Redox.

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1 redox

2 Reacciones de transferencias de electrones

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4 NO3-→NO2 o NO o NH4+ ClO3- →Cl-
redox OXIDACIÓN Pérdida de electrones o aumento en el número de oxidación Cu  Cu2+ + 2e– REDUCCIÓN Ganancia de electrones o disminución en el número de oxidación Ag+ + 1e– Ag Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción. El reductor se oxida y el oxidante se reduce. Zn (reductor) + Cu+2(oxidante) → Zn+2+ Cu Oxidantes: No metales libres (O2, Cl2, etc.)Cationes metálicos (Ce4+, Cu2+, etc.) Iones poliatómicos (NO3-, Cr2O72-, MnO4-, etc.) MnO4-→Mn+2 o MnO2 MnO2 →Mn+2 (ion manganoso o manganeso (II)) Cr2O72-→ Cr+3 (ion cromo (III) o ion crómico NO3-→NO2 o NO o NH ClO3- →Cl- Reductores: No metales libres (C, S, H2, etc.)Cationes metálicos (Fe2+, Sn2+, Cu+, etc.) Iones poliatómicos (NO2-, SO32-, S2O32- ión tiosulfato, C2O42- anión del ácido etanodioico u oxálico, etc.)Gases (CO, NO, SO2, etc.)Metales (Zn, Cu, etc.) H2S (S-2) →S 2 I-→I2 SO32-→SO42- AJUSTAR: 1º Identificar los átomos que cambian su estado de oxidación 2º Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos del elemento que se oxida o reduce, después los oxígenos poniendo agua y por último los hidrógenos poniendo protones 3º Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones loes electrones perdidos en la oxidación coincidan con los ganados en la reducción.4º Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox. (Si la redox es en medio básico sumar tantos OH- como H+ nos hayan salido para que quede básica) Recuerda: öxidos y compuestos covalentes Cl2 etc no se disocian PILAS. Redox espontánea ΔG < 0 ΔG= -n.F.Eº por lo que Eºpila > 0 para que sea espontánea -Ánodo (oxidación) + cátodo (reducción) Eº de referencia electrodo normal de hidrógeno (1 M, 1 atm, 25 ºC) Se reduce la especie que tenga mayor potencial de reducción y se oxida y por tanto se le cambia de signo al potencial de la especie que se oxida. Epila = Ecátodo – Eánodo Predecir o justificar reacciones redox: Metal(sólido) + HCl → M+n disuelto+ H2↑ Eº=? Metal1 + sal metal 2→ salmetal1 + metal2 Eº=? Las sales de Cu+2 son azules Cu + HNO3→ Cu(NO3)2azul + NO o NO2 pardos + H2O Realizar estequiométricos con la redox ajustada. Determinar riqueza P. Ej en hierro en acero y minerales Fe2+ Fe3+

5 5. Ajustar reacciones de oxidación-reducción y aplicarlas a problemas estequiométricos. Saber el significado de potencial estándar de reducción de un par redox, predecir, de forma cualitativa, el posible proceso entre dos pares redox y conocer algunas de sus aplicaciones como la prevención de la corrosión, la fabricación de pilas y la electrólisis. Se trata de saber si, a partir del concepto de número de oxidación, reconocen este tipo de reacciones mediante el cambio en el número de oxidación, indicando el oxidante, el reductor, la especie que se oxida y la que se reduce,, las ajustan empleando semireacciones en medio ácido o básico, en forma molecular o iónica, con una sola especie que se oxide o reduzca entre los oxidantes (O2, Cl2, Cu2+, Ag+, NO3–, CrO42–, Cr2O72–, MnO4–) y los reductores (C, S, H2, Zn, Mg, Fe2+, Sn2+, Cu+,: NO2–, SO32–, C2O42–, CO, NO, SO2), y las aplican a la resolución de problemas estequiométricos y al cálculo de cantidades de sustancias intervinientes en procesos electroquímicos (deposición de metales, electrolisis del agua o de sales fundidas).

6 También si, empleando las tablas de los potenciales estándar de reducción de un par redox, predicen, de forma cualitativa, la posible evolución de estos procesos interpretando datos de potenciales redox y usándolos para predecir el sentido de reacciones en las intervengan, así como la estabilidad de unas especies químicas respecto a otras, comprobando experimentalmente el poder oxidante o reductor de unas especies frente a otras ( metales frente a ácidos oxidantes o no oxidantes, Cu + HCl o HNO3 metales frente a disoluciones de cationes metálicos). Cu + Zn SO4 También se evaluará si conocen y valoran la importancia que, desde el punto de vista económico, tiene la prevención de la corrosión de metales y las soluciones a los problemas ambientales que el uso de las pilas genera Asimismo deberán describir los procesos electroquímicos básicos implicados en la fabricación de cinc o aluminio en el Principado de Asturias. Asimismo, debe valorarse si son capaces de describir los elementos e interpretar los procesos que ocurren en las CÉLULAS ELECTROQUÍMICAS Y EN LAS ELECTROLÍTICA, mediante experiencias tales como: la construcción de una pila Daniell, la realización de procesos electrolíticos como deposiciones de metales, la electrolisis del agua, etc.

7 Oxidantes Se reducen Reductores Se oxidan
O2, Cl2, Cu2+, Ag+, NO3–, CrO42–, Cr2O72–, MnO4– Se reducen O2/H2O Cl2 / Cl- Cu2+/ Cu Ag+/Ag NO3– / NO2 NO N2 CrO42– / Cr3+ Cr2O72– /Cr3+ MnO4– / Mn2+ MnO2 Reductores Se oxidan C, S, H2, Zn, Mg, Fe2+, Sn2+, Cu+,: NO2–, SO32–, C2O42–, CO, NO, SO2 Fe3+

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10 OXIDACIÓN Pérdida de electrones o aumento en el número de oxidación
Cu  Cu2+ + 2e– REDUCCIÓN Ganancia de electrones o disminución en el número de oxidación Ag+ + 1e– Ag Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción.

11 Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:
Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido KMnO4 + H2SO4 + KI  MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.: +1 +7 – – – – – –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.

12 Reducción: MnO4– + 8 H+ + 5e–  Mn2+ + 4 H2O
Ejemplo: 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: Oxidación: 2 I–  I2 + 2e– Reducción: MnO4– + 8 H+ + 5e–  Mn H2O

13 Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido KMnO4 + H2SO4 + KI  MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O
Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan: Ox.: 5 x (2 I–  I2 + 2e–) Red.: 2 x (MnO4– + 8 H+ + 5e–  Mn H2O Reacción global: 10 I– + 2 MnO4–  5 I Mn H2O H e– e–

14 2 KMnO4 + 8 H2SO4 +10 KI  2 MnSO4 + 5 I2 + 6 K2SO4 + 8 H2O
Ejemplo: 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: 2 KMnO4 + 8 H2SO4 +10 KI  2 MnSO4 + 5 I2 + 6 K2SO4 + 8 H2O La 6 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.

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

16 Sumamos 8 OH- a los dos miembros
Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos: Oxidación: Cr 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. Cr H2O  CrO42– + 8 H+ + 3e– Sumamos 8 OH- a los dos miembros Cr H2O + 8 OH-  CrO42– + 8 H+ + 8 OH- 3e– Cr OH–  CrO42– + 4 H2O + 3e– Se observa que sale lo mismo 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.

17 Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan: Ox.: 2 x (Cr OH– CrO42– + 4 H2O + 3e–) Red.: ClO3– + 3 H2O + 6e–  Cl– + 6 OH– Reacción global: 2 Cr OH– + ClO3–  2 CrO42– + 8 H2O + 3 H2O + 6 e– e– + Cl– + 6 OH– 2 Cr OH– + ClO3–  2 CrO42– + 5 H2O + Cl–

18 Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox: 1 Cr2(SO4) 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.

19 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 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 e–  Mn H2O)·2 R. global: 2 MnO4– + 16 H Cl–  2 Mn Cl2 2 KMnO HCl  2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 +2 KCl 100 g de KMnO4 .(1 mol/158 g de KMnO4) . (5 moles de Cl2/2 moles de KMnO4).(22,4 l de Cl2 en C.N./1 mol de Cl2 = 35,44 L

20 Tipos de reacciones redox (según su espontaneidad)
Reacciones espontáneas:∆ G<0 Se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química: Pilas voltaicas (Cuba electroquímica) Reacciones no espontáneas: ∆ G>0 Se producen sustancias químicas a partir de energía eléctrica suministrada: Electrólisis (Cuba electrolítica)

21 Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.

22 Pilas con hidrógeno

23 Reducción (cátodo): Cl2(g) + 2e– 2Cl–(aq)
Razonar si será espontánea la siguiente reacción redox: Cl2(g) + 2 I– (aq) 2Cl– (aq) + I2 (s) La reacción dada es la suma de las siguientes semirreacciones: Reducción (cátodo): Cl2(g) + 2e– 2Cl–(aq) Oxidación. (ánodo): I–(aq)  I2 (s) + 2e– Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que Epila > 0: Epila = Ecatodo – Eánodo = +1’36 V – 0’54 V = +0’72 V > 0 luego es espontánea (las moléculas de Cl2 tienen más tendencia a reducirse que las de I2). (El cloro se reduce en presencia de iones ioduro)

24 Red. (cátodo): Ag+(aq) + 1e– Ag(s)
Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NO3)2 y un electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO3 . ¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será el voltaje de la pila correspondiente? (Dato potenciales de reducción) ¿Qué especie se reduce? La que tenga mayor potencial de reducción. En este caso la Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg. Red. (cátodo): Ag+(aq) + 1e– Ag(s) Oxid. (ánodo): Mg(s)  Mg2+(aq) + 2e– Epila = Ecatodo – Eánodo = +0,80 V – (–2,37 V) Epila = 3,17 V

25 Practica

26 El agua oxigenada comercial es una disolución de agua oxigenada (H2O2) en agua destilada con una concentración variable: del 3 al 30%. Esta concentración se suele indicar en “volúmenes”, expresión que nos indica el volumen de oxígeno que puede desprender un volumen determinado de la disolución, así si un agua oxigenada es de 10 volúmenes quiere decir que 1litro de esa disolución tiene una cantidad de agua oxigenada tal que es capaz de desprender 10 litros de oxígeno, medidos en Condiciones Normales cuando se produce su descomposición según la reacción: 2 H2O22 H2O + O2 , donde 2 moles de agua oxigenada (34 gramos) desprenden 1mol de oxígeno gaseoso, el cual en condiciones normales ocupa 22,4 litros

27 KMnO4+ H2O2+ H2SO4K2SO4+ MnSO4+ O2+ H2O
2. ( MnO H+ + 5 e-  Mn H2O) 5( H2O e-  O2+ 2 H+ 2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4  K2SO MnSO4+ 5 O2 + 8 H2O La redox tiene lugar en medio ácido, por lo que se debe recordar el ácido sulfúrico que va en el erlenmeyer Se lee en la bureta la cantidad de disolución de permanganato gastado y se calcula la concentración del agua oxigenada Ajuste la reacción que tiene lugar en el proceso Determinar la concentración de la disolución inicial de agua oxigenada, expresándola como Molaridad. ¿Cuál será la concentración del agua oxigenada inicial expresada en volúmenes? ¿Qué indicador se utiliza en esta volumetría? Razone la respuesta

28 KMnO4+ H2O2+ H2SO4 K2SO4+ MnSO4+ O2+ H2O
La redox tiene lugar en medio ácido, por lo que se debe recordar el ácido sulfúrico que va en el erlenmeyer KMnO4+ H2O2+ H2SO4 K2SO4+ MnSO4+ O2+ H2O

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