REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES, REDOX REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN - PowerPoint PPT Presentation

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REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES, REDOX REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

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REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES, REDOX REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

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  1. animación video REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES, REDOX REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN Cuando veas este icono púlsalo para observar una animación que aparecerá en tu explorador Cuando veas este icono púlsalo para observar una vídeo que aparecerá en tu explorador Algunos archivos que hacen funcionar animaciones no puedo enviarlos en el “pack” por correo electrónico porque los servidores de correos no permiten enviar este tipo archivos (.exe). Lo mismo ocurre con algunos videos (en este caso por tamaño) El que quiera estos archivos que hable conmigo y se los grabo en una flash

  2. Reacciones redox. Introducción, historia • Existe un grupo muy importante (y numeroso) de reacciones en las que el mecanismo de la reacción consiste en la “transferencia” de electrones de unas especies químicas a otras. • Se denominan “reacciones de oxidación-reducción” o “reacciones redox” ¿Por qué? Desde la antigüedad se conocen algunos ejemplos muy típicos: Algunas especies químicas (sobre todo metales) reaccionaban con el oxigeno formando un óxido de mayor peso molecular que (la especie inicial). Por eso se llaman oxidaciones a este tipo de reacciones!!

  3. Reacciones redox. Introduccion, historia • Ejemplos típicos de oxidaciones: • Oxidaciones “simples” (pueden ser reacciones “suaves”): • Combustiones (son reacciones violentas): • Corrosión de metales: Nota: Esta reacción se produce en varias etapas y subreacciones (ver anexo al final)

  4. Reacciones redox. Introducción, historia Algunos compuestos del oxigeno perdían el oxigeno formando un óxido de menor peso molecular que (la especie inicial). Al perder oxigeno (desoxidarse) la masa de los compuestos era menor, se reducía!! Por eso se llaman reducciones a este tipo de reacciones!! Nota: a veces el oxigeno saliente se combinaba con hidrógeno o era sustituido por éste, por eso a las reacciones con hidrogeno se les llamaba también reducciones. • Reduccion de metales (con H): Nota: esta valencia anómala del Fe se explica porque en realidad el mineral esta formado por 2 óxidos FeO·Fe2O3 • Reduccion del CO Disminuye la pro-porción de oxígeno

  5. Reacciones redox. Concepto tradicional • Tradicionalmente se define la oxidación como un proceso químico en el que hay ganancia de oxígeno por parte de un compuesto. Ejemplo: el hierro se combina con el oxígeno y forma un nuevo compuesto llamado óxido de hierro. Se dice que el hierro se ha oxidado. • Tradicionalmente se define la reducción como un proceso químico en el que hay pérdida de oxígeno por parte de un compuesto. • La reducción es un proceso inverso a la oxidación. • Ejemplo: si calentamos óxido de mercurio, obtenemos mercurio metal, y se desprende el oxígeno

  6. oxidación CH4 CH3OH  HCHO  HCOOH  CO2E.O.: –4 –2 0 +2 +4% O: 0 50 53,3 69,6 72,7 reducción Reacciones redox. Concepto tradicional Por esto tradicionalmente (y todavía hoy): • El término OXIDACIÓN se usó para indicar que un com-puesto incrementaba la proporción de átomos de Oxígeno. • Igualmente, se utilizó el termino de REDUCCIÓN para indicar una disminución en la proporción de oxígeno (en ocasiones esto va asociado a un aumento de la proporción de hidrógeno).

  7. Reacciones redox. Introducción • Posteriormente se descubrió que estas reacciones sólo son casos particulares de otro tipo más general de reacciones. • Éstas se caracterizan porque en ellas hay una transferencia de electrones de unos elementos o especies químicas a otras. Ejemplo: Formación de NaCl • Reaccion de Oxidación: El reactivo pierde electrones, decimos que se ha oxidado • Reaccion de Reducción: El reactivo gana electrones, se dice que se ha reducido

  8. Número de Oxidación • Es evidente que las reacciones de oxidación y reducción siempre van por parejas, no puede haber una reacción de oxidación sin una reducción. • Por eso se llaman reacciones de oxidación-reducción o (abreviadamente) reacciones redox. • Para entender las reacciones redox, es necesario entender y utilizar un concepto familiar: el número de oxidación.

  9. Número de Oxidación REPASO NUMERO DE OXIDACIÓN (N.O) (o estado de oxidación E.O): • “Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos” • En los enlaces covalentes polares hay que suponer que la pareja de electrones compartidos están totalmente desplazados hacia el elemento más electronegativo. • El E.O. no tiene porqué ser la carga real que tiene un átomo, aunque a veces coincide.

  10. Número de Oxidación REPASO • Reglas para asignar el número de oxidación (N.O.): • El N.O. de un elemento puro (sin combinar) es cero. • El número de oxidación de una molécula es cero. • El N.O. del hidrógenocombinado es +1, excepto en los hidruros (metálicos), donde su N.O.es –1. • El N.O. del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su N.O. es –1. • El N.O. de los metales alcalinos (Li, Na, …) siempre es +1, el de los alcalinotérreos (Be, Mg, Ca …) es +2

  11. Número de Oxidación REPASO • Otras Reglas menos importantes (N.O.): • El número de oxidación de los halógenos (F, Cl, Br, I) en los hidrácidos (halogenuros de hidrogeno) y sus respectivas sales (halogeno+metal) es –1. En los otros compuestos puede ser positivo (+1,+3,+5,+7) (excepto el fluor que siempre es -1 por ser el elmento más electronegativo) • El número de oxidación de los iones monoatómicos es la carga del ión • El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo (y numéricamente igual a la carga del ión). • El número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2.

  12. Número de Oxidación Número de oxidación más comunes (N.O.):

  13. Ejemplos de cálculo de estados de oxidación (E.O.). REPASO Ejemplos • CO2 : el átomo de C forma dos enlaces covalentes con dos átomos de O (más electronegativo que el C). Comparte los 4e– , pero para saber cuales son los E.O. hay que suponer que el C los pierde, y que el O los gana, con lo cual la carga que tendría el C sería “+4” y la del O “–2”  E.O. (C) = +4; E.O. (O) = –2. • El S tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con un elemento más electronegativo (por ejemplo O). SO SO2 SO3 +2 -2 +4 2(-2) +6 3(-2)

  14. Cálculo de estado de oxidación (E.O.). REPASO • La suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0. Ejemplo 3: Calcular el E.O. del S en ZnSO4 E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2; +2 + E.O.(S) + 4 · (–2) = 0  E.O.(S) = +6 Ejemplo 4: (Ejer 1 pag 260) Calcular los estados de oxidación de cada unos de los elementos en los siguientes compuestos e iones:

  15. Número de Oxidación Ejemplos: (cont. Ejer 1 pag 260) 2(+1) 7(-2) 2(+6) +4 2·(-2) 2(+1) 3(-2) +4 2(+1) -2 0 +4 2·(-2) 2(+1) 4(-2) +6 +3 -4 4(+1) 3(-2) +3 2(-2) +6 4(-2) +4 3(-2)

  16. Reacciones Redox: Definiciónes y terminología 2·0 +2 2·(-1) 0 Esta reacción redox esta compuesta de dos semireacciones: Semireacción de oxidación:Cuando un átomo o grupo de átomos cede electrones, aumentando su número de oxidación. Semireacción de reducción:Cuando un átomo o grupo de átomos gana electrones, disminuyendo su número de oxidación. Insistimos: Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción!!

  17. Reacciones Redox: Definiciónes y terminología 2·0 +2 2·(-1) 0 Agente Oxidante es toda especie química que capta electrones, y por consiguiente disminuye su estado de oxidación. (El Cloro en este caso) Agente Reductores toda especie química que cede electrones, y por consiguiente aumenta su estado de oxidación. (El Hierro en este caso) El oxidante, al ganar e− se reduce, produciendo la oxidación de otra especie (el reductor). El reductor al ceder e− se oxida, produciendo la reducción de otra especie (el oxidante). En estas reacciones existe una transferencia de electrones desde la sustancia que se oxida (reductor) a la que se reduce (oxidante).

  18. oxidante1 reductor2 oxidante2 reductor1 Reacciones Redox: Definiciónes y terminología • Pares redox: De forma análoga a lo que ocurría en las reac-ciones ácido-base, las especies químicas en las reacciones redox forman pares conjugados • El agente oxidante y su forma reducida (Cl/Cl-) forman un par conjugado redox. • El agente reductor y su forma reducida (Fe/Fe2+) forman un par conjugado redox. • Cuanto más fuerte sea una agente reductor más débil es su oxidante conjugado y viceversa Oxidación Reducción

  19. Reacciones redox. Introduccion, historia • Nota: Las reacciones de oxidación se pueden clasificar, según la velocidad de reacción en: • lentas, como la oxidación del hierro; • rápidas, como las combustiones; • instantáneas, como las deflagraciones y detonaciones. • Recuerda: La combustión (y la deflagración) es una rápida reacción de oxidación entre un combustible (agente reductor que cede electrones al oxidante) y un comburente (agente oxidante que capta electrones del combustible) que se caracteriza por la emisión de luz y calor.

  20. Reacciones Redox: Cuestión de Selectividad (Marzo 98) Ejercicio A: Formule, complete y ajuste las siguientes reacciones, justificando de que tipo son: a) Cloruro de hidrógeno más amoniaco. b)Carbonato cálcico más calor. c)Cloro más sodio. d)Ácido sulfúrico más zinc metal • HCl + NH3 NH4Cl b)CaCO3  CaO + CO2 (H<0) • ½ Cl2 + Na  NaCl E.O: 0 0 +1 –1 d)H2SO4 + Zn  ZnSO4 + H2 E.O: +1 +6 –2 0 +2 +6 –20 Ácido-base. No cambia ningún E.O. Descomposición. No cambia ningún E.O. Redox Redox

  21. Reacciones Redox: Ejemplos Ejemplo:Comprobar que la reacción de formación de hierro: Fe2O3 + 3 CO  2 Fe + 3 CO2 es una reacción redox. Indicar los E.O. de todos los elementos antes y después de la reacción. Fe2O3 + 3 CO  2 Fe + 3 CO2 E.O: +3 –2 +2 –2 0 +4 –2 Reducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0” luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones). Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4” luego se oxida (en este caso pasa de compartir 2e– con el O a compartir los 4 electrones).

  22. Reacciones Redox: Ejemplos Ejemplos: (Ejer 4 pag 260) En cada una de las siguientes reacciones, asigna los estados de oxidación de cada elemento e identifica la oxidación, la reducción el agente oxidante, y el reductor: a) b) c) d) e) f)

  23. +1 3(-2) +5 +1 0 -1 a) b) +2 4(-2) +6 c) +2 4(-2) +6 Reacciones Redox: Ejemplos Ojo!!! No se escribe!! así los óxidos no se disocian!!! 0 0

  24. Reacciones Redox: Ejemplos d) e) f)

  25. Introducimos un electrodo de cobre en una disolución de AgNO3, (nitrato de plata) De manera espontánea el cobre se oxidará pasando a la disolución como Cu2+. Mientras que la Ag+ de la misma se reducirá pasando a ser plata metálica: a) Cu  Cu2+ + 2e– (oxidación) b) Ag+ + 1e– Ag (reducción). Ejemplo: Cu +2AgNO3  2Ag+ Cu(NO3)2

  26. video video video Ejemplo: Cu +2AgNO3  2Ag+ Cu(NO3)2 You tube El archivo que hace funcionar esta animación no puedo enviarlo en el “pack” por correo electrónico porque los servidores de correos no permiten enviar este tipo archivos (.exe). Lo mismo ocurre con algunos videos (en este caso por tamaño) El que quiera estos archivos que hable conmigo y se los grabo en una flash

  27. Al introducir una láminade cinc en una disolución de Pb(NO3)2 (nitrato de plomo) La lámina de Zn se recubre de una capa de plomo: a) Zn Zn2+ + 2e– (oxidación) b) Pb2+ + 2e– Pb (reducción). Ejemplo: Zn + Pb(NO3)2  Pb + Zn(NO3)2

  28. animación Ejemplo: Zn + Pb(NO3)2  Pb + Zn(NO3)2

  29. Al añadir HCl(ac) sobre Zn(s) se produce ZnCl2 y se desprende H2(g) que, al ser un gas inflamable, produce una pequeña explosión al acercarle un cerilla encendida. Ejemplo: Zn + 2HCl(aq)  ZnCl2 + H2

  30. animación video Ejemplo: Zn + 2HCl(aq)  ZnCl2 + H2

  31. Ajuste de reacciones redox • Las reacciones redox son difíciles de ajustar por simple tanteo. • Se tienen que cumplir un balance de masa y un balance de carga. • Para facilitar su ajuste, se suele utilizar dos métodos: • El método del cambio de valencia o del número de oxidación. • El método del ión-electrón.

  32. Ajuste de reacciones redox:método del ión-electrón • El método del ión-electrón. • Se utiliza para reacciones en disolución acuosa • Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga (los electrones que se pierden en la oxidación son los mismos que los que se ganan en la reducción). • Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y después igualar el nº de e– de ambas, para que al sumarlas los electrones desaparezcan.

  33. +1 3(-2) +5 +2 2·3(-2) 2(+5) Ajuste Redox: Ejemplo El método del ión-electrón tiene los siguientes pasos: 1) Identificar los elementos que cambian de número de oxidación. 0 0 2) Identificar las especies ionicas y/o moleculares que existen realmente en la disolución. 3) Escribir las dos semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos.

  34. Ajuste Redox: Ejemplo 3) Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan 4) Sumar las reacciones parciales. 5) Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox (en el el ejemplo, el ion NO3–) y comprobando que toda la reacción queda ajustada.

  35. Ajuste Redox: Ejemplo 6) Finalizar el ajuste de la ecuación química por tanteo.

  36. Ajuste de reacciones en disolución acuosa ácida o básica. • Si en una disolución intervienen iones poliatómicos con O (ej SO42–), el ajuste se complica pues aparecen también iones H+, OH– y moléculas deH2O. • En medio ácido: • Los átomos de O que se pierdan en la reducción van a parar al agua (los que se ganen en la oxidación provienen del agua). • Los átomos de H provienen del ácido. • En medio básico: • Los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierdan en la reducción) provienen de los OH–,necesitándose tantas moléculas de H2O como átomos de oxígeno se ganen o pierdan.

  37. Ajuste redox en medio ácido Ejemplo:KMnO4 + H2SO4 + KI  MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O • Primera:Identificar los átomos que cambian su E.O.: • +1 +7 –2 +1 +6 –2 +1 –1+2 +6 –2 0 +1 +6 –2 +1 –2 • KMnO4 + H2SO4 + KI  MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O • Moléculas o iones existentes en la disolución: • KMnO4  K+ + MnO4– • H2SO4 2 H+ + SO42– • KI  K+ +I– • MnSO4 Mn2+ + SO42– • K2SO4  2K+ + SO42– • I2 y H2O están sin disociar. Oxidación: 2 I– I2 Reducción: MnO4–  Mn2+

  38. Ajuste redox en medio ácido KMnO4 + H2SO4 + KI  MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O • Segunda:Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos. El ajuste de los O y los H se hace añadiendo moleculas de agua (H2O) e iones H+. Oxidación:2 I– I2 + 2e– Reducción:MnO4–  Mn2+ Los 4 átomos de O del MnO4– han ido a parar al H2O, pero para formar ésta se han necesitado además 8 H+. +8H+ + 5e– + 4H2O

  39. Ajuste redox en medio ácido • Tercera:Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan: Oxidac.:5x (2 I– I2 + 2e–)Reduc.:2x (MnO4– + 8 H+ + 5e–  Mn2+ + 4 H2O Reacción global: 10I– + 2MnO4– + 16 H+ + 10 e–  5I2 + 2Mn2+ + 8H2O+ 10e–

  40. Ajuste redox en medio ácido KMnO4 + H2SO4 + KI  MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O • Cuarta:Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox, (los cationes y aniones se escriben “juntos” formando el compuesto de donde vienen): • La 6 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo. 10I– + 2MnO4– + 16 H+  5I2 + 2Mn2+ + 8H2O 2KMnO4 + 8H2SO4 +10KI  2 MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 + 8H2O

  41. Ejercicio autocorregible Intenta ajustar la siguiente reacción y sigue las instrucciones, el propio programa te co-rregirá si te equivocas y evaluará como lo estas haciendo. Puedes encontrar muchos más ejemplos autocorregibles en: http://www.educaplus.org/play-86-Reacciones-redox.html

  42. Problema de Selectividad(Septiembre 98) Ejercicio B: a) Ajuste la siguiente reacción escribiendo las semirreacciones de oxido-reducción que se producen:HClO + NaCl  NaClO + H2O + Cl2 b)Calcule el volumen de disolución de ácido hipocloroso 0,1M que sería necesario utilizar para obtener 10 gramos de cloro. Datos: Masas atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1 a)Oxidación: 2 Cl– – 2 e– Cl2 Reducción: 2 ClO– + 4 H+ + 2 e– Cl2 + 2 H2O R. global:2 Cl– + 2 ClO– + 4 H+  2 Cl2 + 2 H2O 4 HClO+ 2 NaCl 2 Cl2 +2 NaClO + 2 H2O Se pueden dividir por 2 todos los coeficientes: 2 HClO + NaCl  Cl2 + NaClO + H2O b) 2 mol 71 g———— = ———  n(HClO) = 0, 28 mol n(HClO) 10 g V= n/Molaridad = 0, 28 mol/0,1 molxl–1 =2,8 L

  43. Problema de Selectividad(Septiembre 98) Ejercicio B: Para saber más (sólo para curiosos) Comentario sobre los pares redox implicados en la reacción redox:Las reacciones redox tienen que ir por parejas, una de reducción y otra de oxidación. El Cl en ClO- tiene estado de oxidación +1,a si que está especie sólo puede reducirse a Cl2 gaseoso. En principio existen 2 posiblidades para la reacción de oxiadción:Opción 1:Red: 2 ClO– + 4 H+ + 2 e– Cl2 + 2 H2O (Ered=1,63V)Oxi: 2 Cl– – 2 e– Cl2 (Eoxi=-1.36)----------------------------------------------------- Ereaccion=0,27VOpción 2:Red: 2 ClO– + 4 H+ + 2 e– Cl2 + 2 H2O (Ered=1,63V)Oxi: Cl– – 2e– ClO- (Eoxi=-1.46)----------------------------------------------------- Ereaccion=0,17VPor eso en principio la opción 1 es la más favorecida, pero el ajuste se podría haber hecho igual suponiendo la opción 2: Red: 2 ClO– + 4 H+ + 2 e– Cl2 + 2 H2O Oxi: H2O+ Cl– – 2e– ClO- + 2H+ ------------------------------------------------------------------------- Reacción global: 2H+ + Cl-+ 2 ClO–  ClO- + Cl2 + 2 H2O

  44. Ejemplo: Ajuste redox en medio básico Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH  K2CrO4 + KCl+ K2SO4 + H2O • Primera:Identificar los átomos que cambian su E.O.: +3 +6 –2 +1 +5 –2 +1–2 +1 +1 +6 –2 +1 –1 +1 +6 –2 +1 –2 Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH  K2CrO4 + KCl+ K 2SO4 + H2O Moléculas o iones existentes en la disolución: • Cr2(SO4)3 2Cr3+ + 3 SO42– • KClO3 K+ +ClO3– • KOHK+ + OH– • K2CrO4 2 K+ + CrO42– • KClK+ + Cl– • K2SO4  2K+ + SO42– • H2O está sin disociar. Oxidación: Cr3+  CrO42– Reducción: ClO3–  Cl–

  45. Ejemplo: Ajuste redox en medio básico Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH  K2CrO4 + KCl+ K2SO4 + H2O • Segunda:Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos (los átomos de O y H se ajustan añadiendo moléculas de agua e iones OH–): Oxidación:Cr3+ + 8 OH– CrO42– + 4 H2O + 3e– Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO4– provienen de los OH– existentes en el medio básico. Se necesitan el doble pues la mitad de éstos van a parar al H2O junto con todos los átomos de H. Reducción:ClO3– + 3 H2O + 6e–  Cl– + 6 OH– Se precisan tantas moléculas de H2O como átomos de O se pierdan. Así habrá el mismo nº de O e H.

  46. Ejemplo: Ajuste redox en medio básico Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH  K2CrO4 + KCl+ K2SO4 + H2O • Tercera:Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan: Oxidac.:2 x(Cr3+ + 8 OH– CrO42– + 4 H2O + 3e–)Reduc.:ClO3– + 3 H2O + 6e–  Cl– + 6 OH– Reacción global: 2 Cr3+ + 16 OH– + ClO3–  2 CrO42– + 8 H2O + 3 H2O + 6 e– + 6 e– + Cl– + 6 OH– 2 Cr3+ + 10 OH– + ClO3–  2 CrO42– + 5 H2O + Cl– 10

  47. Ejemplo: Ajuste redox en medio básico Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH  K2CrO4 + KCl+ K2SO4 + H2O • Cuarta:Escribir la reacción química completa utilizan-do los coeficientes hallados y añadiendo las molécu-las o iones que no intervienen directamente en la reacción redox: 1 Cr2(SO4)3 + 10 KOH + 1 KClO3 2 K2CrO4 + 5 H2O + 1 KCl + 3 K2SO4 La 3 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo. 1Cr2(SO4)3 +10 KOH +1KClO3 2K2CrO4 +5H2O +1KCl +3K2SO4 Puedes encontrar muchos más ejemplos autocorregibles en: http://www.educaplus.org/play-86-Reacciones-redox.html

  48. Ejercicio C: Problema de Selectividad(Reserva 98) Cuando se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido clorhídrico se obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II) y cloro molecular. a) Ajuste y complete la reacción . Calcule los pesos equivalentes del oxidante y del reductor. b)Calcule el volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico. Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H= 1,0. R = 0,082 atm L K-1 mol-1. a)Oxidación: (2 Cl– – 2 e– Cl2)·5 Reducción:(MnO4– + 8 H+ + 5 e– Mn2+ + 4 H2O)·2 R. global: 2 MnO4– + 16 H+ + 10 Cl–  2 Mn2+ + 5 Cl2 2 KMnO4 + 16 HCl  2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 +2 KCl

  49. Ejercicio C: (continuac) a)Oxidación: (2 Cl– – 2 e– Cl2)·5Reducción: (MnO4– + 8 H+ + 5 e– Mn2+ + 4 H2O)·2R. global: 2 MnO4– + 16 H+ + 10 Cl–  2 Mn2+ + 5 Cl22 KMnO4 + 16 HCl  2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 +2 KCl Masa equivalente Oxidante: KMnO4 (158/5) g/eq = 31,6 g/eq Reductor: HCl (36,5/1) g/eq = 36,5 g /eq b) 2 KMnO4 + 16 HCl  5 Cl2 + 2 MnCl2 + 8 H2O +2 KCl 2·158 g 5·22,4 L———— = ————  V(Cl2) = 35,44 L 100 g V(Cl2)

  50. animación Tipos de reacciones redox (según su espontaneidad). • Reacciones espontáneas: • Se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química): • Pilas voltaicas • (también pilas o celdas galvánicas) • Reacciones no espontáneas: • Se producen sustancias químicas a partir de energía eléctrica suministrada): •  Electrólisis (en celdas electrolíticas)