Electroqumicabreve2011 110330134846 Phpapp01

ELECTROQUÍMICA
(VISIÓN RÁPIDA)

Reacciones con transferencia de
electrones
Reacciones Red-Ox

De mercurio
(botón)

Colegio de la Inmaculada
Gijón

¿Qué es oxidarse?
Idea antigua: Ganar oxígeno
Fe + O2  Fe2O3
(Hay que ajustar…)

Idea actual: Aumentar el número de oxidación
Fe0  Fe3+
Cu + Cl2  CuCl2 (Cu0Cu2+ + 2e-)
Oxidarse es perder electrones

Repaso número de
oxidación




-

Es la carga(supuesta) de un elemento
en un compuesto.
Normas para calcularlo (pag. 239)
Elementos puros nº oxid=0
Oxígeno -2
Hidrógeno +1 ó -1
Alcalinos +1, alcalinoterreos +2
En sales binarias halógenos -1
Total de una molécula cero, de un ión su carga.

Repaso número de
oxidación
Es la carga (supuesta) de un elemento en un
compuesto.

Normas para calcularlo (pag. 239)
- Elementos puros nº oxid=0
-Oxígeno -2
- Hidrógeno +1 ó -1
- Alcalinos +1, alcalinoterreos +2
- En sales binarias halógenos -1
- Total de una molécula cero, de un ión su carga.

HCl



CO2
HNO3
HNO2
CaCl2
K2Cr2O7
NaClO4

¿Qué es oxidarse?
Idea actual: Aumentar el número de oxidación
Fe0  Fe3+
Cu + Cl2  CuCl2 (Cu0Cu2+ + 2e-)
Oxidarse es perder electrones
Lo contrario de oxidarse es….
REDUCIRSE:
Disminuir el número de oxidacióno ganar electrones
(siempre que alguien gana electrones otro los pierde)
RED - OX

Reacciones redox
Son reacciones en las cuales ocurren cambios en el
número de oxidación de una o dos sustancias.
En toda REDOX hay dos semirreacciones:
. Semirreacción Oxidación
. Semirreacción Reducción

Na + Cl2  NaCl
H 2 + O 2  H 2O
Oxidarse: aumentar el número de oxidación o perder electrones
Reducirse:disminuir el número de oxidación o ganar electrones

Oxidantes y reductores




Oxidante: hace que otro se oxide, le quita electrones.
Por lo tanto se reduce.
Reductor: hace que otro se reduzca, le cede electrones, por lo que él
se oxida.
Fe + Cl2  2Cl- + Fe2+

Oxidantes más frecuentes:
Permanganto potásico
Dicromato potásico
Ácido nítrico

Oxidantes y reductores
Reacciones de los Oxidantes másfrecuentes:
Permanganto potásico: (el Mn pasa de +7 a +2)

MnO4- + 8H+ + 5 e-  Mn2+ + 4 H2O
Dicromato potásico: ( el Cr pasa de +6 a +3)

Cr2O72- + 14H+ + 6 e-  2 Cr3+ + 7 H2O
Ácido nítrico: pasa de +5 a … casi todo

Ejercicios sencillos
Para las siguientes reacciones indica:
a)

Nº de oxidación de cada elemento

b)

¿Quién se oxida y quién se reduce?

c)

Cuál es el agente oxidante y cuál elreductor

d)

Escribe las semirreacciones



1) Fe2O3 + CO -------> Fe



2) PbS



3) NaCl + AgNO3 ------> AgCl



4) MnO2 + HCl --------> MnCl2 + H2O + Cl2



5) KClO3

+ CO2

+ O2 ---------> PbO + SO2

--------->

KCl

+ NaNO3

+ O2

Ejercicios sencillos


Fe2O3 + CO -------> Fe

+ CO2



PbS



NaCl + AgNO3 ------> AgCl

+ O2 ---------> PbO + SO2

+ NaNO3



MnO2 + HCl --------> MnCl2+ H2O + Cl2



KClO3

--------->

KCl

+ O2

AJUSTE DE REACCIONES REDOX


Método del ión electrón

Normas pag. 244
Primer ejemplo:
Oxidación del HI a I2 por acción del K2Cr2O7 en
medio ácido
K2Cr2O7 + HI + H2SO4  Cr3+ + I2

K2Cr2O7 + HI + H2SO4  Cr3+ + I2

Tipos de reacciones redox
(según su espontaneidad).




Reacciones espontáneas (se
produce energía eléctrica a partir de la
energíaliberada en una reacción
química):
Pilas voltaicas
Reacciones no espontáneas (se
producen sustancias químicas a partir
de energía eléctrica suministrada):
Electrólisis

Pilas voltaicas


Si se introduce una barra de Zn en una disolución
de CuSO4 sobre esta se deposita cobre
Oxid: Zn (s)  Zn2+ (aq) + 2e–
Reduc: Cu2+ (aq) + 2e–  Cu (s)
Cu2+ (aq) + Zn (s)  Cu (s) + Zn2+ (aq)



El Zn se oxida(pierde electrones) y el Cu 2+ se
reduce (los gana)

Si hacemos que las
reacciones de
oxidación y reducción
se produzcan en
recipientes separados,
los electrones no se
transmiten
directamente,
circularán por un
conductor (corriente
eléctrica).

© Ed. ECIR. Química 2º Bach.



Pilas
voltaicas

Pila Daniell.
Consta de
 Dos semiceldas
 Una con un electrodo de Cu
en una disolución de CuSO4
...