Electro

Reacciones de oxido-reducción Oxidación → pérdida de electrones

Reducción → ganancia de electrones Las reacciones de oxido-reducción tienen lugar mediante intercambio de electrones Ej.: Zn(s) + 2 H+(ac) → Zn2+(ac) + H2(g) Oxidación Reducción Zn(s) → Zn2+(ac) + 2 e2 H+(ac) + 2 e- → + H2(g)

• La oxidación y la reducción ocurren a la vez, en la misma reacción. No se puede producir una sin laotra. • No hay cambio neto de e- en una reacción redox. • Los e- aparecen a la derecha de la semi-reacción de oxidación; y a la izquierda en la semi-reacción de reducción. NÚMERO DE OXIDACIÓN Representa la carga que tendría un átomo si los electrones de enlace se asignasen arbitrariamente al elemento más electronegativo. H+1Cl-1 H2+1O-2

Reglas para asignar n° de oxidación 1.- El n° de oxidaciónde un elemento es una sustancia elemental es 0 (cero). Ej.: Cl2°; Fe° 2.- El n° de oxidación de un elemento en un ión monoatómico es igual a la carga del ión. En Na+1Cl-1; Al2O3 (iones Al3+; O2-) 3.- Ciertos elementos tienen el mismo n° de oxidación en todos o casi todos sus compuestos: • Los Metales del Grupo 1: +1; G 2 : +2 • El oxígeno: -2 Excepción en peróxidos ( Na2O2-1) • El Hidrógeno : +1.Excepción: hidruros metálicos (NaH-1) 4.- La suma de los n°s de oxidación de todos los átomos de una especie neutra es 0 (cero); en un ión es igual a la carga del ión. Na+12S+6O-24 ; (Mn+7O4)4x (-2) + x = -1 x = +7 oxidación reducción
pérdida de eganancia de eaumento en n° de oxidación disminución n° de oxidación

oxidante: oxida otra especie ⇒ le quita e⇒ se reduce a sí misma AGENTE reductor:reduce otra especie ⇒ le cede e⇒ se oxida a sí misma.

AJUSTE DE REACCIONES REDOX 1.- Dividir la reacción en 2 semirreacciones: una de oxidación y otra de reducción. 2.- Ajustar las 2 hemirreacciones separadamente: respecto a masa y carga. 3.- Se combinan de tal manera que obtengamos una ecuación total en la cual no haya cambio neto del número de electrones. Ej: Cr3+(ac) + Cl-(ac) → Cr°(s) +Cl2°(g) 2 (Cr3+(ac) + 3 e- → Cr°(s) ) 3 ( Cl-(ac) → Cl2°(g) + 2 e- ) 2 Cr3+(ac) + 6 Cl-(ac) → 2 Cr°(s) + 3 Cl2°(g) En disolución ácida (H+) Ej.: MnO4- (ac) + Fe2+(ac) → Mn2+(ac) + Fe3+(ac) +7 →+2 +2 → +3 1) Reconocer las especies que se oxidan y las que se reducen las 2 semirreacciones 2) Ajustar cada una : Ajuste *del oxígeno→ con H2O *del Hidrógeno → con H+ *carga → con e-

3) Se combinan demanera que desaparezcan los e- de la reacción global. 5 ( Fe2+(ac) → Fe3+(ac) + 1e-) MnO4- (ac) + 8 H+ + 5 e- → Mn2+(ac) + 4 H2O
MnO4- (ac) +5 Fe2+(ac) +8 H+ → Mn2+(ac)+5Fe3+(ac) +4H2O

ELECTROQUÍMICA
Conversión de energía eléctrica Energía Química Celdas Electrolíticas Proceso ELECTRÓLISIS Conversión de energía química energía eléctrica PILAS GALVÁNICAS Reacciones espontáneas deoxidorreducción CONDUCTORES de primera especie la conducción se efectúa por el libre movimiento de los e- a través de la red cristalina metálica. (activos: Cu, Zn; inertes: Pt, grafito) de segunda especie la sustancia conductora es una solución electrolítica: los iones conducen la electricidad

ELECTRÓLISIS Proceso en el cual el paso de electricidad a través de una solución suministra energía para dar lugar auna reacción de oxido-reducción no espontánea. Durante la conducción electrolítica : los e- fluyen a través del alambre exterior

+
+ + + + + +

-

/ / V V / V-

los iones fluyen a través de la solución

Se producen reacciones químicas en los electrodos: ANODO hay deficiencia de elos iones (-) depositan e- ⇒ se oxidan CATODO tiene exceso de e- ⇒ los iones (+) recogen los e- y sereducen. Todo el movimiento iónico y las reacciones en los electrodos se producen manteniendo la neutralidad eléctrica:

(-)

( )+

(-)

( )+

(-)

Electrólisis del NaCl (fundido) Ánodo: 2 Cl tCl2 + 2e oxidac. Cátodo: 2 ( Na+ + 1e- t Na°) red. 2 Cl- + Na+t Cl2 + 2 Na°
-

ÁNODO

+

CÁTODO _ Na+-

+ + + + + Cl+

ELECTRÓLISIS EN SOLUCIÓN ACUOSA El H2O puede oxidarse o reducirse...