REDOX Final.....

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REACCIONES DE XIDACION Y REDUCCION EQUIPO #2 KENYA NASYATH NIEVES ALVARADO NISHMA YARELI GODINEZ AVILA ALEJANDRA CELESTE CERVANTES MERCADO MARISOL DUARTE LEAL ESMERALDA LOPEZ OROZCO ELIAS ALBERTO AGUIAR TIRADO DALIA ITZEL RAMOS JARA

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rEACCIONES DE OXIDACION Y REDUCCION ANALISIS QUIMICO

Transcript of REDOX Final.....

REACCIONES DE OXIDACION Y

REDUCCION

EQUIPO #2KENYA NASYATH NIEVES ALVARADONISHMA YARELI GODINEZ AVILAALEJANDRA CELESTE CERVANTES MERCADOMARISOL DUARTE LEALESMERALDA LOPEZ OROZCOELIAS ALBERTO AGUIAR TIRADODALIA ITZEL RAMOS JARA

CONCEPTOS GENERALES

Las reacciones oxidación-reducción (REDOX) se encuentran entre las reacciones químicas mas comunes e importantes, intervienen en una gran cantidad de procesos, desde la acción de los blanqueadores hasta la respiración de los animales.

CONCEPTOS GENERALES

Oxidación: se refiere a la perdida de electrones, aumentando el numero de oxidación.

Reducción: es la ganancia de electrones, disminuyendo el numero de oxidación.

Numero de oxidación: también llamado estado de oxidación, se usa para conocer el numero de electrones asociados formalmente a un elemento determinado, este nos indica cuantos electrones ha perdido o ganado un elemento cuando participa en una reacción química.

Una forma de saber si una reacción es REDOX, es llevando la cuenta de las números de oxidación de los elementos que intervienen.

En toda reacción REDOX debe haber oxidación y reducción de los elementos:

Agente oxidante: es aquel que quita o gana electrones, por lo que se dice que SE REDUCE.

Agente reductor: cede los electrones, es decir SE OXIDA.

Reacción REDOX: es toda aquella donde hay transferencia de electrones entre los reactivos, provocando un cambio en sus estados de oxidación.

Por ejemplo:

PAR OXIDANTE-REDUCTOR CONJUGADO

Se denomina así a las especies oxidante y reductor que se diferencien en “n” electrones. Cuanto mas fuerte sea un oxidante, mas débil es su reductor conjugado.

Ejemplo: En la tabla de potencial de reducción, el mejor oxidante es el F y el peor es el ion Li+en consecuencia el reductor mas débil es el ion F- y el mas fuerte es el Li metálico.

BALANCEO DE ECUACIONES

Siempre que se balancea una ecuación se debe obedecer la ley de la conservación de la materia: “la materia no se crea ni se destruya, solo se transforma.”

El balanceo de ecuaciones REDOX plantea un requisito extra, ya que es necesario balancear las ganancias y perdidas de electrones.

Semireacción: se trata de una reacción que nos muestra solo la oxidación o la reducción, a partir de una reacción global.

Ejemplo:

BALANCEO POR EL METODO DE MEDIAS REACCIONES

1. Se parte de la reacción no balanceada y se escriban dos medias reacciones incompletas.

2. Balancee cada media reacción:

a) Primero balancee los elementos distintos de H y O

b) En seguida, balancee los átomos de O añadiendo H2O

c) Después, balancee los átomos de H añadiendo H+

d) Por ultimo, balancee la carga agregando e-

3. Multiplique cada media reacción por un entero, de modo que el numero de e- que se pierden en una semireacción sea igual a los ganados en la otra semireacción.

4. Sume las dos media reacciones y simplifique cuando sea posible cancelando las especies que aparezcan a ambos lados de la ecuación

5. Compruebe la ecuación para asegurarse que haya el mismo numero de átomos de cada tipo y la misma carga en ambos lados

REACCIONES REDOX EN PILAS

GALVÁNICAS

CLASIFICACIÓN:

CELDAS ELECTROQUÍMICAS:

Son aquellas en las cuales la energía eléctrica que procede de una fuente externa provee reacciones químicas no espontáneas.

CELDAS ELECTROLITICAS:

Son aquellas en las cuales las reacciones químicas espontáneas producen energía eléctrica (electricidad) la cual sale a un circuito eléctrico.

Reacciones químicas

Energía eléctrica

Celdas galvánicas

Celdas electrolíticas

CONSTITUCIÓN DE UNA CELDA

Cátodo: Se define como el electrodo en el cual se produce la reducción, debido a que algunas especies ganan e-. Posee una carga negativa.

Ánodo: Es el electrodo en el cual es producida la oxidación, debido a que en éste algunas especies pierden e-. Su carga es positiva.

PUENTE SALINO Es un tubo con un electrolito en un gel que está conectado a las dos semiceldas de una celda galvánica; permite el flujo de iones, pero evita la mezcla de las disoluciones diferentes que podría permitir la reacción directa de los reactivos de la celda.

PILAS GALVÁNICAS O VOLTAICAS

Una pila galvánica es un generador de corriente basado en las reacciones redox, donde los electrones se entregan indirectamente a través de un hilo conductor.

El electrodo donde se produce la oxidación se denomina ánodo.

El electrodo donde se produce la reducción se denomina cátodo.

SE TIENE QUE..

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

2 Ag+ (aq) + 2e- 2Ag (s)

Reacción global

2 Ag+ (aq) + Cu (s) 2Ag (s) + Cu2+ (aq)

FUNCIÓN DEL PUENTE SALINO Para que una pila funcione, los compartimentos anódico y catódico deben permanecer eléctricamente neutros.

Un puente salino mantiene la neutralidad con un electrolito ajeno a la reacción, donde los iones negativos se difunden hacia el ánodo (que se carga positivamente), y los iones positivos hacia el cátodo (que se carga negativamente).

Puente salino

Éste permite el flujo continuo de electrones de una semicelda a la otra y la movilidad de los iones para mantener la carga equilibrada en cada celda, de esta manera, la reacción de óxido reducción sigue progresando y el flujo de electrones puede continuar, hasta que se haya terminado todo el Cu sólido y se haya depositado en el cátodo todo lo que la reacción permite. Cuando ha llegado este punto, la pila se ha agotado.

ESQUEMA DE UNA PILAPuente salino

2Ag+ (aq) 2Ag (s)

Cátodo Electrodo+ reducción

Cu (s) Cu 2+ (aq)

Ánodo Electrodo - oxidación

PILA DANIELL

¿Qué sucede en la pila de Daniell?

Existe una transferencia de electrones desde el zinc hasta el cobre a través del alambre conductor externo, llevándose a cabo la oxidación del zinc y la reducción de los iones cúprico en cobre metálico.

• Consta de dos semiceldas• Una con un electrodo de Cu en una

disolución de CuSO4

• Otra con un electrodo de Znen una disolución de ZnSO4.

Ánodo: Se lleva a cabo la oxidación (pérdida de electrones)

– Allí van los aniones (Zn)Cátodo: Se lleva a cabo la reducción (ganancia de electrones)

– Allí van los cationes (Cu) .

Pila Daniell

CELDA ELECTROLÍTICA (ELECTRÓLISIS)

La electrolisis es un proceso NO ESPONTANEO en el cual una diferencia de potencial genera una fuerza electromotriz que permite la transferencia de electrones de una sustancia a otra (proceso redox). La electrólisis tiene un gran cantidad de aplicaciones hoy en día, tales como la obtención de metales, producción de lejía, etc.

CELDA ELECTROLÍTICA: En la electrólisis se consigue forzar una reacción redox no espontánea mediante la aplicación de una fem (fuerza electromotriz o voltaje) adecuada.

Por ejemplo:

2 Na + Cl2 2 NaCl G 0 espontánea

2 NaCl 2 Na + Cl2 G 0 no espontánea

ELECTRÓLISIS Se puede obligar a que los iones Cl- cedan 1e- a un ion Na+, con una pila de fem adecuada.

Al igual que en la pila galvánica se produce la reducción en el cátodo y la oxidación en el ánodo, pero en la electrólisis, el cátodo es negativo y el ánodo es positivo.

Cuba electrolítica

Ánodo (+) Oxidación

Cátodo (-) Reducción2 Cl- Cl2 + 2e-

2 Na2 Na+ + 2e-

2 Na+ + 2 Cl- Cl2 + 2 NaRx global

COMO RESULTADO…

El valor negativo del potencial indica que la reacción no es espontánea; para forzar la electrólisis es necesario utilizar una pila cuya fem sea > 4,07 V

ºánE === - 2,71 - 1,36 - 4,07 Vº

cátEºpilaE

-

EJERCICIO Se dispone de la siguiente pila:

Calcula la variación de masa de los electrodos cuando han circulado 0,2 moles de electrones por el circuito exterior.Fe(s) | Fe(2+)(ac) || Cu(2+)(ac) | Cu(s)              Eo(pila) = 0,78 V

CONSTANTE DE EQUILIBRIO Y

POTENCIAL DE EQUILIBRIO

Los potenciales estándar de oxidación o reducción son valores que están tabulados y que se toman como referencia para poder determinar el potencial de la celda.

El potencial que tendrá la célula será la diferencia entre el potencial del cátodo y el potencial de ánodo.

Ecel = E+  -  E-  = Ecat – Eano

Si la Eºcel > 0, el proceso es de carácter espontáneo.

-Si la Eºcel <0, la reacción no será espontánea.

El cambio de energía libre, en condiciones estándares, para un proceso redox se calcula en función de las diferencias entre los potenciales redox de los dos pares en condiciones estándares, mediante la siguiente ecuación:

ΔG° = - nFΔE° Si el potencial calculado para una reacción redox es una cantidad positiva, la reacción será espontanea.

Si el potencial calculado es negativo la reacción no será espontanea

EJERCICIO 1. CALCULAR EL ΔE° PARA LA OXIDACIÓN DE UNA FLAVOPROTEÍNA REDUCIDA MEDIANTE OXÍGENO, SI EN CONDICIONES ESTÁNDARES LOS POTENCIALES REDOX SON:

Par oxidante: O2 / H2O2 E° = + 0.30 v

Par reductor: FPH2 / FP E° = - 0.06 v

La diferencia entre los potenciales redox es, entonces

ΔE° = + 0.30 - (- 0.06) = 0.36 v

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EJEMPLO: DECIR SI SERÁ ESPONTÁNEA LA SIGUIENTE REACCIÓN REDOX: CL2(G) + 2 I– (AQ) 2CL– (AQ) + I2 (S)

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 espontánea (las moléculas de Cl2 tienen más tendencia a reducirse que las de I2).

FACTORES QUE MODIFICAN EL

POTENCIAL REDOX

Los potenciales de las concentraciones tanto de la forma oxidada como de la reducida (y todas las otras especies) están en actividad 1, y se llaman potenciales estándar, designados por Eº .

El potencial formal se usa para condiciones definidas no estándar porque puede depender de las condiciones de la solución.

POTENCIAL ESTÁNDAR Y FORMAL

FACTORES QUE AFECTAN EL POTENCIAL REDOX

Observamos la ecuación de Nernst. Dependera de la naturaleza del sistema (Eº)

E= Eº - 0.059 V Iog Q (T=298K)

n

a) Relación entre las concentraciones de la forma oxidada y la forma reducida

b) pH o acidez

c) Influencia de los iones que formen precipitados con algunas de las especies electro activas

d) Influencia de los iones formadores de complejos

A) RELACIÓN ENTRE LAS CONCENTRACIONES DE LA FORMA OXIDADA Y LA FORMA REDUCIDAEJEMPLO:

Fe 3+ 1 e - Fe2+

E= Eº - 0.059 Iog [Fe2+] [Fe3+]

Si [Fe 3+] disminuye

Ya sea por la formación de un precipitado o un complejo E disminuye

B) PH O ACIDEZ Cuando el ion H+ esta presente en la ecuación de la reacciones redox el pH influye cualquiera que sea su valor.

EJEMPLOS:

MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O

E= Eº - (0.059) ( log [Mn2+] )

5 [MO4n -] [H+]8

Como norma general el sistema es mas oxidante en medio acido

y mas reductor en medio alcalino.

E

El pH influye por que se produce

la precipitación de algunos de los iones

del sistema cambiando la relación de concentraciones.

En este caso el pH solo influye para aquellos valores

en los que hay precipitacion.

pH

pH

Para el sistema Fe2+ / Fe3+ en medio suficientemente acido , el pH no influye. Sin embargo, si la acidez disminuye, puede empezar a producirse la precipitacion de Fe(OH)3. a partir de este momento la concentracion de Fe3+es funcion de la acidez.

C) INFLUENCIA DE LOS IONES QUE FORMEN PRECIPITADOS CON ALGUNAS DE LAS ESPECIES ELECTRO ACTIVASEl potencial también pasa a depender de la

concentración precipitante y de la Kps del precipitado. Si se precipita la forma oxidada el sistema se hace mas reductor, y si se precipita la forma reducida el sistema se hace mas oxidante.

En el sistema Ag+/Ag

D) INFLUENCIA DE LOS IONES FORMADORES DE COMPLEJOS

Ox + n e- RedSi se compleja la forma oxidada el sistema se hace mas reductor.

Si se compleja la forma reducida el complejo se hace mas oxidante.

El potencial pasa a depender de la constante de formación del complejo y de la concentración del agente complejante.

ELECTRÓLISIS

Cuando la reacción redox no es espontánea en un sentido, podrá suceder si desde el exterior se suministran los electrones.

ECUACION DE NERNST

LA ECUACIÓN DE NERNST 

Es útil para hallar el potencial de reducción en los electrodos en condiciones diferentes a los estándares. La ecuación lleva el nombre en honor a quien la formuló, el físico-químico alemán walther Nersnst (1864-1941).

Por lo general, aumentar la concentración de los reactivos o disminuir la concentración de los productos aumenta la fuerza impulsora de la reacción, lo que resulta una fem grande. Pero por lo contrario, disminuir la concentración de los reactivos o aumentar la concnetracion de los productos ocasiona la disminución de la fem lo que nos da una fem pequeña.

APLICACIONES DE LA ELECTRÓLISIS Y

CORROSION

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APLICACIONES DE LA ELECTRÓLISIS.

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

Galvanoplastia :

proceso en el que se recubrir un objeto metálico con una capa fina de otro metal

Ejemplo: Zn2+ + 2 e– Zn

(en este caso los electrones los suministra la corriente eléctrica)

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APLICACIONES DE LA ELECTRÓLISIS.Electrorrefinado del Cu. Electrodeposición de Ag.

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COMPARACIÓN DE LA POLARIDAD DE LOS ELECTRODOS EN PILAS Y ELECTRÓLISIS.

ELECTRÓLISIS. ECUACIÓN DE FARADAY.La carga de un electrón es de 1’6 x 10–19 C y la de 1 mol de electrones (6’02 x 1023) es el producto de ambos números: 96500 C = 1 F.

Con un mol de electrones se es capaz de reducir 1 mol de metal monovalente o ½mol de metal divalente, es decir, un equivalente del metal (Mat/valencia).

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

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

EJEMPLO: 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 sm (g) = ————— = ————————————— 96500 C/eq 96500 C/eq

m (g) = 20,82 g

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EJERCICIO:

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

c)La disolución inicial de cloruro sódico tiene un pH = 7. Se produce modificación del pH durante la electrólisis? ¿Por qué?

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

d) ¿Por qué se obtiene hidrógeno en lugar de sodio metálico?

Solución: 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).

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

El valor negativo de Epila reafirma que la reacción no es espontánea. Pero suministrando un voltaje superior a 4’07 V se podrá descomponer el NaCl en sus elementos: Na y Cl2

ELECTROLISIS DEL NaCl

ELECTROLISIS DEL NaCl

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CORROSIÓN.

Gota de agua corroyendo una superficie de hierro.© Ed. Santillana. Química 2º

Un problema muy importante es la corrosión de los metales; por ejemplo, el hierro:

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+ :

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