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Academic year: 2020

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2

Reacciones Redox

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-

e

(2)

-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.

(3)

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

(4)

5

Ejemplo de una reacción redox

Disminuye 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

(5)

6

Oxidaciones y reducciones biológicas

Los 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.

(6)

7

Corrosión

La 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

(7)

-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

(8)

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+

(9)

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 ánodo

(10)

11

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

(11)

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

(12)

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

(13)

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

0

E

0

Espontánea

-

+

En el equilibrio

0

0

No espontánea

+

-

? G = ? G0+ RT LnK

(14)

15

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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16

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

(16)

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

(17)

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:

(18)

19

Trabajo de laboratorio: Celdas voltaicas

Objetivo:

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 = ?

(19)

20

Trabajo de laboratorio: Celdas voltaicas

Acumulador 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

2

O + Pb

0

PbO

2

+ 4H

+

+ 4e-

2e- + 2H

+

H

2

2H

2

O + Pb

0

PbO

2

+ 2H

2

Transcurridas 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:

(20)

21

Trabajo de laboratorio: pilas de concentración

Objetivos:

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 redox

Objetivo: 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

(22)

2-23

El indicador utilizado es el engrudo de almidon

Cálculos

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:

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