Oxidación y Reducción

Transcripción

1 Oxidación y Reducción

2 Un poco de Historia En 1718 Georg Stahl propuso la existencia del Flogisto. Cuando un oxido se calienta en presencia de carbono absorben de la atmosfera al flogisto y al hacer combustión lo liberan Louis-Bernard Guyton Morveau postula y demuestra que los metales ganan peso durante la combustión.

3 Antoine Laurent de Lavoisier se atreve a a desechar la teoría del Flogisto y proponer que la combustión se debe a la adición de oxigeno al metal (oxidación) y que la formación de una metal a partir de un óxido corresponde a la perdida de oxígeno (reducción)

4 Oxidación vs Reducción Oxidación Ganancia de átomos de oxígeno Perdida de átomos de hidrógeno Perdida de electrones Aumento en el número de oxidación Reducción Perdida de átomos de oxígeno Ganancia de átomos de hidrogeno Ganancia de electrones Disminución en el número de oxidación

5 Número de oxidación (estado de oxidación) Valores teóricos que nos auxilian en la contabilidad de electrones. Para asignar un valor es necesario seguir las siguientes reglas: 1.- El número de oxidación de un átomo como elemento es El número de oxidación de un ion monoatómico es igual a su carga 3.- La suma algebraica de los numero de oxidación de un compuesto poliatómico neutro es igual a cero; en un ion poliatómico es igual a su carga

6 4.- En combinación de elementos, el elemento mas electronegativo tiene un número de oxidación negativo característico (p.ej., -3 para el nitrógeno, -2 para el oxígeno, -1 para el cloro), y el elemento mas electropositivo tiene número de oxidación positivo. 5.- El hidrógeno normalmente tiene numero de oxidación +1 ( excepto con los elemento mas electropositivos que el, donde es -1)

7 Númeo de oxidación para el átomo de azufre en H 2 SO 4 2[N ox H ] + N ox S + [N ox O] = N ox S = 0 [N ox (S)] = 6 +

8 Número de oxidación del átomo de Yodo en ICl - 4 4[N ox (Cl)] + [N ox (I)] = [N ox I ] = 1 [N ox (I)] = +3

9 Átomo de carbono CH 2 O formaldehido Átomo de hierro Fe 3 O 4 magnetita Átomo de nitrógeno NH 4 Cl cloruro de amonio Átomo de Platino K[Pt(NH 3 )Cl 3 ) aminotricloroplatinato II de potasio Átomo de níquel [Ni(en) 3 ]Cl 2 cloruro de trisetilendiaminniquel II

10 Número de oxidación y periodicidad

11 Reacciones redox Ox 1 + ne 1 Red 1 Red 2 ne 2 + Ox 2 ne 2 Ox 1 + ne 2 ne 1 ne 2 Red 1 ne 1 Red 2 ne 1 ne 2 + ne 1 Ox 2 ne 2 Ox 1 + ne 1 Red 2 ne 2 Red 1 + ne 1 Ox 2

12 Agente reductor y Agente oxidante Agente reductor: Sustancia con tendencia a oxidarse, capaz de reducir a otra. Agente oxidante: Sustancia con tendencia a reducirse, capaz de oxidar a otra.

13 Ejemplos de reacciones redox Cu (s) + 2Ag + (ac) Cu2+ (ac) + 2Ag (s) H 2 S (g) + 2Fe 3+ (ac) S (s) + Fe 2+ (ac) + 2H + (ac) Fe 2 O 3 (S) + 3CO (g) 2Fe (s) + 3CO 2 (g) 2Na (S) + 2H 2 O (l) 2Na + (ac) + 2OH (ac) + H 2 (g)

14 Potencial eléctrico Trabajo por unidad de carga que se requiere para mover una carga puntual desde un punto al infinito hasta cierta distancia de una carga estándar

15 Potenciales Redox

16 Potencial Normal de Hidrógeno La potencia oxidante o reductora de una semirreacción se puede determinar a partir del potencial de media celda, que es el potencial de semirreacción relativo al potencial de una semirreacción en la que ion hidrógeno (1M) se reduce a gas hidrogeno (100KPa): 2H + (ac) + 2e H 2 (g) Eo = 0.00V

17 Potenciales estándar de reducción y termodinámica Proceso espontaneo ΔG o < 0 Relación de la energía libre de Gibbs y la constante de equilibrio ΔG o = RTlnK Energía libre y potencial estándar de reducción ΔG o = nfe o F = C mol

18 Celdas electroquímicas

19 Potencial de Celda Suma de los dos potenciales involucrados en la reacción, uno de oxidación y otro de reducción E celda = E cátodo E anódo E celda = E reducción E oxidación

20 Ecuación de Nernst Para la reacción: Ox 1 + ne 1 Red 1 Por definición: De: ΔG = ΔG o + RTln Red 1 Ox 1 ΔG = nfe nfe = nfe o + RTln Red 1 Ox 1

21 Si toda la ecuación de divide entre nf: E = E o RT nf ln Red 1 Ox 1 Mejor conocida como: E = E o n log Ox 1 Red 1

22 Potencial de reducción y constante de equilibrio ne 2 Ox 1 + ne 1 Red 2 ne 2 Red 1 + ne 1 Ox 2 Donde: E = E 1 o ne 1 log Ox 1 Red 1 E = E 2 o ne 2 log Ox 2 Red 2

23 E o log Ox 1 = E o ne 1 Red log Ox 1 1 ne 1 Red 1 Arreglando tenemos: E 1 o E 2 o = ne 2 log Ox 2 Red ne 1 log Ox 1 Red 1 E 1 o E 2 o = ne 2ne 1 ne 2 ne ne 2 log Ox 2 Red ne 1 log Ox 1 Red 1 E o 1 E o 2 = log Ox ne 1 2 Red ne 2 1 ne 2 ne 1 Ox ne 1 2 Red ne 2 1

24 E o 1 E o 2 = log Ox ne 1 ne 2 Red 2 1 ne 2 ne 1 Ox ne 1 2 Red2 ne 1 E 1 o E 2 o = ne 2 ne 1 logk eq Despejando para Keq K eq = 10 E 1 o E o 2 ne 2 ne

25 Propiedades redox y propiedades periódicas Un grupo de metales Na, Mg, Sn, Ag y Pt; se hacen reacionar con H 2 O, HCl y HNO 3 Proceso Potencial Redox (V) Na + /Na Mg 2+ /Mg Sn 2+ /Sn Ag + /Ag +0.7 Pt 2+ /Pt H + /H H 2 O/H NO 3- /NO

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27 Elemento Potencial E. I. (KJ) E Na Mg Sn Ag Pt

28 Energía de Ionización E.I. Vs Potencial Potencial (V)

29 Electronegatividad Electronegatividad vs Potencial Potencial (V)