oxido reducion2.ppt

OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

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En las reacciones ácido-base antes vistas, siempre se observa un movimiento de protones. De igual forma ocurre en una reacción de óxido-reducción, en donde existe una transferencia de electrones (recordar que 1e = 1 carga negativa) Las reacciones redox se caracterizan por cambios en los estados de oxidación (número de oxidación) de algunos o todos los elementos de los compuestos que reaccionan. Cualquier elemento que aumente su número de oxidación se dice que es oxidado. Es decir, es la especie que libera electrones . Cualquier elemento que disminuya su número de oxidación se dice que es reducido. Es decir, es la especie que capta elec electrones trones .

OXIDACIÓN -REDUCCIÓN TRANSFERENCIA DE ELECTRONES 

ESPECIES QUÍMICAS

ENTRE



No existen electrones libres



Reductor: especie que cede electrones



Oxidante: especie que acepta electrones se reduce

se oxida

•

Ejemplo: Zn + Cu2+

•



Zn2+ + Cu

En este caso: Cu2+ : elemento reducido Zn : elemento oxidado

•

•

En base a este intercambio electrónico que se produce en una reacción redox se definen: A gente gente oxidant oxidante e u oxidante: es la especie

que da lugar a la oxidación de otra, por lo que el se reduce. Es la especie que gana los electrones. (El niño) •

A gent gente e reductor reductor o reductor reductor : es la especie que

da lugar a la reducción de otra, por lo que el se oxida. Es la especie que pierde electrones en el medio de reacción. (La niña)

•

De acuerdo con el ejemplo anterior:

Zn + Cu2+

•

•

•

Cu2+ Zn



Zn2+ + Cu

: agente oxidante u oxidante : agente reductor o reductor 

Esta relación se puede plantear en términos generales como: Ox + Red



Red + Ox

•

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En base al funcionamiento de una celda electroquímica es posible definir  las semirreacciones. Que corresponden a la reacción de reducción y/o oxidación por separado, indicando la cantidad de electrones necesarios para producirla. O bien, es una ecuación química en que se muestra la transferencia de electrones entre dos estados diferentes de oxidación de un mismo elemento.

Ejemplo de semirreacción redox: Especie Oxidada + n electrones



Especie Reducida

Del ejemplo anterior  Cu2+

 + 2e Cu0 semirreacción de reducción

Zn Zn2+  semirreacción de oxidación

+

2é

TABLAS DE POTENCIALES POTENCIALES Entregan información de semirreacciones redox Reacción redox: combinación de semirreacciones de oxidación y reducción (de manera formal) e.o. I

e.o. 0

2H+(aq) + 2ee.o. 0

H2(g)

REDUCCIÓN

e.o. II

Zn(s)

Zn2+(aq) + 2e-

OXIDACIÓN

Zn(s) + 2H+(aq)

Zn2+(aq) + H2(g)

REDOX

Par redox: H+ /H2

Zn2+ /Zn

forma ox./ forma red.

TABLAS DE POTENCIALES POTENCIALES SE TABULAN SEMIRREACCIONES DE REDUCCIÓN,, DE TAL FORMA QUE UNA REACCIÓN REDOX REDUCCIÓN SE PUEDE EXPRESAR  EXPRESAR COMO COMO LA DIFERENCIA DE DOS SEMIRREACCIONES DE REDUCCIÓN , DESPUÉS DE IGUALAR EL NÚMERO DE ELECTRONES INTERCAMBIADOS POR CONVENIO: 

-

2H+(aq) + 2e-

H2(g) reducción

Zn2+(aq) + 2e-

Zn(s) reducción

Zn(s) + 2H+(aq)

Zn2+(aq) + H2(g) REDOX

TABLAS DE POTENCIALES POTENCIALES EN TÉRMINOS DE DGo

-

Ox1 + neOx2 + ne-

Red1 Red2

Ox1 + Red2

Red1 + Ox2

G T= DGo1 - DGo2

D o

G1 DGo2 D o

TABLAS DE POTENCIALES POTENCIALES POR CONVENIO 2H+(aq) + 2e-

H2(g)

G=0 p(H2)= 1 atm pH = 0 (1mol/L) D o

Por la relación con esta semirreacción (electrodo de hidrógeno) se mide el resto.

TABLAS DE POTENCIALES POTENCIALES

TABLAS DE POTENCIALES POTENCIALES SE TABULAN TABULAN SEMIRREACCIONES DE REDUCCIÓN REDUCCIÓ N CON SUS POTENCIALES DE REDUCCIÓN. 2H+(aq) + 2e-

H2(g)

- Zn2+(aq) + 2e-

Zn(s)

Zn(s) + 2H+(aq)

Eo= 0 V a cualquier T Eo=-0.76V a 25ºC

Zn2+(aq) + H2(g)

Eo= 0 – (-0.76)= 0.76V oo G =-nFE G = -nFE

o D o

G >0 G < 0ESPONTÁNEA ESPONTÁNEA

o D o

TABLAS DE POTENCIALES POTENCIALES    2

   H   e   u   q   s   e   r   o    t   c   u    d   e   r   +

  +

   H   e   u   q   s   e    t   n   a    d    i   x   o   +

Li+|Li Li + e - = Li K +|K K + + e - = K  Na+|Na Na+ + e - = Na  Al3+|Al Al3+ + 3e - = Al Zn2+|Zn Zn2+ + 2e - = Zn Fe2+|Fe Fe2+ + 2e - = Fe H+|H2 2H+ + 2e - = H2 Cu2+|Cu Cu2+ + 2e - = Cu O2 + 4H+ + 4e - = 2H2O O2|H2O Cr2O72- + 14 H+ + 6e - = 2Cr3+ + 7H2O Cr2O72- | Cr3+ MnO4- , H+| Mn2+ MnO4- + 8H+ + 5e - = Mn2+ + 4H2O F- | F2 F2 + 2e - = 2F-

-3,045 -2,925 -2,714 -1,662 -0,763 -0,44 0,000 +0,336 +1,23 +1,333 +1,507 +3,05

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¿Qué pasa cuando la concentración de los reactantes no es 1mol/L? ¿Qué pasa cuando el pH varia en la reacción?

ECUACIÓN DE NERNST a Ox A + b RedB

a’ Red A + b’ OxB

1920

RT E= EonF FEM

[Red A]a’ .[OxB]b’ 

ln

[Ox A]a’ .[RedB]b’ 

E = 0 equilibrio T= 25ºC

E=

Eo=

Eo-

RT ln Keq nF

0.059 logK eq n

K eq

DESPROPORCIÓN DIAGRAMA DE LATIMER DEL OXÍGENO

E1 = +1.76 V

-

E2 = +0.70 V E = E1 - E2 = +1.06 V

E >0 ENTONCES G1,10 V

M

e-

Cu

eee-

e-

Zn02+ + 2e Zn-2++ Zn 2e0-

0 Cu2+ + 2e Cu- 2++ Cu 2e-0

CÁTODO ÁNODO

ÁNODO CÁTODO

(a a Zn2+ = 1,00)

(a a Cu2+ = 1,00)

Representación esquemática de la celda 1) Por convenio el ánodo y la información sobre el mismo, se escriben siempre en el lado de la izquierda 2) Una línea vertical (I) representa representa los límites de la interfase en los que pueden desarrollarse los potenciales 3) Dos líneas verticales (II) representan la existencia de uniones líquido-líquido (puente salino) 4) Por convenio el cátodo y la información sobre el mismo, se escriben siempre en el lado de la derecha

Representación esquemática de la celda M Zn

ZnSO 4

Z n0  Z n2+ + 2 e -

( a Z n 2+ = 1,00)

Cu

CuSO4

C u 2+ + 2 e -  C u 0

( a C u 2+ = 1,00)

Zn ZnSO4(a Zn2+ = 1,00) CuSO4 (a Cu2+ = 1,00) Cu

Potenciales de electrodo Es útil pensar en la reacción de una celda electroquímica como si estuviese formada por dos reacciones de semi-celda cada una de las cuales tiene un potencial de electrodo característico M Zn Zn

Cu Cu

CuSO4

ZnSO4

Zn 0  Zn 2+ + 2e -

( a Zn 2+ = 1,00)

Cu 2+ + 2 e -  Cu 0

( a Cu 2+ = 1,00)

Zn0  Zn2+ + 2e- = E A (Potencial anódico) Cu2+ + 2e-  Cu0 = EC (Potencial catódico) Potencial de la Celda (E Cel )

ECel = EC - EA

Potencial de electrodo (ecuación de Nerst) Constante de los gases R= 8,3145 J mol -1 K-1

Temperatura Absoluta (º Kelvin) Actividad de la especie reducida

Potencial estándar 

E= n = número de electrones

E0

a  RT ln red  a  nF ox 

Actividad de la especie oxidada Constante de Faraday (F=96485 C mol -1)

Potencial de electrodo (ecuación de Nerst)

E=

E0

a  RT ln red  a  nF ox 

Introduciendo los valores en condiciones estándar de presión y temperatura y transformando en logaritmos de base 10....

E = E - 0,0592 log 0

n

a  red  a  ox 

Potenciales estándar (normales) de electrodo Semirreacción

E 0 a 25ºC, V 

Cl2 + 2e-

2 Cl-

+ 1,359

Br 2 + 2e-

2Br -

+ 1,087

Ag+ + 1e-

Ag0

+ 0,799

Fe3+ + 1e-

Fe2+

+ 0,771

Cu2+ + 2e-

Cu0

+ 0,337

2H+ + 2e-

H2

0,000

Cd2+ + 2e-

Cd0

- 0,403

Zn2+ + 2e-

Zn0

- 0,763

Potencial en el electrodo de plata

Ag0 metálica

Ag+ +1e-

Ag0

E0 = + 0,779 a Ag0 E = E - 0,0592 log a Ag Ag+ 0

Ag+ en disolución E = E0 - 0,0592 log

1

a Ag+

ACTIVIDAD

-¿Qué le sucedió al señor del auto? -¿Qué causa pudieron causar esta situación? - ¿Qué necesita un auto para funcionar?

Batería de plomo y ácido •

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Las baterías de plomo son un tipo de batería muy común en vehículos convencionales. Suelen dar 6, 12 u otro múltiplo, pero la tensión que da cada celda es de 2V . Tienen una gran capacidad de corriente que las hacen ideales para los motores de partida. Su forma más conocida son la baterías de coche. Están formadas por un deposito de ácido sulfúrico y dentro de él una serie de placas de plomo. Según el número de placas, la tensión será mayor o menor.

Batería de plomo y ácido •

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Las baterías son celdas voltaicas que sirven como fuentes portátiles de electricidad.

Estos dispositivos varían notablemente en cuanto al tamaño y a la reacción electroquímica que se usa para generar la electricidad

Batería de plomo y ácido •

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Un acumulador de plomo de 12 V esta integrado por  seis celdas, cada una de las cuales produce 2V. El cátodo de esta celda esta compuesto de plomo.  Ambos electrodos están están inmersos en ácido sulfúrico. Las reacciones que ocurren durante la descarga son:

Catodo: PbO2(s) + SO42-(ac) + 4H+ + 2ê  PbSO4(s) + 2H2O(l)  Anodo: Pb(s) + SO42-(ac)  PbSO4(s) + 2ê PbO2(s) + 2SO42-(ac) + 4H+ + Pb(s)

El E° de celda es+2,041 V



2PbSO4(s) + 2H2O(

Batería de plomo y ácido •

Una ventaja de la batería de plomo es que se puede recargar. Durante la recarga, se emplea una fuente externa de energía para invertir el sentido de la reacción reacción redox espontánea. 2PbSO4(s) + 2H2O(l)

•



PbO2(s) + 2SO42-(ac) + 4H+ + Pb(s)

La energía necesaria para recargar la batería en un automóvil la proporciona un generador  impulsado por el motor.

PILA SECA •

Pila de Leclanché, en honor a su inventor que la patento en 1866.

Catodo: 2NH4+(ac) + 2MnO2(s) + 2ê  Anodo: 2NH4+(ac) + 2MnO2(s) + Zn(s)

Zn(s) 





Mn2O3(s) + 2NH3(ac) + 2H2O(l)

Zn2+(ac) + 2ê

Mn2O3(s) + 2NH3(ac) + 2H2O(l) + Zn2+(ac)

CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA •

La corrosión electroquímica es un proceso espontáneo que denota siempre la existencia de una zona anódica (la que sufre la corrosión), una zona catódica y un electrolito, y es imprescindible la existencia de estos tres elementos, además de una buena unión eléctrica entre ánodos y cátodos, para que este tipo de corrosión pueda tener lugar. La corrosión más frecuente siempre es de naturaleza electroquímica y resulta de la formación sobre la superficie metálica de multitud de zonas anódicas y catódicas; el electrolito es, en caso de no estar sumergido o enterrado el metal, el agua condensada de la atmósfera, para lo que la humedad relativa deberá ser del 70%.

CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA •

El proceso de disolución de un metal en un ácido es igualmente un proceso electroquímico. La infinidad de burbujas que aparecen sobre la superficie metálica revela la existencia de infinitos cátodos, mientras que en los ánodos se va disolviendo el metal. A simple vista es imposible distinguir entre una zona anódica y una catódica, dada la naturaleza microscópica de las mismas (micropilas galvánicas).  Al cambiar continuamente de posición las zonas anódicas y catódicas, llega un momento en que el metal se disuelve totalmente.

CORROSIÓN ELECTROQUÍMICA

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ANODO DE SACRIFICIO