Reacciones de transferencias de electrones

Transcripción

1 Reacciones de transferencias de electrones

2 5. Ajustar reacciones de oxidación-reducción y aplicarlas a problemas estequiométricos. Saber el significado de potencial estándar de reducción de un par redox, predecir, de forma cualitativa, el posible proceso entre dos pares redox y conocer algunas de sus aplicaciones como la prevención de la corrosión, la fabricación de pilas y la electrólisis. Se trata de saber si, a partir del concepto de número de oxidación, reconocen este tipo de reacciones mediante el cambio en el número de oxidación, indicando el oxidante, el reductor, la especie que se oxida y la que se reduce,, las ajustan empleando semireacciones en medio ácido o básico, en forma molecular o iónica, con una sola especie que se oxide o reduzca entre los oxidantes (O 2, Cl 2, Cu 2+, Ag +, NO 3, CrO 4, Cr 2 O 7, MnO 4 ) y los reductores (C, S, H 2, Zn, Mg, Fe 2+, Sn 2+, Cu +,: NO, SO 3, C 2 O 4, CO, NO, SO 2 ), y las aplican a la resolución de problemas estequiométricos y al cálculo de cantidades de sustancias intervinientes en procesos electroquímicos (deposición de metales, electrolisis del agua o de sales fundidas).

3 También si, empleando las tablas de los potenciales estándar de reducción de un par redox, predicen, de forma cualitativa, la posible evolución de estos procesos interpretando datos de potenciales redox y usándolos para predecir el sentido de reacciones en las intervengan, así como la estabilidad de unas especies químicas respecto a otras, comprobando experimentalmente el poder oxidante o reductor de unas especies frente a otras ( metales frente a ácidos oxidantes o no oxidantes, Cu + HCl o HNO 3 metales frente a disoluciones de cationes metálicos). Cu + Zn SO 4 También se evaluará si conocen y valoran la importancia que, desde el punto de vista económico, tiene la prevención de la corrosión de metales y las soluciones a los problemas ambientales que el uso de las pilas genera Asimismo deberán describir los procesos electroquímicos básicos implicados en la fabricación de cinc o aluminio en el Principado de Asturias. Asimismo, debe valorarse si son capaces de describir los elementos e interpretar los procesos que ocurren en las CÉLULAS ELECTROQUÍMICAS Y EN LAS ELECTROLÍTICA, mediante experiencias tales como: la construcción de una pila Daniell, la realización de procesos electrolíticos como deposiciones de metales, la electrolisis del agua, etc.

4 Oxidantes O 2, Cl 2, Cu 2+, Ag +, NO 3, CrO 4, Cr 2 O 7, MnO 4 Se reducen O 2 /H 2 O Cl 2 / Cl - Cu 2+ / Cu Ag + /Ag NO 3 / NO 2 NO N 2 CrO 4 / Cr 3+ Cr 2 O 7 /Cr 3+ MnO 4 / Mn 2+ MnO 2 Reductores Se oxidan Fe 3+ C, S, H 2, Zn, Mg, Fe 2+, Sn 2+, Cu +,: NO, SO 3, C 2 O 4, CO, NO, SO 2

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7 OXIDACIÓN Pérdida de electrones o aumento en el número de oxidación Cu Cu e REDUCCIÓN Ganancia de electrones o disminución en el número de oxidación Ag + + 1e Ag Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción.

8 Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido KMnO 4 + H 2 SO 4 + KI MnSO 4 + I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.: KMnO 4 + H 2 SO 4 + KI MnSO 4 + I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O Moléculas o iones existentes en la disolución: KMnO 4 K + + MnO 4 H 2 SO 4 2 H + + SO 4 KI K + +I MnSO 4 Mn 2+ + SO 4 K 2 SO 4 2K + + SO 4 I 2 y H 2 O están sin disociar.

9 Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido KMnO 4 + H 2 SO 4 + KI MnSO 4 + I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos: Oxidación: 2 I I 2 + 2e Reducción: MnO H + + 5e Mn H 2 O

10 Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido KMnO 4 + H 2 SO 4 + KI MnSO 4 + I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan: Ox.: 5 x (2 I I 2 + 2e ) Red.: 2 x (MnO H + + 5e Mn H 2 O Reacción global: 10 I + 2 MnO 4 5 I Mn H 2 O + 16 H e + 10 e

11 Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido KMnO 4 + H 2 SO 4 + KI MnSO 4 + I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox: 2 KMnO H 2 SO KI 2 MnSO I K 2 SO H 2 O La 6 moléculas de K 2 SO 4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.

12 Ejemplo: Ajuste redox en medio básico (poco probable) Cr 2 (SO 4 ) 3 + KClO 3 + KOH K 2 CrO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.: Cr 2 (SO 4 ) 3 + KClO 3 + KOH K 2 CrO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O Moléculas o iones existentes en la disolución: Cr 2 (SO 4 ) 3 2Cr SO 4 KClO 3 K + +ClO 3 KOH K + + OH K 2 CrO 4 2 K + + CrO 4 KCl K + + Cl K 2 SO 4 2K + + SO 4 H 2 O está sin disociar.

13 Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos: Oxidación: Cr OH CrO H 2 O + 3e Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO 4 provienen de los OH existentes en el medio básico. Se necesitan el doble pues la mitad de éstos van a parar al H 2 O junto con todos los átomos de H. Cr H 2 O CrO H + + 3e Sumamos 8 OH - a los dos miembros Cr H 2 O + 8 OH - CrO H OH - 3e Cr OH CrO H 2 O + 3e Se observa que sale lo mismo Reducción: ClO H 2 O + 6e Cl + 6 OH Se precisan tantas moléculas de H 2 O como átomos de O se pierdan. Así habrá el mismo nº de O e H.

14 Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan: Ox.: 2 x (Cr OH CrO H 2 O + 3e ) Red.: ClO H 2 O + 6e Cl + 6 OH Reacción global: 2 Cr OH + ClO 3 2 CrO H 2 O + 3 H 2 O + 6 e + 6 e + Cl + 6 OH 2 Cr OH + ClO 3 2 CrO H 2 O + Cl

15 Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox: 1 Cr 2 (SO 4 ) KOH + 1 KClO 3 2 K 2 CrO H 2 O + 1 KCl + 3 K 2 SO 4 La 3 moléculas de K 2 SO 4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.

16 Cuando se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido clorhídrico se obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II) y cloro molecular. a) Ajuste y complete la reacción b) Calcule el volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico. Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H= 1,0. R = 0,082 atm L K -1 mol -1. a) Oxidación: (2 Cl 2 e Cl 2 ) 5 Reducción: (MnO H e Mn H 2 O) 2 R. global: 2 MnO H Cl 2 Mn Cl 2 2 KMnO HCl 2 MnCl H 2 O + 5 Cl 2 +2 KCl 100 g de KMnO 4.(1 mol/158 g de KMnO4). (5 moles de Cl 2 /2 moles de KMnO 4).(22,4 l de Cl 2 en C.N./1 mol de Cl 2 = 35,44 L

17 Tipos de reacciones redox (según su espontaneidad) Reacciones espontáneas: G<0 Se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química: Pilas voltaicas (Cuba electroquímica) Reacciones no espontáneas: G>0 Se producen sustancias químicas a partir de energía eléctrica suministrada: Electrólisis (Cuba electrolítica)

18 Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.

19 Pilas con hidrógeno

20 Razonar si será espontánea la siguiente reacción redox: Cl 2 (g) + 2 I (aq) 2Cl (aq) + I 2 (s) La reacción dada es la suma de las siguientes semirreacciones: Reducción (cátodo): Cl 2 (g) + 2e 2Cl (aq) Oxidación. (ánodo): 2 I (aq) I 2 (s) + 2e Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que E pila > 0: E pila = E catodo E ánodo = V 0 54 V = V > 0 luego es espontánea (las moléculas de Cl 2 tienen más tendencia a reducirse que las de I 2 ). (El cloro se reduce en presencia de iones ioduro)

21 Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NO 3 ) 2 y un electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO 3. Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será el voltaje de la pila correspondiente? (Dato potenciales de reducción) Qué especie se reduce? La que tenga mayor potencial de reducción. En este caso la Ag (+0,80 V) frente a los 2,37 V del Mg. Red. (cátodo): Ag + (aq) + 1e Ag(s) Oxid. (ánodo): Mg(s) Mg 2+ (aq) + 2e E pila = E catodo E ánodo = +0,80 V ( 2,37 V) E pila = 3,17 V

22 Electrólisis. Ecuación de Faraday. Las masas atómicas son dato del problemas Ag e- Ag Con 1 F se depositan 107,9 g de Ag Cu e- Cu Con 1 F se depositan 63,5/2 g de Cu (O lo que es lo mismo con 2 F se depositan 63,5 g de Cu) Al e- Al Con 1 F se depositan 27/3 g de Al (O lo que es lo mismo con 3 F se depositan 27 g de Al) Con un mol de electrones se puede reducir 1 mol de metal monovalente o ½ mol de metal divalente, es decir, a una masa de (M at /n), siendo n el nº de electrones ganados por la especie que estamos considerando (o perdidos si la especie se oxida). Con C se depositan ( Mat/n) gramos Con I.t C se depositarán m (g) m( g) Meq I t Mat I t nº e 96500

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24 Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio, a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas. b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday : F = C eq -1 En el cátodo tiene lugar la reducción de los iones correspondientes a metal a) Cu e Cu ; Al e Al 1mol de e - 1 mol Cu 63.5 g de Cu (4 A.4200s ) C C 2 mol de e - 1mol Cu = 5,53 g de Cu 1mol de e - 1 mol Al 27 g de Al (4 A.4200s ) C C 3 mol de e - 1mol Al =1,57 g de Al

25 Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio, a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas. b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday : F = C eq -1 Utilizando la ecuación de Faraday a) Cu e Cu ; Al e Al b) M eq I t (63,5/2) g/eq 4 A 4200 s m (Cu) = = = 5,53 g C/eq C/eq M eq I t (27,0/3) g/eq 4 A 4200 s m (Al) = = = 1,57 g C/eq C/eq

26 Intensidad de corriente (en Amperios) y tiempo (segundos) Carga en culombios Nº de moles de electrones Moles de sustancia reducida u oxidada Masa de sustancia reducida u oxidada Dado que el cloro es un gas podría preguntar el volumen en determinadas condiciones de P y T

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28 La redox tiene lugar en medio ácido, por lo que se debe recordar el ácido sulfúrico que va en el erlenmeyer KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + MnSO 4 + O 2 + H 2 O

29 KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + MnSO 4 + O 2 + H 2 O 2. ( MnO H e - Mn H 2 O) 5( H 2 O 2-2 e- O H + 2 KMnO H 2 O H 2 SO 4 K 2 SO MnSO O H 2 O La redox tiene lugar en medio ácido, por lo que se debe recordar el ácido sulfúrico que va en el erlenmeyer Se lee en la bureta la cantidad de disolución de permanganato gastado y se calcula la concentración del agua oxigenada 1. Ajuste la reacción que tiene lugar en el proceso 2. Determinar la concentración de la disolución inicial de agua oxigenada, expresándola como Molaridad. 3. Cuál será la concentración del agua oxigenada inicial expresada en volúmenes? 4. Qué indicador se utiliza en esta volumetría? Razone la respuesta

30 El agua oxigenada comercial es una disolución de agua oxigenada (H 2 O 2 ) en agua destilada con una concentración variable: del 3 al 30%. Esta concentración se suele indicar en volúmenes, expresión que nos indica el volumen de oxígeno que puede desprender un volumen determinado de la disolución, así si un agua oxigenada es de 10 volúmenes quiere decir que 1litro de esa disolución tiene una cantidad de agua oxigenada tal que es capaz de desprender 10 litros de oxígeno, medidos en Condiciones Normales cuando se produce su descomposición según la reacción: 2 H 2 O 2 2 H 2 O + O 2, donde 2 moles de agua oxigenada (34 gramos) desprenden 1mol de oxígeno gaseoso, el cual en condiciones normales ocupa 22,4 litros