2
Reacciones Redox
e
-e
-e
-e
-e
-e
-e
-e
-e
-e
-e
-e
-e
-e
-e
-e
-e
-e
-e
-e
-e
-
e
-3
Historia
El término
OXIDACIÓN
comenzó a usarse
para indicar que un compuesto
incrementaba la proporción de átomos de
Oxígeno.
Igualmente, se utilizó el termino de
REDUCCIÓN
para indicar una
disminución en la proporción de oxígeno.
4
Reacciones redox:
Son reacciones con transferencia de electrones.
Oxidante
Acepta electrones y queda con un
estado de oxidación menor al que
tenía inicialmente
Reacción
de
reducción
Ambas reacciones siempre se dan juntas
Reductor
Cede electrones y queda con un
estado de oxidación mayor al que tenía
inicialmente
Reacción
de
oxidación
Los electrones pasan de la especie oxidante a la especia reductora
5
Ejemplo de una reacción redoxDisminuye el tamaño de las granallas de Zn y se observa desprendimiento de gases
HCl concentrado
Granallas de Zn
Hemireacción de oxidación Zn0 Zn2+
(aq)+ 2e
-Hemireacción de reducción 2H+
(aq)+ 2e- H2(g)
2e-+ 2H+
(aq)+ Zn0 Zn2+(aq)+ H2(g)+ 2e- Ecuación iónica
2e-+ 2HCl(aq
6
Oxidaciones y reducciones biológicasLos procesos redox son de gran importancia ya que están involucrados en el metabolismo de todos los seres vivos, tanto en procesos catabólicos como anabólicos. Ejemplo de éstas reacciones son la fotosíntesis y la respiración aeróbica.
7
CorrosiónLa corrosión ordinaria es un proceso redox por el cual los metales son oxidados por el oxígeno del aire en presencia de humedad.
2 (Fe Fe2+ + 2e-)
O2 + 2H2O + 4e- 4OH
-8
Balanceo de ecuaciones redox
• Se balancean por separado las reacciones de oxidación
y reducción haciendo en cada caso balance de masa y
de carga
• Para balancear H y O hay que tener en cuenta el medio
de reacción: en medio ácido se agregan O en forma de
agua y se balancea con protones y en medio alcalino se
agrega O como OH y se balancea con agua
• Se balancea la transferencia de electrones de modo tal
que el numero de electrones que pierde el elemento que
se oxida sea igual al numero de electrones que gana el
elemento que se reduce
• Se suman las dos hemirreacciones para obtener la
ecuación electrónica global
9
Redox en la vida diaria:
control de alcoholemia!!!
•
El analizador de aliento se basa en la oxidación del etanol a
acetaldehido mediante el dicromato
Cr2O72- +C2H5OH
Cr2O72- + 6e- + 14H+ 2Cr3+ + 7H2O
(C2H5OH C2H4O + 2e- + 2H+)x3
Cr2O72- + 3C2H5OH + 6e- + 14H+ 2Cr3+ + 7H2O + 3C2H4O + 6e- + 6H+
10
Celdas voltaicas o galvanicas
Son celdas electroquímicas en las que las reacciones redox espontáneas producen energía eléctrica.
Las dos mitades de la reacción redox están separadas, siendo necesario que la transferencia electrónica tenga lugar a través de un circuito externo. De esta manera se obtiene energía eléctrica.
Zn¦ Zn2+ (1,0M) ¦ ¦ Cu2+ (1,0M)¦ Cu
Puente salino
Electrodos
E
celda= E
reducción cátodo+ E
oxidación ánodo11
Celdas galvanicas
• Hemipila: contiene la forma reducida y oxidada
del elemento. Contiene una pieza metálica o
electrodo en contacto con una solución de sus
iones
• Puente salino: medio en que los iones pueden
moverse sin que haya mezclado de soluciones.
La función principal es brindar electroneutralidad
• Ánodo: hemipila de oxidación
12
Celdas voltaicas o galvánicas: Potenciales estándar de electrodo
Electrodo Normal de Hidrógeno (ENH)
Es el electrodo de referencia, contiene una pieza de metal inerte sumergida en una solución 1,0M de H+. El hidrógeno, H
2, se burbujea a 1 atm de presión.
Por convenio internacional al ENH se le asigna un potencial de 0,00V.
El potencial E de una celda mide la espontaneidad de su reacción redox.
Fuerza creciente como agente reductor Fuerza
13
Ecuación de Nernst
Los potenciales estándar de electrodo, designados E0, se refieren a condiciones estándar.
Estas condiciones son soluciones 1,0M para iones, 1atm de presión para gases y 25ºC. Las celdas construidas con concentraciones de iones diferentes a 1,0M o con presiones de gases diferentes a 1atm hacen que los potenciales se desvíen de los potenciales normales. La ecuación de Nernst se utiliza para calcular los potenciales de electrodo para condiciones diferentes a las normales
E=E0 - 2,303 RT
n F
log Q
E = potencial en condiciones distintas a las normales E0= potencial normal
R= Constante de los gases T= Temperatura absoluta en K
n = número de moles de electrones transferidos en la reacción F = Faraday
Q = cociente de reacción
xOx + n e- yRed Para la reacción de reducción
El potencial será: [Red]
y
E = E0-0,0592
n
14
Ecuación de Nernst y constantes de equilibrio
Existe una relación entre el cambio de la energía libre normal de Gibbs, ? G, y la constante de equilibrio K.
? G0= -RT Ln K 1
También existe una relación entre ? G0y el potencial estándar de celda
? G0= - nFE0 2
De igualar 1y2se obtiene que: RT Ln K = nFE0 Ln K = nFE0
RT
Reacción directa ? G
0E
0Espontánea
-
+
En el equilibrio
0
0
No espontánea
+
-
? G = ? G0+ RT LnK
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Celdas voltaicas o galvanicas
Celdas voltaicas
Primarias
Secundarias
Proceden en un solo sentido
Se regeneran cambiando el sentido de la reacción
Acumulador de plomo
Reacción anódica
Pb0 Pb 2+
+ 2e- Pb2+ + SO
4
2- PbSO 4 (s)
Pb0 + SO 4
2- PbSO
4 (s) + 2e-
2e- + 4H+ + PbO
2 Pb2+ + 2H2O
Pb2+ + SO
42- PbSO4 (s)
2e- + 4H+ + PbO
2 + SO42- PbSO4 (s) + 2H2O
Reacción catódica
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Celdas voltaicas: pilas de concentración
Como diferentes concentraciones dan lugar a diferentes potenciales de celda se puede utilizar esta idea para construir una celda de concentración.
Pila de concentración Ambas hemiceldas están compuestas por las
mismas especies y el parámetro que brinda un potencial es la diferencia de concentraciones
Supongamos dos hemiceldas de Cu, una con CuSO41,0M y otra con CuSO40,1M,
E = - 0,0592 n
log Red
Ox E =
-0,0592
n
log 0,1
1,0 E =
-0,0592
n
logDiluida
Concentrada
V
CuSO40,1M CuSO41,0M
Cu0 Cu0
KCl
Cátodo
Ánodo
Solución concentrada
Solución diluida
17
Trabajo de laboratorio
Objetivos:
?
Aprender a interpretar cambios macroscópicos con procesos
redox
?
Analizar potenciales de reducción y relacionarlos con
reactividad de metales
?
Construir celdas galvánicas primarias y secundarias y
analizar parámetros que afecten al potencial de celda
?
Realizar técnicas analíticas tales como volumetrías
18
Trabajo de laboratorio: análisis de potenciales de reducción de Cu2+, Ag+, Zn2+y H+Zn Zn Zn
CuSO4 AgNO3 HCl
Cu Cu Cu
AgNO3
ZnSO4 HCl
Objetivo:
19
Trabajo de laboratorio: Celdas voltaicasObjetivo:
Construir la celda de Zn y Cu en condiciones estándar y no estándar Construir un acumulador de plomo
Pila de Daniell
La pila de Daniell se construirá con soluciones de sulfato de cobre y zinc 1,0M (condiciones estándar). Luego las soluciones serán 0,1M. El puente salino será un tubo de vidrio en forma de U relleno de agarosa y cloruro de potasio.
CuSO4 1,0M CuSO4 1,0M CuSO4 0,1M CuSO4 0,1M ZnSO4 1,0M ZnSO4 1,0M ZnSO4 0,1M ZnSO4 0,1M
E = ? E = ? E = ? E = ?
20
Trabajo de laboratorio: Celdas voltaicasAcumulador de plomo
El acumulador de plomo se armará a partir de dos electrodos de plomo esponjoso, inmersos en una solución de ácido sulfúrico 4,5M. El dióxido de plomo se obtendrá por medio de electrólisis, haciendo pasar una corriente de 0,6A por el sistema durante 2 horas.
2H
2O + Pb
0
PbO
2
+ 4H
+
+ 4e-
2e- + 2H
+H
2
2H
2O + Pb
0PbO
2+ 2H
2Transcurridas las dos horas se conectará un voltímetro y se medirá el potencial de la pila.
Teniendo el valor obtenido en el laboratorio y el valor teórico calculado discutir sobre parámetros tales como:
21
Trabajo de laboratorio: pilas de concentraciónObjetivos:
Realizar celdas de concentración con Cu y CuSO4
Analizar el potencial de celda con la variación de concentraciones
Se realizarán tres pilas de concentración utilizando soluciones de CuSO41,0M; 0,1M y 0,01M.
CuSO4 1,0M
CuSO4 0,1M E = ?
CuSO4 1,0M
CuSO4 0,01M E = ?
CuSO4 0,1M
CuSO4 0,01M E = ?
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Trabajo de laboratorio: volumetría redoxObjetivo: Aplicar la técnica de volumetría redox para determinar cloro activo en agua lavandina.
El hipoclorito de sodio se obtiene pasando cloro por una solución diluída y fría de NaOH
Cl2 + 2 HO
Cl- + ClO- + H2O
Fundamento
Se puede determinar el título de la solución de hipoclorito obtenída basándose en la acción oxidante del hipoclorito de sodio sobre el ioduro en medio ácido
ClO- + 2 H+ + 2 e- ? Cl - + H2O
3 I- ? I3- + 2 e
-ClO- + 2 H+ + 3 I- ? Cl- + H2O + I3-
El yodo es valorado con una solución de tiosulfato de sodio
I3
+ 2 e- ? 3I -2 S2O3
? S4O6
2-23
El indicador utilizado es el engrudo de almidonCálculos
Equivalentes S2O32- = Equivalentes I3- = Equivalentes ClO- = Equivalentes Cl2
g Cl2/litro = [(V S2O3
2-. N S2O3
2-)/VClO-].35,5 I3- + engrudo de almidón color azul
I2 + I -
I3
-Precaución: