Unidad 8 Reacciones de oxidaciónreducción

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

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

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

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 2 + 2 NaBr 2NaCl + Br 2 Dismutación: Br 2 + NaOH NaBr + NaBrO 3 + H 2 O 11

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

5. Celdas electroquímicas 13

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

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

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

5. Celdas electroquímicas 5.6 Serie electroquímica 17

5. Celdas electroquímicas 5.6 Serie electroquímica 18

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

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

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

6. Electrólisis 6.1 Tipos Electrólisis del agua Electrólisis en agua de a) NaCl; b) CuSO 4 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. 22

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. 1,6022 10-19 C/e - x 6,0022 10 23 e - /mol = 96485 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

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

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