Tema 11: Reacciones de oxidación-reducción
Química, CCAA, grupo 316
Luis Méndez, Ismanuel Rabadán
Departamento de Química
Universidad Autónoma de Madrid
Curso 2012-13
Luis Méndez, Ismanuel Rabadán (UAM) Química: Tema 11 Curso 2012-13 1 / 31
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Asignatura: Química, Profesor: , Carrera: Ciencias Ambientales, Universidad: UAM
Tipo: Apuntes
2013/2014
1 / 31
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Tema 11: Reacciones de oxidación-reducción
Química, CCAA, grupo 316
Luis Méndez, Ismanuel Rabadán
Departamento de Química Universidad Autónoma de Madrid
Curso 2012-
Contenidos
1 Introducción
(^2) Ajuste de reacciones redox
3 Células electroquímicas
(^4) Potenciales estándar
5 Espontaneidad de las reacciones redox
(^6) Ecuación de Nernst
7 Corrosión
(^8) Electrolisis
Número de oxidación
Número de oxidación (γ): es la carga que tendría el átomo en una molécula (o compuesto iónico) si los electrones se asignaran completamente al elemento más electronegativo Reglas para asignar números de oxidación: (^1) F En todos los compuestos γ(F) = −1. (^2) Alcalinos y alcalino-térreos: Números de oxidación +1 y + respectivamente. (^3) H γ(H) = + 1 (^4) O γ((O)) = −2 , normalmente. En peróxidos (H 2 O 2 , Na 2 O 2 ) es -1. (^5) Los elementos sin combinar tienen un número de oxidación de 0. (^6) La suma de los números de oxidación de todos los átomos de un ion es igual a su carga.
Números de oxidación
Ejemplo: ¾Cuál es el número de oxidación de todos los átomos de HCO− 3? γ(O) = − 2 , γ(H) = + 1 3 × (− 2 ) + 1 + γ(C ) = − 1 =⇒ γ(C ) = + 4
Dismutación
Dismutación o desproporción: Reacción en la que la misma especie se oxida y se reduce. Ejemplo:
2H 2 O 2 (ac) → 2H 2 O(l) + O 2 (g)
Oxidación: H 2 O 2 → O 2 γ(O) = − 1 → γ(O) = 0 Reducción: H 2 O 2 → H 2 O γ(O) = − 1 → γ(O) = − 2
Ajuste de reacciones redox
(^1) Principios generales: que se conserve el número de átomos y la carga. (^2) Estrategia: Se escriben y ajustan separadamente las semi-ecuaciones de oxidación y reducción. Se ajustan los coe cientes en la dos semi-ecuaciones de forma que haya el mismo número de electrones en ambas. Se suman estas semi-ecuaciones y se cancelan electrones y moléculas.
Ajuste de reacciones redox. Ejemplo
(^2) Ajustamos el número de átomos en cada semi-ecuación, empezando por los que no son de H ni O (en este ejemplo ya están ajustadas), después los de O añadiendo tantas moléculas de H 2 O como sean necesarias SO^23 − (ac) + H 2 O −→ SO^24 − (ac) MnO− 4 (ac) −→ Mn^2 +(ac) + 4H 2 O y, nalmente, los de H añadiendo H+^ como sea necesario. SO^23 − (ac) + H 2 O −→ SO^24 − (ac) + 2H+ MnO− 4 (ac) + 8H+^ −→ Mn^2 +(ac) + 4H 2 O
Ajuste de reacciones redox. Ejemplo
(^3) Ajustamos las cargas de cada semi-ecuación poniendo los electrones necesarios: SO^23 − (ac) + H 2 O −→ SO^24 − (ac) + 2H+^ + 2e− MnO− 4 (ac) + 8H+^ + 5e−^ −→ Mn^2 +(ac) + 4H 2 O (^4) Obtenemos la ecuación neta, teniendo en cuenta que debemos cancelar electrones: multiplicamos la primera semi-ecuación (la de oxidación) por 5 y la segunda (reducción) por 2, sumamos y simpli camos: 5SO^23 − (ac) + 5H 2 O −→ 5SO^24 − (ac) + 10H+^ + 10e− 2MnO− 4 (ac) + 16H+^ + 10e−^ −→ 2Mn^2 +(ac) + 8H 2 O 5SO^23 − (ac) + 2MnO− 4 (ac) −→ 5SO^24 − (ac) + 2Mn^2 +(ac) +6H+(ac) +3H 2 O
Electroquímica
Electroquímica: trata de los cambios químicos ocasionados por la corriente eléctrica y de la producción de energía eléctrica por medio de reacciones químicas. Células (celdas) electroquímicas: Celdas electrolíticas: Se produce una reacción redox no espontánea suministrando energía eléctrica en el sistema (energía eléctrica → energía química). Celdas galvánicas o Celdas voltaicas o pilas voltaicas: Se produce una reacción redox espontánea que produce energía eléctrica (energía química → energía eléctrica).
Células electroquímicas
ánodo oxidación
cátodo reducción
reacción redox espontánea
Otras células voltaicas
Notación de la pila:
Cu(s)|Cu^2 +(1 M)||Ag+(1 M)|Ag(s)
Observamos que: El poder reductor varía así: Ag<Cu<Zn El poder oxidante varía así: Zn^2 +^ <Cu^2 +^ <Ag+
El electrodo estándar de hidrógeno (eeh)
Como ánodo:
H 2 → 2H+^ + 2e−; E = E 0 = 0
Como cátodo:
2H+^ + 2e−^ → H 2 ; E = E 0 = 0
Tablas de potenciales estándar
- E^0 es para la reacción como se escribe.
- Cuanto más positivo es E0, mayor es la tendencia de la sustancia a reducirse.
- Las semirreacciones son reversibles.
- El signo de E^0 cambia cuando la reacción se invierte.
- El cambio de los coeficientes estequiométricos de una semirreacción no cambia el valor de E^0_._
Potencial estándar de una pila
¿Cuál es la fem estándar de una célula electroquímica con un electrodo de Cd en disolución de Cd(NO 3 ) 2 1.0 M y un electrodo de Cr en disolución de Cr(NO 3 ) 3 1.0 M?
Cd2+^ ( aq ) + 2e-^ Cd ( s ) E^0 = -0.40 V Cr3+^ ( aq ) + 3e-^ Cr ( s ) E^0 = -0.74 V
Cd es el oxidante más fuerte: El Cd oxida al Cr
2e-^ + Cd2+^ (1 M ) Cd (s)
Ánodo (oxidación): Cr (s) Cr3+^ (1 M ) + 3e- Cátodo (reducción): 2Cr ( s ) + 3Cd2+^ (1 M ) 3Cd ( s ) + 2Cr3+^ (1 M )
x 2 x 3
Ecel^0 = Ecátodo^0 - Eánodo^0 Ecel^0 = -0.40 – (-0.74) Ecel^0 = 0.34 V