Unidad 5 Reacciones de oxidación-reducción
1. Reacciones de oxidación-reducción Oxidación: proceso por el cual un reductor pierde electrones. Reducción: proceso por el cual un oxidante gana electrones. Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
5.Reacciones de oxidación-reducción 2. Número de oxidación Número de oxidación: número de cargas eléctricas que tendría un átomo de un compuesto si se asignasen los electrones del enlace al átomo más electronegativo. Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
4. Estequiometría de los procesos redox 4.1Tipos de procesos redox Combinación: S + O2 → SO2 Descomposición: 2 HgO → 2Hg + O2 Desplazamiento: Cl2 + 2 NaBr → 2NaCl + Br2 Dismutación: Br2 + NaOH → NaBr + NaBrO3 + H2O Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
4. Estequiometría de los procesos redox 4.2 Valoraciones Masa equivalente: masa de una sustancia que reacciona o produce un mol de e- eq(gramos)= Mm/ nº e- En valoraciones tendremos en cuenta que nº eq oxidante= nº eq reductor 2 HgO → 2Hg + O2 Indicadores redox: sustancias que detectan el cambio del potencial de disolución En general ajustaremos la reacción y realizaremos los cálculos estequiométricos pertinentes Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
5. Celdas electroquímicas Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
5. Celdas electroquímicas Pila Daniell. a) Con puente salino. b) Con tabique poroso Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
5. Celdas electroquímicas 5.1 Definición: Permite obtener corriente eléctrica a partir de redox espontánea 5.2 Partes de una celda Electrodos ánodo oxidación – cátodo reducción + Hilo conductor Sistema que separa las celdas: Tabique poroso o puente salino Permite obtener corriente eléctrica a partir de redox espontánea Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
5. Celdas electroquímicas 5.3 Potencial de electrodo: Electrodo de referencia: electrodo de hidrógeno: 2 H+ (aq, 1M) + 2 e- → H2 (g, 1 atm); E0 = 0,00 V 5.4 Potencial de una celda electroquímica, E: Diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo.
5. Celdas electroquímicas 5.6 Serie electroquímica Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
5. Celdas electroquímicas 5.6 Serie electroquímica Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
5. Celdas electroquímicas 5.6 Efecto de la concentración en el potencial Ecuación de Nernst: Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
5. Celdas electroquímicas 5.7 Espontaneidad de una reacción redox Una reacción es espontánea si su potencial es positivo G = - n · F · Ecelda Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción 6. Electrólisis 6.1 Concepto: Se produce una reacción química a partir de energía eléctrica 6.2 Diferencias con la pila Daniell: Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción 6. Electrólisis 6.1 Tipos Electrólisis del agua Electrólisis en agua de a) NaCl; b) CuSO4 6.2 Aspectos cuantitativos Ley de Faraday de la electrólisis: La masa depositada o liberada en un proceso electrolítico es proporcional a la cantidad de electricidad que ha pasado por la cuba. Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
6. Electrólisis 6.2 Aspectos cuantitativos Ley de Faraday de la electrólisis: La masa depositada o liberada en un proceso electrolítico es proporcional a la cantidad de electricidad que ha pasado por la cuba. 1,6022·10-19C/e- x 6,0022·1023 e-/mol = 96485 C· /mol (carga de un mol de electrones= Faraday) Para una misma cantidad de electricidad que pase por varias cubas conectadas en serie, las masas depositadas o liberadas en los electrodos son proporcionales a sus respectivos equivalentes químicos, es decir que 1 F deposita o libera un equivalente de sustancia q=I·t q= cantidad de electricidad t= tiempo I= intensidad de corriente Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción
I t q 1/F ne 1/z n metal Mm m metal 6. Electrólisis 6.2 Aspectos cuantitativos Ley de Faraday de la electrólisis: El esquema del cálculo se puede resumir del siguiente modo I t q 1/F ne 1/z n metal Mm m metal En la reacción de reducción del ion Cu 2+: Cu2+ (aq) +2e- Cu(s) Se necesitan 2 mol de electrones para que se deposite 1 mol de átomos de Cu nmetal = ne/z La cantidad de electrones, ne que circula se puede determinar a partir de la carga eléctrica, Q y de la cte de Faraday, F, que es la carga por mol de electrones ne = q/F Y la carga eléctrica, q, se calcula a través de la intensidad de corriente (I) y el tiempo(t) durante el cual circula. q = I·t
7. Aplicaciones de la electrólisis a) Celda cloro-álcali. b) Purificación de cobre a) Hierro galvanizado. b) Protección de una tubería con magnesio Unidad 5.Reacciones de oxidación-reducción