ÓXIDO REDUCCIÓN PROF. DAYRA RIVERA UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA DE PANAMÁ

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1 ÓXIDO REDUCCIÓN PROF. DAYRA RIVERA UNIVERSIDAD TECNOLÓGICA DE PANAMÁ
FACULTAD DE CIENCIAS Y TECNOLOGÍA COORDINACIÓN DE QUÍMICA ÓXIDO REDUCCIÓN PROF. DAYRA RIVERA PROF. DAYRA RIVERA

2 Los procesos electroquímicos consisten en reacciones de oxido-reducción en las cuales:
- La energía liberada por una reacción espontánea es convertida en electricidad. - La energía eléctrica puede ser usada para hacer que una reacción no espontánea ocurra. Una reacción de óxido-reducción (reacción redox) es una reacción de transferencia de electrones. Los electrones son transferidos desde la especie que se oxida, llamada agente reductor (porque al oxidarse reduce a otra especie y aumenta su número de oxidación), a la especie que se reduce, llamada agente oxidante (porque al reducirse oxida otra especie y disminuye su número de oxidación). PROF. DAYRA RIVERA

3 El hierro se reduce y el carbono se oxida
2Fe2O3 + 3C Fe + 3CO2 El hierro se reduce y el carbono se oxida Oxidación es el proceso en el cual una especie química pierde electrones Reducción es el proceso en el que alguna especie química gana electrones Mg Mg2+ + 2e- S + 2e S2- El Mg se oxida ya que pierde electrones El S se reduce ya que gana electrones Agente reductor: cede e- (se oxida) Agente oxidante: gana e- (se reduce) PROF. DAYRA RIVERA

4 ELECTRÓLITOS Son las sustancias cuyas disoluciones acuosa conducen la corriente eléctrica. Los electrólitos fuertes: son sustancias que conducen bien la electricidad en disoluciones acuosa diluida. Los electrólitos débiles: conducen la electricidad muy poco en disoluciones acuosa diluidas. Las disoluciones acuosas de no electrólitos no conducen la electricidad. PROF. DAYRA RIVERA

5 ELECTROLITOS FUERTES ÁCIDOS FUERTES: ácido sulfúrico, Ácido clorhídrico, ácido bromhídrico, ácido yodhídrico, ácido nítrico, ácido perclórico, ácido clórico. BASES FUERTES: IA (sodio, litio, potasio, rubidio, cesio) ; IIA ( calcio, estroncio, bario) PROF. DAYRA RIVERA

6 Ejemplo: ¿Números de oxidación de todos los átomos en HCO3-?
Número de oxidación: El número de oxidación de un átomo , también llamado estado de oxidación. La carga que parecería poseer un átomo en una molécula (o compuesto iónico) si los electrones de enlace fueran contabilizados según ciertas reglas: “los pares de electrones en un enlace entre dos átomos distintos se cuentan con el elemento más electronegativo, y entre dos átomos idénticos se reparten equitativamente”. Ejemplo: ¿Números de oxidación de todos los átomos en HCO3-? PROF. DAYRA RIVERA

7 Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2
1.- Los elementos libres (estado sin combinar) tienen un número de oxidación igual a cero. Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0 2.- En iones monatómicos, el número de oxidación es igual a la carga en el ion. Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2 3.- El número de oxidación del oxígeno es generalmente –2, excepto en peróxidos, en que es –1. Ejemplos: peróxido de hidrógeno o agua oxigenada, H2O2 o sus sales O22- 4.- El número de oxidación del hidrógeno es +1. Excepto cuando se enlaza a los metales en compuestos binarios. En estos casos, su número de oxidación es –1. 5.- Los metales del grupo IA son +1, los metales de IIA son +2 y el flúor es siempre –1 6.- La suma de los números de oxidación de todos los átomos en una molécula o un ion es igual a la carga en la molécula o el ion. PROF. DAYRA RIVERA

8 -2 casi siempre CaO: Ca+2 (+2), O-2 (+2)
NaH : H-1 (-1), Na+1 (+1) MgH2: H-1 (-1), Mg+2 (+2) -2 casi siempre CaO: Ca+2 (+2), O-2 (+2) +1 en peróxidos H2O2: H +1 (+1), O-1 (-1) +1 casi siempre HCl: H+1 (+1), Cl-1 (-1) -1 en hidruros iónicos HNa: H-1 (-1), Na+1 (+1) · (-2) = -1 (Cl: +7); (O: -2)  En el (ClO4)-: En el H2SO4: 2·(+1) + (+6) + 4·(-2) = 0 (S: +6); (H: +1); (O: -2)  PROF. DAYRA RIVERA

9 2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s) 2Mg 2Mg2+ + 4e- O2 + 4e- 2O2-
2+ 2- 2Mg (s) + O2 (g) MgO (s) 2Mg Mg2+ + 4e- Semi-reacción de Oxidación (entrega e-) O2 + 4e O2- Semi-reacción de Reducción (acepta e-) Las reacciones redox pueden dividirse en dos semirreacciones, una de oxidación y otra de reducción Proporciona un mecanismo para reconocer reacciones redox Ayuda a ajustar reacciones redox PROF. DAYRA RIVERA

10 En que sentido ocurrirá una reacción de óxido-reducción?
Si descomponemos la siguiente reacción en sus dos semireacciones obtenemos: PROF. DAYRA RIVERA

11 CELDA ELECTROLITICA Consta de dos semiceldas
© Ed. ECIR. Química 2º Bach. Consta de dos semiceldas Una con un electrodo de Cu en una disolución de CuSO4 Otra con un electrodo de Zn en una disolución de ZnSO4. PROF. DAYRA RIVERA

12 Ánodo: Se lleva a cabo la oxidación Allí van los aniones.
Se llama así a cada barra metálica sumergida en una disolución del mismo metal. En una pila hay dos electrodos: Ánodo: Se lleva a cabo la oxidación Allí van los aniones. En el ejemplo anterior sería el electrodo de Zn. Cátodo: Se lleva a cabo la reducción Allí van los cationes. En el ejemplo anterior sería el electrodo de Cu. PROF. DAYRA RIVERA

13 Ajuste de reacciones redox en medio ácido
Paso 1: Identificar el oxidante y el reductor. Paso 2: Escribir las correspondientes semirreacciones sin ajustar y sin considerar de momento los electrones involucrados. Paso 3: Ajustar en cada semirreacción todos los elementos a excepción de los O y H. Paso 4: En medio ácido, ajustar primero el O usando H2O y después el H usando H+. Paso 5: Ajustar las cargas añadiendo electrones en la izquierda (reducción) o en la derecha (oxidación). Paso 6: Multiplicar las dos semirreacciones por los correspondientes factores para que el número de electrones intercambiados sea igual en ambos casos. Entonces sumar las dos semirreacciones. PROF. DAYRA RIVERA

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15 Balances redox en forma iónica
¿Como se balancea una reacción en la que se oxida el Fe2+ a Fe3+ mediante Cr2O72- en una solución ácida? Escribir la ecuación sin balancear en forma iónica. Fe2+ + Cr2O Fe3+ + Cr3+ Separar la ecuación en dos semireacciones. Fe Fe3+ +2 +3 Oxidación: Cr2O Cr3+ +6 +3 Reducción: Balancear por inspección todos los elementos que no sean ni oxígeno ni hidrógeno en las dos semireacciones. Cr2O Cr3+ PROF. DAYRA RIVERA

16 Para reacciones en medio ácido, agregar H2O para balancear los átomos de O y H+ para balancear los átomos de H. Cr2O Cr H2O 14H Cr2O Cr H2O Agregar electrones en el lado apropiado de cada una de las semireacciones para balancear las cargas. Fe Fe3+ + 1e- 6e H Cr2O Cr H2O Si es necesario, igualar el número de electrones en las dos semireacciones multiplicando cada una de las reacciones por un coeficiente apropiado. 6Fe Fe3+ + 6e- 6e H+ + Cr2O Cr H2O PROF. DAYRA RIVERA

17 14H+ + Cr2O72- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O
Unir el lado izquierdo de una semireacción con el lado izquierdo de la otra y el derecho con el derecho y eliminar lo que sea posible. El número de electrones en ambas partes debe cancelarse. Oxidación: 6Fe Fe3+ + 6e- Reducción: 6e H+ + Cr2O Cr H2O 14H+ + Cr2O Fe Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O Verificar que el número de átomos y las cargas estén balanceadas. 14x1 – 2 + 6x2 = 24 = 6x3 + 2x3 Para reacciones en solución básica, agregar (OH)- en ambos lados de la ecuación por cada H+ que aparezca en la ecuación. 14H+ + 14OH- + Cr2O Fe Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O + 14OH- 14H2O + Cr2O Fe Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O + 14OH- 7H2O + Cr2O Fe Fe3+ + 2Cr OH- PROF. DAYRA RIVERA

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