reacciones de transferencia de electrones

reacciones de transferencia de electrones

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