1 reglas para asignar números de oxidación reglas para ... - Quia

• OXIDACIÓN es un proceso en el que un
elemento o compuesto gana oxígeno.
2 Ca + O 2
2 CaO
CH 4 + O 2
CO 2 + H 2 O
2 Fe 2 O 3 + 3 C
4 Fe + 3 CO 2
• REDUCCIÓN es un proceso en el que un
elemento o compuesto pierde oxígeno.
CoO + H 2
Co + H 2 O
• OXIDACIÓN es un proceso en el cual una
especie química pierde electrones.
Mg Mg 2+ + 2 e -
• REDUCCIÓN es un proceso en el cual una
especie química gana electrones.
S + 2 e -
S 2-
• OXIDANTE es una sustancia que produce
la oxidación de otra.
• REDUCTOR es una sustancia que
produce la reducción de otra.
• NÚMERO DE OXIDACIÓN sería la carga
eléctrica que tendría un átomo si los
electrones de los enlaces covalentes se
asignasen al otro átomo electronegativo.
REGLAS PARA ASIGNAR
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
• El número de oxidación de un elemento
libre es cero.
• H 2 , O 2 , P 4 , Na, Cu,…
• El número de oxidación de un elemento
en un ion monoatómico es igual a la carga
de ese ion.
• Na + , Fe 3+ , S 2-
REGLAS PARA ASIGNAR
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
• El número de oxidación del oxígeno
combinado en iones poliatómicos o en
moléculas es -2, excepto en los peróxidos
que es -1.
• El número de oxidación del hidrógeno
combinado con no metales es +1, excepto
en los hidruros que es -1.
1

REGLAS PARA ASIGNAR
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
• En una molécula neutra, la suma de los
números de oxidación ha de ser cero,
mientras que en un ion, la suma será la
carga neta del ion.
• Una reacción química es redox, si en el
transcurso de la misma, uno de los
átomos cambia de estado de oxidación.
AJUSTE DE REACCIONES REDOX
Método ion-electrón
Cr 2 O 7
2-
+
Fe 2+ Cr 3+ + Fe 3+
K 2 Cr 2 O 7 + HBr + H 2 SO 4
CrO 2 + Br 2 + K 2 SO 4 + H 2 O
• MEDIO ÁCIDO
Dividir la reacción en dos semireacciones.
KMnO FeSO 4 + H 2 SO 4
MnSO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 4 + 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
Ajustar otros átomos que no sean H y O.
AJUSTE DE REACCIONES REDOX
Método ion-electrón
Ajustar el O añadiendo H 2 O en el lado que
necesita O.
AJUSTE DE REACCIONES REDOX
Método ion-electrón
Ajustar la carga añadiendo electrones.
Ajustar el H añadiendo H + en el lado que
necesita H.
Hacer que el número de electrones ganados
sea igual al número de electrones perdidos y
entonces sumar las dos semireacciones.
2

AJUSTE DE REACCIONES REDOX
Método ion-electrón
Suprimir aquellas especies que son iguales
en ambos lados de la ecuación.
AJUSTE DE REACCIONES REDOX
Método ion-electrón
SO 3
2-
+
MnO 4
-
SO 4
2-
MnO 2
• MEDIO BÁSICO
Adicionar a ambos lados de la ecuación el mismo
número de OH − que los H + existentes.
+
Combinar H + y OH − para formar H 2 O.
AJUSTE DE REACCIONES REDOX
Método ion-electrón
Anular cualquier molécula de H 2 O que
puedas.
VALORACIONES REDOX
• Equivalente-gramo de una sustancia son
los gramos de esa que se combinan,
desplazan o ceden un mol de iones de
hidrógeno.
• Equivalente-gramo de un oxidante o de un
reductor sería la cantidad del mismo que
reacciona o produce un mol de electrones.
VALORACIONES REDOX
• En las valoraciones de oxidaciónreducción
un oxidante se valora frente a
un reductor. En estos casos, el número de
electrones que gana el oxidante es igual al
número de electrones que cede el
reductor, y se cumplirá:
nº de equivalentes de oxidante = nº equivalentes de reductor
Celdas electroquímicas
• Se denomina pila o celda galvánica a un
sistema o dispositivo en el que se
transforma energía química en energía
eléctrica.
• Una celda electroquímica es un dispositivo
que permite obtener una corriente
eléctrica a partir de una reacción redox
espontánea.
3

Voltímetro
Oxidación
Reducción
An Ánodo −
de cinc
⊕ Catodo Cátodo
de cobre
Puente
salino
Zn → Zn 2+ + 2e − Cu 2+ + 2e − → Cu
Membrana
porosa
Tapones
algodón
Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu Ε ο = 1,1 V
Notación convencional de las
celdas
• Para la pila Daniell sería:
Zn (s) | Zn 2+ (aq) || Cu 2+ (aq) | Cu (s)
• Pila con electrodos gaseosos, donde no
están separadas las disoluciones
Ni (s) | Ni 2+ , Cl - (aq) | Cl 2 (g) | Pt (s)
Tipos de electrodos
• Electrodo metálico de metal activo
Están formados por una barra de metal introducida en una disolución
de sus propios iones.
• Electrodo metálico de metal inerte
Cuando la oxidación o reducción se produce en un celda entre iones en
disolución, se necesita un conductor que sea inerte.
• Pt | Fe 2+ (aq) , Fe 3+ (aq)
• Electrodo de gases
Cuando la especie que sufre la oxidación o reducción es un gas, se
necesita como una pequeña campana que permita mantener el gas y
que tenga un conductor inerte para que puedan circular los electrones.
• Pt | H + (aq, 1M) | H 2 (g, 1 atm)
Potenciales estándar de electrodo
Potenciales estándar de electrodo
• Se ha elegido el electrodo estándar de
hidrógeno, un electrodo en el que el gas H 2 a la
presión de 1 atm está en contacto con iones H +
en concentración 1 M. Las reacciones que se
producen en este electrodo cuando actúa de
cátodo o de ánodo son:
Ánodo: H 2 → 2 H + + 2 e - Eº= 0
Cátodo: 2 H + + 2 e - → H 2 Eº= 0
Eº (pila) = Eº (oxidación Zn) + Eº (reducción del H + ) Eº (pila) = Eº (oxidación H 2 ) + Eº (reducción Ag + )
0,76 V = Eº (oxidación Zn) + 0 V
0,80 V = 0 V + Eº (reducción Ag + )
Eº (reducción Zn 2+ ) = -0,76 V Eº (reducción Ag + ) = 0,80 V
Eº (Zn 2+ /Zn) = -0,76 V Eº (Ag + /Ag) = 0,80 V
4

Potenciales estándar de electrodo
Efecto de la concentración en el potencial
• Los electrodos que tienen potenciales de reducción
negativos tienen menos tendencia a reducirse que el
hidrógeno.
• Cuanto más negativo sea el potencial de reducción de
un electrodo, más tendencia tendrá a oxidarse y, por
tanto, mayor será su potencial reductor.
• Cuanto más positivo sea el potencial de reducción de un
electrodo, más tendencia tendrá a reducirse y, por tanto,
mayor será su poder oxidante.
• Si tenemos dos semipilas, la reacción de reducción se
producirá en la de mayor potencial de reducción.
• Cuando el proceso de reducción no ocurre en
condiciones estándar habrá que hallar el
potencial de reducción haciendo uso de la
ecuación de Nernst. A 298 K, la ecuación será:
Potencial de reducción estándar
0,0592
E = Eº−
logQ
n
Cociente de la reacción en el sentido
que es espontáneo el proceso
Nº electrones transferidos en la reacción
ELECTRÓLISIS
ELECTRÓLISIS
Ánodo
Cátodo
Ánodo (oxidación) (+)
2 Cl - Cl 2 + 2 e -
Eº = -1,36 V
Cátodo (reducción) (-)
2 Na + + 2 e -
2 Na
Eº = -2,71 V
2 Na + + 2 Cl -
2 Na + Cl 2
Eº = V
La electrólisis es la producción de una reacción redox no
espontánea, mediante el paso de una corriente eléctrica a
través de un electrolito.
LEYES DE FARADAY
• Existe una relación definida entre la
cantidad de electricidad que pasa por una
cuba electrolítica y la cantidad de
productos liberados por los electrodos.
• 1. La cantidad de una sustancia liberada
en un electrodo es directamente
proporcional a la cantidad de electricidad
que ha pasado por la cuba electrolítica.
LEYES DE FARADAY
• 2. Las masas de distintas sustancias
liberadas en los electrodos por una misma
cantidad de electricidad son directamente
proporcionales a sus equivalentes
químicos.
5

EJEMPLO
• La cantidad de electricidad de un mol de
electrones es aproximadamente 96500 C/mol.
Recibe el nombre de Faraday
• La cantidad de electricidad o carga eléctrica, q,
que ha estado pasando durante un cierto
tiempo, t, está relacionada con la intensidad de
corriente, I, según la ecuación: q = I . t
Unidades q – Culombios (C)
Intensidad I – Amperios (A)
Tiempo t – segundos (s)
• Ag + + 1e −
• Cd 2+ + 2e −
Ag
Cd
• Podemos decir:
Un mol de electrones produce un mol de plata
Un Faraday produce un mol de plata = 1 eq
Dos moles de electrones produce un mol de Cd
Un Faraday produce ½ mol de Cd = 1 eq
6