Reacciones oxidación-reducción

Presentación del tema: "Reacciones oxidación-reducción"— Transcripción de la presentación:

1 Reacciones oxidación-reducción
Objetivo: Definir conceptos de oxidación y reducción ,relacionarlos con los estados o numero de oxidación.

2 Oxidación es el proceso en el que un elemento o compuesto gana oxígeno
Historia El término OXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la proporción de átomos de Oxígeno. Igualmente, se utilizó el termino de REDUCCIÓN para indicar una disminución en la proporción de oxígeno. Oxidación es el proceso en el que un elemento o compuesto gana oxígeno Reducción es el proceso en el que un elemento o compuesto pierde oxígeno El Ca se oxida, ya que gana oxígeno 2Ca + O CaO CoO + 2H Co + H2O El Co se reduce, ya que pierde oxígeno

3 Definición actual OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento en el número de oxidación). Ejemplo: Cu  Cu2+ + 2e– REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación). Ejemplo: Ag+ + 1e– Ag Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción. Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción.

4 Estado de oxidación Estado de oxidación (o número de oxidación) de un átomo en una molécula Es un número que se le asigna y que indica de modo aproximado la estructura electrónica de ese átomo en esa molécula Regla general de asignación de estados de oxidación (e.o.): se imagina la situación límite (no real) de que los electrones de un enlace se hayan transferido completamente al átomo más electronegativo del enlace el estado de oxidación de cada átomo es la carga que tiene tras esta operación mental e.o. positivo: el átomo pierde total o parcialmente electrones en la molécula respecto al átomo aislado neutro e.o. negativo: el átomo gana total o parcialmente electrones en la molécula respecto al átomo aislado neutro

5 Estado de oxidación Reglas básicas de asignación de estados de oxidación: Los e.o. de los átomos en sus compuestos de determinan aplicando las reglas siguientes, en orden, hasta donde sea necesario: El e.o. de un átomo individual sin combinar químicamente con otros elementos es 0 La suma de los e.o. de todos los átomos de una molécula neutra es 0; la de todos los átomos de un ión es la carga del ión En sus compuestos, los metales alcalinos (Grupo 1) tienen e.o. +1 y los alcalinotérreos (Grupo 2) tienen e.o. +2 En sus compuestos, el e.o. del F es -1 En sus compuestos, el e.o. del H es +1 En sus compuestos, el e.o. del O es -2 En sus compuestos binarios con metales, los elemetos del Grupo 17 (F, Cl, ...) tienen e.o. -1, los del Grupo 16 (O, S, ...) tienen e.o. -2, y los del Grupo 15 (N, P, ...) tienen e.o. -3

6 Cálculo de estado de oxidación (E.O.).
La suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0. Ejemplo: Calcular el E.O. del S en Zn(SO4)2 E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2; +2 + E.O.(S) + 4 · (–2) = 0  E.O.(S) = +6 Si se trata de un ion monoatómico es igual a su carga.

7 Ejemplos de cálculo de estados de oxidación (E.O.).
CO2 : el átomo de C forma dos enlaces covalentes con dos átomos de O más electronegativo que él. 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.

8 Estado de oxidación Ejercicios: calcular los estados de oxidación de los siguientes compuestos.

9 Ejemplo: Cu +AgNO3 Introducimos un electrodo de cobre en una disolución de AgNO3, 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).

10 Identificar una reacción redox y balancearla por método ion- electrón

11 Oxidación, reducción y reacción de oxidación-reducción o redox
aumento del e.o. o pérdida de electrones Reducción: disminución del e.o. o ganancia de electrones Reacción redox o de oxidación-reducción: reacción de transferencia de electrones, en la que algunos elementos se oxidan y otros se reducen Oxidante: reactivo que gana electrones y se reduce Reductor: reactivo que cede electrones y se oxida

12 Oxidación, reducción y reacción de oxidación-reducción o redox
gana electrones pierde electrones y se reduce de +3 a 0 y se oxida de +2 a +4 es el oxidante es el reductor se reduce a se oxida a gana electrones pierde electrones y se reduce de +1 a 0 y se oxida de 0 a +2 es el oxidante es el reductor se reduce a se oxida a

13 Ajustes de reacciones redox
Método del ión-electrón Descomponer los compuestos en sus iones –los que se formarían en disolución acuosa-. Identificar elementos que cambian su número de oxidación y escribir semirreacciones iónicas de oxidación y de reducción. Ajustar las semirreacciones como si éstas tuviesen lugar en medio ácido, con la ayuda de H+ y de H2O. Ajustar los átomos que no sean H ni O Ajustar los O, utilizando H2O Ajustar los H, utilizando H+ Ajustar la carga utilizando e- Sumar las semirreacciones ponderadas de modo que se equilibre el número de electrones. Los H+ y H2O auxiliares se eliminarán automáticamente en este paso. Completar la reacción con los compuestos o iones que no participan en las oxidaciones y reducciones. Obtener los compuestos que se habían disociado en iones en el paso 1. a partir de esos mismos iones

14 Etapas en el ajuste redox
Ejemplo: Zn + AgNO3  Zn(NO3)2 + Ag Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O. Zn(0)  Zn(+2); Ag (+1)  Ag (0) Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos: (Zn, Ag+, NO3–, Zn2+, Ag) Oxidación: Zn  Zn2+ + 2e– Reducción: Ag+ + 1e–  Ag

15 Etapas en el ajuste redox (cont).
Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan. En el ejemplo se consigue multiplicando la segunda semirreacción por 2. Oxidación: Zn  Zn2+ + 2e– Reducción: 2Ag+ + 2e–  2Ag R. global: Zn + 2Ag+ + 2e–  Zn2+ + 2Ag + 2e–

16 Etapas en el ajuste redox (cont).
Cuarta: 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: Zn + 2 AgNO3  Zn(NO3)2 + 2 Ag

17 Ajuste de reacciones en disolución acuosa ácida o básica.
Si en una disolución aparecen iones poliatómicos con O (ej SO42–), el ajuste se complica pues aparecen también iones H+, OH– y moléculas de H2O. 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.

18 Ajustes de reacciones redox globales
Ejemplo: 1. 2+3. 3.2 3.3 3.4 4.

19 Ajustes de reacciones redox globales
5. 6.

20 Electroquímica Rama de la química que estudia la relación entre la energía eléctrica y la energía química. Si la reacción química es capaz de producir electricidad se habla de una pila electroquímica. Si en cambio es necesario aplicar electricidad para producir una reacción química se trata de electrólisis.

21 Celdas Celdas galvánicas: también denominadas voltaicas o pilas. Aprovechan la reacción redox espontánea para producir energía eléctrica. Celdas electrolíticas: requieren de una fuente externa de energía eléctrica para generar una reacción química redox no espontánea.

22 Celdas galvánicas

23 Celdas galvánicas Las pilas o celdas galvánicas esta formada por dos compartimentos: las semiceldas. En una de las semiceldas se produce la oxidación y en la otra la reducción Cada semicelda esta formada por un electrodo sumergido en una solución iónica Las semiceldas están conectadas por un circuito externo, que conduce los electrones generados en la semicelda de la oxidación y por un puente salino, que generalmente tiene la forma de una U invertida, que cierra el circuito eléctrico.

24 Potencial de celda La celda convierte la energía que se genera de forma espontánea (∆G) en esta reacción en energía cinética de los electrones, lo que da lugar a la corriente eléctrica Esta corriente fluye desde el electrodo negativo (ánodo) hacia el cátodo (electrodo positivo). Este flujo se debe a una diferencia de voltaje o potencial eléctrico entre los dos electrodos de la celda, lo cual se conoce como potencial de celda (E celda) o fuerza electromotriz (fem)

25 Potenciales de electrodos
Cada uno de los electrodos introducidos posee un potencial determinado, pero estos no se pueden medir de forma aislada, así que su valor se determina respecto a un electrodo estándar(1 atm de presión y 25° C) al que se le asigna un valor arbitrario que es = 0 2H+(1M) + 2e-  H2 (1atm) E°=0,00 V Electrodo de hidrógeno

26 Potenciales de semiceldas
Si se construye una celda con electrodo de cobre y otro con electrodo estándar de hidrógeno, se obtiene experimentalmente un potencial de celda de +0,34 V. Las semirreacciones de la celda son: SRO: H2(g) 2H+(ac)+2e- E°cátodo=0,00 V SRR:Cu2+(ac)+ 2e-  Cu(s) E°ánodo=? Reacción de celda: Cu2+(ac)+H2(g)Cu(s)+2H+(ac) E° celda= 0,34V

27

28 POTENCIAL DE CELDA Al sumar los potenciales de las semi-reacciones tal como están escritas E° ánodo + E° cátodo : E° celda Ejemplo celda formada por Zn(s)|Zn2+(aq) // Cu2+(aq)|Cu(s) Cu2+(ac)+ 2e-  Cu(s) E°= +0,34 V (REDUCE) (Cátodo) Zn2+ (ac) + 2e-  Zn (s) E° = - 0,76 V  (Forma Reducida) Invertir Zn (s) Zn2+ (ac) + 2e- E° = +0,76 V (Ánodo) (+0,76 V) + (+0,34 V) = 1,10 V  Potencial de la celda

29 Espontaneidad de reacciones redox
Las reacciones redox que proceden sin la ayuda de factores externos de denominan espontáneas Los potenciales de electrodo se pueden estudiar como funciones termodinámicas, ya que el signo de la fem de la celda nos da a conocer si efectivamente la reacción redox es espontanea o no.

30 Espontaneidad de reacciones redox
Para que una ecuación redox sea espontánea, la suma de sus potenciales de reducción de media celda debe ser positiva. Por ejemplo, considere la reacción del cobre metálico con el ion plata. Los valores de potencial de media celda son: La semicelda que posea el potencial de reducción mas positivo será el agente oxidante mas fuerte, por lo tanto sufrirá reducción. Todo lo contrario pasara con la semicelda que posea el potencial mas bajo o negativo, ya que pasara a ser el agente reductor y se oxidará, por ende Cu 2+(ac) + 2e- Cu(s) E°=+0,34 Pasará a ser: E° ánodo + E° cátodo= E° celda (-0,34 V)+(+0,80 V)= E° celda E° celda = +0,46 V  Espontánea Cu 2+(ac) + 2e- Cu(s) E°=+0,34 Ag+(ac) + e- Ag(s) E°=+0,80 Cu(s)  Cu 2+(ac) + 2e- E°=-0,34

31 Espontaneidad de reacciones redox
Pero para determinar si realmente una reacción redox es realmente espontánea Semireacciones anteriores: Ag+(ac) + e- Ag(s) Cu(s)  Cu 2+(ac) + 2e- Reacción global: 4  Espontánea !!! De esta manera se llega a la condición decisiva para predecir si una reacción redox será espontánea o no Una reacción será espontánea si la pila formada por sus dos semireacciones tiene una fem positiva. “A medida que la Fem es más positiva          mayor espontaneidad del proceso”

32 Notación de una celda galvánica
Ej: La reacción redox entre el Zn y Cu en una celda Galvanica se escribe y representa de la siguiente forma:

33 NOTACIÓN DE UNA CELDA GALVANICA
FORMA SIMPLIFICADA DE LA CELDA

34 Celdas electrolíticas
Electrólisis: Es cuando en una celda se utiliza electricidad de una fuente externa para producir una reacción química no espontánea. Por ejemplo: Producción de Cl2 e H2 en solución de NaCl Electrorrefinación del Cu

35 Electrólisis del Sulfato de Cobre
Cu2SO4 + H2O Cu+2 + SO4-2 + H+ + HO- Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, el ion cobre se mueve hacia el cátodo, adquiere dos electrones y se deposita en el electrodo como elemento cobre. El ion sulfato, al descargarse en el electrodo positivo, es inestable y se combina con el agua de la disolución formando ácido sulfúrico y oxígeno. 2Cu+2  2Cu - 4e- 2HO- O2 + 2H+ + 4e- 2Cu2SO4 + 2H2O  2Cu ° + 2H2SO4 + O2

36 Corrosión Proceso natural redox por el cual se destruye la superficie de un metal. Esta se asimila a una celda electrolítica El Hierro expuesto al aire húmero se oxida a ion ferroso (Fe+2) Los electrones liberados en el ánodo reducen al oxígeno atmosférico a agua en el cátodo Los iones Fe2+ son oxidados por el oxígeno a Fe3+ en presencia de agua, transformándose en óxidos hidratados, lo que se llama herrumbre