Electroquimica I Reacciones de óxido-reducción

Presentación del tema: "Electroquimica I Reacciones de óxido-reducción"— Transcripción de la presentación:

1 Electroquimica I Reacciones de óxido-reducción
Cátedra de Química General e Inorgánica Electroquimica I Reacciones de óxido-reducción Dra. Susana Llesuy 11 de octubre de 2005

2 Reacciones de óxido-reducción
Son reacciones químicas en las cuales comprenden la transferencias de electrones de una especie a otra.

3 Comportamiento de Ag+(ac) y Zn 2+(ac) en presencia de cobre

4 Semicelda electroquímica
Reducción Oxidación Oxidación: Pérdida de electrones. aumenta el número de oxidación. Cu0 (s)→ Cu2+(ac) + 2 e- Reducción: Ganancia de electrones. Disminuye el número de oxidación. Cu2+(ac) + 2 e- → Cu0 (s)

5 Reacciones de óxido-reducción
Son reacciones químicas en las cuales las sustancias experimentan un cambio en el número de oxidación.

6 Definimos el número de oxidación ( o
estado de oxidación) de un átomo en una sustancia como la carga actual del átomo si existe como ion monoatómico, o una carga hipotética asignada al átomo en la sustancia mediante reglas simples.

7 Reglas para la asignación de número de oxidación.
elementos : el numero de oxidación de un átomo en un elemento es cero. iones monoatómicos: el numero de oxidación de un átomo en un ion monoatómico es igual a la carga en el ion. oxígeno: el numero de oxidación del oxigeno es -2 en la mayor parte de sus compuestos.(una excepción es O en H2O2 y otros peróxidos, en donde el numero de oxidación es -1) hidrógeno: el numero de oxidación del hidrógeno es +1 en la mayor parte de sus compuestos. (El numero de oxidación el hidrógeno es -1 en compuestos binarios con un metal, por ejemplo CaH2). halógeno: el numero de oxidación del fluor es -1 en todos sus compuestos. Cada uno de los otros halógenos (Cl,Br,I) tiene un numero de oxidación de -1 en compuestos binarios, excepto cuando el otro elemento es otro halógeno arriba de el en la tabla periódico, o el otro elemento es oxigeno. compuestos e iones: la suma de los números de oxidación en un compuesto es cero . La suma de los número de oxidación de los átomos en un ion poliátomico es igual a la carga sobre el ion.

8 Numero de oxidación de los
elementos en sus compuestos

9 Conceptos básicos Oxidación: Pérdida de electrones.
Aumenta el número de oxidación. Zn0(s) Zn2+(ac) + 2 e Reductor: Es la sustancia que se oxida. Es una especie que reduce a otra especie.

10 Conceptos básicos Zn2+(ac) + 2 e Zn0 (s)
Reducción: Ganancia de electrones. Disminuye el número de oxidación. Zn2+(ac) + 2 e Zn0 (s) Oxidante: Es la sustancia que se reduce. Es una especie que oxida a otra especie.

11 Concepto de oxido-reducción
oxidación Agente reductor (se esta oxidando) Zn (s) Cu2+(aq) Zn 2+ (aq) Cu (s) Agente oxidante (se esta reduciendo) reducción

12 Par redox Reducción Oxidación 2 H+ + Zno H2 + Zn2+ 2 H+ + 2e- H2
Zno Zn2+ + 2e- Oxidación

13 Conceptos básicos Las reacciones de oxido reduccion son procesos simultáneos. Siempre se mantiene el principio de electroneutralidad.

14 Reacciones comunes de oxido-reducción
reacciones de combinación. Es una reacción en la cual dos sustancias se combinan para formar una tercera sustancia. reacciones de descomposición. Es una reacción en la cual un solo compuesto reacciona para dar dos o mas sustancias. reacciones de desplazamiento. Es una reacción en la cual un elemento reacciona con un compuesto desplazando un compuesto de él. reacciones de combustión. Es una reacción en la cual una sustancia reacciona con oxigeno, usualmente con la liberación rápida de calor para producir una flama.

15 Reacciones redox H2 ardiendo en el aire para dar agua S ardiendo en el
aire para dar SO2 Al +Br Al3Br Na +Cl NaCl Mg

16 Reaccion redox de combinación
S ardiendo en el aire para dar SO2 H2 ardiendo en el aire para dar agua Mg Reaccion redox de combinación Na(s) + ½ Cl NaCl Al +Br Al3Br

17 Reaccion redox de combinación
S ardiendo en el aire para dar SO2 H2 ardiendo en el aire para dar agua Mg Reaccion redox de combinación 2Al(s) +3 Br AlBr3 Na +Cl NaCl Reacciones redox

18 Reacciones de descomposición
2HgO(s) Hg(l) + O2(g) 2KClO3(s) KCl(s) + O2(g)

19 Reacciones de desplazamiento de H2
2Na(s) + H2O(l) NaOH(ac) +H2(g) Ca(s) +2H2O(l) Ca(OH)2(s) +H2(g)

20 Desplazamiento de halógeno
KBr(ac) 2KBr(ac)+Cl2(g) KCl(ac)+Br2(l)

21 Reacciones de desplazamiento de metales
Zn+CuSO ZnSO4+ Cu Zn(s)+Cu2+(ac) Zn 2+(ac)+ Cu(s) Cu+2AgNO Cu(NO3)2+ Ag Cu(s)+2Ag+(ac) Cu2+(ac)+ 2Ag(s)

22 Reacciones desplazamiento con ácido clorhídrico
Fe(s)+2H+(ac) Fe2+(ac)+ H2(g) Zn(s)+2H+(ac) Zn2+(ac)+ H2(g) Mg(s)+2H+(ac) Mg2+(ac)+ H2(g)

23 Reacción de desplazamiento
Cu0 → Cu2+(ac) + 2e- NO3-(ac) + 2H+(ac)+ 2e-→ NO2(g) + H2O

24 Desplazan el hidrógeno
Serie de actividad de los elementos Desplazan el hidrógeno del vapor Desplazan el hidrógeno del agua fría Desplazan el hidrógeno de los ácidos No reaccionan con los ácidos para dar H2

25 H2 2 H+ + 2e- O2 + 2e- O2- Reaccion redox de combustión H2 + O2 H2 O
S ardiendo en el aire para dar SO2 H2 ardiendo en el aire para dar agua Mg Reaccion redox de combustión H2 + O H2 O Na +Cl NaCl Al +Br Al3Br H H+ + 2e- Reacciones redox O2 + 2e O2-

26 S(s) + O2 (g) SO2(g) Reaccion redox de combustión Reacciones redox
H2 ardiendo en el aire para dar agua S ardiendo en el aire para dar SO2 Al +Br Al3Br Na +Cl NaCl Mg Reaccion redox de combustión S(s) + O2 (g) SO2(g)

27 Mgo +N2 Mg3N2 Mgo(s) + ½ O2(g) MgO Reacción redox de combinación.
Reacciones redox H2 ardiendo en el aire para dar agua S ardiendo en el aire para dar SO2 Al +Br Al3Br Na +Cl NaCl Mg Reacción redox de combinación. Mgo +N Mg3N2 nitruro de magnesio Mgo(s) + ½ O2(g) MgO óxido de magnesio

28 Estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química
Electroquímica Estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química Energía eléctrica Energía química Procesos electroquímicos Procesos redox

29 Par redox Cu Mgo Cuº + Mg2+

30 Par redox Reducción Oxidación Cu2+ + Mgo Cuº + Mg2+ Cu2+ + 2e- Cuº
Mgo Mg2+ + 2e- Oxidación

31 Experiencia de John Daniell
Zn0 + Cu Zn2+ + Cu0

32 Pilas galvánicas o voltaicas
Una pila es un dispositivo donde se utiliza una reacción química espontánea para generar corriente eléctrica. Celda electroquímica: Está formada por dos electrodos, que son conductores metálicos que hacen contacto eléctrico con el contenido de la pila y un electrolito que actúa como conductor de iones.

33 Zn (ánodo) Cu (cátodo) Puente salino

34 Reacciones de Zn y Cu

35 Reacciones de Zn y Cu voltímetro ánodo cátodo Puente salino algodón
solución Reacción neta es oxidado a en el ánodo es reducido en el cátodo

36 Electrodo de referencia
Es el electrodo de hidrógeno en condiciones estándar [ H+ ] = 1 M Sobre un conductor H2 a 1 atm sólido inerte (Platino) Se le asigna Eº = 0 V 2 H+ (aq) + 2 e H2 (g)

37 Electrodo de hidrógeno operando en condiciones estándar
Pt, hilo Tubo de vidrio que contiene H2(g) electrodo Burbujas de H2(g)

38 Celdas que operan en condiciones estándar
Voltímetro Zn(s) Zn2+(ac,1M) + 2e 2H+(ac, 1M) + 2e H2(g, 1 atm) Cu2+(ac, 1M) + 2e Cu(s) H2(g, 1 atm) H+(ac, 1M) + 2e

39 Porque el electrodo de platino?
1) Proporciona una superficie en la que pueden disociarse las moléculas de hidrógeno H H+ + 2 e - 2) Sirve como conductor eléctrico eléctrico para el circuito externo.

40 Variación del potencial de reducción en la tabla periódica.
Los valores más negativos se encuentran a la izquierda (reductores) y los positivos a la derecha (oxidantes)

41 Pilas galvánicas o voltaicas
Una pila es un dispositivo donde se utiliza una reacción química espontánea para generar corriente eléctrica. Celda electroquímica: Está formada por dos electrodos, que son conductores metálicos que hacen contacto eléctrico con el contenido de la pila y un electrolito que actúa como conductor de iones.

42 La reacción de reducción siempre tiene lugar en el cátodo.
La reacción de oxidación siempre tiene lugar en el ánodo. Por convención: El cátodo corresponde al polo positivo de la pila. El ánodo corresponde al polo negativo de la pila. El puente salino se utiliza para unir los dos compartimentos de los electrodos y completar el circuito eléctrico. El más utilizado es el KCl.

43 Puente salino Voltímetro Ánodo Cátodo Flujo de electrones

44 - Zno (s)/ Zn2+(aq) // Cu2+ (aq) / Cuo(s) +
Diagrama de una pila - Zno (s)/ Zn2+(aq) // Cu2+ (aq) / Cuo(s) + 1M M Zn0 + Cu Zn2+ + Cu0 Zn(s) Zn2+(ac,1M) + 2e significa Cu2+(ac,1M) + 2e Cu(s) Significa puente salino cátodo ánodo

45 ¿Cómo determinamos cuál especie se oxida y cuál se reduce?
Por medio de la tabla de potenciales de reducción.

46 Potenciales de electrodo estándar de reducción en agua a 25 C
Semireacción de reducción E(V) Agente oxidante fuerte Agente reductor débil Agente reductor fuerte Agente oxidante débil