Tema 6. Reacciones de transferencia de electrones. Oxidación-reducción

Transcripción

1 Tema 6 Reacciones de transferencia de electrones Oxidación-reducción

2 CONTENIDO 1.- Concepto tradicional de oxidación-reducción. 2.- Concepto electrónico de oxidación-reducción. 3.- Número de oxidación. 4.- Ajustes de reacciones de oxidación- reducción. 5.- Estequiometría de las reacciones redox. 6.- Electroquímica. 7.- Células galvánicas o pilas galvánicas: Pila Daniell. 8.- Electrodos: Potencial de electrodo. 9.-Potencial de una pila: espontaneidad de la reacción Electrolisis: Leyes de Faraday Corrosión de metales 1.- Concepto tradicional de oxidaciónreducción. Combinación de las especies químicas con el oxígeno: Oxidación: Fe + ½ O 2 FeO Reducción: CuO + H 2 Cu + H 2 O Existen reacciones en las que no interviene el oxígeno? Fe + S FeS

3 2.- Concepto electrónico de oxidación-reducción. Una reacción de óxido-reducción (reacción redox) es una reacción de transferencia de electrones. Los electrones son transferidos desde la especie que se oxida, llamada reductor (porque al oxidarse reduce a otra especie y aumenta su número de oxidación), a la especie que se reduce, llamada oxidante (porque al reducirse oxida otra especie y disminuye su número de oxidación). REACCIONES REDOX Reacción de oxidación-reducción: Aquélla en la que ocurre una transferencia de electrones. Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Zn Zn e - Cu e - Cu Semirreacción de oxidación Zn pierde electrones: se oxida; es el agente reductor Semirreacción de reducción Cu 2+ gana electrones: se reduce; es el agente oxidante Intervienen dos pares redox conjugados Zn 2+ /Zn Cu 2+ /Cu

4 CO + ½ O 2 CO 2 Cómo poner de manifiesto la transferencia electrónica? Mediante los estados de oxidación A cada elemento se le asigna un estado de oxidación: CO + ½ O 2 CO 2 Una reacción será redox si hay cambios en dichos estados. Ventajas Proporciona un mecanismo para reconocer reacciones redox Ayuda a ajustar reacciones redox 3.- Número de oxidación. La carga electrica formal que parecería poseer un átomo en una molécula (o compuesto iónico) si los electrones de enlace fueran contabilizados según ciertas reglas: los pares de electrones en un enlace entre dos átomos distintos se cuentan con el elemento más electronegativo, y entre dos átomos idénticos se reparten equitativamente. Ejemplo: Números de oxidación de todos los átomos en HCO 3 -?

5 1.- Los elementos libres (estado sin combinar) tienen un número de oxidación igual a cero. Na, Be, K, Pb, H 2, O 2, P El número de oxidación del oxígeno es generalmente 2, excepto en peróxidos, en que es 1. Ejemplos: peróxido de hidrógeno o agua oxigenada, H 2 O 2 o sus sales O El número de oxidación del hidrógeno es +1. Excepto cuando se enlaza a los metales en compuestos binarios. En estos casos, su número de oxidación es En iones monatómicos, el número de oxidación es igual a la carga en el ion. Li +, Li = +1; Fe 3+, Fe = +3; O, O = Los metales del grupo 1 (alcalinos) son +1, los metales de 2 (alcalino-terreos) son +2 y el flúor es siempre La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en una molécula o un ion es igual a la carga en la molécula o el ion. pág. 166: Ejemplo, actividades 1, 2, 3

6 4.- Ajustes de reacciones de oxidación- reducción. 1. Escribir la ecuación sin ajustar 2. Identificar el oxidante y el reductor 3. Escribir las correspondientes semirreacciones iónicas sin ajustar y sin considerar de momento los electrones involucrados. 4. Ajustar en cada semirreacción todos los elementos de manera que aparezca el mismo número de electrones en ambas. 5. Se suman las dos semirreacciones, cancelándose los electrones y obteniéndose la reacción neta ajustada. Ajuste redox en forma iónica 1. Como se ajusta una reacción en la que se oxida el Fe 2+ a Fe 3+ mediante Cr 2 O 7 en una solución ácida? Fe 2+ + Cr 2 O 7 Fe 3+ + Cr Separar la ecuación en dos semirreacciones. Oxidación: Reducción: Fe 2+ Fe Cr 2 O 7 Cr Ajustar por inspección todos los elementos que no sean ni oxígeno ni hidrógeno en las dos semirreacciones. Cr 2 O 7 2Cr 3+

7 4. Para reacciones en medio ácido, agregar H 2 O para ajustar los átomos de O y H + para ajustar los átomos de H. 14H + + Cr 2 O 7 Cr 2 O 7 2Cr H 2 O 2Cr H 2 O Agregar electrones en el lado apropiado de cada una de las semirreacciones para balancear las cargas. Fe 2+ Fe e - 6e H + + Cr 2 O 7 2Cr H 2 O Si es necesario, igualar el número de electrones en las dos semirreacciones multiplicando cada una de las reacciones por un coeficiente apropiado. 6Fe 2+ 6Fe e - 6e H + + Cr 2 O 7 2Cr H 2 O 5. Unir el lado izquierdo de una semirreacción con el lado izquierdo de la otra y el derecho con el derecho y eliminar lo que sea posible. El número de electrones en ambas partes debe cancelarse. Oxidación: Reducción: 14H + + Cr 2 O 7 + 6Fe 2+ 6Fe 2+ 6Fe e - 6e H + + Cr 2 O 7 2Cr H 2 O 6Fe Cr H 2 O Verificar que el número de átomos y las cargas estén ajustadas. 14x x2 = 24 = 6x3 + 2x3 Para reacciones en solución básica, agregar (OH) - en ambos lados de la ecuación por cada H + que aparezca en la ecuación.

8 pág : Ejemplos pág. 171: actividad 4,5, pág. 201: 1, Estequiometría de las reacciones redox. pág. 172: Ejemplo, pág. 173: Ejemplo, actividad 6 pág. 174: Ejemplo, pág. 201: 3-15

9 6.- Electroquímica. Sistemas electroquímicos: Aquéllos en los que ocurren reacciones de transferencia de electrones. Cu 2+ SO 4 Cu Zn Zn 2+ Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Reacción por contacto directo. Así no es un dispositivo útil para generar corriente eléctrica. Pila electroquímica: Dispositivo en el que se produce una corriente eléctrica (flujo de e - a través de un circuito) gracias a una reacción espontánea (pila galvánica o voltaica) o en que se utiliza corriente eléctrica para llevar a cabo una reacción química no espontánea (célula electrolítica). 7.- Células galvánicas o pilas galvánicas: Pila Daniell. GalvanicCell.swf (-) (+) Zn Zn e - Oxidación Cu e - Cu Reducción Zn (s) Zn 2+ (1 M) Cu 2+ (1 M) Cu(s)

10 8.- Electrodos: Potencial de electrodo. La corriente eléctrica fluye debido a una diferencia de potencial entre los dos electrodos, llamada fuerza electromotriz (fem, ). Unidades: voltios (V) (-) (+) 8.- Electrodos: Potencial de electrodo. En lugar de tabular valores de º de todas las pilas, tabulamos potenciales de electrodo Se escoge un electrodo de referencia al que por convenio se le asigna el valor de potencial cero: Electrodo estándar de hidrógeno. 2 H + (aq) + 2 e - H 2 (g) º = 0.00 V

11 8.- Electrodos: Potencial de electrodo. Se construyen pilas con un electrodo de hidrógeno y otro que cuyo potencial queramos averiguar y se mide la fem de la pila. Dicha fem será el potencial estándar del otro electrodo. 9.-Potencial de una pila: espontaneidad de la reacción. Se tabulan potenciales estándar (º) de reducción Serie electroquímica A mayor º, mayor tendencia a reducirse tiene la especie oxidada del par redox (más oxidante es). p.ej.: Zn e - Zn º = 0.76 V Cu e - Cu º = V Más tendencia a reducirse; más oxidante

12 9.-Potencial de una pila: espontaneidad de la reacción. La fem de una pila se calcula como: º = º(cátodo) º(ánodo) p.ej.: 0.34 (0.76) = 1.10 V [reducción] [oxidación] Para que funcione la pila (reacción espontánea): º > 0 pág. 179: actividad 7, 8 pág. 185: Ejemplo pág. 186: Ejemplo, actividades 9-13 pág : Ejemplos, actividades pág. 202: 16-25

13 10.- Electrolisis: Leyes de Faraday. una ELECTROQUÍMICA Una REACCIÓN QUÍMICA produce CORRIENTE ELÉCTRICA CORRIENTE ELÉCTRICA produce REACCIÓN QUÍMICA PILAS Consiste en la realización de una reacción química gracias al paso de corriente eléctrica, pues de lo contrario la reacción no se desarrollaría espontáneamente. Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis. I Para que se produzca la electrolisis en una cuba hay que establecer una diferencia de potencial entre sus electrodos que sea, como mínimo, igual a la fuerza electromotriz de la pila que funcionase con los mismos iones y procesos.

14 ELECTROLISIS DE UNA SAL FUNDIDA, NaCl 2NaCl (Ä ) 2Na + Cl 2 La reacción no es espontánea. Iones Na + : son atraídos por el cátodo. Allí reciben un electrón. Iones Cl - : son atraídos por el ánodo. Allí se les quita un electrón. o o cátodo o ánodo o o Na /Na Cl2/ Cl Ánodo( ): 2Cl Cl 2e Cátodo( ): 2Na 2e 2Na E E E E E 271 ' 136 ' 470 ' V 27 2 ELECTROLISIS DEL AGUA Cátodo( ):Reducción 2H 2e H2 Ánodo( ): Oxidación 2OH 1 2 O H O 2e Re acción global: H O l H g 1 2 () 2( ) 2 O2( g) Hay que aplicar una ddp > 1 23 V. Se produce el doble de H 2 que de O 2 Para facilitar el proceso hay que añadir un poco de ácido sulfúrico (no volátil) 2 2

15 ELECTROLISIS DE UNA SAL DISUELTA Según el potencial de reducción del catión puede que en el cátodo ocurra una reacción inesperada. Si E red catión < E red de hidrógeno, será éste último el que se reduzca Como se reducen los H + quedan los OH -

16 POR QUÉ HAY DIFERENCIAS ENTRE SALES Esto es debido a que el potencial de reducción del sodio (=-2 71 V) es menor que el del hidrógeno ( =0 00 V). Es decir, los iones H + tienen más avidez por los electrones que los iones Na + y, por eso se reducen aquellos y no estos. Sin embargo, el potencial de reducción del cobre es superior al del hidrógeno, y por eso se reduce el cobre. pág. 193: Ejemplo, 16 electrolysis.swf Los metales con potenciales de reducción estándar menores de -0,8 V no se pueden obtener por electrolisis de una disolución acuosa de sus sales.

17 LEYES DE FARADAY Faraday, en le siglo XIX, estudió experimentalmente la electrolisis Dedujo las siguientes dos leyes: La cantidad de sustancia que se oxida o se reduce en los electrodos de una cuba electrolítica es proporcional a la cantidad de electricidad que la atraviesa La cantidad de electricidad necesaria para liberar un mol de cualquier sustancia en una cuba electrolítica es de Culombios multiplicada por el número de electrones captados o cedidos en el proceso Matemáticamente ambas leyes se resumen con la siguiente ecuación: nº moles depositados Q Fnº e - It 96500nº e - Q= Carga eléctrica (C) F= constante de Faraday Nº e - = número de electrones intercambiados I = Intensidad de corriente (A) T= tiempo (s)

18 pág. 195: Ejemplo pág. 203: 34 pág. 204: Práctica realizada en la Facultad de Químicas Aplicaciones de la electrólisis. Se utiliza industrialmente para obtener metales a partir de sales de dichos metales utilizando la electricidad como fuente de energía.

19 Realización de recubrimientos metálicos o depósitos electrolíticos Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir un objeto metálico con una capa fina de otro metal Electrodeposición de Ag. Purificación electrolítica de diversos metales o afino electrolítico Electrorrefinado del Cu. Editorial ECIR. Química 2º Bachillerato.

20 11.- Corrosión de metales En qué consiste? La corrosión del hierro La corrosión del aluminio Cómo se puede prevenir? - Recubrimientos - Protección catódica En qué consiste? La corrosión es definida como el deterioro de un material a consecuencia de un ataque electroquímico por su entorno. De manera más general puede entenderse como la tendencia general que tienen los materiales a buscar su forma más estable o de menor energía interna.

21 La corrosión del hierro Formación de herrumbre, óxido férrico, Fe 2 O 3 (característico color rojizo) Cuál es el motivo por el cual el hierro se corroe fácilmente y otros metales no? De qué depende? De los potenciales estándar de reducción. El potencial estándar de reducción del par Fe( 2+) /Fe es bajo, -0,44V, lo que indica que el hierro metálico tiene tendencia a oxidarse en contacto con elementos que tengan un potencial estándar de reducción superior a este valor El proceso es bastante complejo y todavía existen lagunas, pero, a grandes rasgos, sucede en dos etapas ETAPA 1 (en la superficie en contacto con el H 2 O y el O 2 atmosférico) : Oxidación del hierro metálico a Fe(II): Oxid. (ánodo): Fe (s) Fe 2+ (aq) + 2e Red. (cátodo): O 2 (g) + 4 H + (aq) + 4e 2 H 2 O(l) La reacción global es: Fe(s) + 1/2 O 2 (g) + 2H + (ac) > Fe 2+ (ac) + H 2 O (l)

22 ETAPA 2: Oxidación del Fe 2+ a Fe 3+ : 4 Fe 2+ (aq) + O 2 (g) + 4 H 2 O(l) 2 Fe 2 O 3 (s) + 8 H + (aq) La corrosión del aluminio El aluminio metálico se recubre espontáneamente de una delgada capa de óxido que evita su corrosión. Al +3 /Al Al 3+ /Al ) = -1,66 V Una situación análoga ocurre con el Zinc Zn 2+ /Zn ) = -0,76 V

23 Métodos de prevención de la corrosión - Recubrimientos Pintura Pasivación: formación del óxido de hierro, Fe 2 O 3;, de manera rápida. Un metal con otro. Los botes de conserva de hierro se recubren con una capa de estaño (hojalata). Recubrimiento del hierro por una capa de cinc. - Protección catódica Consiste en soldar a la tubería de hierro a un ánodo de Mg que forma una pila con el Fe y evita que éste se oxide, ya que que quien se oxida es el Mg. Tubería protegida por un ánodo de Magnesio.