Electroquimica

28/03/2012

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 Zn(s) → Zn2+(ac)   + 2 e‐

Reducción             2 H+(ac) + 2 e‐ → H2(g)

• La oxidación y la reducción ocurren a la vez, en la mismareacción. No se puede producir una sin la otra. • 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

1

28/03/2012Reglas para asignar n° de oxidación 1.‐ El n° de oxidación de 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 M l d l G L Metales del Grupo 1 +1; G 2 : +21: 1 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           pérdida de e‐ reducción ganancia de e‐ aumento 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.

2

28/03/2012

• 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 maneraque obtengamos una ecuación total en la cual no haya cambio neto del número de electrones.
Ej: Ej C 3+( ) + Cl-( ) → C °( ) + Cl2°( ) Cr (ac) (ac) Cr°(s) °(g) 3 (2 Cl‐(ac)  → Cl2°(g)  + 2 e‐ ) 2 (Cr3+(ac)   +  3 e‐ → Cr°(s) ) 2 Cr3+(ac)   +  6 Cl‐(ac)  → 2 Cr°(s)  + 3 Cl2°(g)

3

28/03/2012

En disolución ácida (H+)
• Ej.: MnO4‐ (ac) +  Fe2+(ac) → Mn2+(ac)   + Fe3+(ac)+7  →+2         +2 → +3 +7 →+2 +2 → 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 de manera 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

428/03/2012

ELECTROQUÍMICA
Conversión de energía eléctrica        Energía Química Celdas Electrolíticas ld l lí Proceso           ELECTRÓLISIS Conversión de energía química      energía eléctrica SG S PILAS GALVÁNICAS Reacciones espontáneas de oxidorreducción

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 los iones conducen la electricidad

5

28/03/2012

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

Se producen reacciones  químicas en los electrodos

los iones fluyen a través de la solución

ANODO hay deficiencia de e‐ los iones (‐) depositan e‐ ⇒ se oxidan

CATODO tiene exceso de e‐ ⇒ los iones (+) recogen los e‐ y se reducen.

Todo el movimiento iónico y las reacciones en los electrodos se producen...