REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES

Transcripción

1 REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES

2 CONCEPTO DE OXIDACIÓNREDUCCIÓN Oxidaciónreducción: proceso en el que se producen transferencias o intercambios de electrones de unas sustancias a otras: una sustancia cede electrones y otra los capta Si la sustancia gana electrones,se reduce; el proceso que tiene lugar se llama reducción Si la sustancia pierde electrones, se oxida; el proceso que tiene lugar se llama oxidación Ambos procesos son simultáneos. Son reacciones redox Proceso global: Fe + Cl 2 FeCl 2 Semirreacción de oxidación: Fe Fe e Semirreacción de reducción: Cl e 2Cl

3 DEFINICIONES Oxidante: especie capaz de oxidar a otra y captar electrones, reduciéndose Reductor: especie capaz de reducir a otra y perder electrones, oxidándose OXIDANTE gana e se reduce REDUCTOR pierde e se oxida Zn s + Cu 2+ Zn 2+ (aq) + Cu(s) Reductor Se oxida Oxidante Se reduce Número de oxidación: carga eléctrica formal que se le asigna a un átomo en un compuesto ( electrones que un átomo pierde o gana al formar un ión)

4 REGLAS PARA ASIGNAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN 1. El número de oxidación de los elementos en su estado natural, ya sean átomos individuales o moléculas, es siempre 0. 0 Cl 2 0 Fe 0 H 2 2 El número de oxidación del oxígeno en todos sus compuestos es 2, excepto en los peróxidos que es Cl 2 O Fe 2 O 3 H 2 O 2 3.El número de oxidación del hidrógeno en todos sus compuestos es +1, excepto en los hidruros metálicos que es 1 +1 H Cl +1 H NO 3 1 CaH 2 4. En cualquier compuesto el número de oxidación de los metales es siempre positivo. El de los metales alcalinos es +1 y el de los alcalinotérreos BaBr 2 +1 K Cl +2 MgO 5. La suma de los números de oxidación de los átomos de un compuesto neutro es 0 y la de un ion es la carga de dicho ion BaBr 2 H 2 S O 4 N O 3

5 AJUSTE DE REACCIONES REDOX. MÉTODO DEL IÓNELECTRÓN 1 Escribir la reacción química sin ajustar 2 Obtener la ecuación iónica sin ajustar: especies iónicas: en sus iones ( ácidos, bases, sales) especies covalentes: se dejan como están ( elementos, óxidos, hidrocarburos, agua) 3 Identificar átomos que se oxidan y se reducen 4Escribir semirreacciones iónicas de oxidación y reducción sin ajustar 5 Ajustar: 1ºátomos que se oxidan o reducen 2ºoxígenos: en medio ácido con H 2 O en medio básico con OH 3ºhidrógenos: en medio ácido con H + en medio básico con H 2 O 4º cargas eléctricas: se añaden electrones en le miembro con exceso de carga positiva 6 Se equilibran los electrones 7 Se escribe la reacción iónica ajustada.se simplifican las especies que se encuentren a ambos lados 8 Se escribe la reacción molecular

6 Ajustar la reacción I 2 + HNO 3 HIO 3 + NO 2 + H 2 O Se reduce Ecuación iónica: I 2 + H + + NO 3 H + + IO 3 + NO 2 + H 2 O Se oxida Semirreacción de oxidación: I 2 2IO 3 Semirreacción de reducción: NO 3 NO 2 Ajustamos( en medio ácido) los O con H 2 O y los H con H + I 2 + 6H 2 O 2IO H e 10( NO H + + 1e NO 2 + H 2 O) Sumamos y obtenemos: I 2 +6H 2 O + 10N O H e 2 IO 3 +12H + +10e + 10 NO H 2 O Simplificando: I N O H + 2IO NO H 2 O Ecuación molecular: I HNO 3 2HIO NO 2 + 4H 2 O

7 ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES REDOX. VALORACIONES REDOX En el punto de equivalencia de una valoración redox, las cantidades relativas de las sustancias que han reaccionado guardan la misma relación que los coeficientes estequiométricos de estas sustancias en la reacción ajustada. En los ejercicios de estequiometría, primero se ajusta la reacción redox y luego se realizan los cálculos estequiométricos

8 APLICACIONES TECNOLÓGICAS DE LOS PROCESOS REDOX.ELECTROQUÍMICA Pilas: dispositivos que permiten obtener una corriente eléctrica a partir de un proceso redox que se da de forma espontánea. energía química energía eléctrica Cubas electrolíticas: dispositivos en los que la corriente eléctrica es capaz de producir una reacción redox que, en ausencia de ésta, no tendría lugar. El fenómeno que se produce es la electrolisis energía eléctrica energía química CDQuimicaTIC/FlashQ/Redox/01celulagalvanicadaniell.swf

9 PILAS GALVÁNICAS. LA PILA DANIELL Los electrolitos ( ácido, sal o base)están en contacto a través del puente salino. En cada cubeta se introduce un electrodo en el que se producen las reacciones de oxidación y reducción. Los electrodos se unen por el hilo conductor, por donde se mueven los e, creando una diferencia de potencial que indica el voltímetro y que genera una corriente eléctrica electrodo Electrolito reductor Oxidación Polo negativo de la pila electrones Reducción. Polo positivo de la pila electrodo Electrolito oxidante

10 PILA DANIELL Fuerza electromotriz de la pila: diferencia de potencial que se establece entre los electrodos de una pila galvánica Notación de una pila: Zn ( s) Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu(s) E pila = +1,10 V ánodo iones en contacto puente iones en contacto cátodo fem de con el ánodo salino con el cátodo la pila

11 POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN E pila = E cátodo E ánodo E 0 pila= potencial de una pila cuando la concentración de todos los iones implicados es 1M, a 25 0 C y 1 atm de presión El electrodo de referencia es, por convenio el electrodo de hidrógeno, a cuyo potencial de electrodo se le asigna el valor 0 Potencial de reducción: potencial de electrodo que indica la tendencia a que se produzca una reducción en él. E 0 M n+ / M

12 PODER OXIDANTE Y PODER REDUCTOR PODER OXIDANTE PODER REDUCTOR POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN AGENTE OXIDANTE FUERTE / AGENTE REDUCTOR CONJUGADO DÉBIL AGENTE OXIDANTE DÉBIL / AGENTE REDUCTOR CONJUGADO FUERTE

13 ELECTROLISIS Una diferencia de potencial generado por una fuente externa produce una reacción redox no espontánea La corriente circula en sentido contrario a los electrones. Para que se produzca + electrolisis, la diferencia de potencial que se aplica debe ser Igual o mayor que la fem de la pila que funcionara en sentido contrario + oxidación reducción

14 CÁLCULOS EN PROCESOS ELECTROLÍTICOS En la reacción M z+ (aq) + z e M (s) si circulan n e moles de electrones por la cuba electrolítica, los moles de metal M que se depositan son: Q = I. t Q, carga eléctrica( C) I, intensidad de corriente ( A) T, tiempo (s) n metal = n e z Combinando las tres expresiones: n metal = I. t 9, z n e = Q F n e, moles de electrones Q, carga( C) F, constante de Faraday = 9, C mol 1