REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES CONCEPTO DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN • Oxidación-reducción: proceso en el que se producen transferencias o inte...
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REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES

CONCEPTO DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN • Oxidación-reducción: proceso en el que se producen transferencias o intercambios de electrones de unas sustancias a otras: una sustancia cede electrones y otra los capta Si la sustancia gana electrones Si la sustancia pierde electrones, ,se reduce; el proceso que se oxida; el proceso que tiene tiene lugar se llama reducción lugar se llama oxidación

• Ambos procesos son simultáneos. Son reacciones redox Proceso global: 𝐹𝑒

+ 𝐶𝑙2 → 𝐹𝑒𝐶𝑙2

Semirreacción de oxidación: Semirreacción de reducción:

𝐹𝑒 → 𝐹𝑒 2+ + 2 𝑒 − 𝐶𝑙2 + 2 𝑒 − → 2𝐶𝑙 −

DEFINICIONES • Oxidante: especie capaz de oxidar a otra y captar electrones, reduciéndose • Reductor: especie capaz de reducir a otra y perder electrones, oxidándose OXIDANTE

gana e-

se reduce

REDUCTOR

pierde e-

se oxida

𝑍𝑛 𝑠 + 𝐶𝑢2+ → 𝑍𝑛2+ (aq) + 𝐶𝑢(s) Reductor Se oxida

Oxidante Se reduce

• Número de oxidación: carga eléctrica formal que se le asigna a un átomo en un compuesto ( electrones que un átomo pierde o gana al formar un ión)

REGLAS PARA ASIGNAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN •









1. El número de oxidación de los elementos en su estado natural, ya sean átomos individuales o moléculas, es siempre 0. 𝟎 𝟎 𝟎 𝑪𝒍𝟐 𝑭𝒆 𝑯𝟐 2- El número de oxidación del oxígeno en todos sus compuestos es -2, excepto en los peróxidos que es -1 −𝟐 −𝟏 −𝟐 𝑪𝒍𝟐 𝑶 𝑭𝒆𝟐 𝑶𝟑 𝑯𝟐 𝑶𝟐 3.El número de oxidación del hidrógeno en todos sus compuestos es +1, excepto en los hidruros metálicos que es -1 −𝟏 +𝟏 +𝟏 𝑯 𝑪𝒍 𝑯 𝑵 𝑶𝟑 𝑪𝒂 𝑯𝟐 4. En cualquier compuesto el número de oxidación de los metales es siempre positivo. El de los metales alcalinos es +1 y el de los alcalinotérreos +2. +𝟐 +𝟐 +𝟏 𝑴𝒈 𝑶 𝑩𝒂𝑩𝒓𝟐 𝑲 𝑪𝒍 5. La suma de los números de oxidación de los átomos de un compuesto neutro es 0 y la de un ion es la carga de dicho ion. +𝟏+𝟔−𝟐 +𝟐 −𝟏 +𝟓 −𝟐 − 𝑯𝟐 𝑺 𝑶𝟒 𝑩𝒂𝑩𝒓𝟐 𝑵 𝑶𝟑

AJUSTE DE REACCIONES REDOX. MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN •

1- Escribir la reacción química sin ajustar



2- Obtener la ecuación iónica sin ajustar: - especies iónicas: en sus iones ( ácidos, bases, sales) -especies covalentes: se dejan como están ( elementos, óxidos, hidrocarburos, agua)



3- Identificar átomos que se oxidan y se reducen



4-Escribir semirreacciones iónicas de oxidación y reducción sin ajustar



5- Ajustar: – 1º-átomos que se oxidan o reducen – 2º-oxígenos: en medio ácido con H2O en medio básico con OH– 3º-hidrógenos: en medio ácido con H+ en medio básico con H2O - 4º- cargas eléctricas: se añaden electrones en le miembro con exceso de carga positiva



6- Se equilibran los electrones



7- Se escribe la reacción iónica ajustada .Se simplifican las especies que se encuentren a ambos lados



8- Se escribe la reacción molecular

Ajustar la reacción

𝑰𝟐 + 𝑯𝑵𝑶𝟑 → 𝑯𝑰𝑶𝟑 + 𝑵𝑶𝟐 + 𝑯𝟐 O

Ecuación iónica:

Se reduce

0

𝐼2 +

+5 -2

𝐻++

+5 -2

+4 -2

+

𝑁𝑂3 → 𝐻 + 𝐼𝑂3 - + N𝑂2 + 𝐻2 O -

Se oxida

Semirreacción de oxidación: 𝐼2 → 2𝐼𝑂3 Semirreacción de reducción: 𝑁𝑂3 - → N𝑂2 Ajustamos( en medio ácido) los O con 𝑯𝟐 O y los H con 𝑯

+

+

𝐼2 + 6𝐻2 O → 2𝐼𝑂3 + 12𝐻 + 10e-

10( 𝑁𝑂3 + 2 𝐻 -

+

+ 1e- → N𝑂2 + 𝐻2 O)

Sumamos y obtenemos:

𝐼2 +6𝐻2 O + 10𝑁 𝑂3 + 20 𝐻 Simplificando: -

+

+

+

10e-

+

→ 2 𝐼𝑂3 +12𝐻 +10e- + 10 N𝑂2 + 10𝐻2 O -

𝐼2 + 10𝑁 𝑂3 + 8 𝐻 → 2𝐼𝑂3 - + 10 N𝑂2 + 4 𝐻2 O Ecuación molecular: 𝑰𝟐 + 𝟏𝟎𝑯𝑵𝑶𝟑 → 𝟐𝑯𝑰𝑶𝟑 + 𝟏𝟎𝑵𝑶𝟐 + 𝟒𝑯𝟐 O http://www.educaplus.org/play-86-Reacciones-redox.html -

ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES REDOX. VALORACIONES REDOX • En el punto de equivalencia de una valoración redox , las cantidades relativas de las sustancias que han reaccionado guardan la misma relación que los coeficientes estequiométricos de estas sustancias en la reacción ajustada. • En los ejercicios de estequiometría, primero se ajusta la reacción redox y luego se realizan los cálculos estequiométricos

APLICACIONES TECNOLÓGICAS DE LOS PROCESOS REDOX.ELECTROQUÍMICA Pilas: dispositivos que permiten obtener una corriente eléctrica a partir de un proceso redox que se da de forma espontánea.

energía química

energía eléctrica

Cubas electrolíticas: dispositivos en los que la corriente eléctrica es capaz de producir una reacción redox que , en ausencia de ésta, no tendría lugar. El fenómeno que se produce es la electrolisis energía eléctrica

energía química

• http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/1CDQuimica-TIC/FlashQ/Redox/01celulagalvanica-daniell.swf

PILAS GALVÁNICAS. LA PILA DANIELL Los electrolitos ( ácido, sal o base)están en contacto a través del puente salino. En cada cubeta se introduce un electrodo en el que se producen las reacciones de oxidación y reducción. Los electrodos se unen por el hilo conductor, por donde se mueven los e-, creando una diferencia de potencial que indica el voltímetro y que genera una corriente eléctrica

electrones electrodo electrodo

Electrolito reductor

Electrolito oxidante

Oxidación Polo negativo de la pila

Reducción. Polo positivo de la pila

PILA DANIELL Fuerza electromotriz de la pila: diferencia de potencial que se establece entre los electrodos de una pila galvánica Notación de una pila: Zn ( s) ánodo

Zn2+ (aq) iones en contacto con el ánodo

Cu2+ (aq) puente salino

Cu(s)

iones en contacto cátodo con el cátodo

Epila= +1,10 V fem de la pila

POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN 𝐸𝑝𝑖𝑙𝑎 = 𝐸𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 − 𝐸á𝑛𝑜𝑑𝑜

E0pila= potencial de una pila cuando la concentración de todos los iones implicados es 1M , a 250 C y 1 atm de presión El electrodo de referencia es, por convenio el electrodo de hidrógeno, a cuyo potencial de electrodo se le asigna el valor 0 Potencial de reducción: potencial de electrodo que indica la tendencia a que se produzca una reducción en él. E0Mn+/M

PODER OXIDANTE Y PODER REDUCTOR PODER OXIDANTE PODER REDUCTOR

POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN

AGENTE OXIDANTE FUERTE / AGENTE REDUCTOR CONJUGADO DÉBIL

AGENTE OXIDANTE DÉBIL / AGENTE REDUCTOR CONJUGADO FUERTE

ELECTROLISIS - Una diferencia de potencial generado por una fuente externa produce una reacción redox no espontánea - La corriente circula en + sentido contrario a los electrones. - Para que se produzca + electrolisis, la diferencia de potencial que se reducción oxidación aplica debe ser Igual o mayor que la fem de la pila que funcionara en sentido contrario

CÁLCULOS EN PROCESOS ELECTROLÍTICOS • En la reacción Mz+(aq) + z eM (s) si circulan ne moles de electrones por la cuba electrolítica, los moles de metal M que se depositan son: 𝑄 𝑛𝑒 = 𝑄 = 𝐼 .𝑡 𝐹 𝑛𝑒 Q , carga eléctrica( C) I, intensidad de corriente ( A) T, tiempo (s)

𝑛𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 =

Combinando las tres expresiones:

𝑛𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 =

𝑧

𝐼. 𝑡 9,65.104 . 𝑧

ne, moles de electrones Q, carga( C) F, constante de Faraday = 9,65.104C mol-1