Tema 10: Oxidación-reduccción

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Francisco Saavedra Valverde
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1 Tema 10: Oxidación-reduccción Francisco García Calvo-Flores Contents 21-1 Electrode Potentials and Their Measurement 21-2 Standard Electrode Potentials 21-3 E cell, ΔG, and K eq 21-4 E cell as a Function of Concentration 21-5 Batteries: Producing Electricity Through Chemical Reactions Corrosion: Unwanted Voltaic Cells 21-7 Electrolysis: Causing Non-spontaneous Reactions to Occur 21-8 Industrial Electolysis Processes Focus On Membrane Potentials Diapositiva 2 de 33 1

Batteries: Producing Electricity Through Chemical Reactions.

2 21-1 Electrode Potentials and Their Measurement Cu(s) + 2Ag + (aq) Cu(s) + Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) + 2 Ag(s) No reaction Diapositiva 3 de 33 Oxidación-reducción OXIDACIÓN: PÉRDIDA de electrones de una molécula, átomo ó ión. REDUCCIÓN: GANANCIA de electrones de una molécula, átomo ó ión. nº de oxidación: número de cargas que tendría el átomo en una molécula si los electrones fueran transferidos al átomo más electronegativo. Es la carga que poseería el átomo si el enlace fuese 100% iónico Ej: HCl nº de oxidación del Cl en HCl -1 Diapositiva 4 de 33 2

REDUCCIÓN: GANANCIA de electrones de una molécula, átomo ó ión.

3 Oxidación-reducción Ánodo Zn(s) Zn e - Cátodo Cu e - Cu(s) Diapositiva 5 de 33 Reacciones redox Las reacciones en las que el nº de oxidación de dos o más sustancias cambia se llaman reacciones de oxidación reducción (0) (+1) (+2) (0) Zn (s) + 2 H + (ac) Zn 2+ (ac) + H 2 (g) (0) (0) (+1)(-2) 2H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O (g) Compuesto que acepta electrones: agente oxidante. (H + /O 2 se reduce) Compuesto que cede electrones: agente reductor. (Zn/ /H 2 se oxida) Hay reacciones dónde no es tan fácil identificar la pérdida o ganancia de electrones Algo se tiene que oxidar para que otra cosa se reduzca Diapositiva 6 de 33 3

O 2 (g) 2 H 2 O (g) Compuesto que acepta electrones: agente oxidante. (H + /O 2 se reduce) Compuesto que cede electrones: agente reductor.

4 Ajuste de reacciones Escribir las reacciones inonicas netas Localizar oxidantes reductores Ajustar las semireacciones excepto O y H Ajustar el O en las semireacciones añadiendo agua en el lado con menos O y ajustar H Añadiendo protones en el lado con menos H Añadir a cada semireacción el número de electrones En el lado con mayor carga positiva y multiplicar por los coeficientes para igualar las cargas Sumar ambas semireacciones Diapositiva 7 de 33 Balance de las ecuaciones redox Sn 2+ (ac) + 2 Fe 3+ (ac) Sn 4+ (ac) + 2 Fe 2+ (ac) Método de las semireacciones: Oxidación: Sn 2+ (ac) Sn 4+ (ac) + 2 e- (e- como producto) Reducción: 2 Fe 3+ (ac) + 2 e- 2 Fe 2+ (ac) (e- como reactivo) Slide 8 of 52 4

positiva y multiplicar por los coeficientes para igualar las cargas Sumar ambas semireacciones Diapositiva 7 de 33 Balance de las ecuaciones redox Sn 2+ (ac) + 2 Fe 3+ (ac) Sn

5 Ajuste de semireacciones MnO (ac) C 2 O 4 (ac) Mn (ac) + CO 2 (g) 1. Localiza las especies que cambia su estado de oxidación y escribe las semireacciones: MnO 4- (ac) Mn 2+ (ac) C 2 O 4 (ac) CO 2 (g) Diapositiva 9 de 33 Ajuste de semireacciones 2. En cada semireacción: a) Ajusta el nº de átomos cuyo nº de oxidación cambia: MnO 4- (ac) Mn 2+ (ac) C 2 O 4 (ac) 2 CO 2 (g) b) Ajusta el oxígeno añadiendo moléculas de H 2 O a uno de los lados de la reacción: MnO 4- (ac) Mn 2+ (ac)+ 4 H 2 O (l) C 2 O 4 (ac) 2CO 2 (g) c) Ajusta el hidrógeno añadiendo iones hidrógeno H + MnO 4- (ac) + 8H + Mn 2+ (ac)+ 4 H 2 O (l) C 2 O 4 (ac) 2 CO 2 (g) Slide 10 of 52 5

6 Ajuste de semireacciones d) Ajusta la carga añadiendo electrones: MnO 4- (ac) + 8H + +5 e- Mn 2+ (ac)+ 4 H 2 O (l) C 2 O 4 (ac) 2 CO 2 (g) + 2 e- Slide 11 of 52 Ajuste de semireacciones 3. Multiplica las dos ecuaciones de manera que el nº de electrones ganados por una sea igual a los perdidos por la otra. 5C 2 O 4 (ac) 10 CO 2 (g) + 10 e- 2MnO - 4 (ac) + 16H e- 2Mn 2+ (ac)+ 8 H 2 O(l) Slide 12 of 52 6

Multiplica las dos ecuaciones de manera que el nº de electrones ganados por una sea igual a los

7 Ajuste de semireacciones Suma las dos ecuaciones: 2MnO 4- (ac)+ 16H + + 5C 2 O 4 (ac) 10 CO 2 (g) 2Mn 2+ (ac)+8 H 2 O(l) Si la reacción tiene lugar en medio básico en lugar de ácido, se sigue el mismo procedimiento y se neutralizan los iones H+ añadiendo OH- a ambos lados de la expresión Slide 13 of 52 Terminología Células galvánicas Producen electricidad mediante procesos espontáneos Células electrolíticas Se producen reacciones químicas no espontáneas por efecto de la electricidad Diapositiva 14 de 33 7

OH- a ambos lados de la expresión Slide 13 of 52 Terminología Células galvánicas Producen electricidad mediante procesos

8 Terminología Fuerza electromotriz, E cell. Voltaje de la pila o potencial de pila Diagrama de la pila. Muestra los componentes de una pila de forma simbólica Anodo (Oxidación) on the izquierda. Catodo (Reducción) on the derecha. La separación etre fases se hace co. La separación entre semireacciones (generalmente puente salino se indica con. Diapositiva 15 de 33 Zn(s) Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu(s) E cell = V Slide 16 of 52 8

Catodo (Reducción) on the derecha. La separación etre fases se hace co.

9 Zn(s) Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu(s) Ecell = V Diapositiva 17 de 33 Potencial redox Mide la tendencia a ganar electrones (reducirse) Rf Referencia 2 H + (a = 1) + 2 e - H 2 (g, 1 bar) E = 0 V Pt H 2 (g, 1 bar) H + (a = 1) Cu 2+ (1 M) Cu(s) E cell = V ánodo cátodo E cell = E cátodo - E ánodo Diapositiva 18 de 33 9

(reducirse) Rf Referencia 2 H + (a = 1) + 2 e - H 2 (g, 1 bar) E = 0 V Pt H 2

10 Potencial redox anodo catodo catodo anodo Diapositiva 19 de 33 Potencial redox E > 0 Reacción espótánea. E cell = 0 Equilibrio E cell < 0 Reacción espontánea en el sentido inverso al que se ha escrito Diapositiva 20 de 33 10

E cell = 0 Equilibrio E cell < 0 Reacción espontánea en

11 Slide 21 of 52 Pasivación Formación de una película relativamente inerte, sobre la superficie de un material (frecuentemente un metal), que lo enmascara en contra de la acción de agentes externos. Aunque para algunos metales como Mg, Al, Fe, Cu, etc, la reacción de oxidación con el agua es termodinámicamente favorable, pueden ser usados por años en presencia de agua y oxígeno Diapositiva 22 de 33 11

Aunque para algunos metales como Mg, Al, Fe, Cu, etc, la reacción de oxidación con el agua es

12 Reacciones redox en medio acuático Oxidación de bisulfuros 2O 2 + HS - SO 4 + H + Oxidación ió de hierro O 2 + 4Fe H+ 4Fe H 2 O Nitrificación 2O 2 + NH 4+ NO H + + H 2 O Oxidación de Manganeso (II) O 2 + 2Mn H 2 O 2MnO 2 + 4H + Oxidación de sulfuro de hierro 15O 2 + 4FeS H 2 O 4Fe(OH) 3 + 8SO H + Diapositiva 23 de 33 Reacciones redox en medio acuático Degradación aeróbica CH 2 O + O 2 CO 2 + H 2 O Desnitrificación 3CH 2 O + 4NO 3-2N 2 + 3HCO 3- + H + + 2H 2 O Reducción de Manganeso (IV) CH 2 O + 2MnO 2 + 3H + 2Mn2+ + HCO H 2 O Reducción de hierro (III) CH 2 O + 4Fe(OH) 3 + 7H + Reducción de sulfato 2CH 2 O + SO 4 = HS - + HCO 3- + H + Fermentación a metano 2CH 2 O + H 2 O CH 4 + HCO 3- + H + 4Fe 2+ + HCO H 2 O Diapositiva 24 de 33 12

Degradación aeróbica CH 2 O + O 2 CO 2 + H 2 O Desnitrificación 3CH 2 O + 4NO 3-2N 2 + 3HCO 3- + H + + 2H 2 O Reducción de Manganeso (IV) CH 2 O + 2MnO 2 + 3H + 2Mn2+ + HCO 3- + 2H 2 O Reducción de

13 Comportamiento de metales frente a ácidos M(s) M 2+ (aq) + 2 e - E = -E M 2+ /M 2H + (aq) + 2 e - H 2 (g) E H + =0V /H2 2 H + (aq) + M(s) H 2 (g) + M 2+ (aq) E cell = E H + /H 2 - E M 2+ /M = -E M 2+ /M When E M 2+ /M < 0, E cell > 0. Therefore ΔG < 0. Los metales con potenciales negativos de recucción reaccionan con los ácidos Diapositiva 25 de 33 Relación entre E cell y K eq ΔG = -RT ln K eq = -nfe cell RT E cell = ln Keq nf Diapositiva 26 de 33 13

14 Corrosion Diapositiva 27 de 33 Protección a la Corrosion Diapositiva 28 de 33 14

15 Procesos electroquímicos industriales Diapositiva 29 de 33 Electroplating Diapositiva 30 de 33 15

16 Proceso Cloro-Alcali Slide 31 of 52 Potencial de membrana Diapositiva 32 de 33 16

17 Potential de Nernst, ΔΦ Diapositiva 33 de 33 17

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