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REACCIONES DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN Química 2º bachillerato Carmen Peña IES. Altaír Getafe
El Ca se oxida, ya que gana oxígeno El Co se reduce, ya que pierde oxígeno El hierro se reduce (pierde oxígeno) y el carbono se oxida (gana oxígeno) El S se reduce ya que   gana electrones El Mg se oxida ya que   pierde electrones Agente oxidante: gana e -  (se reduce)   Agente reductor: cede e -  (se oxida)   “ El oxidante es un mangante y el reductor es un perdedor” Ambos procesos pueden darse simultáneamente: Reducción  es el   proceso en el que alguna especie química gana electrones Oxidación  es el  proceso en el que un elemento o compuesto  gana oxígeno 2Fe 2 O 3  + 3C  4Fe + 3CO 2  2Ca + O 2  2CaO   Reducción  es el   proceso en el que un elemento o compuesto  pierde oxígeno CoO + 2H 2  Co + H 2 O   Oxidación  es el proceso en el cual una especie química pierde electrones S + 2e -   S 2-   Mg   Mg 2+  + 2e -
[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],El  magnesio  es el  agente reductor;  cede electrones (se oxida),  reduciendo  al  azufre El  azufre  es el  agente oxidante;  acepta electrones (se reduce),  oxidando  al  magnesio En las reacciones redox, el reductor se oxida y el oxidante se reduce Mg + S   MgS   Por ejemplo :
Ejemplo: Cu +AgNO 3 ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],Ejemplo: Zn + Pb(NO 3 ) 2 ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
[object Object],[object Object],[object Object],NÚMERO DE OXIDACIÓN   Es la carga que un átomo tendría si los electrones de cada uno de los enlaces que forma perteneciesen exclusivamente al átomo más electronegativo ,[object Object],Atomos neutros libres ,  moléculas homonucleares y metales sin combinar ( H 2 ,   O 2 ,  P 4 ,  Na ,  Cu ,…) ,[object Object],[object Object],[object Object]
[object Object],En el caso del ion  Fe 3+ , el número de oxidación es  +3 En el  NaCl , compuesto formado por Na +  y Cl - , los números de oxidación son:  Na +  = +1; Cl -  =  - 1 ,[object Object],[object Object],NaH :  H -1  (-1) , Na +1  (+1 ) ,[object Object],[object Object],MgH 2 : H -1  (-1), Mg +2  (+2) +7 + 4  ·  ( - 2) =  - 1 (Cl: +7); (O:  - 2)  En el  (ClO 4 ) - : En el  H 2 SO 4 : 2·(+1) + (+6) + 4·( - 2) = 0 (S: +6); (H: +1); (O: -2) 
[object Object],NaF:  Na +1  (+1) , F -1  ( - 1) ,[object Object],- 2  casi siempre   CaO:  Ca +2  (+2) , O -2  (+2)  +1  en peróxidos   H 2 O 2 :  H  +1  (+1) , O -1  ( - 1) +2  en OF 2     OF 2 : O +2  (+2),  F -1  (-1) ,[object Object],+1  casi siempre   HCl: H +1  (+1),  Cl -1  (-1)  - 1  en hidruros iónicos   HNa: H -1  ( - 1),  Na +1  (+1) Una reacción química es redox si, en el curso de la misma, alguno de los átomos cambia de número de oxidación Oxidación:   aumento del número de oxidación (pérdida de electrones) Reducción:  disminución del número de oxidación (ganancia de electrones)
[object Object],El cromo se reduce, ya que pasa  de +6 a +4  gana 2 electrones   disminuye su número de oxidación El bromo se oxida, ya que pasa  de –1 a 0 pierde un electrón   aumenta su número de oxidación K 2 Cr 2 O  7  + 4 HBr + H 2 SO 4  2CrO 2  + 2Br 2  + K 2 SO 4  + 3H 2 O +1  +6  –2  +1 –1  +1  +6 –2  +4 –2  0  +1  +6 –2  +1  -2 El hierro se oxida, ya que pasa  de +2 a +3 pierde un electrón    aumenta su número de oxidación El manganeso se reduce, ya que pasa  de +7 a +2 gana 5 electrones   disminuye su número de oxidación 2MnO 4 K   + 10SO 4 Fe + 8H 2 SO 4  SO 4 Mn + 5(SO 4 ) 3 Fe 2 + K 2 SO 4  + 8H 2 O +7  -2  +1  +6 -2  +2  +1 +6 –2  +6 –2  + 2  +6 -2  +3  +1 +6 -2  +1  -2
Ejemplo:  Comprobar que la reacción de formación de hierro: Fe 2 O 3  + 3 CO    2 Fe + 3 CO 2  es una reacción redox. Indicar los E.O. de todos los elementos antes y después de la reacción ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
AJUSTE POR EL MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN . 1.-  Asignar nº de oxidación a cada uno de los átomos de la ecuación 2.- Identificar los átomos que se oxidan y los que se reducen El Fe disminuye su nº de oxidación de + 3 a 0 (se  reduce ) y el C aumenta su nº de oxidación de + 2 a + 4 (se  oxida ) •  Por ejemplo : nº e -  ganados por los elementos que se reducen = nº e -  que ceden los elementos que se oxidan El ajuste por el  método del número de oxidación  se comprueba el aumento en el número de oxidación que sufre el átomo que se oxida con la disminución que experimenta el que se reduce Fe 2 O 3  + CO   Fe + CO 2   +3  +2  0  +4   Fe 2 O 3  + CO   Fe + CO 2  Fe 2 O 3  + CO   Fe + CO 2   +3 – 2  +2 –2  0  +4 – 2
4.- Introducir los coeficientes apropiados para que la variación positiva total del número de oxidación (experimentada por el átomo que se oxida) sea igual a la variación negativa (sufrida por el átomo que se reduce) Si fuera necesario, se ajustan las sustancias cuyos átomos no sufren cambios del número de oxidación 5.- Comprobar que la reacción está ajustada El Fe pasa de + 3 a 0    variación de su nº de oxidación = –3 El C pasa de + 2 a + 4    variación de su nº de oxidación = +2 3.- Calcular las variaciones producidas en los números de oxidación   Fe 2 O 3  + 3 CO   2   Fe + 3 CO 2   Fe 2 O 3  + CO   Fe + CO 2  +3 – 2  +2 –2  0  +4 – 2 Fe 2 O 3  + 3 CO   2   Fe + 3 CO 2
AJUSTE POR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
[object Object],[object Object],AJUSTE  EN DISOLUCIÓN ACUOSA ÁCIDA O BÁSICA. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
AJUSTE POR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN EN MEDIO ÁCIDO  2.- Escribir por separado las semirreacciones de oxidación y de reducción. El yodo aumenta su nº de oxidación de 0 a +5 (se oxida). El N disminuye su nº de oxidación de +5 a +4 (se reduce) 1.- Escribir la ecuación de forma iónica. Los compuestos covalentes no se disocian en agua Como ejemplo ajustaremos la siguiente reacción: NO 3 - Semirreacción de oxidación:   I 2 I 2  + HNO 3 HIO 3  + NO 2  + HO 2  I 2  + H +  +   H +  +  + NO 2  + HO 2   NO 2 Semirreacción de reducción: Semirreacción de reducción: NO 2 Semirreacción de oxidación: 2 I 2 3.- Ajustar los átomos que no sean H y O: Para ajustar los átomos de yodo se debe introducir un 2 delante del  . Los átomos de N, de la semirreacción de reducción, ya están ajustados
4.- Ajustar los átomos de oxígeno añadiendo las moléculas de agua que sean necesarias: En el lado derecho de la semirreacción de oxidación hay 6 átomos de O y ninguno en el izquierdo. Hay que añadir seis moléculas de agua en el lado izquierdo  En el lado derecho de la semirreacción de reducción hay que añadir una molécula de agua, ya que en el lado izquierdo hay un átomo menos de O   5.- Ajustar los átomos de H añadiendo los iones H +  necesarios. La semirreacción de oxidación contiene 12 átomos de H en la izquierda por lo que se añaden 12 H +  en la derecha. La semirreacción de reducción contiene 2 átomos de H en la la derecha por lo que se añaden 2 H +  en la izquierda Semirreacción de oxidación: I 2  +  6 H 2 O 2 Semirreacción de reducción : NO 2  +  H 2 O Semirreacción de oxidación: I 2  + 6 H 2 O 2  +  12 H + Semirreacción de reducción : NO 2  + H 2 O +  2 H +
La semirreacción de oxidación tiene carga neta 0 en el lado izquierdo (solo hay moléculas neutras), y carga neta +10 en el derecho: [2 • (-1)+12 • (+1)=+10]. Hay que añadir en el derecho una carga eléctrica de 10 e - 7.- Igualar los electrones cedidos a los ganados, y luego sumar las dos semirreacciones : 6.- Ajustar las cargas eléctricas añadiendo electrones La semirreacción de reducción tiene, en el lado izquierdo una carga neta de: [-1+2 • (+1)=+1] y en el lado derecho 0; así pues, hay que añadir una carga eléctrica de 1e -  en el lado izquierdo  La semirreacción de oxidación cede 10 e -  y la de reducción sólo gana uno. Esta debe multiplicarse por 10 10  (  + e - NO 2 ) I 2  + 6 H 2 O 2  + 12 H +  + 10 e - I 2  + 6 H 2 O + 10  +   20 H +  +10 e -   2  + 12 H +  + 10 e -  + 10 NO 2  + 10 H 2 O Semirreacción de oxidación : I 2  + 6 H 2 O 2  + 12 H +  +  10 e - Semirreacción de reducción : + 2 H + +  e - NO 2  + H 2 O
8.- Simplificar las especies que se encuentren en los dos lados Doce de los veinte protones de la izquierda se cancelan con doce de la derecha. Igualmente diez moléculas de agua de la derecha se cancelan con seis de la izquierda. Los electrones de ambos lados se cancelan 9.- Escribir la ecuación global en forma molecular: I 2  + 10  HNO 3 2  HIO 3  + 10 NO 2  + 4 H 2 O I 2  + 10  +  8  H + 2  + 10 e -  +10 NO 2  +  4  H 2 O Se identifican los iones con las moléculas de que proceden.  Los iones  vienen del HNO 3  y los  del HIO 3 I 2  +6 H 2 O +10  +   20 H +  +10 e -   2  + 12 H +  + 10 e - + 10 NO 2 +10 H 2 O
Ejemplo:  Ajuste redox en medio ácido KMnO 4  + H 2 SO 4  + KI    MnSO 4  + I 2  + K 2 SO 4  + H 2 O ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
AJUSTE POR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN EN MEDIO BÁSICO. En las reacciones que transcurren en medio básico, hay que realizar los mismos ocho primeros pasos que en medio ácido hasta llegar a la ecuación iónica neta 9.- Sumar, en los dos lados, tantos OH -  como H +  haya +  2  + 2 H +  +  2 OH -   3  +  2 MnO 2  + H 2 O +  2 OH -   3  +  2 H 2 O   + 2  3  +  2 MnO 2  + H 2 O + 2 OH -   3  +  H 2 O  + 2  3  +  2 MnO 2  + 2 OH -   3  En el lado izquierdo existen 2 H + , se suman 2 OH -  en ambos lados 10.- Combinar los OH -  con los H +  para formar H 2 O Se producen 2 H 2 O en el lado izquierdo 11.- Simplificar las moléculas de agua +  +  2 MnO 2  + H 2 O  3  2  + 2 H +   3  Siguiendo los pasos comunes, la reacción iónica neta: +  +  MnO 2   Por ejemplo dada la reacción (en medio básico):
[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],Ejemplo:  Ajuste redox en medio básico Cr 2 (SO 4 ) 3  + KClO 3  + KOH    K 2 CrO 4  + KCl + K 2 SO 4  + H 2 O ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
VALORACIÓN REDOX ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
Ejemplo:  Se valoran 50 ml de una disolución de FeSO 4  acidulada con H 2 SO 4  con 30 ml de KMnO 4  0,25 M.¿Cuál será la concentración del FeSO 4  si el MnO 4 –  pasa a Mn 2+ ?   ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
TIPOS DE REACCIONES REDOX  (SEGÚN SU ESPONTANEIDAD). ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
REACCIONES RÉDOX ESPONTÁNEAS. En las reacciones redox espontáneas, la sustancia que se oxida, (reductor) cede electrones a la sustancia que se reduce (oxidante) En cuanto las moléculas del reductor entran en contacto con el oxidante, la transferencia de electrones ocurre espontáneamente Los iones Ag  +  se reducen a plata metálica (ganan los electrones cedidos por un átomo de cobre) y el cobre se oxida a Cu 2+  (cede los dos electrones) La energía producida se disipa mediante calor y es difícil de aprovechar Un ejemplo : 2 Ag +  (aq) + Cu (s)  2Ag (s) + Cu 2+  (aq)
PILAS GALVÁNICAS O VOLTAICAS . Una pila galvánica es un generador de corriente basado en las reacciones redox, donde los electrones se entregan indirectamente a través de un hilo conductor El electrodo donde se produce la  oxidación  se denomina  ánodo El electrodo donde se produce la  reducción  se denomina  cátodo Por ejemplo : Cu (s)  Cu 2+  (aq) + 2e - 2 Ag +  (aq) + 2e -  2Ag (s)  La reacción global de la pila: 2 Ag +  (aq) + Cu (s)  2Ag (s) + Cu 2+  (aq)
Para que una pila funcione, los compartimentos anódico y catódico deben permanecer eléctricamente neutros Esquema de una pila: Para mantener la neutralidad se utiliza un  puente salino , con un electrolito ajeno a la reacción, donde los  iones negativos  se difunden hacia el  ánodo  (que se carga positivamente), y los  iones positivos  hacia el  cátodo  (que se carga negativamente)  Ánodo     Electrodo  -    oxidación  Cu (s)     Cu  2+  (aq) 2Ag +  (aq)     2Ag (s) Cátodo     Electrodo +    reducción       puente salino
[object Object],[object Object],[object Object],PILA DANIELL .  ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],La pila anterior se representaría: Ánodo  Puente salino  Cátodo  Zn (s)    ZnSO 4  (aq)    CuSO 4  (aq)    Cu (s)
PILAS COMERCIALES. Alcalina De   mercurio (botón) Salina
ELECTRODO ESTÁNDAR DE HIDRÓGENO . Cuando las condiciones que aplicamos son las estándar (concentración de los iones 1M, presión de los gases 1 atm y temperatura de 25 ºC) hablamos entonces de fem estándar o normal:  El potencial de los electrodos depende de las concentraciones de todas las especies que intervienen en las semirreacciones de electrodo = - El potencial absoluto de un electrodo no se puede medir, por lo que se escoge uno como referencia y se le asigna un valor arbitrario. El elegido es el  electrodo estándar o normal de hidrógeno (EEH) =  0 V (a 25ºC) La fuerza electromotriz dada por una pila galvánica, mide la diferencia de potencial entre sus electrodos (fem = potencial cátodo - potencial ánodo) Lo designaremos así:  E pila  = E cát  - E  án º cát E La reacción que ocurre en la superficie de platino es: 2H +  (aq, 1M) + 2e -   H 2  (g, 1atm)
POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN. Los potenciales estándar de reducción de  los distintos electrodos se determinan formando pilas galvánicas entre ellos y el electrodo estándar de H 2 Este ejemplo es una pila constituida por un electrodo formado por una barra de cobre en una disolución 1M de iones Cu  2+  , a 25ºC, y el electrodo normal de hidrógeno El potencial de esta pila medido con un voltímetro es de 0,34 V
El potencial de un electrodo mide la tendencia a que en él se produzca una reducción En la pila constituida con el electrodo estándar de Cu 2+ /Cu y el EEH Cátodo  (reducción) Ánodo  (oxidación) En la pila constituida con el electrodo estándar de Cd 2+ /Cd y el EEH Cátodo  (reducción) Ánodo  (oxidación) Cu (s) Cu 2+  (aq) + 2e - H 2  (g) 2H +  (aq) + 2e - Reacción global: Cu (s) Cu 2+  (aq) +  H 2  (g) +  2H +  (aq)  0,34 es un valor relativo   el potencial normal del electrodo Cu 2+ /Cu es 0,34 V mayor que el de EEH La fem de la pila es 0,34 V  Cd (s) Cd 2+  (aq) + 2e - H 2  (g) 2H +  (aq) + 2e - La fem de la pila es 0,40 V  El valor negativo indica que el electrodo de Cd es el  ánodo  y el EEH el  cátodo Reacción   global: H 2  (g) +   Cd 2+  (aq)  2H +  (aq)   + Cd (s)
[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
Si el potencial de un electrodo es positivo, actúa de cátodo al conectarlo con el EEH (se produce la reducción), por el contrario si es negativo, actúa de ánodo (y se dará la oxidación) El valor de  indica en qué extensión está desplazada hacia la derecha la semirreacción:  Ox + ne -   Red Cuanto mayor sea su potencial  , mayor es la tendencia de la especie oxidante a reducirse ganando “n” electrones y, por tanto, menor es la tendencia de la especie reductora a oxidarse, cediendo “n” electrones
PAR OXIDANTE-REDUCTOR CONJUGADOS. ,[object Object],Se denominan par oxidante - reductor  conjugados a las especies oxidante y reductor que se diferencien en “n” electrones Cuanto más fuerte sea un oxidante, más débil es su reductor conjugado . Las consecuencias que se pueden deducir son: ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES REDOX Los valores de los potenciales estándar de reducción permiten predecir si una reacción redox es o no espontánea en un sentido determinado Para una pila con esta reacción, su potencial normal: Como el  potencial es negativo , significa que la  reacción no es espontánea . Los iones Sn 2+  tienen más tendencia a reducirse a estaño que los iones Zn 2+  a cinc, luego el equilibrio está desplazado de derecha a izquierda Esta reacción es el resultado de la suma de las semirreacciones: Ánodo  (oxidación): Sn (s) Sn 2+  (aq) + 2e - Cátodo  (reducción): Zn (s) Zn 2+  (aq) + 2e - Zn (s) + Sn (s) +   Sn 2+  (aq)  Zn 2+  (aq)  Un ejemplo: Zn (s) + Sn (s) +  Sn 2+  (aq)   Zn 2+  (aq)
METALES FRENTE A ÁCIDOS. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
Ejemplo:  Decir si será espontánea la siguiente reacción redox:  Cl 2 (g) + 2 I –  (aq)   2Cl –  (aq) + I 2  (s)   ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
Ejercicio  Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NO 3 ) 2  y un electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO 3  . ¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será el voltaje de la pila correspondiente?   ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
  Ejercicio  :   Dada la   siguiente tabla de potencia- les normales expresados en voltios: a)  Escriba el nombre de: -La forma  reducida del oxidante más fuerte.  -Un catión que pueda ser oxidante   y reductor.  -La especie más reductora. -Un anión que pueda ser oxidante  y reductor.  b)  Escriba y ajuste dos reacciones que sean  espontaneas entre especies de la tabla que correspondan a:  -Una oxidación de un catión por un anión.  -Una reducción de un catión por un anión.   Cl – Sn 2+ Sn 0 ClO 3 – ClO 3 –  + Sn 2+  + 2 H +     ClO 2 –  + Sn 4+  +  H 2 O S 2–  + 4 Cu 2+  + 4 H 2 O    SO 4 2–  + 8 H +  +  4 Cu Par redox   E 0   (V) Cl 2  / Cl –    1,35  ClO 4 – /ClO 3 –  1,19  ClO 3 – /ClO 2 –    1,16 Cu 2+ /Cu 0    0,35  SO 3 2– / S 2–   0,23 SO 4 2–  / S 2–  0,15  Sn  4+ /Sn 2+    0,15  Sn 2+  /   Sn 0   -0,14
ELECTRÓLISIS. La electrólisis es el proceso en el que se consigue forzar una reacción redox no espontánea mediante la aplicación de una fem (fuerza electromotriz o voltaje) adecuada El recipiente donde se realiza la electrólisis se denomina  cuba electrolítica Se puede obligar a que los iones Cl -  cedan 1e -  a un ion Na + , con una pila de fem adecuada Por ejemplo Al igual que en la pila galvánica se produce la  reducción en el cátodo  y la  oxidación en el ánodo , pero en la electrólisis, el  cátodo es negativo  y el  ánodo es positivo Ánodo (+) Oxidación Cátodo (-) Reducción Reacción global 2 Na 2 Na +  + 2e - 2 Cl -  Cl 2  + 2e - 2 Na +   + 2 Cl -   Cl 2  +  2 Na 2 Na + Cl 2   2 NaCl   G    0     espontánea 2  NaCl  2 Na + Cl 2    G    0      no espontánea
El  valor negativo  del potencial indica que la reacción  no es espontánea;  para forzar la electrólisis es necesario utilizar una pila cuya fem sea > 4,07 V En la práctica, debido a la resistencia de los hilos conductores y de la propia cuba electrolítica, es necesario aplicar una tensión mayor de 4,07  V De forma general, en la electrólisis de una sal del tipo  M m Y n  fundida, sucede lo siguiente: Cuando se electroliza una sal en solución acuosa es más difícil predecir qué reacciones se darán en los electrodos ya que tanto en el cátodo como en el ánodo, además de producirse las reacciones de los iones correspondientes a la sal, se producen las reacciones del agua = = = - 2,71 - 1,36 - 4,07 V - ,[object Object],[object Object],M M  n+   +  ne - Y Y  m- +  ne -
Por ejemplo en el caso de una disolución acuosa de NaCl, en el cátodo se reduce el agua y no los iones Na +  debido a que E o  (H 2 O / H 2  + OH - )    E o  (Na +  / Na) Para ver qué reacciones se producen habrá que comparar los potenciales LAS LEYES DE FARADAY .    La  cantidad de una sustancia  producida durante una electrólisis  es  directamente  proporcional a la intensidad  de corriente y al tiempo que circula por la misma, es decir, a la cantidad de electricidad (carga eléctrica) que circula por el electrolito    Para una misma carga eléctrica,  la masa de una sustancia obtenida  en una electrólisis  es proporcional a su equivalente gramo  (eq) Reducción del agua: 2H 2 O (l) H 2  (g) + 2OH -  (aq) +  2e - Oxidación del agua : 2H 2 O (l) O 2  (g) + 4H +  (aq) +  4e - H 2 O (OH - ) X -  (halogenuros ) , , , Facilidad para oxidarse en el ánodo
En un proceso electrolítico, el paso de 1 Faraday de electricidad reduce en el cátodo u oxida en el ánodo un equivalente gramo de la sustancia considerada Esto indica que deben fluir “n” moles de e -  para que se deposite 1 mol del metal M   1 mol de e -  deposita 1 mol / n del metal M. Sabemos que  equivalente gramo se define como 1 mol / n     1 mol de e -  depositan n equivalentes Dadas las siguientes semirreacciones de reducción catódicas, se puede deducir que : 1 mol e -  produce 1 mol Ag    1 F produce 1 mol Ag = 1 eq 2 mol e -  producen 1 mol Cd    1 F produce 1/2 mol Cd = 1 eq 3 mol e -  producen 1 mol Au    1 F produce 1/3 mol Au = 1 eq ,[object Object],[object Object],[object Object],Ag +  (aq) + 1e -  Ag (s) Cd 2+  (aq) + 2e -   Cd (s) Au 3+ (aq) + 3e -   Au (s) Si lo aplicamos para una sustancia reducida cualquiera, la ecuación de la semirreacción que tiene lugar en uno de los electrodos de una célula electrolítica sería: M M n+  + ne -
[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],© Editorial ECIR. Química 2º Bachillerato. Electrorrefinado del Cu. Electrodeposición de Ag.
Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.
[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
Ejemplo:   Se realiza la electrólisis de un disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la cantidad de hierro depositado en el cátodo. ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
Corrosión de los metales.   ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],Gota de agua corroyendo una superficie de hierro. Tubería protegida por un ánodo de Magnesio.

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  • 1. REACCIONES DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN Química 2º bachillerato Carmen Peña IES. Altaír Getafe
  • 2. El Ca se oxida, ya que gana oxígeno El Co se reduce, ya que pierde oxígeno El hierro se reduce (pierde oxígeno) y el carbono se oxida (gana oxígeno) El S se reduce ya que gana electrones El Mg se oxida ya que pierde electrones Agente oxidante: gana e - (se reduce) Agente reductor: cede e - (se oxida) “ El oxidante es un mangante y el reductor es un perdedor” Ambos procesos pueden darse simultáneamente: Reducción es el proceso en el que alguna especie química gana electrones Oxidación es el proceso en el que un elemento o compuesto gana oxígeno 2Fe 2 O 3 + 3C 4Fe + 3CO 2 2Ca + O 2 2CaO Reducción es el proceso en el que un elemento o compuesto pierde oxígeno CoO + 2H 2 Co + H 2 O Oxidación es el proceso en el cual una especie química pierde electrones S + 2e - S 2- Mg Mg 2+ + 2e -
  • 3.
  • 4.
  • 5.
  • 6.
  • 7.
  • 8.
  • 9.
  • 10. AJUSTE POR EL MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN . 1.- Asignar nº de oxidación a cada uno de los átomos de la ecuación 2.- Identificar los átomos que se oxidan y los que se reducen El Fe disminuye su nº de oxidación de + 3 a 0 (se reduce ) y el C aumenta su nº de oxidación de + 2 a + 4 (se oxida ) • Por ejemplo : nº e - ganados por los elementos que se reducen = nº e - que ceden los elementos que se oxidan El ajuste por el método del número de oxidación se comprueba el aumento en el número de oxidación que sufre el átomo que se oxida con la disminución que experimenta el que se reduce Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 +3 +2 0 +4 Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 +3 – 2 +2 –2 0 +4 – 2
  • 11. 4.- Introducir los coeficientes apropiados para que la variación positiva total del número de oxidación (experimentada por el átomo que se oxida) sea igual a la variación negativa (sufrida por el átomo que se reduce) Si fuera necesario, se ajustan las sustancias cuyos átomos no sufren cambios del número de oxidación 5.- Comprobar que la reacción está ajustada El Fe pasa de + 3 a 0  variación de su nº de oxidación = –3 El C pasa de + 2 a + 4  variación de su nº de oxidación = +2 3.- Calcular las variaciones producidas en los números de oxidación Fe 2 O 3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO 2 Fe 2 O 3 + CO Fe + CO 2 +3 – 2 +2 –2 0 +4 – 2 Fe 2 O 3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO 2
  • 12.
  • 13.
  • 14. AJUSTE POR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN EN MEDIO ÁCIDO 2.- Escribir por separado las semirreacciones de oxidación y de reducción. El yodo aumenta su nº de oxidación de 0 a +5 (se oxida). El N disminuye su nº de oxidación de +5 a +4 (se reduce) 1.- Escribir la ecuación de forma iónica. Los compuestos covalentes no se disocian en agua Como ejemplo ajustaremos la siguiente reacción: NO 3 - Semirreacción de oxidación: I 2 I 2 + HNO 3 HIO 3 + NO 2 + HO 2 I 2 + H + + H + + + NO 2 + HO 2 NO 2 Semirreacción de reducción: Semirreacción de reducción: NO 2 Semirreacción de oxidación: 2 I 2 3.- Ajustar los átomos que no sean H y O: Para ajustar los átomos de yodo se debe introducir un 2 delante del . Los átomos de N, de la semirreacción de reducción, ya están ajustados
  • 15. 4.- Ajustar los átomos de oxígeno añadiendo las moléculas de agua que sean necesarias: En el lado derecho de la semirreacción de oxidación hay 6 átomos de O y ninguno en el izquierdo. Hay que añadir seis moléculas de agua en el lado izquierdo En el lado derecho de la semirreacción de reducción hay que añadir una molécula de agua, ya que en el lado izquierdo hay un átomo menos de O 5.- Ajustar los átomos de H añadiendo los iones H + necesarios. La semirreacción de oxidación contiene 12 átomos de H en la izquierda por lo que se añaden 12 H + en la derecha. La semirreacción de reducción contiene 2 átomos de H en la la derecha por lo que se añaden 2 H + en la izquierda Semirreacción de oxidación: I 2 + 6 H 2 O 2 Semirreacción de reducción : NO 2 + H 2 O Semirreacción de oxidación: I 2 + 6 H 2 O 2 + 12 H + Semirreacción de reducción : NO 2 + H 2 O + 2 H +
  • 16. La semirreacción de oxidación tiene carga neta 0 en el lado izquierdo (solo hay moléculas neutras), y carga neta +10 en el derecho: [2 • (-1)+12 • (+1)=+10]. Hay que añadir en el derecho una carga eléctrica de 10 e - 7.- Igualar los electrones cedidos a los ganados, y luego sumar las dos semirreacciones : 6.- Ajustar las cargas eléctricas añadiendo electrones La semirreacción de reducción tiene, en el lado izquierdo una carga neta de: [-1+2 • (+1)=+1] y en el lado derecho 0; así pues, hay que añadir una carga eléctrica de 1e - en el lado izquierdo La semirreacción de oxidación cede 10 e - y la de reducción sólo gana uno. Esta debe multiplicarse por 10 10 ( + e - NO 2 ) I 2 + 6 H 2 O 2 + 12 H + + 10 e - I 2 + 6 H 2 O + 10 + 20 H + +10 e - 2 + 12 H + + 10 e - + 10 NO 2 + 10 H 2 O Semirreacción de oxidación : I 2 + 6 H 2 O 2 + 12 H + + 10 e - Semirreacción de reducción : + 2 H + + e - NO 2 + H 2 O
  • 17. 8.- Simplificar las especies que se encuentren en los dos lados Doce de los veinte protones de la izquierda se cancelan con doce de la derecha. Igualmente diez moléculas de agua de la derecha se cancelan con seis de la izquierda. Los electrones de ambos lados se cancelan 9.- Escribir la ecuación global en forma molecular: I 2 + 10 HNO 3 2 HIO 3 + 10 NO 2 + 4 H 2 O I 2 + 10 + 8 H + 2 + 10 e - +10 NO 2 + 4 H 2 O Se identifican los iones con las moléculas de que proceden. Los iones vienen del HNO 3 y los del HIO 3 I 2 +6 H 2 O +10 + 20 H + +10 e - 2 + 12 H + + 10 e - + 10 NO 2 +10 H 2 O
  • 18.
  • 19.
  • 20. AJUSTE POR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN EN MEDIO BÁSICO. En las reacciones que transcurren en medio básico, hay que realizar los mismos ocho primeros pasos que en medio ácido hasta llegar a la ecuación iónica neta 9.- Sumar, en los dos lados, tantos OH - como H + haya + 2 + 2 H + + 2 OH - 3 + 2 MnO 2 + H 2 O + 2 OH - 3 + 2 H 2 O + 2 3 + 2 MnO 2 + H 2 O + 2 OH - 3 + H 2 O + 2 3 + 2 MnO 2 + 2 OH - 3 En el lado izquierdo existen 2 H + , se suman 2 OH - en ambos lados 10.- Combinar los OH - con los H + para formar H 2 O Se producen 2 H 2 O en el lado izquierdo 11.- Simplificar las moléculas de agua + + 2 MnO 2 + H 2 O 3 2 + 2 H + 3 Siguiendo los pasos comunes, la reacción iónica neta: + + MnO 2 Por ejemplo dada la reacción (en medio básico):
  • 21.
  • 22.
  • 23.
  • 24.
  • 25.
  • 26. REACCIONES RÉDOX ESPONTÁNEAS. En las reacciones redox espontáneas, la sustancia que se oxida, (reductor) cede electrones a la sustancia que se reduce (oxidante) En cuanto las moléculas del reductor entran en contacto con el oxidante, la transferencia de electrones ocurre espontáneamente Los iones Ag + se reducen a plata metálica (ganan los electrones cedidos por un átomo de cobre) y el cobre se oxida a Cu 2+ (cede los dos electrones) La energía producida se disipa mediante calor y es difícil de aprovechar Un ejemplo : 2 Ag + (aq) + Cu (s) 2Ag (s) + Cu 2+ (aq)
  • 27. PILAS GALVÁNICAS O VOLTAICAS . Una pila galvánica es un generador de corriente basado en las reacciones redox, donde los electrones se entregan indirectamente a través de un hilo conductor El electrodo donde se produce la oxidación se denomina ánodo El electrodo donde se produce la reducción se denomina cátodo Por ejemplo : Cu (s) Cu 2+ (aq) + 2e - 2 Ag + (aq) + 2e - 2Ag (s) La reacción global de la pila: 2 Ag + (aq) + Cu (s) 2Ag (s) + Cu 2+ (aq)
  • 28. Para que una pila funcione, los compartimentos anódico y catódico deben permanecer eléctricamente neutros Esquema de una pila: Para mantener la neutralidad se utiliza un puente salino , con un electrolito ajeno a la reacción, donde los iones negativos se difunden hacia el ánodo (que se carga positivamente), y los iones positivos hacia el cátodo (que se carga negativamente) Ánodo  Electrodo -  oxidación Cu (s)  Cu 2+ (aq) 2Ag + (aq)  2Ag (s) Cátodo  Electrodo +  reducción   puente salino
  • 29.
  • 30.
  • 31. PILAS COMERCIALES. Alcalina De mercurio (botón) Salina
  • 32. ELECTRODO ESTÁNDAR DE HIDRÓGENO . Cuando las condiciones que aplicamos son las estándar (concentración de los iones 1M, presión de los gases 1 atm y temperatura de 25 ºC) hablamos entonces de fem estándar o normal: El potencial de los electrodos depende de las concentraciones de todas las especies que intervienen en las semirreacciones de electrodo = - El potencial absoluto de un electrodo no se puede medir, por lo que se escoge uno como referencia y se le asigna un valor arbitrario. El elegido es el electrodo estándar o normal de hidrógeno (EEH) = 0 V (a 25ºC) La fuerza electromotriz dada por una pila galvánica, mide la diferencia de potencial entre sus electrodos (fem = potencial cátodo - potencial ánodo) Lo designaremos así: E pila = E cát - E án º cát E La reacción que ocurre en la superficie de platino es: 2H + (aq, 1M) + 2e - H 2 (g, 1atm)
  • 33. POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN. Los potenciales estándar de reducción de los distintos electrodos se determinan formando pilas galvánicas entre ellos y el electrodo estándar de H 2 Este ejemplo es una pila constituida por un electrodo formado por una barra de cobre en una disolución 1M de iones Cu 2+ , a 25ºC, y el electrodo normal de hidrógeno El potencial de esta pila medido con un voltímetro es de 0,34 V
  • 34. El potencial de un electrodo mide la tendencia a que en él se produzca una reducción En la pila constituida con el electrodo estándar de Cu 2+ /Cu y el EEH Cátodo (reducción) Ánodo (oxidación) En la pila constituida con el electrodo estándar de Cd 2+ /Cd y el EEH Cátodo (reducción) Ánodo (oxidación) Cu (s) Cu 2+ (aq) + 2e - H 2 (g) 2H + (aq) + 2e - Reacción global: Cu (s) Cu 2+ (aq) + H 2 (g) + 2H + (aq) 0,34 es un valor relativo  el potencial normal del electrodo Cu 2+ /Cu es 0,34 V mayor que el de EEH La fem de la pila es 0,34 V Cd (s) Cd 2+ (aq) + 2e - H 2 (g) 2H + (aq) + 2e - La fem de la pila es 0,40 V El valor negativo indica que el electrodo de Cd es el ánodo y el EEH el cátodo Reacción global: H 2 (g) + Cd 2+ (aq) 2H + (aq) + Cd (s)
  • 35.
  • 36. Si el potencial de un electrodo es positivo, actúa de cátodo al conectarlo con el EEH (se produce la reducción), por el contrario si es negativo, actúa de ánodo (y se dará la oxidación) El valor de indica en qué extensión está desplazada hacia la derecha la semirreacción: Ox + ne - Red Cuanto mayor sea su potencial , mayor es la tendencia de la especie oxidante a reducirse ganando “n” electrones y, por tanto, menor es la tendencia de la especie reductora a oxidarse, cediendo “n” electrones
  • 37.
  • 38. ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES REDOX Los valores de los potenciales estándar de reducción permiten predecir si una reacción redox es o no espontánea en un sentido determinado Para una pila con esta reacción, su potencial normal: Como el potencial es negativo , significa que la reacción no es espontánea . Los iones Sn 2+ tienen más tendencia a reducirse a estaño que los iones Zn 2+ a cinc, luego el equilibrio está desplazado de derecha a izquierda Esta reacción es el resultado de la suma de las semirreacciones: Ánodo (oxidación): Sn (s) Sn 2+ (aq) + 2e - Cátodo (reducción): Zn (s) Zn 2+ (aq) + 2e - Zn (s) + Sn (s) + Sn 2+ (aq) Zn 2+ (aq) Un ejemplo: Zn (s) + Sn (s) + Sn 2+ (aq) Zn 2+ (aq)
  • 39.
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  • 42. Ejercicio : Dada la siguiente tabla de potencia- les normales expresados en voltios: a) Escriba el nombre de: -La forma reducida del oxidante más fuerte. -Un catión que pueda ser oxidante y reductor. -La especie más reductora. -Un anión que pueda ser oxidante y reductor. b) Escriba y ajuste dos reacciones que sean espontaneas entre especies de la tabla que correspondan a: -Una oxidación de un catión por un anión. -Una reducción de un catión por un anión. Cl – Sn 2+ Sn 0 ClO 3 – ClO 3 – + Sn 2+ + 2 H +  ClO 2 – + Sn 4+ + H 2 O S 2– + 4 Cu 2+ + 4 H 2 O  SO 4 2– + 8 H + + 4 Cu Par redox E 0 (V) Cl 2 / Cl – 1,35 ClO 4 – /ClO 3 – 1,19 ClO 3 – /ClO 2 – 1,16 Cu 2+ /Cu 0 0,35 SO 3 2– / S 2– 0,23 SO 4 2– / S 2– 0,15 Sn 4+ /Sn 2+ 0,15 Sn 2+ / Sn 0 -0,14
  • 43. ELECTRÓLISIS. La electrólisis es el proceso en el que se consigue forzar una reacción redox no espontánea mediante la aplicación de una fem (fuerza electromotriz o voltaje) adecuada El recipiente donde se realiza la electrólisis se denomina cuba electrolítica Se puede obligar a que los iones Cl - cedan 1e - a un ion Na + , con una pila de fem adecuada Por ejemplo Al igual que en la pila galvánica se produce la reducción en el cátodo y la oxidación en el ánodo , pero en la electrólisis, el cátodo es negativo y el ánodo es positivo Ánodo (+) Oxidación Cátodo (-) Reducción Reacción global 2 Na 2 Na + + 2e - 2 Cl - Cl 2 + 2e - 2 Na + + 2 Cl - Cl 2 + 2 Na 2 Na + Cl 2 2 NaCl  G  0  espontánea 2 NaCl 2 Na + Cl 2  G  0  no espontánea
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  • 45. Por ejemplo en el caso de una disolución acuosa de NaCl, en el cátodo se reduce el agua y no los iones Na + debido a que E o (H 2 O / H 2 + OH - )  E o (Na + / Na) Para ver qué reacciones se producen habrá que comparar los potenciales LAS LEYES DE FARADAY .  La cantidad de una sustancia producida durante una electrólisis es directamente proporcional a la intensidad de corriente y al tiempo que circula por la misma, es decir, a la cantidad de electricidad (carga eléctrica) que circula por el electrolito  Para una misma carga eléctrica, la masa de una sustancia obtenida en una electrólisis es proporcional a su equivalente gramo (eq) Reducción del agua: 2H 2 O (l) H 2 (g) + 2OH - (aq) + 2e - Oxidación del agua : 2H 2 O (l) O 2 (g) + 4H + (aq) + 4e - H 2 O (OH - ) X - (halogenuros ) , , , Facilidad para oxidarse en el ánodo
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  • 48. Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.
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