Tema 6Tema 6

Reacciones de transferencia Reacciones de transferencia de electronesde electrones

Oxidación-reducciónOxidación-reducción

CONTENIDOCONTENIDO

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.10.- Electrolisis: Leyes de Faraday.11.- Corrosión de metales

Combinación de las especies químicas con el oxígeno:

Oxidación: Fe + ½ O2 FeO

Reducción: CuO + H2 Cu + H2O

¿Existen reacciones en las que no interviene el oxígeno?

Fe + S FeS

1.- Concepto tradicional de oxidación-reducción.

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 REDOXREACCIONES REDOX

Reacción de oxidación-reducción: Aquélla en la que ocurreuna transferencia de electrones.

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

Semirreacción de oxidación Zn pierde electrones: se oxida; es el agente reductor

Semirreacción de reducción Cu2+ gana electrones: se reduce; es el agente oxidante

Zn Zn2+ + 2e-

Cu2+ + 2e- Cu

Intervienen dos pares redox conjugadosZn2+/ZnCu2+/Cu

CO + ½ O2 CO2

¿Cómo poner de manifiesto la transferencia electrónica?

Mediante los estados de oxidación

A cada elemento se le asigna un estado de oxidación:

Una reacción será redox si hay cambios en dichos estados.

CO + ½ O2 CO2

0 -2-2+2 +4

VentajasProporciona un mecanismo para reconocer reacciones redox

Ayuda a ajustar reacciones redox

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 HCO3- ?

3.- Número de oxidación.

1.- Los elementos libres (estado sin combinar) tienen un número de oxidación igual a cero.

Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4

2.- El número de oxidación del oxígeno es generalmente –2, excepto en peróxidos, en que es –1. Ejemplos: peróxido de hidrógeno o agua oxigenada, H2O2 o sus sales O2

2-

3.- 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 –1.

4.- En iones monatómicos, el número de oxidación es igual a la carga en el ion.

Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2

5.- Los metales del grupo 1 (alcalinos) son +1, los metales de 2 (alcalino-terreos) son +2 y el flúor es siempre –1

6.- 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

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.

4.- Ajustes de reacciones de oxidación- reducción.

Ajuste redox en forma iónica

1.

¿Como se ajusta una reacción en la que se oxida el Fe2+ a Fe3+ mediante Cr2O7

2- en una solución ácida?

Fe2+ + Cr2O72- Fe3+ + Cr3+

2. Separar la ecuación en dos semirreacciones.

Oxidación:

Cr2O72- Cr3+

+6 +3

Reducción:

Fe2+ Fe3+

+2 +3

3. Ajustar por inspección todos los elementos que no sean ni oxígeno ni hidrógeno en las dos semirreacciones.

Cr2O72- 2Cr3+

+6 +3

4. Para reacciones en medio ácido, agregar H2O para ajustar los átomos de O y H+ para ajustar los átomos de H.

Cr2O72- 2Cr3+ + 7 H2O

14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

Agregar electrones en el lado apropiado de cada una de las semirreacciones para balancear las cargas.

Fe2+ Fe3+ + 1e-

6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

Si es necesario, igualar el número de electrones en las dos semirreacciones multiplicando cada una de las reacciones por un coeficiente apropiado.

6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-

6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

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.

6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-Oxidación:

Reducción:

14H+ + Cr2O72- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O

Verificar que el número de átomos y las cargas estén ajustadas.

14x1 – 2 + 6x2 = 24 = 6x3 + 2x3

Para reacciones en solución básica, agregar (OH)- en ambos lados de la ecuación por cada H+ que aparezca en la ecuación.

6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

http://www.educaplus.org/play-86-Reacciones-redox.html

pág. 169-171: Ejemplos

pág. 171: actividad 4,5,

pág. 201: 1, 2

pág. 172: Ejemplo ,

pág. 173: Ejemplo, actividad 6

pág. 174: Ejemplo,

pág. 201: 3-15

5.- Estequiometría de las reacciones redox.

Sistemas electroquímicos: Aquéllos en los que ocurrenreacciones de transferencia de electrones.

Zn + Cu2+ Zn2+ + CuZn

Cu2+

SO42-

Zn2+

Cu

Reacción por contacto directo.Así no es un dispositivo útil para generarcorriente eléctrica.

Pila electroquímica: Dispositivo en el que se produce unacorriente eléctrica (flujo de e- a través de un circuito) gracias auna reacción espontánea (pila galvánica o voltaica) o en quese utiliza corriente eléctrica para llevar a cabo una reacciónquímica no espontánea (célula electrolítica).

6.- Electroquímica.

Zn Zn2+ + 2e-

Oxidación

Cu2+ + 2e- CuReducción

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu(s)

(-) (+)

7.- Células galvánicas o pilas galvánicas: Pila Daniell. GalvanicCell.swf

La corriente eléctrica fluye debido a una diferencia de potencial entrelos 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 leasigna el valor de potencial cero: Electrodo estándar de hidrógeno.

2 H+ (aq) + 2 e- H2 (g) º = 0.00 V

8.- Electrodos: Potencial de electrodo.

• Se construyen pilas con un electrodode hidrógeno y otro que cuyo potencialqueramos averiguar y se mide la femde la pila.

• Dicha fem será el potencial estándardel otro electrodo.

8.- Electrodos: Potencial de electrodo.

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.: Zn2+ + 2e- Zn º = 0.76 VCu2+ + 2e- Cu º = +0.34 V

Más tendencia a reducirse; más oxidante

9.-Potencial de una pila: espontaneidad de la reacción.

La fem de una pila se calcula como: º = º(cátodo) º(ánodo)

[reducción] [oxidación]

Para que funcione la pila (reacción espontánea): º > 0

p.ej.: 0.34 – (0.76) = 1.10 V

9.-Potencial de una pila: espontaneidad de la reacción.

pág. 179: actividad 7, 8

pág. 185: Ejemplo

pág. 186: Ejemplo, actividades 9-13pág. 188-189: Ejemplos, actividades 14-15 pág. 202: 16-25

10.- Electrolisis: Leyes de Faraday.

ELECTROQUÍMICA

REACCIÓN QUÍMICA

REACCIÓN QUÍMICA

CORRIENTE ELÉCTRICA

CORRIENTE ELÉCTRICA

PILAS

una Una

produce produce

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 .

27

ELECTROLISIS DE UNA SAL FUNDIDA, NaCl

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.

Ánodo Cl Cl eCátodo Na e Na

( ):( ):

2 22 2 2

2

E E E E E Vocátodoo

ánodoo

Nao

Cl Clo /Na / ' ' '

2271 136 4 70

2NaCl (Ä ) 2Na + Cl2

ELECTROLISIS DEL AGUA

Hay que aplicar una ddp > 1’23 V.

Se produce el doble de H2 que de O2

Para facilitar el proceso hay que añadir un poco de ácido sulfúrico (no volátil)

Cátodo ducción H e HÁnodo Oxidación OH O H O e

acción global H O H Ol g g

( ):Re( ):

Re : ( ) ( ) ( )

2 22 1

2 212

2

2 2

2 2 2

ELECTROLISIS DE UNA SAL DISUELTA

Según el potencial de reducción del catión puede que en el cátodo ocurra una reacción inesperada.

Si Ered catión < Ered de hidrógeno, será éste último el que se reduzca

Como se reducen los H+ quedan los OH-

¿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, 16electrolysis.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.

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 96500 Culombios multiplicada por el número de electrones captados o cedidos en el proceso

-- e nºe Fꞏnº

Q sdepositado moles nº

ꞏ96500

ꞏtI

Matemáticamente ambas leyes se resumen con la siguiente ecuación:

Q= Carga eléctrica (C)F= constante de FaradayNº e - = número de electrones intercambiadosI = Intensidad de corriente (A)T= tiempo (s)

pág. 195: Ejemplo

pág. 203: 34

pág. 204: 37-45

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.

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

© Editorial ECIR. Química 2º Bachillerato.

Electrorrefinado del Cu.

• ¿En qué consiste?

• La corrosión del hierro

• La corrosión del aluminio

• ¿Cómo se puede prevenir?

- Recubrimientos

- Protección catódica

11.- Corrosión de metales

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.

¿En qué consiste?

• La corrosión del hierro

Formación de herrumbre, óxido férrico, Fe2O3

(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 H2O y el O2 atmosférico) :

Oxidación del hierro metálico a Fe(II):

Oxid. (ánodo): Fe (s) Fe2+(aq) + 2e–

Red. (cátodo): O2(g) + 4 H+(aq) + 4e– 2 H2O(l)

La reacción global es:

Fe(s) + 1/2 O2 (g) + 2H+(ac) –> Fe2+(ac) + H2O (l)

ETAPA 2:

Oxidación del Fe2+ a Fe3+ :4 Fe2+(aq) + O2(g) + 4 H2O(l) 2 Fe2O3(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

Al3+/Al ) = -1,66 V

Una situación análoga ocurre con el Zinc

Zn2+/Zn ) = -0,76 V

Métodos de prevención de la corrosión

- Recubrimientos

• Pintura

• Pasivación: formación del óxido de hierro , Fe2O3;, 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.