Unidad 8 Reacciones de oxidaciónreducción

Transcripción

1 Unidad 8 Reacciones de oxidaciónreducción

2 1. Reacciones de Oxidación: proceso por el cual un reductor pierde electrones. Reducción: proceso por el cual un oxidante gana electrones. 2

3 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. 3

4 3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón 4

5 3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón 5

6 3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón 6

7 3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón 7

8 3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón 8

9 3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón 9

10 3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón 10

11 4. Estequiometría de los procesos redox 4.1Tipos de procesos redox Combinación: S + O 2 SO 2 Descomposición: 2 HgO 2Hg + O 2 Desplazamiento: Cl NaBr 2NaCl + Br 2 Dismutación: Br 2 + NaOH NaBr + NaBrO 3 + H 2 O 11

12 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 + O 2 Indicadores redox: sustancias que detectan el cambio del potencial de disolución En general ajustaremos la reacción y realizaremos lod cálculos estequiométricos pertinentes 12

13 5. Celdas electroquímicas 13

14 5. Celdas electroquímicas Pila Daniell. a) Con puente salino. b) Con tabique poroso 14

15 5. Celdas electroquímicas 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 15

16 5. Celdas electroquímicas 5.3 Potencial de electrodo: Electrodo de referencia: electrodo de hidrógeno: 2 H + (aq, 1M) + 2 e - H 2 (g, 1 atm); E 0 = 0,00 V 5.4 Potencial de una celda electroquímica, E: Diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo. 16

17 5. Celdas electroquímicas 5.6 Serie electroquímica 17

18 5. Celdas electroquímicas 5.6 Serie electroquímica 18

19 5. Celdas electroquímicas 5.6 Efecto de la concentración en el potencial Ecuación de Nernst: 19

20 5. Celdas electroquímicas 5.7 Espontaneidad de una reacción redox Una reacción es espontánea si su potencial es positivo Δ G = - n F E celda 20

21 6. Electrólisis 6.1 Concepto: Se produce una reacción química a partir de energía eléctrica 6.2 Diferencias con la pila Daniell: 21

22 6. Electrólisis 6.1 Tipos Electrólisis del agua Electrólisis en agua de a) NaCl; b) CuSO 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. 22

23 6. Electrólisis 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. 1, C/e - x 6, e - /mol = 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 23

24 6. Electrólisis 6.2 Aspectos cuantitativos Ley de Faraday de la electrólisis: El esquema del cálculo se puede resumir del siguiente modo I t q 1/F n e 1/z n metal Mm m metal En la reacción de reducción del ion Cu 2+ : Cu 2+ (aq) +2e - Cu(s) Se necesitan 2 mol de electrones para que se deposite 1 mol de átomos de Cu n metal = n e /z La cantidad de electrones, n e 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 n e = 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 24

25 7. Aplicaciones de la electrólisis a) Celda cloro-álcali. b) Purificación de cobre a) Hierro galvanizado. b) Protección de una tubería con magnesio 25