Electroquimica I Reacciones de óxido-reducción

1. Cátedra de Química General e Inorgánica Electroquimica IReacciones de óxido-reducción Dra. Susana Llesuy 11 de octubre de 2005

2. Reacciones de óxido-reducción Son reacciones químicas en las cuales comprenden la transferencias de electrones de una especie a otra.

3. Comportamiento de Ag+(ac) y Zn 2+(ac) en presencia de cobre

4. Semicelda electroquímica Oxidación Oxidación: Pérdida de electrones. aumenta el número de oxidación. Cu0 (s)→ Cu2+(ac) + 2 e- Reducción Reducción: Ganancia de electrones. Disminuye el número de oxidación. Cu2+(ac) + 2 e- → Cu0 (s)

5. Reacciones de óxido-reducción Son reacciones químicas en las cuales las sustancias experimentan un cambio en el número de oxidación.

6. NÚMERO DE OXIDACIÓN. Definimos el número de oxidación ( o estado de oxidación) de un átomo en una sustancia como la carga actual del átomo si existe como ion monoatómico, o una carga hipotética asignada al átomo en la sustancia mediante reglas simples.

7. Reglas para la asignación de número de oxidación. • elementos : el numero de oxidación de un átomo en un elemento es cero. • iones monoatómicos: el numero de oxidación de un átomo en un ion monoatómico es igual a la carga en el ion. • oxígeno: el numero de oxidación del oxigeno es -2 en la mayor parte de sus compuestos.(una excepción es O en H2O2 y otros peróxidos, en donde el numero de oxidación es -1) • hidrógeno: el numero de oxidación del hidrógeno es +1 en la mayor parte de sus compuestos. (El numero de oxidación el hidrógeno es -1 en compuestos binarios con un metal, por ejemplo CaH2). • halógeno: el numero de oxidación del fluor es -1 en todos sus compuestos. Cada uno de los otros halógenos (Cl,Br,I) tiene un numero de oxidación de -1 en compuestos binarios, excepto cuando el otro elemento es otro halógeno arriba de el en la tabla periódico, o el otro elemento es oxigeno. • compuestos e iones: la suma de los números de oxidación en un compuesto es cero . La suma de los número de oxidación de los átomos en un ion poliátomico es igual a la carga sobre el ion.

8. Numero de oxidación de los elementos en sus compuestos

9. Conceptos básicos • Oxidación: Pérdida de electrones. • Aumenta el número de oxidación. • Zn0(s) Zn2+(ac)+ 2 e • Reductor: Es la sustancia que se oxida. Es una especie que reduce a otra especie.

10. Reducción: Ganancia de electrones. Disminuye el número de oxidación. Zn2+(ac)+ 2 e Zn0 (s) Oxidante: Es la sustancia que se reduce. Es una especie que oxida a otra especie. Conceptosbásicos

11. Concepto de oxido-reducción oxidación Agente reductor (se esta oxidando) Zn (s) + Cu2+(aq) Zn 2+ (aq) + Cu (s) Agente oxidante (se esta reduciendo) reducción

12. 2 H+ + 2e-H2 Zno Zn2+ + 2e- 2 H+ + ZnoH2 + Zn2+ Par redox Reducción Oxidación

13. Conceptos básicos • Las reacciones de oxido reduccion son procesos simultáneos. • Siempre se mantiene el principio de electroneutralidad.

14. Reacciones comunes de oxido-reducción • reacciones de combinación. Es una reacción en la cual dos sustancias se combinan para formar una tercera sustancia. • reacciones de descomposición. Es una reacción en la cual un solo compuesto reacciona para dar dos o mas sustancias. • reacciones de desplazamiento. Es una reacción en la cual un elemento reacciona con un compuesto desplazando un compuesto de él. • reacciones de combustión. Es una reacción en la cual una sustancia reacciona con oxigeno, usualmente con la liberación rápida de calor para producir una flama.

15. S ardiendo en el aire para dar SO2 H2 ardiendo en el aire para dar agua Mg Na +Cl2 NaCl Al +Br2 Al3Br Reacciones redox

16. S ardiendo en el aire para dar SO2 H2 ardiendo en el aire para dar agua Mg Reaccion redox de combinación Na(s) + ½ Cl2 NaCl 0 0 +1 -1 Al +Br2 Al3Br

17. S ardiendo en el aire para dar SO2 H2 ardiendo en el aire para dar agua Mg Reaccion redox de combinación 2Al(s) +3 Br2 2AlBr3 0 0 +3 -1 Na +Cl NaCl Reacciones redox

18. 2HgO(s) 2 Hg(l) + O2(g) 2KClO3(s) 2 KCl(s) + O2(g) Reacciones de descomposición

19. 2Na(s) + H2O(l) 2NaOH(ac) +H2(g) Ca(s) +2H2O(l) Ca(OH)2(s) +H2(g) Reacciones de desplazamiento de H2

20. Desplazamiento de halógeno KBr(ac) 2KBr(ac)+Cl2(g) 2KCl(ac)+Br2(l)

21. Reacciones de desplazamiento de metales Cu(s)+2Ag+(ac) Cu2+(ac)+ 2Ag(s) Zn+CuSO4 ZnSO4+ Cu Cu+2AgNO3 Cu(NO3)2+ Ag Zn(s)+Cu2+(ac) Zn 2+(ac)+ Cu(s)

22. Fe(s)+2H+(ac) Fe2+(ac)+ H2(g) Mg(s)+2H+(ac) Mg2+(ac)+ H2(g) Zn(s)+2H+(ac) Zn2+(ac)+ H2(g) Reacciones desplazamiento con ácido clorhídrico

23. Reacción de desplazamiento Cu0 → Cu2+(ac) + 2e- NO3-(ac)+ 2H+(ac)+ 2e-→NO2(g)+ H2O

24. Desplazan el hidrógeno del vapor Serie de actividad de los elementos Desplazan el hidrógeno del agua fría Desplazan el hidrógeno de los ácidos No reaccionan con los ácidos para dar H2

25. H2 2 H+ + 2e- O2 + 2e- O2- S ardiendo en el aire para dar SO2 H2 ardiendo en el aire para dar agua Mg Reaccion redox de combustión H2 + O2H2 O Na +Cl NaCl Al +Br2 Al3Br Reacciones redox

26. S ardiendo en el aire para dar SO2 H2 ardiendo en el aire para dar agua Mg Na +Cl NaCl Al +Br2 Al3Br Reacciones redox Reaccion redox de combustión 0 0 +4 -2 S(s) + O2 (g) SO2(g)

27. S ardiendo en el aire para dar SO2 H2 ardiendo en el aire para dar agua Mg Na +Cl NaCl Al +Br2 Al3Br Reacciones redox Reacción redox de combinación. 0 0 +2 -3 Mgo +N2 Mg3N2 nitruro de magnesio 0 0 +2 -2 Mgo(s)+ ½ O2(g) MgO óxido de magnesio

28. Energía eléctrica Energía química Procesos electroquímicos Procesos redox Electroquímica Estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química

29. Cu2+ + Mgo Cuº + Mg2+ Par redox

30. Cu2+ + Mgo Cuº + Mg2+ Cu2+ + 2e- Cuº Mgo Mg2+ + 2e- Par redox Reducción Oxidación

31. Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0 Experiencia de John Daniell

32. Pilas galvánicas o voltaicas Una pila es un dispositivo donde se utiliza una reacción química espontánea para generar corriente eléctrica. Celda electroquímica: Está formada por dos electrodos, que son conductores metálicos que hacen contacto eléctrico con el contenido de la pila y un electrolito que actúa como conductor de iones.

33. Zn Cu Zn (ánodo) Cu (cátodo) Puente salino

34. Reacciones de Zn y Cu

35. Reacciones de Zn y Cu voltímetro ánodo cátodo Puente salino algodón solución solución es oxidado es reducido en el ánodo en el cátodo a a Reacción neta

36. Electrodo de referencia Es el electrodo de hidrógeno en condiciones estándar [ H+ ] = 1 M Sobre un conductor H2 a1 atm sólido inerte (Platino) Se le asigna Eº = 0 V 2 H+ (aq) + 2 e- H2 (g)

37. Electrodo de hidrógeno operando en condiciones estándar Pt, hilo Tubo de vidrio que contiene H2(g) electrodo Burbujas de H2(g)

38. Voltímetro Voltímetro H2(g, 1 atm) 2H+(ac, 1M) + 2e 2H+(ac, 1M) + 2e H2(g, 1 atm) Zn(s) Zn2+(ac,1M) + 2e Cu2+(ac, 1M) + 2e Cu(s) Celdas que operan en condiciones estándar

39. 1) Proporciona una superficie en la que pueden disociarse las moléculas de hidrógeno H2 2 H+ + 2 e - Porque el electrodo de platino? 2) Sirve como conductor eléctrico eléctrico para el circuito externo.

40. Variación del potencial de reducción en la tabla periódica. Los valores más negativos se encuentran a la izquierda (reductores) y los positivos a la derecha (oxidantes)

41. Pilas galvánicas o voltaicas Una pila es un dispositivo donde se utiliza una reacción química espontánea para generar corriente eléctrica. Celda electroquímica: Está formada por dos electrodos, que son conductores metálicos que hacen contacto eléctrico con el contenido de la pila y un electrolito que actúa como conductor de iones.

42. La reacción de reducción siempre tiene lugar en el cátodo. La reacción de oxidación siempre tiene lugar en el ánodo. Por convención: El cátodo corresponde al polo positivo de la pila. El ánodo corresponde al polo negativo de la pila. El puente salino se utiliza para unir los dos compartimentos de los electrodos y completar el circuito eléctrico. El más utilizado es el KCl.

43. Voltímetro Flujo de electrones Puente salino Ánodo Cátodo

44. Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0 ánodo cátodo -Zno (s)/ Zn2+(aq) // Cu2+ (aq) / Cuo(s) + 1M 1M significa significa Zn(s) Zn2+(ac,1M) + 2e Cu2+(ac,1M) + 2e Cu(s) Significa puente salino Diagrama de una pila

45. ¿Cómo determinamos cuál especie se oxida y cuál se reduce? Por medio de la tabla de potenciales de reducción.

46. Potenciales de electrodo estándar de reducción en agua a 25 C Semireacción de reducción E(V) Agente oxidante fuerte Agente reductor débil Agente oxidante débil Agente reductor fuerte