dos átomos de O (más electronegativo que el C). Comparte los 4e– , pero para saber cuales son los E.O. hay que suponer que el C los pierde, y que el O los gana, con lo cual la carga que tendría el C sería “+4” y la del O “–2”

E.O. (C) = +4; E.O. (O) = –2.

2. El S tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con un elemento más electronegativo (por ejemplo O).

SO SO2 SO3 +2 -2 +4 2(-2) +6 3(-2)

REPASOREPASO

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Cálculo de estado de oxidación (E.O.).

• La suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0.

Ejemplo 3: Calcular el E.O. del S en ZnSO4

E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2;

+2 + E.O.(S) + 4 · (–2) = 0 E.O.(S) = +6

Ejemplo 4: (Ejer 1 pag 260) Calcular los estados de oxidación de cada unos de los elementos en los siguientes compuestos e iones:

REPASO

REPASO

22327222 ,,,, MnOOCHCOHOCrKSO 2

3242

33442 ,,,,, SOCrONOBOCHSONa

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Ejemplos: (cont. Ejer 1 pag 260)


722 OCrK

33BO

2SO

2MnO

32COH OCH 2

4CH42SONa

23SO2

4CrO2NO

+4 2·(-2) 2(+1) 7(-2) 2(+6) 2(+1) 3(-2) +4 2(+1) -2 0

+4 2·(-2) 2(+1) 4(-2) +6 -4 4(+1) 3(-2)

+3

2(-2)

+3 4(-2)

+6 3(-2)

+4

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Semireacción de oxidación: Cuando un átomo o

grupo de átomos cede electrones, aumentando su número de oxidación.

Reacciones Redox: Definiciónes y terminología

22 FeClClFe 0 2·0 +2 2·(-1)

CleCl 222

Esta reacción redox esta compuesta de dos semireacciones:

eFeFe 22

Semireacción de reducción: Cuando un átomo o

grupo de átomos gana electrones, disminuyendo su número de oxidación.

Insistimos: Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción!!

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El oxidante, al ganar e− se reduce, produciendo la oxidación de otra especie (el reductor).

El reductor al ceder e− se oxida, produciendo la reducción de otra especie (el oxidante).

En estas reacciones existe una transferencia de electrones desde la sustancia que se oxida (reductor) a la que se reduce (oxidante).

Agente Oxidante es toda especie química que capta electrones, y por consiguiente disminuye su estado de oxidación. (El Cloro en este caso)

Agente Reductor es toda especie química que cede electrones, y por consiguiente aumenta su estado de oxidación. (El Hierro en este caso)

22 FeClClFe 0 2·0 +2 2·(-1)

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Pares redox: De forma análoga a lo que ocurría en las reac-ciones ácido-base, las especies químicas en las reacciones redox forman pares conjugados

El agente oxidante y su forma reducida (Cl/Cl-) forman un par conjugado redox.

El agente reductor y su forma reducida (Fe/Fe2+) forman un par conjugado redox.

Cuanto más fuerte sea una agente reductor más débil es su oxidante conjugado y viceversa

ClFeClFe 222

22 FeClClFe

reductor1 oxidante1oxidante2 reductor2

Reducción

Oxidación

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Reacciones redox. Introduccion, historiaNota: Las reacciones de oxidación se pueden

clasificar, según la velocidad de reacción en:

olentas, como la oxidación del hierro;

orápidas, como las combustiones;

oinstantáneas, como las deflagraciones y detonaciones.

Recuerda: La combustión (y la deflagración) es una rápida reacción de oxidación entre un combustible (agente reductor que cede electrones al oxidante) y un comburente (agente oxidante que capta electrones del combustible) que se caracteriza por la emisión de luz y calor.

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Formule, complete y ajuste las siguientes reacciones, justificando de que tipo son: a) Cloruro de hidrógeno más amoniaco. b) Carbonato cálcico más calor. c) Cloro más sodio. d) Ácido sulfúrico más zinc metal

a) HCl + NH3 NH4Cl

b) CaCO3 CaO + CO2 (H<0)

c) ½ Cl2 + Na NaCl

E.O: 0 0 +1 –1

d) H2SO4 + Zn ZnSO4 + H2

E.O: +1 +6 –2 0 +2 +6 –2 0

Cuestión de Selectividad (Marzo 98)

Cuestión de Selectividad (Marzo 98)Ejercicio A:

Ácido-baseÁcido-base. No cambia ningún E.O.

DescomposiciónDescomposición. No cambia ningún E.O.

RedoxRedox

RedoxRedox

Reacciones Redox:

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Ejemplo: Comprobar que la reacción de formación de hierro: Fe2O3 +

3 CO 2 Fe + 3 CO2 es una reacción redox. Indicar los E.O. de

todos los elementos antes y después de la reacción .

Fe2O3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO2

E.O: +3 –2 +2 –2 0 +4 –2

Reducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0” luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones).

Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4” luego se oxida (en este caso pasa de compartir 2e– con el O a compartir los 4 electrones).

Reacciones Redox: Ejemplos

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23 322 OKClKClO CuSOZnCuSOZn 44

Ejemplos: (Ejer 4 pag 260) En cada una de las siguientes reacciones, asigna los estados de oxidación de cada elemento e identifica la oxidación, la reducción el agente oxidante, y el reductor:

OHNONH 2223 6234

322 22 FeClClFeCl AgNOCuCuAgNO 2)(2 233

2223 42)(2 ONOCuONOCu

a)

b)

c)

d)

e)

f)

24


23 322 OKClKClO a)

CuSOZnCuSOZn 44b)

OHNONH 2223 6234 c)

+1 3(-2) +5 -1+1 0

23OClKClOK

23223

OClClO

22

5

3123·2

62

OeO

CleCl

Ojo!!! No se escribe!! así los óxidos no se disocian!!!

+2 4(-2) +60 0+2 4(-2) +6

CuSOZnSOCuZn 24

224

2

CueCu

ZneZn

2

22

2

25


322 22 FeClClFeCl

AgNOCuCuAgNO 2)(2 233

2223 42)(2 ONOCuONOCu

d)

e)

f)

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Ejemplo: Cu +2AgNO3 2Ag+ Cu(NO3)2

Introducimos un electrodo de cobre en una disolución de AgNO3, (nitrato de plata)

De manera espontánea el cobre se oxidará pasando a la disolución como Cu2+.

Mientras que la Ag+ de la misma se reducirá pasando a ser plata metálica:

• a) Cu Cu2+ + 2e– (oxidación)• b) Ag+ + 1e– Ag (reducción).

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Ejemplo: Cu +2AgNO3 2Ag+ Cu(NO3)2

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You tube

http://www.youtube.com/watch?v=f0OpKSRtrOA

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Ejemplo: Zn + Pb(NO3)2 Pb + Zn(NO3)2

Al introducir una lámina de cinc en una disolución de Pb(NO3)2 (nitrato de plomo)

La lámina de Zn se recubre de una capa de plomo:

• a) Zn Zn2+ + 2e– (oxidación)• b) Pb2+ + 2e– Pb (reducción).

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Ejemplo: Zn + Pb(NO3)2 Pb + Zn(NO3)2

animación

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Ejemplo: Zn + 2HCl(aq) ZnCl2 + H2

• Al añadir HCl(ac) sobre Zn(s) se produce ZnCl2 y se desprende H2(g) que, al ser un gas inflamable, produce una pequeña explosión al acercarle un cerilla encendida.

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video

animación

Ejemplo: Zn + 2HCl(aq) ZnCl2 + H2

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Ajuste de reacciones redox

Las reacciones redox son difíciles de ajustar por simple tanteo. Se tienen que cumplir un balance de masa y un balance de carga. Para facilitar su ajuste, se suele utilizar dos métodos:

o El método del cambio de valencia o del número de oxidación. oEl método del ión-electrón.

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Ajuste de reacciones redox: método del ión-electrón

El método del ión-electrón.

•Se utiliza para reacciones en disolución acuosa

•Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga (los electrones que se pierden en la oxidación son los mismos que los que se ganan en la reducción).

•Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y después igualar el nº de e– de ambas, para que al sumarlas los electrones desaparezcan.

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Ajuste Redox: Ejemplo

El método del ión-electrón tiene los siguientes pasos:1) Identificar los elementos que cambian de número de oxidación. Ag )Zn(NO AgNO Zn 233

+1 3(-2) +50 0+2 2·3(-2) 2(+5)

AgeAg

ZneZn 22

3) Escribir las dos semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos.

Ag )Zn(NO AgNO Zn 233

2) Identificar las especies ionicas y/o moleculares que existen realmente en la disolución.

AgNO Ag:AgNO

ZnNOZn:)Zn(NO-33

-323

y

y

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4) Sumar las reacciones parciales.

5) Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox (en el el ejemplo, el ion NO3

–) y comprobando que toda la reacción queda ajustada.

AgZnAgZn

AgeAgx

ZneZn

22

2

2

2

2

Ajuste Redox: Ejemplo Ag )Zn(NO AgNO Zn 233

3) Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan

AgeAgx

ZneZn

2

2 2

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6) Finalizar el ajuste de la ecuación química por tanteo. 2Ag )(NOZn NOAg2 Zn 2

-3

2-3

Ajuste Redox: Ejemplo Ag )Zn(NO AgNO Zn 233

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Ajuste de reacciones en disolución acuosa ácida o básica.

• Si en una disolución intervienen iones poliatómicos con O (ej SO4

2–), el ajuste se complica pues aparecen también iones H+, OH–

y moléculas de H2O.

• En medio ácido: – Los átomos de O que se pierdan en la reducción van a parar al agua (los

que se ganen en la oxidación provienen del agua). – Los átomos de H provienen del ácido.

• En medio básico:– Los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierdan en la reducción)

provienen de los OH–, necesitándose tantas moléculas de H2O como átomos de oxígeno se ganen o pierdan.

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Ejemplo: KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

Ajuste redox en medio ácido

Oxidación:

2 I– I2 Reducción:

MnO4– Mn2+

•Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.: +1 +7 –2 +1 +6 –2 +1 –1 +2 +6 –2 0 +1 +6 –2 +1 –2 KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

Moléculas o iones existentes en la disolución:– KMnO4 K+ + MnO4

– – H2SO4 2 H+ + SO4

2–

– KI K+ +I–

– MnSO4 Mn2+ + SO42–

– K2SO4 2K+ + SO42–

– I2 y H2O están sin disociar.

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• Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos.

El ajuste de los O y los H se hace añadiendo moleculas de agua (H2O) e iones H+.

Oxidación: 2 I– I2 + 2e–

Reducción:MnO4– Mn2+

Los 4 átomos de O del MnO4– han ido a parar al H2O, pero

para formar ésta se han necesitado además 8 H+.


KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

+8H+ + 5e– + 4H2O

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• Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan:

Oxidac.: 5x (2 I– I2 + 2e–)

Reduc.: 2x (MnO4– + 8 H+ + 5e– Mn2+ + 4 H2O

Reacción globalReacción global:

10I– + 2MnO4– + 16 H+ + 10 e– 5I2 + 2Mn2+ + 8H2O+ 10e–


41


KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

10I– + 2MnO4– + 16 H+ 5I2 + 2Mn2+ + 8H2O

•Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox, (los cationes y aniones se escriben “juntos” formando el compuesto de donde vienen):

La 6 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.

2KMnO4 + 8H2SO4 +10KI 2 MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O

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Ejercicio autocorregible

Intenta ajustar la siguiente reacción y sigue las instrucciones, el propio programa te co-rregirá si te equivocas y evaluará como lo estas haciendo. Puedes encontrar muchos más ejemplos autocorregibles en: http://www.educaplus.org/play-86-Reacciones-redox.html

http://www.educaplus.org/play-86-Reacciones-redox.html




43

a) Ajuste la siguiente reacción escribiendo las semirreacciones de oxido-reducción que se producen: HClO + NaCl NaClO + H2O + Cl2

b) Calcule el volumen de disolución de ácido hipocloroso 0,1M que sería necesario utilizar para obtener 10 gramos de cloro. Datos: Masas atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1

a)a) Oxidación: 2 Cl– – 2 e– Cl2Reducción: 2 ClO– + 4 H+ + 2 e– Cl2 + 2 H2O

R. global: 2 Cl– + 2 ClO– + 4 H+ 2 Cl2 + 2 H2O

4 4 HClO + 22 NaCl 22 Cl2 + 2 NaClO + 22 H2O

Se pueden dividir por 2 todos los coeficientes:

2 HClO + NaCl Cl2 + NaClO + H2O

b) b) 2 mol 71 g———— = ——— n(HClO) = 0, 28 mol n(HClO) 10 g

V= n/Molaridad = 0, 28 mol/0,1 molxl–1 = 2,8 L2,8 L

Problema de Selectividad

(Septiembre 98)


(Septiembre 98)

Ejercicio B:

44

Comentario sobre los pares redox implicados en la reacción redox: Las reacciones redox tienen que ir por parejas, una de reducción y otra de oxidación. El Cl en ClO- tiene estado de oxidación +1,a si que está especie sólo puede reducirse a Cl2 gaseoso. En principio existen 2 posiblidades para la reacción de oxiadción:Opción 1:

Red: 2 ClO– + 4 H+ + 2 e– Cl2 + 2 H2O (Ered=1,63V)Oxi: 2 Cl– – 2 e– Cl2 (Eoxi=-1.36)----------------------------------------------------- Ereaccion=0,27V

Opción 2:Red: 2 ClO– + 4 H+ + 2 e– Cl2 + 2 H2O (Ered=1,63V)Oxi: Cl– – 2e– ClO- (Eoxi=-1.46)----------------------------------------------------- Ereaccion=0,17V

Por eso en principio la opción 1 es la más favorecida, pero el ajuste se podría haber hecho igual suponiendo la opción 2:

Red: 2 ClO– + 4 H+ + 2 e– Cl2 + 2 H2O Oxi: H2O+ Cl– – 2e– ClO- + 2H+

-------------------------------------------------------------------------Reacción global: 2H+ + Cl-+ 2 ClO– ClO- + Cl2 + 2 H2O


(Septiembre 98)


(Septiembre 98)

Ejercicio B: Para saber más (sólo para curiosos)

Para saber más (sólo para curiosos)

45

Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O

• Primera:Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.: +3 +6 –2 +1 +5 –2 +1–2 +1 +1 +6 –2 +1 –1 +1 +6 –2 +1 –2

Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + K 2SO4 + H2O

Moléculas o iones existentes en la disolución:– Cr2(SO4)3 2Cr3+ + 3 SO4

2–

– KClO3 K+ +ClO3

–

– KOH K+ + OH–

– K2CrO4 2 K+ + CrO4

2–

– KCl K+ + Cl–

– K2SO4 2K+ + SO42–

– H2O está sin disociar.

Ejemplo: Ajuste redox en medio básico

Oxidación:Cr3+ CrO4

2–

Reducción:

ClO3– Cl–

46

• Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos (los átomos de O y H se ajustan añadiendo moléculas de agua e iones OH–):

Oxidación: Cr3+ + 8 OH– CrO42– + 4 H2O + 3e–

Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO4– provienen de los OH–

existentes en el medio básico. Se necesitan el doble pues la mitad de éstos van a parar al H2O junto con todos los átomos de H.

Reducción: ClO3– + 3 H2O + 6e– Cl– + 6 OH–

Se precisan tantas moléculas de H2O como átomos de O se pierdan. Así habrá

el mismo nº de O e H.



47

• Tercera:Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan:

Oxidac.: 2 x (Cr3+ + 8 OH– CrO42– + 4 H2O + 3e–)

Reduc.: ClO3– + 3 H2O + 6e– Cl– + 6 OH–

Reacción globalReacción global:

2 Cr3+ + 16 OH– + ClO3– 2 CrO4

2– + 8 H2O + 3 H2O + 6 e– + 6 e– + Cl– + 6 OH–

2 Cr3+ + 10 OH– + ClO3– 2 CrO4

2– + 5 H2O + Cl–


10


48

• Cuarta:Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizan-do los coeficientes hallados y añadiendo las molécu-las o iones que no intervienen directamente en la reacción redox:

1 Cr2(SO4)3 + 10 KOH + 1 KClO3

2 K2CrO4 + 5 H2O + 1 KCl + 3 K2SO4

La 3 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.


Puedes encontrar muchos más ejemplos autocorregibles en:http://www.educaplus.org/play-86-Reacciones-redox.html

1Cr2(SO4)3 +10 KOH +1KClO3 2K2CrO4 +5H2O +1KCl +3K2SO4







49

Cuando se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido clorhídrico se obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II) y cloro molecular. a) Ajuste y complete la reacción . Calcule los pesos equivalentes del oxidante y del reductor. b) Calcule el volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico. Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H= 1,0. R = 0,082 atm L K-1 mol-1.

a)Oxidación: (2 Cl– – 2 e– Cl2)·5

Reducción: (MnO4– + 8 H+ + 5 e– Mn2+ + 4 H2O)·2

R. global: 2 MnO4– + 16 H+ + 10 Cl– 2 Mn2+ + 5 Cl2

2 KMnO4 + 16 HCl 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 +2 KCl

Problema de Selectividad(Reserva 98)

Problema de Selectividad(Reserva 98)

Ejercicio C:

50

a) Oxidación: (2 Cl– – 2 e– Cl2)·5Reducción: (MnO4

– + 8 H+ + 5 e– Mn2+ + 4 H2O)·2R. global: 2 MnO4

– + 16 H+ + 10 Cl– 2 Mn2+ + 5 Cl22 KMnO4 + 16 HCl 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 +2 KCl

Masa equivalenteMasa equivalente

Oxidante: KMnO4 (158/5) g/eq = 31,6 g/eq31,6 g/eq

Reductor: HCl (36,5/1) g/eq = 36,5 g /eq36,5 g /eq

b)

2 KMnO4 + 16 HCl 5 Cl2 + 2 MnCl2 + 8 H2O +2 KCl

2·158 g 5·22,4 L———— = ———— V(Cl2) = 35,44 L35,44 L 100 g V(Cl2)

Ejercicio C: (continuac)

51

Tipos de reacciones redox (según su espontaneidad).

animación

•Reacciones espontáneas: Se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química):

Pilas voltaicas Pilas voltaicas (también pilas o celdas galvánicas)(también pilas o celdas galvánicas)

•Reacciones no espontáneas: Se producen sustancias químicas a partir de energía eléctrica suministrada):

Electrólisis (en celdas electrolíticas)Electrólisis (en celdas electrolíticas)

52

•Si se introduce una barra de Zn en una disolución de CuSO4

(Cu2+ + SO4 2–) se producirá espontánea-mente la siguiente

reacción:

Cu2+ (aq) + Zn (s) Cu (s) + Zn2+ (aq)

Celdas galvanicas (o Pilas voltaicas).anim

ación

•El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+ se reduce (los gana).

Zn

54

Cu2+ (aq) + Zn (s) Cu (s) + Zn2+ (aq)


ación

•El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+ se reduce (los gana).

•Si hacemos que las reacciones de oxidación y reducción se produzcan en recipientes separados, conectados los electrones circularán (corriente eléctrica) Celda galvánica

Zn

55


ación

Celda Galvánica. En ella se produce una reacción química espontánea y se genera una corriente eléctrica

56

Galvanický článekanim

ación

Galvanický článek: je zařízení, které využívá redoxní reakce jako zdroj energie.Každý galvanický článek se skládá ze dvou poločlánků, které jsou vodivě spojené (kovovým vodičem nebo solným můstkem). Každý poločlánek se skládá z elektrody (kus vodivé látky, např. kovu, uhlíku) ponořené do roztoku elektrolytu (vodivé látky).

•galvanický článek = 2 poločlánky •poločlánek = elektroda + roztok elektrolytu

solný můstek = spojovací část galvanického článku (umožňuje přenos elektronů)

57

Galvanický článek Celdas galvanicas (o Pilas voltaicas).

animación

Danielův článek: se skládá ze dvou elektrod (měděné a zinkové) a z roztoků elektrolytů (roztok Cu2+ soli a roztok Zn2+ soli). Zinková elektroda je ponořená do roztoku zinečnaté soli a měděná elektroda je ponořena do roztoku měďnaté soli.

Měď je ušlechtilejší kov než zinek, proto se bude z roztoku redukovat a vyloučí se na měděné elektrodě (můžeme ji pozorovat jako hnědočervený povlak).

Esto no lo he escrito yo!!

58

animación

na zinkové elektrodě: Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e- oxidace

Záporná elektroda se nazývá katoda (elektrony se zde uvolňují).

Zinek je neušlechtilý kov, bude se proto oxidovat na zinečnaté ionty (elektroda se rozpouští).

na měděné elektrodě: Cu2+(aq) + 2 e- Cu(s) redukceKladná elektroda se nazývá anoda (elektrony se zde spotřebovávají).

celkový děj: Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

Galvanický článek Celdas galvanicas (o Pilas voltaicas).

59

Tipos de electrodos.

Se llama así a cada barra metálica sumergida en una disolución del mismo metal.

En una pila hay dos electrodos:– ÁnodoÁnodo: Se lleva a cabo la oxidación

• Allí van los aniones.

• En el ejemplo anterior sería el electrodo de Zn.

– CátodoCátodo: Se lleva a cabo la reducción

• Allí van los cationes.

• En el ejemplo anterior sería el electrodo de Cu.

animación

60

animación

animación

Celda galvánica (pila Daniell)

Consta de dos semiceldas:

Una con un electrodo de Cu en una disolución de CuSO4

Otra con un electrodo de Zn en una disolución de ZnSO4

61

animación

animación


Están unidas por un puente salino que evita que se acumulen cargas del mismo signo en cada semicelda.

Entre los dos electrodos se genera una diferencia de potencial que se puede medir con un voltímetro.

62

animación


63

animación


64

Representación esquemática de una pila

La pila anterior se representaría:

Ánodo Puente salino Cátodo

Zn (s) ZnSO4 (aq) CuSO4 (aq) Cu (s)

– ÁnodoÁnodo se lleva a cabo la oxidación:oxidación:

Zn – 2 e – Zn2+.– CátodoCátodo se lleva a cabo la reducción:reducción:

Cu2+ + 2 e – Cu.

65

Pilas comerciales.

Alcalina De mercurio (botón) Salina

66

Pilas comerciales.

Batería de celda seca (salina)

67

Pilas comerciales.

Pila de Mercurio

68

Potencial de reducción

Cada pareja de sustancia oxidante-reductora tendrá una mayor o menor tendencia a estar en su forma oxidada o reducida.

El que se encuentre en una u otra forma dependerá de la otra pareja de sustancia oxidante-reductora.

¿Qué especie se reducirá? Se puede establecer una escala de tendencia a la reducción, midiendo el llamado “potencial de reducción” de cada par redox.

De las dos especies se reducirá , la que tenga un mayor potencial de reducción.

69

Potencial de reducción.

pila catodo cnodoE E E

•Las pilas producen una diferencia de potencial (Epila) que puede considerarse como la diferencia entre los potenciales de reducción de los dos electrodos que la conforman.

•Consideraremos que cada semirreacción de reducción viene dada por un potencial de reducción.

•Como en el cátodo se produce la reducción, en todas las pilas Ecatodo > Eánodo.

•El potenciales de reducción depende de:•El par redox (que especies químicas son)•La concentración de los electrólitos (reactivos)•La temperatura

70

Electrodos de Hidrógeno.Como se miden estos potenciales de reducción?

• Se elije un electrodo de referencia al que se le asigna por convenio un potencial de 0’0 V

• Ese electrodo es el de hidrógeno se le asigna un potencial de reducción de E0=0’0 V para [H+] = 1 M.

Reacción de reducción:

2 H+ + 2 e– H2

• Un electrodo de hidrógeno es una lámina de platino sobre el que se burbujea H2 a una presión de 1 atm a través de una disolución 1 M de H+.

Nota¿Por qué platino? El uso de platino para el electrodo de hidrógeno se debe a varios factores:

•Material inerte (no reacciona), que no se corroe. •Capacidad para catalizar la reacción de reducción de protones.

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/5/59/Standard_hydrogen_electrode_2009-02-06.svg

71

Pilas con hidrógenoEjemplos: Potenciales de reducción del cobre y del Zinc

E0(Cu2+/Cu) =0,34V E0(Zn2+/Zn) =-0,76V

72

Tabla de potenciales de reducción

Sistema Semirreacción E° (V)

Li+ / Li Li+ 1 e– Li –3,04

K+ / K K+ + 1 e– K –2,92

Ca2+ /Ca Ca2++ 2 e– Ca –2,87

Na+ / Na Na++ 1 e– Na –2,71

Mg2+ / Mg Mg2++ 2 e– Mg –2,37

Al3+ / Al Al3+ + 3 e– Al –1,66

Mn2+ / Mn Mn2+ + 2 e– Mn –1,18

Zn2+ / Zn Zn2++ 2 e– Zn –0,76

Cr3+ / Cr Cr3+ + 3 e– Cr –0,74

Fe2+ / Fe Fe2+ + 2 e– Fe –0,41

Cd2+ / Cd Cd2+ + 2 e– Cd –0,40

Ni2+ / Ni Ni2+ + 2 e– Ni –0,25

Sn2+ / Sn Sn2+ + 2 e– Sn –0,14

Pb2+ / Pb Pb2+ + 2 e– Pb –0,13

H+ / H2 2 H+ + 2 e– H2 0,00

Cu2+ / Cu Cu2+ + 2 e– Cu 0,34

I2 / I– I2 + 2 e– 2 I– 0,53

MnO4–/MnO2 MnO4

– `+ 2 H2O + 3 e– MnO2 + 4 OH– 0,53

Hg2+ / Hg Hg2+ + 2 e– 2 Hg 0,79

Ag+ / Ag Ag+ + 1 e– Ag 0,80

Br2 / Br– Br2 + 2 e– 2 Br– 1,07

Cl2 / Cl– Cl2 + 2 e– 2 Cl– 1,36

Au3+ / Au Au3+ + 3 e– Au 1,500

MnO4– / Mn2+ MnO4

– `+ 8 H++ 5 e– Mn2+

+ 2 H2O 1,51

El potenciales de reducción depende de:

•El par redox (especies químicas)•La concentración de los electró-litos (reactivos)

•La temperatura

73

Aplicaciones de la tabla de potenciales de electrodo.

a) Cuanto más elevado sea el potencial de reducción de un elemento mayor será su tendencia a reducirse, es decir, su carácter oxidante, y viceversa.

b) Los potenciales de los electrodos sirven para medir la f.e.m. estándar de cualquier pila:

Ejemplo: Eº(Zn2+/Zn) = −0’76 v Eº(Ag+/Ag) = 0’80 v•Se escriben las semirreacciones en electrodo con sus potenciales.

•El electrodo de menor potencial normal de reducción será el polo negativo (ánodo), en el que tiene lugar la oxidación, y el de mayor potencial el positivo (cátodo), donde se verifica la reducción

• En el ánodo: Zn → Zn2+ + 2e− Eº1 = +0’76 v• En el cátodo: 2Ag+ + 2e−→ 2Ag Eº2 = +0’80 v

74


Ejemplo (cont.): Eº(Zn2+/Zn) = −0’76 v Eº(Ag+/Ag) = 0’80 v

• En el ánodo: Zn → Zn2+ + 2e− Eº1 = +0’76 v

• En el cátodo: 2Ag+ + 2e−→ 2Ag Eº2 = +0’80 v

• De esta forma la reacción global que tiene lugar en la pila será la suma de ambas semirreacciones, y su fuerza electromotriz se obtendrá sumando los correspondientes potenciales del electrodo.

• Reacción global: Zn + 2Ag+→ Zn2+ + 2Ag Eº = +1’56 v

Dos aspectos muy importantes:- Si una semirreacción se escribe invertida, se cambiara el signo de su

potencial.- Si una semirreacción se multiplica por un número, el valor de su

potencial permanecerá invariable, ya que aumentaríamos la intensidad (pasan más e−) pero mantienen constante su diferencia de potencial

75

Ejercicio D: Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NO3)2 y un electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO3 . ¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será el voltaje de la pila correspondiente?

•¿Qué especie se reduce?

La que tenga mayor potencial de reducción. En este caso la Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg.

Red. (cátodo): Ag+(aq) + 1e– Ag(s)

Oxid. (ánodo): Mg(s) Mg2+(aq) + 2e–

Epila = Ecatodo – Eánodo = +0,80 V – (–2,37 V)

EEpila pila = 3,17 V= 3,17 V

Ejemplos: aplicaciones de potenciales reducción (pilas)

76


c) Espontaneidad: • Si el potencial de una reacción global es positivo, tal reacción se verifica espontáneamente en el sentido en que está escrita.

• Si, por el contrario, su potencial es negativo, la reacción transcurrirá en sentido contrario.

Ejemplo: Teniendo en cuenta la serie electromotriz de los elementos, contestar a las siguientes cuestiones:

a) ¿Qué ocurrirá si a una disolución de sulfato de cobre (II) le añadimos trocitos de cinc?

b) ¿Qué ocurrirá si a una disolución de sulfato de hierro (II) la añadimos limaduras de cobre?

Datos: Eº(Cu2+/Cu) = +0’52v; Eº(Zn2+/Zn) = −0’76v; Eº(Fe2+/Fe) = −0’44v.

Solución: a) Se produce reacción; b) No se produce reacción

77


Ejemplo: A una disolución que contiene iones Fe3+ , Fe2+ y Cu2+ se añaden limaduras de hierro. Indicar justificadamente las reacciones que tienen lugar.

Datos: Eº(Fe2+/Fe) = −0’44v; Eº(Fe3+/Fe) = −0’04v; Eº(Fe3+/Fe2+) = 0’77v ; Eº(Cu2+/Cu) = +0’52v

Solución: Fe se oxida; Fe3+ y Cu2+ se reducen

78

Ejemplo:

• La reacción dada es la suma de las siguientes semirreacciones:

Red. (cátodo): Cl2(g) + 2e– 2Cl–(aq)

Oxid. (ánodo): 2 I–(aq) I2 (s) + 2e–

• Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que Epila > 0:

Epila = Ecatodo – Eánodo = +1’36 V – 0’54 V = +0’72 V > 0

• luego es espontáneaespontánea (las moléculas de Cl2 tienen más tendencia a reducirse que las de I2).

Decir si será espontánea la siguiente reacción redox: Cl2(g) + 2 I– (aq) 2Cl– (aq) + I2 (s)

79

Metales frente a ácidos.

• Según sea el potencial de reducción del metal menor o mayor que 0 reaccionará o no reaccionará con los ácidos para [H+] = 1 M. (concentración normal)

• Toda pareja oxidante-reductora que tenga más tendencia a reducirse que los H+ tendrán un potencial de reducción E > 0.

– Así, el Cu no reacciona con ácidos en concentraciones normales: Cu + 2 H+ no reacciona.

Cu2+ / Cu ; Cu2+ + 2 e– Cu ; +0,34VLa plata, el oro, el platino son otros metales que no son atacados por los

ácidos por eso se llaman metales nobles

• Toda pareja oxidante-reductora que tenga menos tendencia a reducirse que los H+ tendrán un potencial de reducción E < 0.

– Así, el Zn reacciona con ácidos desprendiendo hidrógeno: Zn + 2 H+ Zn2+ + H2

Zn2+ / Zn ; Zn2++ 2 e– Zn ; –0,76

80


Ejemplo: Razone, a la vista de los siguientes potenciales normales E°(Cu2+/Cu) = +0.34V; E°( 2H+/H2)=0V; E°(Fe2+/Fe) = −0’44V; E°(Zn2+/Zn) = −0.76V

a- ¿Qué metal o metales desprenden hidrógeno al ser tratados con un ácido?b- ¿Qué metal o metales pueden obtenerse al reducir sus sales con hidrógeno?c- La reacción que tiene lugar al formar una pila con electrodos de cobre y de hierro.d- La reacción que se produce al construir una pila con electrodos de cinc y de hierro.

Solución: a) Fe, Zn; b) Cu; c) Fe/Fe2+ // Cu2+/Cu; d) Zn/Zn2+// Fe2+/Fe

81

Ejercicios autoevaluables: Espontaneidad

82

Ejercicio E: Dada la siguiente tabla de potenciales normales expresados en voltios:a) Escriba el nombre de: -La forma reducida del oxidante más fuerte. -Un catión que pueda ser oxidante y reductor.

-La especie más reductora.-Un anión que pueda ser oxidante y reductor.

Cuestión de Selectividad(Junio 98)

Cuestión de Selectividad(Junio 98)

Par redox E0 (V)Cl2 / Cl– 1,35 ClO4

–/ClO3– 1,19

ClO3–/ClO2

– 1,16Cu2+/Cu0 0,35 SO3

2–/ S2– 0,23SO4

2– / S2– 0,15 Sn 4+/Sn2+ 0,15 Sn2+ / Sn0 -0,14

Cl–

Sn2+

Sn0

ClO3–

ClO3– + Sn2+ + 2 H+ ClO2

– + Sn4+ + H2O

S2– + 4 Cu2+ + 4 H2O SO42– + 8 H+ + 4 Cu

b) Escriba y ajuste dos reacciones que sean espontáneas entre especies de la tabla que correspondan a: -Una oxidación de un catión por un anión. -Una reducción de un catión por un anión.

83

+ -

+

Electrólisis• Cuando la reacción redox no es espontánea en un sentido,

se puede “forzar”, si desde el exterior se suministran los electrones (una corriente eléctrica).

• En el ejercicio D anterior en el que el electrodo de Magnesio hacía de ánodo y se oxidaba frente al de plata que hacía de cátodo formando una pila de f.e.m = 3,17 V, se puede forzar la formación de Mg(s) (reducción) si desde el exterior se suministran los 3,17 V que se necesitan vencer (por ejemplo usando una pila que proporcione mayor voltaje).

Pila: Red. (cátodo) (+): Ag+(aq) + 1e– Ag(s) Oxid. (ánodo) (-): Mg(s) Mg2+(aq) + 2e–

Epila = Ecatodo – Eánodo = +0,80 V – (–2,37 V)=3.17

Celda electroquím.:Voltaje externo>3,17

Red. (cátodo) (-):Mg2+(aq) + 2e– Mg(s) Oxid. (ánodo) (+):Ag(s) - 1e– Ag+(aq)

Ag(s)Mg(s)

84

+ -

+

Comparación Electrólisis y Pilas

La electrólisis consiste en la realización mediante el suministro de energía eléctrica (corriente eléctrica) de una reacción química imposible de producirse de forma espontánea.

La energía eléctrica se suministra mediante un generador (pila, batería) externo

Se realiza en una cuba electrolítica

Es el fenómeno opuesto a las pilas, los elec-trodos también se llaman ánodo (para la oxidación) y cátodo (para la reducción)

Pero “los signos” son contrarios:o Cátodo (-): conectado al terminal - del

generador externao Ánodo (+): conectado al terminal + del

generador externa

85

Comparación Electrólisis y Pilas

La electrólisis es el fenómeno opuesto a las pilas, los electrodos se llaman también ánodo y cátodo pero “los signos” son contrarios

(s) Cu 2e (aq) Cu -2

(aq) Zn 2e- (s) Zn 2- (aq) Cu 2e (s) Cu 2-

(s) Zn 2e (aq) Zn -2 Oxidación Cátodo

Reducción (Ánodo)

Electrólisis: Pila:

86

Aplicaciones de la electrólisis.

Obtención de metales: Se utiliza industrialmente para obtener metales a partir de sales de dichos metales utilizando la electricidad como fuente de energía.

(Electro)Refinado de metales: Se utiliza como ánodo un electrodo de un metal con impurezas. En el cátodo se depositarán los átomos (“puros”) de este metal.

Recubrimiento de metales (electrodeposición): Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir un objeto metálico con una capa fina de otro metal:

Ejemplo: Zn2+ + 2 e– Zn (cincado)(en este caso los electrones los suministra la corriente eléctrica)

87

Aplicaciones de la electrólisis.

Electrorrefinado del Cu. Electrodeposición de Ag.

88

Electrólisis

Electrolisis del agua

22H4e4H

OHO4e4OH 22- 2

OHO2H4eOH4(H 222- 2)

222 O2HOH 2

222 O2HOH 2

La reacción no es espontánea, necesita una corriente externa. El proceso contrario constituye la pila de Hidrógeno

90


• La reacción 2 Na + Cl2 2 NaCl es una reacción espontánea puesto que E(Cl2/2Cl–) >

E(Na+/Na)

• Y lógicamente, la reacción contraria será no espontánea:

2 NaCl 2 Na + Cl2

Red. (cátodo): 2 Na+(aq) + 2e– 2 Na (s)

Oxid. (ánodo): 2Cl–(aq) Cl2(g) + 2e–

Epila = ΔE=Ecatodo – Eánodo = –2’71 – 1’36 = – 4’07 V

• El valor negativo de Epila reafirma que la reacción no es espontánea.

• Pero suministrando un voltaje superior a 4’07V (en la práctica será necesario un voltaje “bastante” mayor) se podrá descomponer el NaCl en sus elementos: Na y Cl2

91


• El valor negativo de Epila reafirma que la reacción no es espontánea.

• Suministrando un voltaje superior a 4’07V (en la práctica será necesario un voltaje “bastante” mayor) se podrá descomponer el NaCl en sus elementos: Na y Cl2

92

Ejercicios autoevaluables: vocabulario

93

Electrólisis. Ecuación de Faraday.

• La carga de un electrón es de e=1’6 x 10–19 C y la de 1 mol de electrones (NA=6’02 x 1023):

Q(1mol)=e·NA = 96500C=F (F=constante de Faraday).

• Con un mol de electrones podemos reducir:– La masa de 1 mol de metal monovalente o – La masa de ½mol de metal divalente, etc.

– En general: (Mat/valencia). (equivalente gramo del metal)

• Con una regla de 3:

1 equivalente precisa ---------- 96500 Cneq (m (g)/Meq) precisarán ------ Q

94

Ecuación de Faraday (cont.).

• De la proporción anterior se deduce: m Q

neq = —— = ————— Meq 96500 C/eq

• De donde, sustituyendo Q por I · t (más fáciles de medir) y despejando “m” se obtiene:

-( )

96500 º 96500eq at

M I t M I tm g

n e

95

Se realiza la electrólisis de un disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la cantidad de hierro depositado en el cátodo.

• El tricloruro en disolución estará disociado: FeCl3 3 Cl– + Fe3+

• La reducción será: Fe3+ + 3 e– Fe Meq x I x t (55,8/3) g/eq x 10 A x 3 x 3600 s

m (g) = ————— = ————————————— 96500 C/eq 96500 C/eq

m (g) = m (g) = 20,82 g20,82 g

Ejemplo:

96

Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio, a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq-1

a)a) Cu2+ + 2 e– Cu ; Al3+ + 3 e– Al

b) b) Meq · I · t (63,5/2) g/eq·4 A· 4200 s m (Cu) = ————— = ——————————— =5,53g5,53g 96500 C/eq 96500 C/eq

Meq · I · t (27,0/3) g/eq·4 A· 4200 sm (Al) = ————— = ——————————— = 1,57 g1,57 g 96500 C/eq 96500 C/eq

Problema Selectividad

(Junio 98)

Problema Selectividad

(Junio 98)

Ejercicio F:

97

La figura adjunta representa una celda para la obtención de cloro mediante electrólisis. Conteste a las siguientes cuestiones: a) Escriba las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo. b)Señale cuál es la de oxidación y cuál la de reducción. c)La disolución inicial de cloruro sódico tiene un pH = 7. Se produce modificación del pH durante la electrólisis? ¿Por qué? d) ¿Por qué se obtiene hidrógeno en lugar de sodio metálico?

Cuestión Selectividad (Reserva 98)


Ejercicio F:

98

a)a) Ánodo:Ánodo: 2 Cl– (aq) Cl2 (g) + 2 e– (1)

Cátodo: Cátodo: 2 H+ (aq) + 2 e– H2 (g) (2)

b)b) Oxidación: Oxidación: ánodo (1). Reducción Reducción: cátodo (2).

c)c) Al ir disminuyendo [H+ ], el pH va aumentando puesto que los OH– traspasan el diafragma poroso para compensar la perdida de Cl–.

d)d) Porque el potencial de reducción del H2 es mayor que el del Na. y se precisa menos voltaje para que se produzca la electrólisis. El del H2 [2 H+ (aq) + 2e– H2 (g)] es 0,0 V y se toma como unidad, mientras que el del Na [Na+ (aq) + 1e– Na (s)] es negativo (el Na, al ser un metal alcalino es muy fácilmente oxidable).



Solución:Solución:

99

Corrosión.

Gota de agua corroyendo una superficie de hierro.

• Un problema muy importante es la corrosión de los metales, que consiste en la oxidación de estos por acción de la atmósfera (el oxigeno y la humedad)

• El ejemplo más famosos la corrosión del hierro (formación de herrumbre), ocurre en 2 etapas:

1ªFase: Oxid. (ánodo):

Fe (s) Fe2+(aq) + 2e–

Red. (cátodo):

O2(g) + 4 H+(aq) + 4e– 2 H2O(l)

• En una segunda fase el Fe2+ se oxida a Fe3+ :

4Fe2+(aq) + O2(g) + 4H2O(l) 2Fe2O3(s) + 8H+(aq)

100

Corrosión.

2ª Fase: El Fe2+2 se oxida por el O2 para dar herrumbre Fe2O3·xH2O

Formación de herrumbre

(en medio ácido)

1ª Fase:



101

Corrosión. Para saber más (sólo para curiosos)


B) Corrosión Húmeda ácida B) Corrosión Húmeda básica.Disolución salina con O2 disuelto

A) Corrosión Seca. Alta Temperatura y atmósfera de O2

102

Corrosión.

Representación gráfica de las etapas de la corrosión del hierro en medio ácido

Representación gráfica de las etapas de la corrosión del hierro en medio neutro o básico



103

Protección contra la corrosiónLa Torre Eiffel necesita un mantenimiento cada 7 años.

•Se gastan 70 Toneladas de pintura•Se deben pintar 200000m2 de superficie.•Si se hubiera pintado después de un galvanizado se ahorrarían 10 millones de euros cada 7 años

Para proteger los metales contra la corrosión hay diversas estrategias:

1. Modificación del MedioEliminación de la Humedad.Eliminación del oxígeno.

2. Recubrimientos (orgánicos e inorgánicos)Orgánicos: Pinturas (plásticas) Inorgánicos: Minio (óxido de plomo)

3. Recubrimientos metálicos

4. Protección catódica

5. Protección anódica

104

Protección contra la corrosión3. Recubrimientos metálicos

A priori cabría pensar que la mejor de estas dos protecciones sería la primera, pues un potencial mayor supone que se oxide peor.Para comprobar cual de las dos es mejor protección vamos a suponer que existe una picadura por donde el hierro está en contacto con la humedad del ambiente.

¿Con que metal recubrimos?A) Con metales de E0 mayor. B) Con metales de E0 menor.

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Protección contra la corrosión

3. Recubrimientos metálicos

Como el potencial del hierro es menor que el del cobre, el hierro se convierte en un ánodo y el cobre se comporta como cátodo. El hierro por tanto se oxidará por ese orificio.

Como el potencial del Zinc es menor que el del hierro, el Zinc se comporta como un ánodo y el hierro se comporta como cátodo. El hierro por tanto no se oxidará hasta que no quede nada del recubrimiento de Zinc.

Es mejor la protección con metales que tengan un potencial menor.!!

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•El ánodo de sacrificio está formado por un metal con un potencial menor que el del material a proteger, por lo que convierte a ese metal en un cátodo y evita así la corrosión, es equivalente a un celda galvánica.

•Ánodo auxiliar consiste en convertir al metal a proteger en un cátodo por medio de una corriente eléctrica, es equivalente a una cedla electrolítica.

3. Protección catódica.Sirve para prevenir la corrosión.Consiste en convertir el metal en el cátodo de una pilaSe consigue en soldar a la tubería de hierro un ánodo de Mg (ánodo de sacrificio) que forma una pila con el Fe y evita que éste se oxide, ya que que quien se oxida es el Mg.

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4. Protección anódica.Consiste en crear una capa de óxido en la superficie del metal que evite la corrosión. Se oxida el metal de una forma controlada que hace que la capa de óxido que se forme no deje pasar ni la humedad ni el oxígeno. Esto hace que no pueda oxidarse.

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Acumuladores y pilas recargablesMediante corriente eléctrica (electrólisis) se puede invertir la

reacción de descarga. Acumulador de Plomo (batería de plomo)



Batería de estado sólido de Litio

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