REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES · DEFINICIONES • Oxidante: especie capaz de oxidar a...

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE

ELECTRONES

CONCEPTO DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

• Oxidación-reducción: proceso en el que se producen

transferencias o intercambios de electrones de unas

sustancias a otras: una sustancia cede electrones y otra los

capta

• Ambos procesos son simultáneos. Son reacciones redox

Proceso global: 𝐹𝑒 + 𝐶𝑙2 → 𝐹𝑒𝐶𝑙2 Semirreacción de oxidación: 𝐹𝑒 → 𝐹𝑒2+ + 2 𝑒− Semirreacción de reducción: 𝐶𝑙2 + 2 𝑒−→ 2𝐶𝑙−

Si la sustancia gana electrones

,se reduce; el proceso que

tiene lugar se llama reducción

Si la sustancia pierde electrones,

se oxida; el proceso que tiene

lugar se llama oxidación

DEFINICIONES

• Oxidante: especie capaz de oxidar a otra y captar electrones, reduciéndose

• Reductor: especie capaz de reducir a otra y perder electrones, oxidándose

• Número de oxidación: carga eléctrica formal que se le asigna a un átomo en un compuesto ( electrones que un átomo pierde o gana al formar un ión)

OXIDANTE gana e- se reduce REDUCTOR pierde e- se oxida

𝑍𝑛 𝑠 + 𝐶𝑢2+→ 𝑍𝑛2+ (aq) + 𝐶𝑢(s)

Reductor Se oxida

Oxidante Se reduce

REGLAS PARA ASIGNAR EL NÚMERO DE

OXIDACIÓN

• 1. El número de oxidación de los elementos en su estado natural, ya sean átomos individuales o moléculas, es siempre 0.

𝟎

𝑪𝒍𝟐

𝟎𝑭𝒆

𝟎

𝑯𝟐

• 2- El número de oxidación del oxígeno en todos sus compuestos es -2, excepto en los peróxidos que es -1

𝑪𝒍𝟐

−𝟐𝑶

𝑭𝒆𝟐

−𝟐𝑶𝟑

𝑯𝟐

−𝟏𝑶𝟐

• 3.El número de oxidación del hidrógeno en todos sus compuestos es +1, excepto en los hidruros metálicos que es -1

+𝟏𝑯 𝑪𝒍

+𝟏𝑯 𝑵𝑶𝟑

𝑪𝒂

−𝟏𝑯𝟐

• 4. En cualquier compuesto el número de oxidación de los metales es siempre positivo. El de los metales alcalinos es +1 y el de los alcalinotérreos +2.

+𝟐𝑩𝒂𝑩𝒓𝟐

+𝟏𝑲 𝑪𝒍

+𝟐𝑴𝒈𝑶

• 5. La suma de los números de oxidación de los átomos de un compuesto neutro es 0 y la de un ion es la carga de dicho ion.

+𝟐𝑩𝒂

−𝟏𝑩𝒓𝟐

+𝟏𝑯𝟐

+𝟔𝑺

−𝟐𝑶𝟒

+𝟓𝑵

−𝟐𝑶𝟑

−

AJUSTE DE REACCIONES REDOX. MÉTODO

DEL IÓN-ELECTRÓN • 1- Escribir la reacción química sin ajustar

• 2- Obtener la ecuación iónica sin ajustar:

- especies iónicas: en sus iones ( ácidos, bases, sales)

-especies covalentes: se dejan como están ( elementos, óxidos, hidrocarburos, agua)

• 3- Identificar átomos que se oxidan y se reducen

• 4-Escribir semirreacciones iónicas de oxidación y reducción sin ajustar

• 5- Ajustar:

– 1º-átomos que se oxidan o reducen

– 2º-oxígenos: en medio ácido con H2O

en medio básico con OH-

– 3º-hidrógenos: en medio ácido con H+

en medio básico con H2O

- 4º- cargas eléctricas: se añaden electrones en le miembro con exceso de carga positiva

• 6- Se equilibran los electrones

• 7- Se escribe la reacción iónica ajustada .Se simplifican las especies que se encuentren a ambos lados

• 8- Se escribe la reacción molecular

Ajustar la reacción 𝑰𝟐 + 𝑯𝑵𝑶𝟑 → 𝑯𝑰𝑶𝟑 + 𝑵𝑶𝟐 + 𝑯𝟐O

Ecuación iónica: 0 +5 -2 +5 -2 +4 -2

𝐼2 + 𝐻++ 𝑁𝑂3- → 𝐻

+

+ 𝐼𝑂3- + N𝑂2+ 𝐻2O

Semirreacción de oxidación: 𝐼2 → 2𝐼𝑂3-

Semirreacción de reducción: 𝑁𝑂3- → N𝑂2

Ajustamos( en medio ácido) los O con 𝑯𝟐O y los H con 𝑯+

𝐼2+ 6𝐻2O → 2𝐼𝑂3- + 12𝐻

+

+ 10e-

10( 𝑁𝑂3- + 2 𝐻

+

+ 1e- → N𝑂2 + 𝐻2O)

Sumamos y obtenemos:

𝐼2+6𝐻2O + 10𝑁 𝑂3- + 20 𝐻

+

+ 10e- → 2 𝐼𝑂3- +12𝐻

+

+10e- + 10 N𝑂2 + 10𝐻2O

Simplificando:

𝐼2 + 10𝑁 𝑂3- + 8 𝐻

+

→ 2𝐼𝑂3- + 10 N𝑂2 + 4 𝐻2O

Ecuación molecular:

𝑰𝟐 + 𝟏𝟎𝑯𝑵𝑶𝟑 → 𝟐𝑯𝑰𝑶𝟑 + 𝟏𝟎𝑵𝑶𝟐 + 𝟒𝑯𝟐O

http://www.educaplus.org/play-86-Reacciones-redox.html

Se oxida

Se reduce

ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES

REDOX. VALORACIONES REDOX

• En el punto de equivalencia de una valoración redox , las

cantidades relativas de las sustancias que han reaccionado

guardan la misma relación que los coeficientes

estequiométricos

de estas sustancias

en la reacción ajustada.

• En los ejercicios de

estequiometría, primero

se ajusta la reacción redox

y luego se realizan

los cálculos estequiométricos

APLICACIONES TECNOLÓGICAS DE LOS

PROCESOS REDOX.ELECTROQUÍMICA

• http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/1-CDQuimica-TIC/FlashQ/Redox/01celulagalvanica-daniell.swf

Pilas: dispositivos que permiten obtener una corriente eléctrica a partir de un

proceso redox que se da de forma espontánea.

energía química energía eléctrica

Cubas electrolíticas: dispositivos en los que la corriente eléctrica es capaz de producir una reacción redox que , en ausencia de ésta, no tendría lugar. El fenómeno que se produce es la electrolisis energía eléctrica energía química

PILAS GALVÁNICAS. LA PILA DANIELL

electrodo

Electrolito reductor Electrolito

oxidante

Oxidación Polo negativo de la pila

Reducción. Polo positivo de la pila

electrodo

electrones Los electrolitos ( ácido, sal o base)están en contacto a través del puente salino. En cada cubeta se introduce un electrodo en el que se producen las reacciones de oxidación y reducción. Los electrodos se unen por el hilo conductor, por donde se mueven los e-, creando una diferencia de potencial que indica el voltímetro y que genera una corriente eléctrica

PILA DANIELL

Fuerza electromotriz de la pila: diferencia de potencial que se

establece entre los electrodos de una pila galvánica

Notación de una pila:

Zn ( s) Zn2+ (aq) Cu2+ (aq) Cu(s) Epila= +1,10 V ánodo iones en contacto puente iones en contacto cátodo fem de con el ánodo salino con el cátodo la pila

POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN

E0pila= potencial de una pila cuando la concentración de

todos los iones implicados es 1M , a 250 C y 1 atm de

presión

El electrodo de referencia es, por convenio el electrodo de

hidrógeno, a cuyo potencial de electrodo se le asigna el

valor 0

Potencial de reducción: potencial de electrodo que indica

la tendencia a que se produzca una reducción en él.

E0M

n+/M

𝐸𝑝𝑖𝑙𝑎 = 𝐸𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 − 𝐸á𝑛𝑜𝑑𝑜

PODER OXIDANTE Y PODER REDUCTOR

PODER OXIDANTE POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN PODER REDUCTOR POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN

AGENTE OXIDANTE

FUERTE / AGENTE

REDUCTOR

CONJUGADO DÉBIL

AGENTE OXIDANTE

DÉBIL / AGENTE

REDUCTOR

CONJUGADO FUERTE

ELECTROLISIS

- Una diferencia de potencial generado por una fuente externa produce una reacción redox no espontánea

- La corriente circula en

sentido contrario a los

electrones.

- Para que se produzca

electrolisis, la diferencia

de potencial que se

aplica debe ser

Igual o mayor que la fem

de la pila que funcionara

en sentido contrario

oxidación reducción

+ -

+ -

CÁLCULOS EN PROCESOS ELECTROLÍTICOS

• En la reacción Mz+(aq) + z e- M (s) si circulan ne

moles de electrones por la cuba electrolítica, los moles de

metal M que se depositan son:

𝑄 = 𝐼 . 𝑡 Q , carga eléctrica( C) I, intensidad de corriente ( A) T, tiempo (s)

𝑛𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 =𝑛𝑒

𝑧

𝑛𝑒 =𝑄

𝐹

ne, moles de electrones Q, carga( C) F, constante de Faraday = 9,65.104C mol-1

Combinando las tres expresiones:

𝑛𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 = 𝐼. 𝑡

9,65.104. 𝑧