REACCIONES DE TRANSFERENCIA
DE ELECTRONES
CURSO: 2º DE BACHILLERATO
ASIGNATURA: QUÍMICA
REACIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
•
Son aquellas en las que se produce una transferencia
de electrones entre dos sustancias.
2 Fe (s) + O
2(g) → 2 Fe O (s)
•
Una sustancia
se oxida
(Fe) cuando cede electrones a
otra sustancia que
se reduce
(O
2).
•
Agente
reductor
(Fe) es el que cede electrones y
agente
oxidante
(O
2) es el que acepta electrones.
OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
Oxidación-reducción
es un proceso en el que dos
sustancias intercambian electrones.
2 Na + Cl
2→ 2 NaCl
Oxidación
es el proceso en el que una sustancia pierde
electrones.
Na → Na
++ 1e
-Reducción
es el proceso en el que una sustancia gana
electrones.
-•
Los procesos de oxidación y reducción siempre son
simultáneos. Por eso se habla de reacciones de
oxidación-reducción o de forma abreviada
reacciones
redox
.
•
Para facilitar su estudio, descomponemos la ecuación
química en dos
semirreacciones
, una para
representar la oxidación y otra para la reducción.
•
Considerar que la cesión y la captura de electrones
ocurren por separado es un artificio químico que sirve
únicamente para facilitar el estudio de este tipo de
reacciones.
NÚMERO DE OXIDACIÓN
•
La carga eléctrica formal, no la real, que se asigna a
un átomo dentro de un compuesto.
•
A veces se define como la carga eléctrica que
tendrían los átomos en un compuesto si los átomos
más electronegativos se apropiaran de los electrones
de enlace.
•
Un elemento se oxida si aumenta su número de
oxidación.
•
Un elemento se reduce si disminuye su número de
oxidación.
CÁLCULO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN
• El número de oxidación de los elementos en estado natural escero (Fe, Cu, O2, N2, Ne, P4, S8…).
• El número de oxidación del oxígeno es sus compuestos es -2, excepto en los peróxidos (-1) y si se combina con el flúor (+2).
• El número de oxidación del hidrógeno es +1 , excepto en los hidruros metálicos (-1).
• En los haluros, el número de oxidación del halógeno es -1.
• Los metales alcalinos en sus compuestos tienen número de oxidación +1. Los alcalinotérreos +2.
• La suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos presenten en una moléculas neutra es 0. Si se trata de un ion, la suma es igual a su carga eléctrica.
2 Na + Cl
2
→ 2 NaCl
•
Las semirreacciones pueden ser de oxidación
(cesión de electrones) y de reducción (ganancia
de electrones).
Oxidación: Na → Na
++ 1e
-Reducción: Cl
2+ 2e
-→ 2 Cl
-•
Las sustancias pueden ser oxidantes (“Cl
2” ganan
electrones y reducen su número de oxidación) y
reductoras (“Na” ceden electrones y aumentan su
número de oxidación).
AJUSTE DE REACCIONES
•
Consiste en poner coeficientes en cada una de las
sustancias o especies químicas que aparecen en la
ecuación química para conseguir que los átomos y las
cargas eléctricas que aparecen en los dos miembros
de la ecuación sean iguales.
•
Pueden utilizarse dos métodos:
–
Número de oxidación.
–
Ion-electrón, que es el más utilizado.
Método del ion-electrón
Protocolo a seguir:
• Se escribe la ecuación química.
• Se identifican las sustancias que se oxidan y se reducen.
• Se escriben las semirreacciones de oxidación y reducción en su forma iónica.
• Se ajustan las semirreacciones por separado teniendo presente si el proceso global es en medio ácido o básico.
• Se suman ambas semirreacciones asegurándonos que el
número de electrones cedidos en la semirreacción de oxidación es igual al número de electrones ganados en la de reducción. De esta forma se obtiene la ecuación iónica ajustada.
• Se reemplazan las especies iónicas por las moleculares y se ajustan por tanteo las especies que no intervienen en el proceso redox.
Medio ácido:
KMnO4 + Fe + HCl → FeCl2 + MnCl2 + KCl + H2O Fe → Fe2+ + 2e- MnO4- + 8 H+ + 5 e- → Mn2+ + 4 H 2O 5 Fe → 5 Fe2+ + 10e- 2 MnO4- + 16 H+ + 10 e- → 2 Mn2+ + 8 H 2O 2 MnO4- + 5 Fe + 16 H+ →5 Fe2+ + 2 Mn2+ + 8 H 2O 2 KMnO4 + 5 Fe + 16 HCl → 5 FeCl2 + 2 MnCl2 + 2 KCl + 8 H2OMedio básico
KMnO4 + NaNO2 + H2O → MnO2 + NaNO3 + KOH NO2- + 2 OH- → NO 3- + H2O + 2e- MnO4- + 2 H 2O + 3e- → MnO2 + 4 OH- 3 NO2- + 6 OH- → 3 NO 3- + 3 H2O + 6e- 2 MnO4- + 4 H 2O + 6e- → 2 MnO2 + 8 OH- 2 MnO4- + 3 NO 2- + H2O → 2 MnO2 + 3 NO3- + 2 OH-
Ejercicio:
El gas cloro se puede obtener por reacción de ácido clorhídrico con ácido nítrico, produciéndose simultáneamente dióxido de nitrógeno y agua. a) Ajusta las ecuaciones iónica y molecular por el método del ion-electrón. b) Calcula el volumen de cloro obtenido, a 17ºC y 720 mm de mercurio,
cuando reaccionan 100 mL de una disolución de ácido clorhídrico 0,5 M con ácido nítrico en exceso.
Datos: R=0,082 atm·L·K-1·mol-1
Solución:
a) Ecuación química sin ajustar: HCl + HNO3 →Cl2 + NO2 + H2O
Semirreacción de oxidación: ( 2 Cl- →Cl
2 + 2e- ) x 1
Semirreacción de reducción: ( NO3- + 2 H+ + 1e- → NO
2 + H2O ) x 2
Ecuación iónica ajustada: 2 NO3- + 4 H+ + 2 Cl- → 2 NO
2 + Cl2 + 2 H2O
Ecuación molecular ajustada: 2 HCl +2 HNO3 →Cl2 +2 NO2 +2 H2O
b) En 100 mL de HCl 0,5 M hay 0,05 moles de HCl
ELECTROQUÍMICA
•
Las
pilas
son dispositivos que permiten obtener
energía eléctrica a partir de una reacción de
oxidación-reducción que ocurre de forma espontánea.
•
Las
cubas electrolíticas
son dispositivos en los que
la corriente eléctrica provoca una reacción de
oxidación-reducción que no ocurriría de forma
espontánea.
PILAS GALVÁNICAS
•
La pila galvánica está formada por dos recipientes
separados, cada uno contiene una disolución
acuosa de un electrolito y un soporte metálico
denominado electrodo.
•
El ánodo es el electrodo donde tiene lugar la
oxidación, y es el polo negativo de la pila.
•
El cátodo es el electrodo donde tiene lugar la
reducción, y es el polo positivo de la pila.
•
El puente salino es un tubo en forma de U que
contiene un electrolito inerte (KI) con tapones de
lana de vidrio en sus extremos. Su función es la
de completar el circuito eléctrico.
PILA DANIELL
Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4 Zn → Zn2+ + 2e-
Cu 2+ + 2e- → Cu
Cuando se sumerge una lámina de cinc en una disolución de sulfato de cobre, el cinc se disuelve y sobre la lámina se deposita el cobre. En la pila Daniell se consigue que estas dos semirreacciones ocurran en recipientes distintos.
Zn(s)/Zn
2+(0,1M) || Zn
2+(0,1M) /Cu(s)
Condiciones estándar
•
Por convenio se establece que las condiciones
estándar en los trabajos de electroquímica son las
siguientes:
– Presión = 1 atm.
– Temperatura = 25 ºC = 298 K
– Concentración de las disoluciones = 1 M
•
En estas condiciones la fuerza electromotriz que
proporciona la pila Daniell vale 1,1 voltio. Este
valor se denomina fuerza electromotriz
Modificando los electrodos metálicos y los electrolitos
se pueden construir otras celdas galvánicas
Potenciales de electrodo
• La fuerza electromotriz de una celda es la suma de las
variaciones de potencial generadas en el ánodo y en el cátodo.
• El potencial de un electrono aislado no puede medirse directamente, solo puede medirse la diferencia de potencial entre los dos electrodos.
• Se establece un electrodo de referencia, (electrodo de
hidrógeno), al que se le asigna arbitrariamente un potencial de 0,0 V.
• Midiendo las f.e.m. de las pilas galvánicas que incluyan el electrodo de hidrógeno pueden obtenerse los potenciales de los demás electrodos.
Se ha elegido como electrodo de referencia, es un ejemplo de electrodo de gases, en el que se hace burbujear una corriente de hidrógeno gas a la presión de una atmósfera a través de una disolución ácida cuya
concentración de cationes hidronio es 1 molar.
Este electrodo puede actuar como cátodo o como ánodo:
H+ + 1e- → ½ H
2 ; ε0 = 0 V
→ H ε
POTENCIALES DE REDUCCIÓN
Los metales de potenciales de reducción negativos (Li, Mg, Al, Zn), reaccionan con los protones de los ácidos produciendo hidrógeno gaseoso.
Los metales de potenciales de reducción positivos (Au, Ag, Cu), reaccionan con el hidrógeno gas en disolución acuosa produciendo
CARÁCTER OXIDANTE DE UN
ELECTRODO
•
Cuanto mayor es el valor del potencial de
reducción de un electrodo mayor es su
tendencia a reducirse y, por tanto, mayor su
poder oxidante.
•
El electrodo F
2/F
-(ε=+2,87 V) es más oxidante
que el electrodo Cl
2/Cl
-(ε=+1,36 V) , y éste
más oxidante que el electrodo Br
2/Br
-(ε=+1,06
V).
CARÁCTER REDUCTOR DE UN
ELECTRODO
•
Cuanto menor es el valor del potencial de
reducción de un electrodo mayor es su
tendencia a oxidarse y, por tanto, mayor su
poder reductor.
•
El electrodo Li
+/Li (ε=-3,05 V) es más
reductor que el electrodo K
+/K (ε=-2,92 V) , y
éste más reductor que el electrodo Na
+/Na
CONSTRUIR UNA PILA
GALVÁNICA
La f.e.m. de una pila siempre es positiva:
ε
pila= ε
cátodo- ε
ánodo>0
(potenciales de reducción)
•
El
Á
nodo es el electrodo
N
egativo (
-
).
•
En el ánodo tiene lugar
la semirreacción de
O
xidación.
•
El ánodo se dibuja a la
izquierda.
•
El
C
átodo es el
electrodo Positivo (
+
).
•
En el cátodo tiene lugar
la semirreacción de
R
educción.
•
El cátodo se dibuja a la
derecha.
ESPONTANEIDAD DE LAS
REACCIONES REDOX
La variación de la energía libre de Gibbs que se produce en una reacción redox en una pila vale:
ΔG = -n·F·εpila Donde:
• n es el número de moles de electrones que pasas por el circuito exterior.
• F es la constante de Faraday ( 1F = 96490 C/mol e-)
Todo proceso será espontáneo cuando ΔG < 0, por tanto, εpila > 0
ELECTROLISIS
• Una diferencia de potencial externa provoca una reacción de oxidación-reducción no espontánea.
• Una cuba electrolítica es un recipiente que contiene un electrolito en el que se sumergen dos electrodos: el ánodo (+) y el cátodo (-). Ánodo (+) Oxidación Cl- → ½ Cl 2 + 1e -Cátodo (-) Reducción Na+ + 1e- → Na
Pilas galvánicas Cubas electrolíticas Transformación energética Eª química en Eª eléctrica Eª eléctrica en Eª química Ánodo Oxidación (-) Oxidación (+) Cátodo Reducción (+) Reducción (-) Diferencia de
Potencial V = εpila V > εpila (sentido contrario)
Para que se produzca la electrolisis en una cuba hay que establecer una diferencia de potencial entre sus electrodos que sea, como mínimo, igual a la fuerza electromotriz de la pila que funcionase con los mismos iones y procesos inversos.
Aplicaciones de la electrolisis
•
Obtención de elementos químicos: Al, Na, Mg, Cl
2,
F
2, H
2•
Purificación de metales: Cu, Pb, Sn
•
Recubrir objetos metálicos (baño electrolítico): Ag,
Ni, Cr
•
Protección de metales ante corrosión, galvanizado de
perfiles y chapas, cadmiado de tornillos, etc.
Electrolisis del agua
H
2O → ½ O
2+ 2H
++2e
-2H
++2e
-→ H
2 En el proceso se obtiene el doble de hidrógeno, en volumen, que de oxígeno.Ejercicio:
Se pasa durante 7,44 horas una corriente de 1,26 A a través de una celda electrolítica que contiene ácido sulfúrico diluido
obteniéndose oxígeno e hidrógeno.
a) ¿Qué proceso tendrá lugar en cada semicelda?
b) ¿Qué volumen de gases se generará medidos en condiciones normales?
a)
Ánodo, proceso de oxidación: H2O → ½ O2 + 2H+ +2e-
Cátodo, proceso de reducción: 2H+ +2e- → H 2
Baño electrolítico
La cucharilla actúa como cátodo.
Los cationes plata se dirigen al electrodo negativo depositándose sobre la cucharilla, formando un recubrimiento decorativo (plateado). Ag+ + 1e- → Ag
LEYES DE FARADAY
1. La masa de sustancia que se oxida o se reduce en los electrodos durante la electrolisis es directamente
proporcional a la cantidad de carga eléctrica (culombios) que la atraviesa.
2. Para una determinada cantidad de electricidad (carga eléctrica), la masa de sustancia que se oxida o se reduce en los electrodos es directamente proporcional al peso
equivalente de la sustancia.
– El peso equivalente de una sustancia es su masa molar dividida por el número de electrones intercambiados en la semirreacción correspondiente.
Electrolisis del cloruro sódico
En el ánodo tiene lugar la semirreacción: 2 Cl- → Cl
2 + 2e-
En el cátodo tiene lugar la semirreacción: Na+ + e- → Na
Para que se deposite un mol de Na (23 g) hacen falta un mol de electrones.
1,6·10-19 C/e-·6,022·1023 e-/mol = 96485 C/mol
Esta cantidad de carga eléctrica, la carga de un mol de electrones, se denomina Faraday.
Para que se desprendan 2 moles de cloro hacen falta 2 moles de electrones, es decir Q = 2 mol· 96485 C/mol = 192970 C
La cantidad de electricidad “Q” que pasa durante un tiempo “t” está relacionada con la intensidad de corriente “I”:
