CLASE 3: REDOXQuímica 3° Medio Desafiemos la Gravedad

TEMAS A TRATAR

Estado de oxidación Balance de ecuaciones: métodos de igualación Electroquímica: nociones básicas

ESTADO DE OXIDACIÓN

Una reacción de óxido-reducción se caracteriza porque hay una transferencia de electrones, en donde una sustancia gana electrones y otra sustancia pierde electrones.

El número de oxidación corresponde a la carga del elemento químico; indica la cantidad de electrones que podría ganar, perder o compartir cuando se forma un compuesto.

ESTADO DE OXIDACIÓN Reducción ganancia de electrones, disminución del

número de oxidación.

Oxidación pérdida de electrones, aumento del número de oxidación.

Son procesos simultáneos, por eso se les llama reacciones Redox.

EN GENERAL. . .

Átomo o ión que se:

Oxida ReduceCede electronesAumenta su número de oxidaciónEs un agente reductor

Acepta electronesDisminuye su número de oxidaciónEs un agente oxidante

REGLAS REDOX

Regla Nº 1: El número de oxidación de cualquier átomo en estado libre o fundamental; es decir, no combinado, es cero.

Ejemplos: Pt , Cu, Au, Fe

Regla Nº 2: El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en el caso de los hidruros que es –1.

Ejemplos: HCl: ácido clorhídrico (+1)

NaH: hidruro de sodio (-1)

REGLAS REDOX

Regla Nº 3: El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto en los peróxido donde es -1. Ejemplos: CaO: óxido de calcio (-2)

H2O2: peróxido de hidrógeno o agua oxigenada (-1)

REGLAS REDOX Regla Nº 4: Los metales tienen un número de oxidación

positivo. Ejemplos: Cu + 2 , Li+1

Regla Nº 5: Los no-metales tienen número de oxidación negativo.

Ejemplos: Cl-1, I-1

Regla Nº 6: En compuestos, el número de oxidación del Flúor (F) es siempre –1.

REGLAS REDOX Regla Nº 7: En las moléculas neutras, la suma de los

números de oxidación de cada uno de los átomos que la forman es igual a 0.

Ejemplo: H2SO4: ácido sulfúrico

Regla Nº 8: En un ión la suma de los números de oxidación de sus átomos debe ser igual a la carga del ión.

Ejemplo: PO4–3: fosfato

BALANCE DE ECUACIONESEl uso de las semi-reacciones Al balancear ecuaciones redox se cumplen las mismas

leyes de la materia que en cualquier ecuación, debe haber la misa cantidad de cada átomo a cada lado de la ecuación

Sin embargo, en este caso se debe balancear además la ganancia o pérdida de electrones

Ejemplo:Sn2+ + Fe3+ Sn4+ + Fe2+

BALANCE DE ECUACIONES Ejercicios

Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

Al + I2 Al3+ + I-

Cr2O72+ + Cl- Cr3+ + Cl2

BALANCE DE ECUACIONESEl método del balance con agua en medio ácido En aquellos casos en que hay oxígeno presente en una

de las moléculas, y éste no se encuentra en el otro lado de la ecuación, se debe balancear agregando moléculas de agua en el lado opuesto de la semi-reacción

Al agregar agua se produce un desbalance por la presencia de hidrógeno, el cual se balancea agregando protones al otro lado

Los protones cambian el balance de carga de la semi-reacción por lo que los electrones se calculan al final

BALANCE DE ECUACIONES Ejercicios en medio ácido

Cu + NO3- Cu2+ + NO2

Mn2+ + NaBiO3 Bi3+ + MnO4-

C2O42- + MnO4

- Mn2+ + CO2

BALANCE DE ECUACIONESEl método del balance con agua en medio alcalino En este caso se debe balancear agregando 2 moléculas

de hidróxido OH- por cada molécula de oxígeno, en el lado opuesto de la semi-reacción

Luego se agrega una molécula de agua por cada molécula de OH- al lado contrario

Finalmente se balancean los electrones

BALANCE DE ECUACIONES Ejercicios en madio básico

CN- + MnO4- CNO- + MnO2

Cr(OH)3 + ClO- CrO4

2+ + Cl2

NO2- + Al NH3

+ Al(OH)4-

ELECTROQUÍMICA La electroquímica es la parte de la química que se encarga

de estudiar las relaciones que existen entre la energía química y la eléctrica.

Existen dos tipos de procesos electroquímicos: Electrolíticos: donde la energía eléctrica se transforma en

energía química. Electroquímicos: donde la energía química se transforma en

eléctrica. También se llaman galvánicos o voltaicos.

Ambos procesos son de óxido-reducción.

PILAS ELECTROQUÍMICAS Las pilas electroquímicas son dispositivos que permiten

obtener una corriente eléctrica a partir de una reacción redox espontánea.

Una pila galvánica consta de dos semipilas (semiceldas o electrodos). Cada una formada por un metal y una solución de una sal del metal.

La solución de la sal contiene un catión del metal y un anión para equilibrar la carga del catión. La semipila contiene el metal en dos estados de oxidación.

PILAS ELECTROQUÍMICAS

Las dos semipilas deben estar separadas físicamente de manera que las soluciones no se mezclen. Se utiliza un puente salino o una placa porosa para separar las dos soluciones.

La función del puente salino es la de aislar los contenidos de las dos partes de la celda mientras se mantiene el contacto eléctrico entre ellas.

FUNCIONAMIENTO DE LA PILA ELECTROQUÍMICA

FUNCIONAMIENTO DE LA PILA ELECTROQUÍMICA

PILA ELECTROQUÍMICA Las pilas y las baterías (utilizan el mismo

principio electroquímico) se usan principalmente para equipos electrónicos y automóviles.

Es muy importante saber que las pilas y las batería deben ser recicladas, ya que los electrolitos son tóxicos para el medio ambiente (Cadmio, Plomo, Mercurio).