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REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE
ELECTRONES
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CONCEPTO DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
• Oxidación-reducción: proceso en el que se producen
transferencias o intercambios de electrones de unas
sustancias a otras: una sustancia cede electrones y otra los
capta
• Ambos procesos son simultáneos. Son reacciones redox
Proceso global: 𝐹𝑒 + 𝐶𝑙2 → 𝐹𝑒𝐶𝑙2 Semirreacción de oxidación: 𝐹𝑒 → 𝐹𝑒2+ + 2 𝑒− Semirreacción de reducción: 𝐶𝑙2 + 2 𝑒−→ 2𝐶𝑙−
Si la sustancia gana electrones
,se reduce; el proceso que
tiene lugar se llama reducción
Si la sustancia pierde electrones,
se oxida; el proceso que tiene
lugar se llama oxidación
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DEFINICIONES
• Oxidante: especie capaz de oxidar a otra y captar electrones, reduciéndose
• Reductor: especie capaz de reducir a otra y perder electrones, oxidándose
• Número de oxidación: carga eléctrica formal que se le asigna a un átomo en un compuesto ( electrones que un átomo pierde o gana al formar un ión)
OXIDANTE gana e- se reduce REDUCTOR pierde e- se oxida
𝑍𝑛 𝑠 + 𝐶𝑢2+→ 𝑍𝑛2+ (aq) + 𝐶𝑢(s)
Reductor Se oxida
Oxidante Se reduce
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REGLAS PARA ASIGNAR EL NÚMERO DE
OXIDACIÓN
• 1. El número de oxidación de los elementos en su estado natural, ya sean átomos individuales o moléculas, es siempre 0.
𝟎
𝑪𝒍𝟐
𝟎𝑭𝒆
𝟎
𝑯𝟐
• 2- El número de oxidación del oxígeno en todos sus compuestos es -2, excepto en los peróxidos que es -1
𝑪𝒍𝟐
−𝟐𝑶
𝑭𝒆𝟐
−𝟐𝑶𝟑
𝑯𝟐
−𝟏𝑶𝟐
• 3.El número de oxidación del hidrógeno en todos sus compuestos es +1, excepto en los hidruros metálicos que es -1
+𝟏𝑯 𝑪𝒍
+𝟏𝑯 𝑵𝑶𝟑
𝑪𝒂
−𝟏𝑯𝟐
• 4. En cualquier compuesto el número de oxidación de los metales es siempre positivo. El de los metales alcalinos es +1 y el de los alcalinotérreos +2.
+𝟐𝑩𝒂𝑩𝒓𝟐
+𝟏𝑲 𝑪𝒍
+𝟐𝑴𝒈𝑶
• 5. La suma de los números de oxidación de los átomos de un compuesto neutro es 0 y la de un ion es la carga de dicho ion.
+𝟐𝑩𝒂
−𝟏𝑩𝒓𝟐
+𝟏𝑯𝟐
+𝟔𝑺
−𝟐𝑶𝟒
+𝟓𝑵
−𝟐𝑶𝟑
−
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AJUSTE DE REACCIONES REDOX. MÉTODO
DEL IÓN-ELECTRÓN • 1- Escribir la reacción química sin ajustar
• 2- Obtener la ecuación iónica sin ajustar:
- especies iónicas: en sus iones ( ácidos, bases, sales)
-especies covalentes: se dejan como están ( elementos, óxidos, hidrocarburos, agua)
• 3- Identificar átomos que se oxidan y se reducen
• 4-Escribir semirreacciones iónicas de oxidación y reducción sin ajustar
• 5- Ajustar:
– 1º-átomos que se oxidan o reducen
– 2º-oxígenos: en medio ácido con H2O
en medio básico con OH-
– 3º-hidrógenos: en medio ácido con H+
en medio básico con H2O
- 4º- cargas eléctricas: se añaden electrones en le miembro con exceso de carga positiva
• 6- Se equilibran los electrones
• 7- Se escribe la reacción iónica ajustada .Se simplifican las especies que se encuentren a ambos lados
• 8- Se escribe la reacción molecular
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Ajustar la reacción 𝑰𝟐 + 𝑯𝑵𝑶𝟑 → 𝑯𝑰𝑶𝟑 + 𝑵𝑶𝟐 + 𝑯𝟐O
Ecuación iónica: 0 +5 -2 +5 -2 +4 -2
𝐼2 + 𝐻++ 𝑁𝑂3- → 𝐻
+
+ 𝐼𝑂3- + N𝑂2+ 𝐻2O
Semirreacción de oxidación: 𝐼2 → 2𝐼𝑂3-
Semirreacción de reducción: 𝑁𝑂3- → N𝑂2
Ajustamos( en medio ácido) los O con 𝑯𝟐O y los H con 𝑯+
𝐼2+ 6𝐻2O → 2𝐼𝑂3- + 12𝐻
+
+ 10e-
10( 𝑁𝑂3- + 2 𝐻
+
+ 1e- → N𝑂2 + 𝐻2O)
Sumamos y obtenemos:
𝐼2+6𝐻2O + 10𝑁 𝑂3- + 20 𝐻
+
+ 10e- → 2 𝐼𝑂3- +12𝐻
+
+10e- + 10 N𝑂2 + 10𝐻2O
Simplificando:
𝐼2 + 10𝑁 𝑂3- + 8 𝐻
+
→ 2𝐼𝑂3- + 10 N𝑂2 + 4 𝐻2O
Ecuación molecular:
𝑰𝟐 + 𝟏𝟎𝑯𝑵𝑶𝟑 → 𝟐𝑯𝑰𝑶𝟑 + 𝟏𝟎𝑵𝑶𝟐 + 𝟒𝑯𝟐O
http://www.educaplus.org/play-86-Reacciones-redox.html
Se oxida
Se reduce
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ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES
REDOX. VALORACIONES REDOX
• En el punto de equivalencia de una valoración redox , las
cantidades relativas de las sustancias que han reaccionado
guardan la misma relación que los coeficientes
estequiométricos
de estas sustancias
en la reacción ajustada.
• En los ejercicios de
estequiometría, primero
se ajusta la reacción redox
y luego se realizan
los cálculos estequiométricos
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APLICACIONES TECNOLÓGICAS DE LOS
PROCESOS REDOX.ELECTROQUÍMICA
• http://www.gobiernodecanarias.org/educacion/3/usrn/lentiscal/1-CDQuimica-TIC/FlashQ/Redox/01celulagalvanica-daniell.swf
Pilas: dispositivos que permiten obtener una corriente eléctrica a partir de un
proceso redox que se da de forma espontánea.
energía química energía eléctrica
Cubas electrolíticas: dispositivos en los que la corriente eléctrica es capaz de producir una reacción redox que , en ausencia de ésta, no tendría lugar. El fenómeno que se produce es la electrolisis energía eléctrica energía química
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PILAS GALVÁNICAS. LA PILA DANIELL
electrodo
Electrolito reductor Electrolito
oxidante
Oxidación Polo negativo de la pila
Reducción. Polo positivo de la pila
electrodo
electrones Los electrolitos ( ácido, sal o base)están en contacto a través del puente salino. En cada cubeta se introduce un electrodo en el que se producen las reacciones de oxidación y reducción. Los electrodos se unen por el hilo conductor, por donde se mueven los e-, creando una diferencia de potencial que indica el voltímetro y que genera una corriente eléctrica
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PILA DANIELL
Fuerza electromotriz de la pila: diferencia de potencial que se
establece entre los electrodos de una pila galvánica
Notación de una pila:
Zn ( s) Zn2+ (aq) Cu2+ (aq) Cu(s) Epila= +1,10 V ánodo iones en contacto puente iones en contacto cátodo fem de con el ánodo salino con el cátodo la pila
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POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN
E0pila= potencial de una pila cuando la concentración de
todos los iones implicados es 1M , a 250 C y 1 atm de
presión
El electrodo de referencia es, por convenio el electrodo de
hidrógeno, a cuyo potencial de electrodo se le asigna el
valor 0
Potencial de reducción: potencial de electrodo que indica
la tendencia a que se produzca una reducción en él.
E0M
n+/M
𝐸𝑝𝑖𝑙𝑎 = 𝐸𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 − 𝐸á𝑛𝑜𝑑𝑜
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PODER OXIDANTE Y PODER REDUCTOR
PODER OXIDANTE POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN PODER REDUCTOR POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN
AGENTE OXIDANTE
FUERTE / AGENTE
REDUCTOR
CONJUGADO DÉBIL
AGENTE OXIDANTE
DÉBIL / AGENTE
REDUCTOR
CONJUGADO FUERTE
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ELECTROLISIS
- Una diferencia de potencial generado por una fuente externa produce una reacción redox no espontánea
- La corriente circula en
sentido contrario a los
electrones.
- Para que se produzca
electrolisis, la diferencia
de potencial que se
aplica debe ser
Igual o mayor que la fem
de la pila que funcionara
en sentido contrario
oxidación reducción
+ -
+ -
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CÁLCULOS EN PROCESOS ELECTROLÍTICOS
• En la reacción Mz+(aq) + z e- M (s) si circulan ne
moles de electrones por la cuba electrolítica, los moles de
metal M que se depositan son:
𝑄 = 𝐼 . 𝑡 Q , carga eléctrica( C) I, intensidad de corriente ( A) T, tiempo (s)
𝑛𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 =𝑛𝑒
𝑧
𝑛𝑒 =𝑄
𝐹
ne, moles de electrones Q, carga( C) F, constante de Faraday = 9,65.104C mol-1
Combinando las tres expresiones:
𝑛𝑚𝑒𝑡𝑎𝑙 = 𝐼. 𝑡
9,65.104. 𝑧