1.- Estados de oxidación Ej. H2 , Cl2, HNO3, NH4+, SO4-2

Presentación del tema: "1.- Estados de oxidación Ej. H2 , Cl2, HNO3, NH4+, SO4-2"— Transcripción de la presentación:

1 1.- Estados de oxidación Ej. H2 , Cl2, HNO3, NH4+, SO4-2 2.- Reacciones de oxidación reducción (Redox) Una reacción en la cual hay cambios en el número de estado oxidación de al menos dos átomos, siendo uno de ellos un aumento y el otro una disminución. Ejemplo: Fe + Cu+2  Fe Cu

2 3.- Igualación de ecuaciones Redox
3.1 Método del ión-electrón o de las semi-reacciones 5 etapas fundamentales: 1.- identificar la especie que se esta oxidando y reduciendo 2.- Escribir separadamente las semi-reacciones para los procesos redox 3.- Igualar las semi-recciones con respecto a los átomos y cargas electricas. 4.- Igualar el número de electrones de las semi-recciones 5.- Combinar las semi-reacciones igualadas para obtener la ecuación Redox final.

3 A.- Medio ácido A.- Medio ácido (H+) Cu + NO3-  Cu+2 + NO2 Ejemplo: 1.- I- + AsO4-3  I2 + AsO2 - B.- Medio básico (OH-) Cl2  Cl- + ClO3- Ejemplo: 1.- BrO- + Cr(OH)4-  Br- + CrO4-2

4 4.- Pilas galvánicas. Sistemas electroquímicos: Aquéllos en los que ocurren reacciones de transferencia de electrones. Zn Cu2+ SO42- Zn + Cu2+ ® Zn2+ + Cu Cu Reacción por contacto directo. Así no es un dispositivo útil para generar corriente eléctrica. Zn2+ Pila electroquímica: Dispositivo en el que se produce una corriente eléctrica (flujo de e- a través de un circuito) gracias a una reacción espontánea (pila galvánica o voltaica) o en que se utiliza corriente eléctrica para llevar a cabo una reacción química no espontánea (célula electrolítica).

5 John Frederic Daniell (1790-1845)
(-) (+) Pila Daniell John Frederic Daniell ( ) Zn ® Zn2+ + 2e- Oxidación Cu2+ + 2e- ® Cu Reducción Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu(s)

6 La corriente eléctrica fluye debido a una diferencia de potencial entre los dos electrodos, llamada fuerza electromotriz (fem, De). (-) (+) Unidades: voltios (V) Fuerza impulsora DG = Welec = - q×De q = n F ; F = C×mol-1 DG = - n F De

7 DG = - n F De Michael Faraday (1791-1867)
Reacción espontánea: DG < 0 Þ De > 0 Reacción no espontánea: DG > 0 Þ De < 0 (la reacción espontánea será la inversa) Equilibrio: DG = 0 Þ De = 0 (no se produce energía eléctrica; la pila se ha agotado) En condiciones estándar: DGº = - n F Deº (Concentraciones de los iones = 1 M)

8 En lugar de tabular valores de Deº de todas las pilas, tabulamos potenciales de electrodo
Se escoge un electrodo de referencia al que por convenio se le asigna el valor de potencial cero: Electrodo estándar de hidrógeno. 2 H+ (aq) + 2 e- « H2 (g) eº = 0.00 V Se construyen pilas con un electrodo de hidrógeno y otro que cuyo potencial queramos averiguar y se mide la fem de la pila. Dicha fem será el potencial estándar del otro electrodo.

9 Se tabulan potenciales estándar (eº) de reducción
ß Serie electroquímica A mayor eº, mayor tendencia a reducirse tiene la especie oxidada del par redox (más oxidante es). p.ej.: Zn2+ + 2e- « Zn eº = V Cu2+ + 2e- « Cu eº = V Más tendencia a reducirse; más oxidante Zn + Cu 2+  Zn2+ + Cu La fem de una pila se calcula como: Deº = eº(cátodo) - eº(ánodo) [reducción] [oxidación] p.ej.: 0.34 – (-0.76) = 1.10 V Para que funcione la pila (reacción espontánea): Deº > 0

10 Predecir si las siguientes reacciones serán o no espontáneas.
Ejercicios. Predecir si las siguientes reacciones serán o no espontáneas. a.- Cd+2 + Cu  Cd + Cu+2 b.- Br Cl-  2 Br_ + Cl2 Datos: Cd+2  Cd E° = volts Cu+2  Cu E° = 0.34 volts Br2  2 Br_ E° = volts Cl2 +  2 Cl- E° = 1.36 volts