Elektroien transferentzia-erreakzioak

“ERREDOX” erreakzioak bizitzaren arlo askotan agertzen dira:

Errekuntzak eta arnasketa zelularra

Metal askoren lorpena eta korrosioa

Pilak

ARTEAN ere bai Anselm Kiefer

“Tierra de los dos ríos” (Zweistromland, 1995) Guggenheim Bilbao

OXIDAZIOA: hitzez hitz oxigenoa

irabaztea da.

Ad: Mg(s) + ½ O2(g) → MgO(s)

ERREDUKZIOA: Oxigenoa galtzea da.

Ad: Labegaraietan:

Fe2O3(s) + 3C(s) → 2Fe(s) + 3CO (g)

Atomoen konfigurazio elektronikoei arretaz begiratuta, bi erreakzio hauetan zer gertatzen

den aztertuta:

Mg(s) + ½ O2(g) → MgO(s) [ Mg2+ + O2-]

Mg(s) + Cl2(g) → MgCl2(s) [ Mg2+ + 2Cl-]

Bietan magnesioak gauza bera egin du:

2 elektroi askatu baititu, eta elektroi horiek

oxigenoak eta kloroek hartu dituzte. Honen

arabera oxidazio kontzeptua zabalduz, zera

esango dugu:

1)KONTZEPTU ELEKTRONIKOA

OXIDAZIOA: elektroiak galtzea da.

ERREDUKZIOA: elektroiak irabaztea da.

Bestalde, oxidatu dena, galdutako elektroiei esker, bestearen erredukzioaren eragilea da, beraz, erreduktore izena hartzen du. Alderantziz, erreduzitzen denari oxidatzaile deritzo.

1)KONTZEPTU ELEKTRONIKOA

Oxidazioa eta erredukzioa beti batera gertatzen dira eta ezin bananduzko prozesu osoa ematen dute, “erredox” delakoa, eta elektroien transferentzia-erreakzioa da.

Azido eta baseekin bezalaxe, erredox erreakzio itzulgarrietan oxidatzaile/erreduktore bikote konjokatuak identifika daitezke.

2) OXIDAZIO-ZENBAKIA

Erreduktoreak eta oxidatzaileak identifikatzeko, elementuei arbitrarioki esleitzen zaien zenbakia da.

Atomo batek izango lukeen karga adierazten du baldin eta bere lotura guztiak ionikoak balira.

Beraz, ez du izan behar karga erreala (lotura kobalenteetan) baina batzuetan bat dator benatako kargarekin (ionikoetan)

2) OXIDAZIO-ZENBAKIA

O.Z. esleitzeko arauak:

1. Elementu aske baten o.z. zero da: Na; O2

2. Ioi monoatomikoetan bat dator kargarekin.

3. Hidrogenoarena +1 da, hidruro metalikoetan izan ezik (-1).

4. Oxigenoarena -2 da, peroxidoetan salbu (-1).

5. Alkalinoena +1 eta lurralkalinoena +2 da.

6. Haluroetan, halogenoena -1 da.

2) OXIDAZIO-ZENBAKIA

7. Molekula baten atomoen o.z.-en batura

algebraikoa zero da, eta ioia bada, ioiaren karga da.

+1 x -2

Adibidez : KMn04 (+1)+x+4(-2)=0 → x=+7

x -2

Cr2O7-2 2x+7(-2)=-2 → x=+6

Oxidazioetan o.z. handiagotzen da,

erredukzioetan txikiagotzen da.

2) OXIDAZIO-ZENBAKIA

O X I D A Z I O A

…, -3 , -2 , -1 , 0, +1 , +2 , +3 ,…

E R R E D U K Z I O A

3) ERREDOX DOIKUNTZA: IOI-

ELEKTROIAREN METODOA

Masa eta kargaren kontserbazioan oinarritzen da oxidazioaren eta erredukzioaren erdierreakzioetan; transferitutako elektroiak berdinduz.

Metodoaren pausoak adibide honetan: KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

IOI-ELEKTROIAREN

METODOA

1) Elementuen o.z.-en aldaketak ikusiz oxidatzailea eta erreduktorea identifikatu:

+1+7 –2 +1+6 –2 +1–1 +2 +6 –2 0 +1 +6 –2 +1 –2

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

2) Ekuazioa era ionikoan idaztea komeni da. Gogoratu horretarako, ur-disoluzioan azidoak, hidroxidoak eta gatzak ionizatzen direla:

IOI-ELEKTROIAREN

METODOA

KMnO4 → K+ + MnO4–

H2SO4 → 2 H+ + SO42–

KI → K+ +I–

MnSO4 → Mn2+ + SO42–

K2SO4 → 2K+ + SO42–

I2 eta H2O ez dira disoziatzen

IOI-ELEKTROIAREN

METODOA

3) Oxidazioaren eta erredukzioaren erdierreakzioak idatzi ur-disoluzioan benetan existitzen diren molekula edo ioiekin:

Oxidazioa: I– → I2

Erredukzioa: MnO4– → Mn2+

IOI-ELEKTROIAREN

METODOA

4) Atomoak (materia) doitu bi erdierreakzioetan H eta O izan ezik: Oxidazioa: 2I– → I2

Erredukzioa: MnO4– → Mn2+

5) H eta O doitu. Ingurune azidoan H+ eta H2O erabiliz, ingurune basikoan OH- eta H2O erabiliz:

Oxidazioa: 2I– → I2

Erredukzioa: MnO4– + 8H+ → Mn2+ + 4H2O

IOI-ELEKTROIAREN

METODOA

6) Karga doitu behar diren elektroiak gehituz bi erdierreakzioetan:

Oxidazioa: 2I– → I2 + 2e-

Erredukzioa: MnO4– + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O

7) Erdierreakzioen artean transferitutako elektroiak berdindu:

Oxidazioa: (2I– → I2 + 2e-) x 5

Erredukzioa: (MnO4– + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O) x 2

IOI-ELEKTROIAREN

METODOA

8) Erdierreakzioak batuz, doitutako ekuazio ionikoa lortu:

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

9) Erredox prozesuan parte hartzen ez duten ioi eta molekula ikusleak gehituz, doitutako ekuazio molekularra lortu.

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

ERREDOX BALORAZIOAK

IOI-ELEKTROIAren metodoaz erredox ekuazioak doitu ondoren kalkulu estekiometrikoak egin datezke.

Kalkuku horietan oinarritzen dira Erredox balorazioak.

Analisi teknika horiek, azido-base balorazioen modura egiten dira bureta erabiliz.

ERREDOX BALORAZIOAK

Balorazioen erlazio estekiometrikoak doiketak adierazitako molen erlazioaren arabera egin daitezke edo Masa baliokide kontzeptua erabiliz;

hau da:

“elektroi mol batekin erreakzionatu duen substantziaren masa da”.

Balk. = Mm / z Mm: Masa molarra ; z: Transferitutako e- molen kopurua

Estekiometrikoki: n balk.(oxidatzaile) = n balk.(erreduktore)

ERREDOX BALORAZIOAK

PERMANGANIMETRIA: Erredox balorazio

arruntenak dira, (KMnO4) oxidatzailea den potasio permanganatoarekin egindakoak.

Ad:

morea kolorgea

GELAXKA edo PILA

ELEKTROKIMIKOAK

Zn(s)-zko barra bat CuSO4(aq) disoluzio batean sartuz gero

hurrengo erredox erreakzio espontaneoa gertatuko da:

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

(aq)

non zinka oxidatzen den, eleltroiak galduz, eta kobrea erreduzitzen den, elektroiak irabaziz:

Oxidazioa: Zn (s) Zn2+(aq) + 2e-

Erredukzioa: Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)

PILA ELEKTROKIMIKOAK

Fisikoki banatzen baditugu ontzi ezberdinetan bi erdierreakzio horiek, elektroien transferentzia kanpotik ziurtatuz eroale batekin, korronte elektriko bat lortuko dugu.

Beraz, gelaxka elektrokimikoen muntaia horretan; hau da, pila batean, erredox erreakzio espontaneoaren bitartez korronte elektrikoa lortzen da.

PILA ELEKTROKIMIKOAK

DANIELL pila:

PILA ELEKTROKIMIKOAK

DANIELL pila: (Animazioa)

PILA ELEKTROKIMIKOAK

ELEKTRODO-MOTAK: a) Metalezkoa metal eragile batekin Zn2+ (1M) | Zn(s) b) Metalezkoa metal geldo batekin eta espezieak disolbatuta Pt | Fe3+ (0,1M) , Fe2+ (0,1M)

PILA ELEKTROKIMIKOAK

c) Gasezkoa:

Pt H+ (1M) |H2 (1 atm)

ELEKTRODO-POTENTZIALAK

Pila elektrokimikoaren boltajea edo indar elektroeragilea (i.e.e.) elektrodoen potentzialen arteko diferentzia da (E).

Beraz, elektrodo bakoitzaren potentziala ezagutu beharko genuke.

Horretarako: 1) Elektrodo konkretu bati zero potentzial esleitu baldintza

estandarretan, hidrogenozko elektrodoa, hain zuzen.

Pt H+ (1M) |H2 (1 atm) ; Eº= 0,00 V

2) Pila osatu erreferentziako elektrodoarekin eta interesatzen zaigun elektrodoarekin, bere potentziala neurtzeko.

ELEKTRODO-POTENTZIALAK

Ad: Cu eta Zn elektrodoen potentzialaren neurketa : Erreferentziako hidrogeno-elektrodoarekin pila bana osatuz:

ELEKTRODO-POTENTZIALAK

Cu elektrodoarekin:

Prestaketa Behaketa

Zn elektrodoarekin

Prestaketa Behaketa

ELEKTRODO-POTENTZIALAK

Elektrodoaren potentzial estandarrak (Eº), hitzarmenez, beti ematen dira erredukziorako; beraz, pila batean katodoak balira bezala

ox. + n e- <=> erred. ; Eº

Potentzial positiboak prozesu espontaneoa adierazten du, negatiboak ez-espontaneoa, bere aurkakoa litzateke espontaneoa

ELEKTRODO-POTENTZIALAK

Serie elektrokimikoa: (Ikus 427. orriko taula)

ELEKTRODO-POTENTZIALAK

Aurreko taulan anodoa eta katodoa aukeratuz eta haien potentzialak konbinatuz (anodoarenari zeinua aldatuz) edozein pila baten potentziala ezagutu daiteke: Eºosoa = Eºerredukzio + Eºoxidazio

Eºpila = Eºkatodo - Eºanodo

Elektrodo ezberdinekin pilen funtzionamendua

ELEKTRODO-POTENTZIALAK

KONTZENTRAZIOAREN ERAGINA POTENTZIALEAN:

Pilaren indar elektroeragilea kontzentrazio eta presioen menpe dago. Batzuetan sistemaren baldintzak ez dira estandarrak. Hau da, disoluzioen kontzentrazioak ez dira 1 M edo gasen presioak ez dira 1 atm.

Nernst-en Ekuazioa: baldintza ez-estandar

horietan potentziala kalkulatzeko erabiltzen da,

potentzial estandarrak ezagunetatik abiatuz.

ELEKTRODO-POTENTZIALAK

Nernst-en Ekuazioa: E: pilaren potentziala

Eº: pilaren potentzial estandarra

n: erreakzioan transferitutako elektroi-kopurua

Q: erreakzioaren zatidura; kontzentrazioak eta presioak soilik

ditu espresio honek.

ELEKTROLISIA

Piletan edo gelaxka elektrokimikoetan erredox

erreakzio espontaneoak gertatzen dira.

Baina posible da elektrizitatea erabiltzea kanpotik espontaneoa ez den prozesua

gertatzera behartzeko. Horixe da ELEKTROLISIA, zelula edo gelaxka elektrolitiko batean egiten dena.

ELEKTROLISIA

ELEKTROLISIA

Zelula elektrolitikoak bi elektrodo ditu eta bertan substantzia fundituta edo disolbatuta sartzen da (elektrolitoa). Zelula horiek kanpoko korrente elektriko jarraiaren iturri batekin konektatzen dira.

Bateriak elektroien ponpa gisa funtzionatzen du eta elektroiak elektroi batetik bestera joatera behartzen du elektrolitoan erredox prozesua behartuz.

ELEKTROLISIA

Pilekin berezitasunak:

PILA

zelula elektrokimikoa

ELEKTROLISIA

zelula elektrolitikoa

Erredox erreakzio espontaneoa Erredox erreakzio ez-espontaneoa

Energia elektrikoa sortzen du

erreakzio kimiko batetik abiatuz Energia elektrikotik abiatuz

energia kimikoa sortzen du

Anodoa(-) eta katodoa(+) Anodoa(+) eta katodoa(-)

Elektrodo bananduak (2 upel) Upel elektrolitiko bakarra

Beti oxidazioa anodoan eta erredukzioa katoadoan

ELEKTROLISIA

Gatz funditu baten elektrolisia:

Oxidazioa anodoan (+):

Erredukzioa katodoan (-):

ELEKTROLISIA

Uraren elektrolisia:

Erredukzioa katodoan (-):

Oxidazioa anodoan (+):

Erredox prozesu globala:

ELEKTROLISIA

Elektrolisia ur-disoluzioan: prozesua konplika daiteke lehian sar daitezkeelako

solutuaren ioiak eta ura bera. Kontuan hartu behar da ea ura oxidatzen den (O2 emateko) edo erreduzitzen den

(H2 emateko) solutuaren ioiei gertatu beharrean.

CuSO4(aq)-aren elektrolisia:

Uraren erredukzio-potentziala Cu2+-rena baino txikiagoa da, beraz katodoan Cu(s) lortzen da, anodoan, berriz uraren oxigenoa oxidatzen da O2(g) askatuz:

ELEKTROLISIA

CuSO4(aq)-aren elektrolisia: Erredukzioa katodoan (-): 2Cu2+

(aq) + 4e- → 2Cu(s) ; Eº= +0,34 V

Oxidazioa anodoan (+):

2H2O(l) → O2(g) + 4H+(aq) ; Eº= -1,23 V

-------------------------------------------------------------

Erreakzio osoa:

2Cu2+(aq)+2H2O(l) → 2Cu(s)+O2(g)+4H+

(aq) ; Eº= -0,89V

ELEKTROLISIA

Faraday-ren legea: Elektrolisiaren alderdi

kuantitatiboa.

Upel elektrolitiko batetik igaro den elektrizitate-

kantitatea eta askatutako substantzia-kantitatea zuzenki

proportzionalak dira. 1 mol elektroiren karga 96500 C [1 (F) Faraday] da.

Upeletik pasatzen den elektroi kopurua (karga) intentsitatea eta denbora biderkatuz lor daiteke:

Q (Coulomb) = I (Ampere) . t(segundo)

ELEKTROLISIA

Faraday-ren legea: Met metalaren erredukziorako katodoan:

Metn+(aq) + n e- → Met(s) ; estekiometrikoki:

1mol Met(s) lortzeko n mol elektroi behar direnez:

Mm (g) Met(s) <=> n F (Coulomb)

m (g) Met(s) <=> Q(=I.t) (Coulomb) ondorioz:

Mm . I . t

m (g) = ----------------

n . F

ELEKTROLISIA

APLIKAZIOAK:

a) Zenbait substantzia lortzea: Cl2, NaOH

b) Metal puruen lorpena (Al) eta arazketa.

c) Estaldura metalikoak: Zilarreztatuak, kromatuak, urreztatuak…

d) Metalen korrosioa ekiditea: Burdin galbanizatua

ELEKTROLISIA

c) Zilarreztatua: d) Babes katodikoa

(galbanizazioa) korrosioaren aurka