QUIMICA GENERAL
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QUIMICA GENERAL. Reacciones Químicas de Oxido Reducción. Aprendizajes esperados: Aplica conceptos y características de las reacciones de óxido reducción en la resolución de problemas. Reconoce que los estados de oxidación de las especies químicas cambian, cuando se oxidan y/o reducen.

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- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -

Presentation Transcript


Reacciones qu micas de oxido reducci n

QUIMICA GENERAL

Reacciones Químicas de Oxido Reducción.


Reacciones qu micas de oxido reducci n

Aprendizajes esperados: Aplica conceptos y características de las reacciones de óxido reducción en la resolución de problemas.

Reconoce que los estados de oxidación de las especies químicas cambian, cuando se oxidan y/o reducen.

Aplica el concepto de semireacción en el balance de ecuaciones redox

Aplica la ecuación de Nerst en la resolución de problemas.


Contenidos

Contenidos

  • Transformaciones químicas y Estado de Oxidación.

  • Redox: reacciones óxido-reducción.

  • Semi-reacciones de oxidación y de reducción.

  • Equilibrio redox en medio ácido y básico.

  • Potencial de Electrodo estándar.

  • La Ecuación de Nerst.


Reacciones qu micas de oxido reducci n

2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s)

2Mg 2Mg2+ + 4e-

O2 + 4e- 2O2-

Los procesos electroquímicos consisten en reacciones de oxido-reducción en las cuales:

- La energía liberada por una reacción espontánea es convertida en electricidad.

- La energía eléctrica es usada para hacer que una reacción no espontánea ocurra.

0

0

2+

2-

Oxidación (pierde e-)

Reducción (gana e-)


N mero de oxidaci n

Número de oxidación

Es la carga que un átomo tendría en una molécula

(o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente.

  • Los elementos libres o solos (sin combinar) tienen un número de oxidación igual a cero.

Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0

  • En iones monoatómicos, el número de oxidación es igual a la carga del ion.

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

  • El número de oxidación del oxígeno es por lo general -2. En peróxidos como el H2O2 y O2-2 es -1.


Reacciones qu micas de oxido reducci n

¿Cuáles son los números de oxidación de todos los átomos en el (HCO3)-1?

  • El número de oxidación del hidrógeno es +1 excepto cuando esto es vinculado a metales en compuestos binarios. En estos casos, su número de oxidación es -1.

  • Los metales del grupo IA tienen +1, los metales del IIA tienen +2 y el del flúor es siempre -1.

6. La suma de los números de oxidación de todos los átomos en una molécula o en un ión es igual a la carga de la molécula o del ión.

(HCO3)-1

O = -2

H = +1

3x(-2) + 1 + ? = -1

C = +4


Reacciones qu micas de oxido reducci n

Fe2+ + Cr2O72- Fe3+ + Cr3+

+2

+3

Fe2+ Fe3+

+6

+3

Cr2O72- Cr3+

Cr2O72- 2Cr3+

Balances redox

¿Como se balancea una reacción en la que se oxida el Fe2+ a Fe3+ mediante Cr2O72- en una solución ácida?

  • Escribir la ecuación sin balancear en forma iónica.

  • Separar la ecuación en dos semireacciones.

Oxidación:

Reducción:

  • Balancear por inspección todos los elementos que no sean ni oxígeno ni hidrógeno en las dos semireacciones.


Reacciones qu micas de oxido reducci n

Fe2+ Fe3+ + 1e-

6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-

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

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

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

Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

Balances redox

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

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

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


Reacciones qu micas de oxido reducci n

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

6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-

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

Balances redox

  • Unir el lado izquierdo de una semireacción 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:

  • Verificar que el número de átomos y las cargas estén balanceadas.

14x1 – 2 + 6x2 = 24 = 6x3 + 2x3

  • Para reacciones en solución básica, agregar (OH)-1 en ambos lados de la ecuación por cada H+ que aparezca en la ecuación.


Reacciones qu micas de oxido reducci n

Celdas galvánicas

Ánodo

oxidación

Cátodo

reducción

Reacción

redox espontánea


Reacciones qu micas de oxido reducci n

Zn (s) + Cu2+(ac) Cu (s) + Zn2+(ac)

Celdas electroquímicas, galvánicas o voltaicas

La diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo se llama:

-Voltaje de la celda

-Fuerza electromotriz (fem) o

-Potencial de la celda

Diagramas de celdas

[Cu2+] = 1 M & [Zn2+] = 1 M

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

Ánodo

Cátodo


Reacciones qu micas de oxido reducci n

2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm)

Zn (s) Zn2+ (1 M) + 2e-

Zn (s) + 2H+ (1 M) Zn2+ + H2 (1 atm)

Potenciales estándar de reducción

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)

Ánodo (oxidación):

Cátodo (reducción):


Reacciones qu micas de oxido reducci n

2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm)

Potenciales estándar de reducción

El potencial estándar de reducción (E0)es el voltaje asociado con una reacción de reducción en un electrodo cuando todo los solutos se encuentran a 1 M y todos los gases están a 1 atm.

E0= 0 V

Electrodo estándar de hidrógeno (EEH)


Reacciones qu micas de oxido reducci n

E0 = EH /H - EZn / Zn

E0 = Ecathode - Eanode

celda

cell

fem estandar (E0 )

cell

0

0

0.76 V = 0 - EZn /Zn

0

2+

EZn /Zn = -0.76 V

0

2+

Zn2+ (1 M) + 2e- ZnE0 = -0.76 V

Potenciales estándar de reducción

E0 = 0.76 V

celda

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)

0

0

2+

+

2


Reacciones qu micas de oxido reducci n

0.34 = ECu /Cu - 0

0

2+

0

ECu /Cu = 0.34 V

2+

E0 = 0.34 V

E0 = Ecátodo - Eánodo

celda

celda

0

0

H2 (1 atm) 2H+ (1 M) + 2e-

2e- + Cu2+ (1 M) Cu (s)

H2 (1 atm) + Cu2+ (1 M) Cu (s) + 2H+ (1 M)

Potenciales estándar de reducción

Ecelda = ECu /Cu – EH /H

0

0

0

2+

+

2

Pt (s) | H2 (1 atm) | H+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)

Ánodo (oxidación):

Cátodo (reducción):


Reacciones qu micas de oxido reducci n

  • El valor de E° para cada semireacción aparece en la tabla

  • Entre E° sea más positivo mayor será la tendencia de la sustancia para ser reducida

  • Las semireacciones son reversibles

  • El signo de E° se cambia cuando la reacción se invierte

  • La variación de los coeficientes estiquiométricos de una semireacción no altera el valor de E°


Reacciones qu micas de oxido reducci n

Cd2+(ac) + 2e- Cd (s)E0 = -0.40 V

Cr3+(ac) + 3e- Cr (s)E0 = -0.74 V

Cr (s) Cr3+ (1 M) + 3e-

E0 = -0.40 – (-0.74)

E0 = 0.34 V

E0= Ecátodo - Eánodo

celda

celda

celda

2Cr (s) + 3Cd2+ (1 M) 3Cd (s) + 2Cr3+ (1 M)

0

0

2e- + Cd2+ (1 M) Cd (s)

¿Cuál es la fem estándar de una célula electroquímica hecha de un electrodo Cd en 1.0 ms de Cd (NO3) 2 solución y un electrodo Cr en 1.0 ms de Cr (NO3) 3 solución?

x 2

Ánodo (oxidación):

Cátodo (reducción):

x 3


Reacciones qu micas de oxido reducci n

DG0 = -nFEcell

0

0

0

0

0

= -nFEcell

Ecell

Ecell

Ecell

F = 96,500

J

RT

V • mol

ln K

nF

(8.314 J/K•mol)(298 K)

ln K

=

0.0257 V

0.0592 V

log K

ln K

n (96,500 J/V•mol)

=

n

n

=

=

Espontaneidad de reacciones Redox

DG = -nFEcell

n = número de moles de electrones en la

reacción

= 96,500 C/mol

DG0 = -RT ln K


Reacciones qu micas de oxido reducci n

2Ag 2Ag+ + 2e-

2e- + Fe2+ Fe

0

0

2+

+

E0 = EFe /Fe – EAg /Ag

E0 = -0.44 – (0.80)

E0 = -1.24 V

E0

celda

x n

= exp

K =

0.0257 V

0.0257 V

-1.24 V

x2

0.0257 V

ln K

exp

n

¿Cuál es la constante de equilibrio para la reacción siguiente a 250C? Fe2+ (ac) + 2Ag (s) Fe (s) + 2Ag+ (ac)

0

Ecelda

=

Oxidación:

n = 2

Reducción:

K = 1.23 x 10-42


Reacciones qu micas de oxido reducci n

DG0 = -nFE

0

RT

nF

E = E0 -

ln Q

0

0

E =

E =

E

E

0.0257 V

0.0592 V

log Q

ln Q

n

n

-

-

Efecto de la concentración sobre la FEM de la celda

DG = DG0 + RT ln Q

DG = -nFE

-nFE = -nFE0+ RT ln Q

Ecuación de Nernst

A 298


Reacciones qu micas de oxido reducci n

¿Tendrá lugar la siguiente reacciónde forma espontánea a 250 °C si [Fe2+] = 0.60 M y [Cd2+] = 0.010 M?

Fe2+ (ac) + Cd (s) Fe (s) + Cd2+ (ac)

Cd Cd2+ + 2e-

2e- + Fe2+ 2Fe

0

0

2+

2+

E0 = -0.44 – (-0.40)

E0 = EFe /Fe – ECd /Cd

E =

-0.04 V

E0 = -0.04 V

0.010

0.60

0

E =

E

0.0257 V

0.0257 V

ln

ln Q

2

n

-

-

Oxidación:

n = 2

Reducción:

E = 0.013

E > 0

Espontáneo


Reacciones qu micas de oxido reducci n

Zn(Hg) + 2OH- (ac) ZnO (s) + H2O (l) + 2e-

HgO (s) + H2O (l) + 2e- Hg (l) + 2OH-(ac)

Zn(Hg) + HgO (s) ZnO (s) + Hg (l)

Baterías

Batería de mercurio

Anode:

Cathode:


Reacciones qu micas de oxido reducci n

Pb (s) + SO2- (ac) PbSO4 (s) + 2e-

4

PbO2(s) + 4H+(ac) + SO2-(ac)+ 2e- PbSO4(s) + 2H2O (l)

4

Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ (ac) + 2SO2- (ac) 2PbSO4 (s) + 2H2O (l)

4

Baterías

Acumulador de plomo

Anodo:

Cátodo:


Reacciones qu micas de oxido reducci n

Baterías

Batería de litio en estado sólido


Reacciones qu micas de oxido reducci n

La química en acción: el poder de las bacterias

CH3COO- + 2O2 + H+ 2CO2 + 2H2O


Reacciones qu micas de oxido reducci n

Corrosión


Reacciones qu micas de oxido reducci n

Electrólisis del agua

Electrólisis es el proceso en el que se usa energía eléctrica para hacer que una reacción química no espontánea tenga lugar.


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