Unidad 8 Reacciones de oxidación- reducción · Celdas electroquímicas 5.3 Potencial de...

Unidad 8 Reacciones de oxidación-

reducción

Unidad 8.Reacciones de oxidación-reducción

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1. Reacciones de oxidación-reducción

Oxidación: proceso por el cual un reductor pierde electrones. Reducción: proceso por el cual un oxidante gana electrones.


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2. Número de oxidación

Número de oxidación: número de cargas eléctricas que tendría un átomo de un compuesto si se asignasen los electrones del enlace al átomo más electronegativo.


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3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón


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4. Estequiometría de los procesos redox

4.1Tipos de procesos redox •  Combinación:

S + O2 → SO2 •  Descomposición:

2 HgO → 2Hg + O2 •  Desplazamiento:

Cl2 + 2 NaBr → 2NaCl + Br2 •  Dismutación:

Br2 + NaOH → NaBr + NaBrO3 + H2O


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4. Estequiometría de los procesos redox

4.2 Valoraciones •  Masa equivalente: masa de una sustancia que reacciona o

produce un mol de e- eq(gramos)= Mm/ nº e-

•  En valoraciones tendremos en cuenta que nº eq oxidante= nº eq reductor

2 HgO → 2Hg + O2 •  Indicadores redox: sustancias que detectan el cambio del

potencial de disolución

•  En general ajustaremos la reacción y realizaremos lod cálculos estequiométricos pertinentes


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5. Celdas electroquímicas


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Pila Daniell. a) Con puente salino. b) Con tabique poroso


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5.1 Definición: Permite obtener corriente eléctrica a partir de redox espontánea

5.2 Partes de una celda •  Electrodos ánodo oxidación – cátodo reducción + •  Hilo conductor •  Sistema que separa las celdas: Tabique poroso o puente salino Permite obtener corriente eléctrica a partir de redox espontánea

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5.3 Potencial de electrodo:

Electrodo de referencia: electrodo de

hidrógeno:

2 H+ (aq, 1M) + 2 e- → H2 (g, 1 atm);

E0 = 0,00 V 5.4 Potencial de una celda electroquímica, E: Diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo.


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5.6 Serie electroquímica


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5.6 Serie electroquímica


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5.6 Efecto de la concentración en el potencial

Ecuación de Nernst:


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Una reacción es espontánea si su potencial es positivo

Δ G = - n · F · Ecelda

5.7 Espontaneidad de una reacción redox


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6. Electrólisis 6.1 Concepto: Se produce una reacción química a partir de energía eléctrica

6.2 Diferencias con la pila Daniell:


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6. Electrólisis

Electrólisis del agua Electrólisis en agua de a) NaCl; b) CuSO4

6.2 Aspectos cuantitativos

Ley de Faraday de la electrólisis:

La masa depositada o liberada en un proceso electrolítico es proporcional a la cantidad de electricidad que ha pasado por la cuba.

6.1 Tipos


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6. Electrólisis



La masa depositada o liberada en un proceso electrolítico es proporcional a la cantidad de electricidad que ha pasado por la cuba.

1,6022·10-19C/e- x 6,0022·1023 e-/mol = 96485 C· /mol

(carga de un mol de electrones= Faraday)

Para una misma cantidad de electricidad que pase por varias cubas conectadas en serie, las masas depositadas o liberadas en los electrodos son proporcionales

a sus respectivos equivalentes químicos, es decir que 1 F deposita o libera un equivalente de sustancia

q=I·t q= cantidad de electricidad

t= tiempo I= intensidad de corriente

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6. Electrólisis



El esquema del cálculo se puede resumir del siguiente modo I t q 1/F ne 1/z n metal Mm m metal

En la reacción de reducción del ion Cu 2+:

Cu2+ (aq) +2e- Cu(s) Se necesitan 2 mol de electrones para que se deposite 1 mol de átomos de Cu

nmetal = ne/z

La cantidad de electrones, ne que circula se puede determinara partir de la carga eléctrica, Q y de la cte de Faraday, F, que es la carga por mol de electrones

ne = q/F

Y la carga eléctrica, q, se calcula a través de la intensidad de corriente (I) y el tiempo(t) durante el cual circula. q = I·t


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7. Aplicaciones de la electrólisis

a) Celda cloro-álcali. b) Purificación de cobre

a) Hierro galvanizado. b) Protección de una tubería con magnesio

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