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

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.

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.


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.


¿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


Fe átomos en el (HCO2+ + 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.


Fe átomos en el (HCO2+ 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.


14H átomos en el (HCO+ + 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.


Celdas galvánicas átomos en el (HCO

Ánodo

oxidación

Cátodo

reducción

Reacción

redox espontánea


Zn átomos en el (HCO(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


2e átomos en el (HCO- + 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):


2e átomos en el (HCO- + 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)


E átomos en el (HCO0 = 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


0.34 = átomos en el (HCOECu /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):


  • El valor de E° para cada semireacción aparece en la tabla átomos en el (HCO

  • 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°


Cd átomos en el (HCO2+(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


D átomos en el (HCOG0 = -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


2Ag 2Ag átomos en el (HCO+ + 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


D átomos en el (HCOG0 = -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


¿Tendrá lugar la siguiente reacción átomos en el (HCOde 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


Zn(Hg) + 2OH átomos en el (HCO- (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:


Pb (s) + SO átomos en el (HCO2- (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:


Baterías átomos en el (HCO

Batería de litio en estado sólido


La química en acción: el poder de las bacterias átomos en el (HCO

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


Corrosión átomos en el (HCO


Electrólisis del agua átomos en el (HCO

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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