Redox

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  1. 1. Capitulo 18: Introducción a los métodos electroquímicos Reacciones Redox Reacciones donde existe una transferencia Repaso de electrones de un reactivo a otro. Hay átomos que tienen tendencia a ceder electrones. Reacciones de Oxidación Hay átomos que tienen tendencia a captar Reducción electrones. Reacciones oxidación-reducción Reacciones Redox Redox Son las reacciones en las que se produce un intercambio de electrones. Número de valencia o número de oxidación: Oxidante o agente oxidante: especies que número de electrones cedidos o captados por aceptan electrones un átomo en su combinación con otro. Oxidación = reacción donde ocurre una perdida carga que se le asigna a un átomo en una especie de electrones química tomando en consideración la polaridad de Reductor o agente reductor: especies que los enlaces. ceden electrones Núm. Oxidación (-) → capta e- Reducción=reacción donde ocurre una ganancia Núm. Oxidación (+)→ cede e- de electrones 1
  2. 2. Determinación del número de Reacciones Redox oxidación de un elemento Necesario para determinar agente de Número de valencia o número de oxidación ó reducción y el ajuste de oxidación: reacciones redox. Núm. Oxidación (-) → capta e- Núm. Oxidación (+)→ cede e- Reglas para asignar números de oxidación Si un átomo cede algún e- le quedan en el Concepto ficticio. núcleo un numero de cargas positivas en exceso igual al número de e- cedidos. Relación con los electrones de valencia. Determinación del número de Estados de oxidación más oxidación de un elemento frecuentes H±1 Be 1.El número de oxidación de un elemento aislado, o de un elemento en una sustancia elemental es Li Mg 0. Na Ca Sc 2. En todo compuesto la suma de los números de K + 1 Sr + 2 Y +3 Ti +4 V +5 oxidación es cero (eléctricamente neutro), o bien la suma de los números de oxidación es igual a la Rb Ba La carga global para la especie iónica. Cs Ra 3. Ciertos elementos tienen el mismo numero de Fr oxidación en todos o casi sus compuestos. Ag Estados de oxidación más Estados de oxidación más frecuentes frecuentes Zn +2 +2 +2 Fe +2 Cu +1 Ca Cr +3 +3 Co +3 Hg +2 +6 Mn +4 Ni +1 +6 B C +2 N ±3 ±3 +7 Si P +5 ±4 Pd +2 Ga +3 Ge As Pt +4 Au +1 In Sn +2 Sb ±3 +3 Pb +4 Bi +5 2
  3. 3. Estados de oxidación más Oxidación frecuentes O ±2 F -1 Aumento en el número de oxidación. -1 La especie pierde electrones. S ±2 Cl ±1 Se +4 Br +3 Agente reductor. Te +6 I +5 +7 Ejemplo: NO2- → NO3- Reducción: Disminuye el número de oxidación. La especie gana electrones. Agente oxidante. Ejemplo: MnO4- → Mn2+ Celdas Electroquímicas Celdas electroquímicas Las reacciones redox ocurren en dos Dispositivos utilizados para inducir una formas diferentes: reacción redox en donde las medias reacciones del proceso esta físicamente Transferencia directa de electrones desde el separadas. donante al receptor (alambre de cobre en solución de plata). La transferencia de electrones entre los Transferencia indirecta: el donante y el reactivos se realiza indirectamente a través receptor no están en contacto. El donante de un conductor de electricidad pierde electrones y un conductor lo hace llegar a la especie receptora. 3
  4. 4. Tipos de celdas electroquímicas Celdas electrolíticas Son aquellas donde se usa una corriente eléctrica de una fuente externa para hacer una que una reacción redox no espontánea pueda ocurrir. Celdas galvanicas o voltaicas Celdas donde se utiliza una reacción redox espontánea para producir una corriente eléctrica Celdas Electroquímicas Partes de la celda Transferencia de electrones indirecta. Dos electrodos superficiales donde ocurren las reacciones. Si las reacciones redox son espontáneas, se produce una corriente eléctrica y la celda se llama galvánica o voltaica. Ánodo: ocurre oxidación. Si las reacciones redox no son Cátodo: ocurre reducción. espontáneas, las mismas consumen electricidad y la celda se llama electrolítica. Partes de la celda Partes de la celda Conductor externo: alambre de cobre Electrolito: compuesto iónico derretido que conecta el ánodo con el cátodo. o una solución acuosa que se ioniza. Los electrodos se sumergen en el electrolito. Los electrones que se liberan del ánodo por la reacción de oxidación se mueven por El movimiento de iones hacia los electrodos el alambre hasta el cátodo para producir es el responsable de que el circuito se allí la reducción. complete y la reacción pueda continuar. 4
  5. 5. Mecanismo para producir Partes de la celda transporte de corriente Puente salino: tubo de cristal en forma El flujo de electrones en los electrodos de U invertida que contiene una a través del conductor externo. solución concentrada de KCl. El movimiento de los iones hacia los Los extremos del tubo están en contacto electrodos. con las soluciones que sirven de Las reacciones que ocurren en los electrolitos en las medias celdas y permiten electrodos. la transferencia de iones que reestablece el balance de cargas eléctricas en el sistema. Tipos de celda basados en dirección del flujo de corriente eléctrica Celda Reversible: cuando las celdas invierten los procesos que ocurren en sus electrodos invirtiendo la dirección en que fluye la corriente eléctrica. Celda Irreversible: cuando al invertir la dirección en que fluye la corriente ocurre una reacción que no es la reacción inversa. Potenciales de electrodos relativo Potencial o voltaje: mide el trabajo que se debe realizar entre dos puntos cuando los electrones se mueven de un punto a otro. Se mide en voltios. La diferencia en potencial se desarrolla entre el cátodo y el ánodo. El potencial de la celda es la diferencia entre los potenciales individuales (cada electrodo). 5
  6. 6. Potenciales de electrodos relativo Electrodo de Hidrogeno Potencial de electrodo relativo: potencial de Electrodo normal o electrodo estándar, E°, es el potencial de electrodo cuando la actividad una celda electroquímica en la cual el de los reactivos y productos es una unidad (a electrodo de interés es el cátodo y el ánodo es = 1.00). el electrodo normal de hidrogeno. Electrodo normal de Hidrogeno (SHE)=0.00 Ecelda = Ecátodo – Eánodo voltios. Los potenciales normales son potenciales determinados con relación a SHE. 6
  7. 7. 7
  8. 8. Potenciales normales de los Convenio de signos IUPAC electrodos Si el electrodo normal de hidrogeno actúa Son una constante física que provee como ánodo: el potencial de la celda es información cuantitativa con relación a la positivo, la reacción es espontánea, pierde fuerza motriz de la reacción que ocurre en electrones y la celda es galvánica. una media celda. Cantidad relativa Si el electrodo normal de hidrogeno actúa Se determina por la reacción de reducción como cátodo: el potencial de la celda es Reacción desde a= 1.00M hasta concentraciones negativo, la reacción es no espontánea y la de equilibrio. celda es electrolítica. Independiente del número de moles y dependiente de la temperatura. Ecuación de Nernst Ecuación de Nernst La fuerza electromotriz de una celda Ecelda = Ecátodo – Eánodo depende de : Ecátodo = E°cátodo – (0.0592/n)(log [prod]/ Especies envueltas [reac]) Temperatura Concentración Eánodo = E°ánodo – (0.0592/n) (log [prod]/ E= E° - (0.0592/n) log Kep [reac]) 8

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