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1
REACCIONES DEREACCIONES DE
TRANSFERENCIA DETRANSFERENCIA DE
ELECTRONESELECTRONES
(Reacciones Redox)(Reacciones Redox)
Unidad 5
2
Contenidos (1)Contenidos (1)
1.- Estado de oxidación.
2.- Concepto de oxidación y reducción.
2.1. Oxidantes y reductores.
3.-   Ajuste de ecuaciones redox.
3.1. Reacciones en medio ácido.
3.2. Reacciones en medio básico.
4.-   Valoraciones de oxidación-reducción.
5.-   Pilas electroquímicas.
5.1. Tipos de electrodos
5.2. Pilas Daniell
5.3. Pilas y baterías comerciales.
3
Contenidos (2)Contenidos (2)
6.- Potenciales de reducción estándar.
6.1.  Determinación del voltaje de una pila.
6.2.  Electrodo de Hidrógeno. Pilas con Hidrógeno
6.3. Espontaneidad de las reacciones redox.
7.-   Electrólisis.
7.1. Aplicaciones
7.2. Comparación polaridad en pilas y electrólisis.
7.3. Ecuación de Faraday
8.-   Aplicaciones industriales redox:
8.1. Electrólisis del cloruro de sodio.
8.2. Siderurgia y obtención de metales.
8.3. Corrosión.
8.4. Protección catódica.
4
HistoriaHistoria
El término OXIDACIÓNOXIDACIÓN comenzó a
usarse para indicar que un compuesto
incrementaba la proporción de átomos de
Oxígeno.
Igualmente, se utilizó el termino de
REDUCCIÓNREDUCCIÓN para indicar una
disminución en la proporción de oxígeno.
5
Estado de oxidación (E.O.)Estado de oxidación (E.O.)
(También número de oxidación).(También número de oxidación).
“Es la carga que tendría un átomo si todos
sus enlaces fueran iónicos”.
En el caso de enlaces covalentes polares
habría que suponer que la pareja de
electrones compartidos están totalmente
desplazados hacia el elemento más
electronegativo.
El E.O. no tiene porqué ser la carga real que
tiene un átomo, aunque a veces coincide.
REPASO
REPASO
6
Principales estados dePrincipales estados de
oxidación.oxidación.
Todos los elementos en estado neutro tienen
E.O. = 0.
El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales
oxácidas tiene E.O. = –2.
El hidrógeno (H) tiene E.O. = –1 en los
hidruros metálicos y +1 en el resto de los
casos que son la mayoría.
Los metales formando parte de moléculas
tienen E.O. positivos.
REPASO
REPASO
7
Cálculo deCálculo de
estado de oxidación (E.O.).estado de oxidación (E.O.).
La suma de los E.O. de una molécula neutra
es siempre 0.
EjemploEjemplo: Calcular el E.O. del S en ZnSO4
E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2;
+2 + E.O.(S) + 4 · (–2) = 0 ⇒ E.O.(S) = +6
Si se trata de un ion monoatómico es igual
a su carga.
REPASO
REPASO
8
Ejemplos de cálculo deEjemplos de cálculo de
estados de oxidación (E.O.).estados de oxidación (E.O.).
COCO2 2 : el átomo de C forma dos enlaces covalentes
con dos átomos de O más electronegativo que él.
Comparte los 4e–
, pero para saber cuales son los
E.O. hay que suponer que el C los pierde, y que el
O los gana, con lo cual la carga que tendría el C
sería “+4” y la del O “–2” ⇒ E.O. (C) = +4;
E.O. (O) = –2.
El S tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según
comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con un
elemento más electronegativo (por ejemplo O).
REPASO
REPASO
9
Definición actualDefinición actual
OXIDACIÓN:OXIDACIÓN: Pérdida de electrones
(o aumento en el número de oxidación).
EjemploEjemplo: Cu → Cu2+
+ 2e–
REDUCCIÓN:REDUCCIÓN: Ganancia de electrones
(o disminución en el número de oxidación).
EjemploEjemplo: Ag+
+ 1e–
→Ag
Siempre que se produce una oxidaciónoxidación
debe producirse simultáneamente una
reducciónreducción.
Cada una de estas reacciones se denomina
semirreacciónsemirreacción.
10
Ejemplo: Cu +AgNOEjemplo: Cu +AgNO33
Introducimos un electrodo de
cobre en una disolución de
AgNO3,
De manera espontánea el cobre
se oxidará pasando a la
disolución como Cu2+.
Mientras que la Ag+
de la misma
se reducirá pasando a ser plata
metálica:
a) Cu → Cu2+
+ 2e–
(oxidación)
b) Ag+
+ 1e–
→ Ag (reducción).
Imagen cedida por © Grupo ANAYA
S.A. Química 2º de bachillerrato
11
Ejemplo: Zn + Pb(NOEjemplo: Zn + Pb(NO33))22
Al introducir una lámina de cinc
en una disolución de Pb(NO3)2.
La lámina de Zn se recubre de
una capa de plomo:
a) Zn →Zn2+
+ 2e–
(oxidación)
b) Pb2+
+ 2e–
→ Pb (reducción).
Imagen cedida por © Grupo ANAYA
S.A. Química 2º de bachillerrato
12
Ejemplo: Zn + HClEjemplo: Zn + HCl(aq)(aq)
Al añadir HCl(ac)
sobre Zn(s) se produce
ZnCl2y se desprende
H2(g) que, al ser un gas
inflamable, produce
una pequeña explosión
al acercarle un cerilla
encendida.
13
Ejemplo:Ejemplo: Comprobar que la reacción de formaciónComprobar que la reacción de formación
de hierro: Fede hierro: Fe22OO33 + 3 CO+ 3 CO →→ 2 Fe + 3 CO2 Fe + 3 CO22 es unaes una
reacción redox. Indicar los E.O. de todos losreacción redox. Indicar los E.O. de todos los
elementos antes y después de la reacciónelementos antes y después de la reacción
Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2
E.O.: +3 –2 +2 –2 0 +4 –2
ReducciónReducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a
“0” luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3
electrones).
Oxidación:Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4”
luego se oxida (en este caso pasa de compartir 2e–
con el O a compartir los 4 electrones).
14
Oxidantes y reductoresOxidantes y reductores
OXIDANTES:OXIDANTES: El la sustancia capaz de
oxidar a otra, con lo que ésta se reduce.
REDUCTORES:REDUCTORES: El la sustancia capaz de
reducir a otra, con lo que ésta se oxida.
Ejemplo:Ejemplo:
Zn + 2AgZn + 2Ag++
  →→ Zn Zn2+2+
 + 2Ag + 2Ag
OxidaciónOxidación: Zn (reductor) → Zn2+
+ 2e–
ReducciónReducción: Ag+
(oxidante) + 1e–
→ Ag
15
Ejercicio A:Ejercicio A: Formule, complete y ajuste lasFormule, complete y ajuste las
siguientes reacciones, justificando de que tiposiguientes reacciones, justificando de que tipo
son:son: a)a) Cloruro de hidrógeno más amoniaco.Cloruro de hidrógeno más amoniaco.
b) b) Carbonato cálcico más calor.Carbonato cálcico más calor. c) c) Cloro más sodio.Cloro más sodio.
d) d) Ácido sulfúrico más zinc metalÁcido sulfúrico más zinc metal
a)a) HCl + NH3 → NH4Cl
Ácido-baseÁcido-base. No cambia ningún E.O.
b)b) CaCO3→ CaO + CO2 (∆H<0)
DescomposiciónDescomposición. No cambia ningún E.O.
c)c) ½ Cl2 + Na → NaCl
E.O.: 0 0 +1 –1 RedoxRedox
d)d) H2SO4 + Zn → ZnSO4+ H2
E.O.: +1 +6 –2 0 +2 +6 –2 0 RedoxRedox
Cuestión de
Selectividad
(Marzo 98)
Cuestión de
Selectividad
(Marzo 98)
16
Ajuste de reacciones redoxAjuste de reacciones redox
(método del ion-electrón)(método del ion-electrón)
Se basa en la conservación tanto de la masa
como de la carga (los electrones que se
pierden en la oxidación son los mismos que
los que se ganan en la reducción).
Se trata de escribir las dos semirreacciones
que tienen lugar y después igualar el nº de e–
de ambas, para que al sumarlas los
electrones desaparezcan.
17
Etapas en el ajuste redoxEtapas en el ajuste redox
Ejemplo:Ejemplo: Zn + AgNOZn + AgNO33 →→ Zn(NOZn(NO33))22 + Ag+ Ag
Primera:Primera: Identificar los átomos que
cambian su E.O.
Zn(0) → Zn(+2); Ag (+1) → Ag (0)
Segunda:Segunda: Escribir semirreacciones con
moléculas o iones que existan realmente en
disolución ajustando el nº de átomos: (Zn,
Ag+
, NO3
–
, Zn2+
, Ag)
OxidaciónOxidación: Zn → Zn2+
+ 2e–
ReducciónReducción: Ag+
+ 1e–
→ Ag
18
Etapas en el ajuste redox (cont).Etapas en el ajuste redox (cont).
Tercera:Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma
que al sumar las dos semirreacciones, éstos
desaparezcan.
En el ejemplo se consigue multiplicando la
segunda semirreacción por 2.
OxidaciónOxidación: Zn → Zn2+
+ 2e–
ReducciónReducción: 2Ag+
+ 2e–
→ 2Ag
R. globalR. global:: Zn + 2Ag+
+ 2e–
→ Zn2+
+ 2Ag + 2e–
19
Etapas en el ajuste redox (cont).Etapas en el ajuste redox (cont).
Cuarta:Cuarta: Escribir la reacción química
completa utilizando los coeficientes hallados
y añadiendo las moléculas o iones que no
intervienen directamente en la reacción redox
(en el el ejemplo, el ion NO3
–
) y comprobando
que toda la reacción queda ajustada:
Zn + 2 AgNOZn + 2 AgNO33 →→ Zn(NOZn(NO33))22 + 2 Ag+ 2 Ag
20
Ajuste de reacciones enAjuste de reacciones en
disolución acuosa ácida o básica.disolución acuosa ácida o básica.
Si en una disolución aparecen iones poliatómicos con O
(ej SO4
2–
), el ajuste se complica pues aparecen también
iones H+
, OH–
y moléculas deH2O.
En medio ácido:
– Los átomos de O que se pierdan en la reducción van a parar al
agua (los que se ganen en la oxidación provienen del agua).
– Los átomos de H provienen del ácido.
En medio básico:
– Los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierdan en
la reducción) provienen de los OH–
, necesitándose tantas
moléculas de H2O como átomos de oxígeno se ganen o
pierdan.
21
Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio ácidoAjuste redox en medio ácido
KMnOKMnO44 + H+ H22SOSO44 + KI+ KI →→ MnSOMnSO44 + I+ I22 + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO
Primera:Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:
+1 +7 –2 +1 +6 –2 +1 –1 +2 +6 –2 0 +1 +6 –2 +1 –2
KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2+ K2SO4 + H2O
Moléculas o iones existentes en la disolución:
– KMnO4→ K+
+ MnO4
–
– H2SO4→2 H+
+ SO4
2–
– KI → K+
+I–
– MnSO4→Mn2+
+ SO4
2–
– K2SO4→ 2K+
+ SO4
2–
– I2 y H2O están sin disociar.
22
Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio ácidoAjuste redox en medio ácido
KMnOKMnO44 + H+ H22SOSO44 + KI+ KI →→ MnSOMnSO44 + I+ I22 + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO
Segunda:Segunda: Escribir semirreacciones con
moléculas o iones que existan realmente en
disolución ajustando el nº de átomos:
OxidaciónOxidación: 2 I–
→ I2 + 2e–
ReducciónReducción: MnO4
–
+ 8 H+
+ 5e–
→ Mn2+
+ 4 H2O
Los 4 átomos de O del MnO4
–
han ido a parar al H2O,
pero para formar ésta se han necesitado además 8 H+
.
23
Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio ácidoAjuste redox en medio ácido
KMnOKMnO44 + H+ H22SOSO44 + KI+ KI →→ MnSOMnSO44 + I+ I22 + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO
Tercera:Tercera: Ajustar el nº de electrones de
forma que al sumar las dos semirreacciones,
éstos desaparezcan:
Ox.Ox.: 5 x (2 I–
→ I2 + 2e–
)
Red.Red.: 2 x (MnO4
–
+ 8 H+
+ 5e–
→ Mn2+
+ 4 H2O
Reacción globalReacción global:
10 I–
+ 2 MnO4
–
→ 5 I2 + 2 Mn2+
+ 8 H2O
+ 16 H+
+ 10 e–
+ 10 e–
24
Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio ácidoAjuste redox en medio ácido
KMnOKMnO44 + H+ H22SOSO44 + KI+ KI →→ MnSOMnSO44 + I+ I22 + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO
Cuarta:Cuarta: Escribir la reacción química
completa utilizando los coeficientes
hallados y añadiendo las moléculas o iones
que no intervienen directamente en la
reacción redox:
2 KMnO4 + 8 H2SO4 → 2 MnSO4 + 5 I2+
+10 KI 6 K2SO4 + 8 H2O
La 6 moléculas de K2SO4(sustancia que no
interviene en la reacción redox) se obtienen
por tanteo.
25
Ejercicio B:Ejercicio B: a)a) Ajuste la siguiente reacciónAjuste la siguiente reacción
escribiendo las semirreacciones de oxido-reducciónescribiendo las semirreacciones de oxido-reducción
que se producen HClO + NaClque se producen HClO + NaCl →→ NaClO + HNaClO + H22O + ClO + Cl22
b)b) Calcule el volumen de disolución de ácido hipoclorosoCalcule el volumen de disolución de ácido hipocloroso
0,10,1 M que sería necesario utilizar para obtener 10 gramos deM que sería necesario utilizar para obtener 10 gramos de
cloro. Datos: Masas atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1cloro. Datos: Masas atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1
a)a) Oxidación: 2 Cl–
– 2 e–
→ Cl2
Reducción: 2 ClO–
+ 4 H+
+ 2 e–
→ Cl2 + 2 H2O
R. global: 2 Cl–
+ 2 ClO–
+ 4 H+
→ 2 Cl2 + 2 H2O
44 HClO+ 22 NaCl 22 Cl2+2 NaClO + 22 H2O
Se pueden dividir por 2 todos los coeficientes:
2 HClO + NaCl → Cl2 + NaClO + H2O
b)b) 2 mol 71 g
———— = ——— ⇒ n(HClO) = 0, 28 mol
n(HClO) 10 g
V= n/Molaridad = 0, 28 mol/0,1 molxl–1
= 2,8 L2,8 L
Problema de
Selectividad
(Septiembre 98)
Problema de
Selectividad
(Septiembre 98)
26
Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio básicoAjuste redox en medio básico
CrCr22(SO(SO44))33 + KClO+ KClO33 + KOH+ KOH →→ KK22CrOCrO44 + KCl+ KCl + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO
Primera:Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:
+3 +6 –2 +1 +5 –2 +1–2 +1 +1 +6 –2 +1 –1 +1 +6 –2 +1 –2
Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl+ K2SO4 + H2O
Moléculas o iones existentes en la disolución:
– Cr2(SO4)3 → 2Cr3+
+ 3 SO4
2–
– KClO3→ K+
+ClO3
–
– KOH→K+
+ OH–
– K2CrO4→ 2 K+
+ CrO4
2–
– KCl→K+
+ Cl–
– K2SO4→ 2K+
+ SO4
2–
– H2O está sin disociar.
27
Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio básicoAjuste redox en medio básico
CrCr22(SO(SO44))33 + KClO+ KClO33 + KOH+ KOH →→ KK22CrOCrO44 + KCl+ KCl + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO
Segunda:Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas
o iones que existan realmente en disolución
ajustando el nº de átomos:
OxidaciónOxidación: Cr3+
+ 8 OH–
→ CrO4
2–
+ 4 H2O + 3e–
Los 4 átomos de O que se precisan para formar el
CrO4
–
provienen de los OH–
existentes en el medio
básico. Se necesitan el doble pues la mitad de éstos
van a parar al H2O junto con todos los átomos de H.
ReducciónReducción: ClO3
–
+ 3 H2O + 6e–
→ Cl–
+ 6 OH–
Se precisan tantas moléculas de H2O como átomos
de O se pierdan. Así habrá el mismo nº de O e H.
28
Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio básicoAjuste redox en medio básico
CrCr22(SO(SO44))33 + KClO+ KClO33 + KOH+ KOH →→ KK22CrOCrO44 + KCl+ KCl + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO
Tercera:Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma
que al sumar las dos semirreacciones, éstos
desaparezcan:
Ox.Ox.: 2 x (Cr3+
+ 8 OH–
→ CrO4
2–
+ 4 H2O + 3e–
)
Red.Red.: ClO3
–
+ 3 H2O + 6e–
→ Cl–
+ 6 OH–
Reacción globalReacción global:
2 Cr3+
+ 16 OH–
+ ClO3
–
→ 2 CrO4
2–
+ 8 H2O
+ 3 H2O + 6 e–
+ 6 e–
+ Cl–
+ 6 OH–
2 Cr3+
+ 10 OH–
+ ClO3
–
→ 2 CrO4
2–
+ 5 H2O + Cl–
29
Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio básicoAjuste redox en medio básico
CrCr22(SO(SO44))33 + KClO+ KClO33 + KOH+ KOH →→ KK22CrOCrO44 + KCl+ KCl + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO
Cuarta:Cuarta: Escribir la reacción química completa
utilizando los coeficientes hallados y
añadiendo las moléculas o iones que no
intervienen directamente en la reacción redox:
1 Cr2(SO4)3 + 10 KOH + 1 KClO3 →
2 K2CrO4 + 5 H2O + 1 KCl + 3 K2SO4
La 3 moléculas de K2SO4(sustancia que no
interviene en la reacción redox) se obtienen
por tanteo.
30
Valoración redoxValoración redox
Es similar a la valoración ácido base.
Hay que determinar el número de moles de especie
oxidante y reductora que reaccionan entre sí.
El nº de moles de e−
que pierde el oxidante es igual a
los que gana el reductor.
Si “a” es el nº de e−
que captura el oxidante y “b” los
que pierde el reductor, sabremos que “a” moles de
reductor reaccionan con “b” moles de oxidante.
Se necesita conocer qué especies químicas son los
productos y no sólo los reactivos.
- -
( nº e perd) (nº e gan.)×[ ]× = ×[ ]×ox redV oxidante b V reductor a
31
Valoración redox (cont.)Valoración redox (cont.)
Todavía puede verse, al igual que en ácido-base, el concepto
de masa equivalente, y el de normalidad.
Para calcular la masa equivalente de una sustancia oxidante o
reductora hay que dividir su masa molecular por el nº de e–
ganados o perdidos:
De esta manera: neq(oxidante) = neq(reductora)
Es decir:
Para saber cual es la masa equivalente, además de saber de
qué sustancia se trata, es necesario conocer en qué sustancia
se transforma (semirreacción).
× = ×ox ox red redV N V N
=
º
eq
M
M
n dee−
32Ejemplo:Ejemplo: Se valoran 50 ml de una disolución deSe valoran 50 ml de una disolución de
FeSOFeSO44 aciduladaacidulada con Hcon H22SOSO44 con 30 ml de KMnOcon 30 ml de KMnO44
0,25 M.¿Cuál será la concentración del FeSO0,25 M.¿Cuál será la concentración del FeSO44 si elsi el
MnOMnO44
––
pasa a Mnpasa a Mn2+2+
??
Red.Red.: MnO4
–
+ 8 H+
+ 5e–
→ Mn2+
+ 4 H2O
Oxid.Oxid.:: Fe2+
→ Fe3+
+ 1e–
Como el MnO4
–
precisa de 5e–
para reducirse:
N (KMnO4) = 0,25 M x 5 = 1,25 N
neq(MnO4
–
) = neq(Fe2+
)
V (KMnO4) x N (KMnO4) = V (FeSO4) x N (FeSO4)
30 ml x 1,25 N
N (FeSO4) = —————— = 0,75 N ; 0,75 M0,75 M
50 ml
33Ejercicio C:Ejercicio C: Cuando se hace reaccionarCuando se hace reaccionar
permanganato de potasio con ácido clorhídrico sepermanganato de potasio con ácido clorhídrico se
obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II)obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II)
y cloro molecular.y cloro molecular. a)a) Ajuste y complete la reacción .Ajuste y complete la reacción .
Calcule los pesos equivalentes del oxidante y del reductor.Calcule los pesos equivalentes del oxidante y del reductor.
b)b) Calcule el volumen de cloro, medido en condicionesCalcule el volumen de cloro, medido en condiciones
normales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g denormales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de
permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico.permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico.
Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H=Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H=
1,0. R = 0,082 atm L K1,0. R = 0,082 atm L K-1-1
molmol-1-1
..
a) Oxidación: (2 Cl–
– 2 e–
→ Cl2)·5
Reducción: (MnO4
–
+ 8 H+
+ 5 e–
→ Mn2+
+ 4 H2O)·2
R. global: 2 MnO4
–
+ 16 H+
+ 10 Cl–
→ 2 Mn2+
+ 5 Cl2
2 KMnO4 + 16 HCl → 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 +2 KCl
Problema de
Selectividad
(Reserva 98)
Problema de
Selectividad
(Reserva 98)
34
a) Oxidación: (2 Cl–
– 2 e–
→ Cl2)·5
Reducción: (MnO4
–
+ 8 H+
+ 5 e–
→ Mn2+
+ 4 H2O)·2
R. global: 2 MnO4
–
+ 16 H+
+ 10 Cl–
→ 2 Mn2+
+ 5 Cl2
2 KMnO4 + 16 HCl → 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 +2 KCl
Masa equivalenteMasa equivalente
Oxidante: KMnO4 (158/5) g/eq = 31,6 g/eq31,6 g/eq
Reductor: HCl (36,5/1) g/eq = 36,5 g /eq36,5 g /eq
b)
2 KMnO4 + 16 HCl → 5 Cl2 + 2 MnCl2 + 8 H2O +2 KCl
2·158 g 5·22,4 L
———— = ———— ⇒ V(Cl2) = 35,44 L35,44 L
100 g V(Cl2)
35
Tipos de reacciones redoxTipos de reacciones redox
(según su espontaneidad).(según su espontaneidad).
Reacciones espontáneas (se produce
energía eléctrica a partir de la energía
liberada en una reacción química):
Pilas voltaicasPilas voltaicas
Reacciones no espontáneas (se producen
sustancias químicas a partir de energía
eléctrica suministrada):
ElectrólisisElectrólisis
36
Pilas voltaicas.Pilas voltaicas.
Si se introduce una barra de Zn en una
disolución de CuSO4 (Cu2+
+ SO4
2–
) se producirá
espontáneamente la siguiente reacción:
Cu2+
(aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+
(aq)
El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+
se
reduce (los gana).
Si hacemos que las reacciones de oxidación y
reducción se produzcan en recipientes
separados, los electrones circularán (corriente
eléctrica).
37
Tipos de electrodos.
Se llama así a cada barra metálica
sumergida en una disolución del mismo
metal. En una pila hay dos electrodos:
ÁnodoÁnodo: Se lleva a cabo la oxidación
– Allí van los aniones.
– En el ejemplo anterior sería el electrodo de Zn.
CátodoCátodo: Se lleva a cabo la reducción
– Allí van los cationes.
– En el ejemplo anterior sería el electrodo de Cu.
38
Pila Daniell.Pila Daniell.
Consta de dos
semiceldas
Una con un electrodo
de Cu en una
disolución de CuSO4
Otra con un
electrodo de Zn
en una disolución de
ZnSO4.
©Ed.ECIR.Química2ºBach.
39
Están unidas por un
puente salino que
evita que se
acumulen cargas
del mismo signo en
cada semicelda.
Entre los dos
electrodos se
genera una
diferencia de
potencial que se
puede medir con un
voltímetro.
© Ed. ECIR. Química 2º Bach.
Pila DaniellPila Daniell
40
Representación esquemática deRepresentación esquemática de
una pilauna pila
La pila anterior se representaría:
Ánodo Puente salino Cátodo
Zn (s)  ZnSO4(aq)  CuSO4(aq)  Cu (s)
ÁnodoÁnodo se lleva a cabo la oxidación:oxidación:
– Zn – 2 e –
→ Zn2+
.
CátodoCátodo se lleva a cabo la reducción:reducción:
– Cu2+
+ 2 e –
→ Cu.
41
Pilas comerciales.Pilas comerciales.
(Imágenes cedidas por © Grupo ANAYA. S.A. Química 2º Bachillerato)
Alcalina De mercurio (botón)Salina
42
Potencial de reducción.Potencial de reducción.
Las pilas producen una diferencia de potencial
(∆Epila) que puede considerarse como la
diferencia entre los potenciales de reducción de
los dos electrodos que la conforman.
Consideraremos que cada semireacción de
reducción viene dada por un potencial de
reducción. Como en el cátodo se produce la
reducción, en todas las pilas Ecatodo> Eánodo.
∆ = −pila catodo cnodoE E E
43
Potencial de reducción (cont).Potencial de reducción (cont).
Cada pareja de sustancia oxidante-reductora
tendrá una mayor o menor tendencia a estar
en su forma oxidada o reducida.
El que se encuentre en una u otra forma
dependerá de la otra pareja de sustancia
oxidante-reductora.
¿Qué especie se reducirá?
Sencillamente, la que tenga un mayor
potencial de reducción.
44
Electrodos de Hidrógeno.Electrodos de Hidrógeno.
Al potencial de reducción del electrodo de
hidrógeno se le asigna por convenio un
potencial de 0’0 V para [H+
] = 1 M.
Reac. de reducción:Reac. de reducción: 2 H+
+ 2 e–
→ H2
Un electrodo de hidrógeno es una lámina de
platino sobre el que se burbujea H2 a una
presión de 1 atm a través de una disolución
1 M de H+
.
45
Tabla deTabla de
potencialespotenciales
de reducciónde reducción
Sistema Semirreacción E° (V)
Li+
/ Li Li+
1 e–
→ Li –3,04
K+
/ K K+
+ 1 e–
→ K –2,92
Ca2+
/Ca Ca2+
+ 2 e–
→ Ca –2,87
Na+
/ Na Na+
+ 1 e–
→ Na –2,71
Mg2+
/ Mg Mg2+
+ 2 e–
→ Mg –2,37
Al3+
/ Al Al3+
+ 3 e–
→ Al –1,66
Mn2+
/ Mn Mn2+
+ 2 e–
→ Mn –1,18
Zn2+
/ Zn Zn2+
+ 2 e–
→ Zn –0,76
Cr3+
/ Cr Cr3+
+ 3 e–
→ Cr –0,74
Fe2+
/ Fe Fe2+
+ 2 e–
→ Fe –0,41
Cd2+
/ Cd Cd2+
+ 2 e–
→ Cd –0,40
Ni2+
/ Ni Ni2+
+ 2 e–
→ Ni –0,25
Sn2+
/ Sn Sn2+
+ 2 e–
→ Sn –0,14
Pb2+
/ Pb Pb2+
+ 2 e–
→ Pb –0,13
H+
/ H2 2 H+
+ 2 e–
→ H2 0,00
Cu2+
/ Cu Cu2+
+ 2 e–
→ Cu 0,34
I2
/ I–
I2
+ 2 e–
→ 2 I–
0,53
MnO4
–
/MnO2 MnO4
–
`
+ 2 H2
O + 3 e–
→ MnO2
+ 4 OH–
0,53
Hg2+
/ Hg Hg2+
+ 2 e–
→ 2 Hg 0,79
Ag+
/ Ag Ag+
+ 1 e–
→ Ag 0,80
Br2
/ Br–
Br2
+ 2 e–
→ 2 Br–
1,07
Cl2
/ Cl–
Cl2
+ 2 e–
→ 2 Cl–
1,36
Au3+
/ Au Au3+
+ 3 e–
→ Au 1,500
46
Metales frente a ácidos.Metales frente a ácidos.
Según sea el potencial de reducción del metal menor o
mayor que 0 reaccionará o no reaccionará con los
ácidos para [H+] = 1 M.
Toda pareja oxidante-reductora que tenga más
tendencia a reducirse que los H+
tendrán un potencial
de reducción E > 0.
– Así, el Cu no reacciona con ácidos en concentraciones
normales: Cu + 2 H+
→ no reacciona.
Toda pareja oxidante-reductora que tenga menos
tendencia a reducirse que los H+
tendrán un potencial
de reducción E < 0.
– Así, el Zn reacciona con ácidos desprendiendo hidrógeno:
Zn + 2 H+
→ Zn2+
+ H2
47
Pilas con hidrógenoPilas con hidrógeno
Imagen cedida por © Santillana. Química 2º Bach.
48
Ejemplo:Ejemplo: Decir si será espontánea la siguienteDecir si será espontánea la siguiente
reacción redox: Clreacción redox: Cl22(g) + 2 I(g) + 2 I––
(aq)(aq)→→ 2Cl2Cl––
(aq) + I(aq) + I22 (s)(s)
La reacción dada es la suma de las siguientes
semirreacciones:
RedRed. (cátodo):. (cátodo): Cl2(g) + 2e–
→ 2Cl–
(aq)
Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo): 2 I–
(aq) → I2 (s) + 2e–
Para que la reacción sea espontánea tiene que
cumplirse que ∆ Epila > 0:
∆ Epila= Ecatodo– Eánodo= +1’36 V – 0’54 V =
= +0’72 V > 0
luego es espontáneaespontánea (las moléculas de Cl2
tienen más tendencia a reducirse que las de I2).
49Ejercicio D:Ejercicio D: Una pila consta de un electrodo de MgUna pila consta de un electrodo de Mg
introducido en una disolución 1 M de Mg(NOintroducido en una disolución 1 M de Mg(NO33))22 y uny un
electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNOelectrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO33 ..
¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será
el voltaje de la pila correspondiente?el voltaje de la pila correspondiente?
¿Qué especie se reduce?¿Qué especie se reduce?
La que tenga mayor potencial de reducción. En este
caso la Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg.
RedRed. (cátodo):. (cátodo): Ag+
(aq) + 1e–
→ Ag(s)
Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo): Mg(s) → Mg2+
(aq) + 2e–
∆Epila = Ecatodo– Eánodo= +0,80 V – (–2,37 V)
∆∆EEpilapila = 3,17 V= 3,17 V
50
Ejercicio E:Ejercicio E: Dada laDada la
siguiente tabla de potencia-siguiente tabla de potencia-
les normales expresados en voltios:les normales expresados en voltios:
a)a) Escriba el nombre de: -La formaEscriba el nombre de: -La forma
reducida del oxidante más fuerte.reducida del oxidante más fuerte.
-Un catión que pueda ser oxidante-Un catión que pueda ser oxidante
y reductor.y reductor.
-La especie más reductora.-La especie más reductora.
-Un anión que pueda ser oxidante y reductor.-Un anión que pueda ser oxidante y reductor.
b)b) Escriba y ajuste dos reacciones que sean espontaneas entreEscriba y ajuste dos reacciones que sean espontaneas entre
especies de la tabla que correspondan a:especies de la tabla que correspondan a:
-Una oxidación de un catión por un anión.-Una oxidación de un catión por un anión.
-Una reducción de un catión por un anión.-Una reducción de un catión por un anión.
Cuestión de
Selectividad
(Junio 98)
Cuestión de
Selectividad
(Junio 98)
Par redox E0
(V)
Cl2 / Cl–
1,35
ClO4
–
/ClO3
–
1,19
ClO3
–
/ClO2
–
1,16
Cu2+
/Cu0
0,35
SO3
2–
/ S2–
0,23
SO4
2–
/ S2–
0,15
Sn4+
/Sn2+
0,15
Sn2+
/Sn0
-0,14
Cl–
Sn2+
Sn0
ClO3
–
ClO3
–
+ Sn2+
+ 2 H+
→ ClO2
–
+ Sn4+
+ H2O
S2–
+ 4 Cu2+
+ 4 H2O → SO4
2–
+ 8 H+
+ 4 Cu
51
ElectrólisisElectrólisis
Cuando la reacción redox no es espontánea en
un sentido, podrá suceder si desde el exterior
se suministran los electrones.
En el ejercicio D anterior en el que el electrodo
de Magnesio hacía de ánodo y se oxidaba
frente al de plata que hacía de cátodo formando
una pila de f.e.m = 3,17 V, se puede forzar la
formación de Mg(s) (reducción) si desde el
exterior se suministran los 3,17 V que se
necesitan vencer (por ejemplo usando una pila
que proporcione mayor voltaje).
52
Aplicaciones de la electrólisis.Aplicaciones de la electrólisis.
Se utiliza industrialmente para obtener
metales a partir de sales de dichos metales
utilizando la electricidad como fuente de
energía.
Se llama galvanoplastia al proceso de
recubrir un objeto metálico con una capa
fina de otro metal:
Ejemplo:Ejemplo: Zn2+
+ 2 e–
→ Zn (cincado)
(en este caso los electrones los suministra la
corriente eléctrica)
53
Aplicaciones de la electrólisis.Aplicaciones de la electrólisis.
© Editorial ECIR. Química 2º Bachillerato.
Electrorrefinado del Cu. Electrodeposición de Ag.
54
Comparación de la polaridad de losComparación de la polaridad de los
electrodos en pilas y electrólisis.electrodos en pilas y electrólisis.
© ECIR. Química 2º Bachillerato
55
Electrólisis. Ecuación de Faraday.Electrólisis. Ecuación de Faraday.
La carga de un electrón es de 1’6 x 10–19
C y la
de 1 mol de electrones (6’02 x 1023
) es el
producto de ambos números: 96500 C = 1 F.
Con un mol de electrones se es capaz de
reducir 1 mol de metal monovalente o ½ mol
de metal divalente, es decir, un equivalente
del metal (Mat/valencia).
1 equivalente precisa 96500 C
neq (m (g)/Meq) precisarán Q
56
Ecuación de Faraday (cont.).Ecuación de Faraday (cont.).
De la proporción anterior se deduce:
m Q
neq = —— = —————
Meq 96500 C/eq
De donde, sustituyendo Q por I · t (más
fáciles de medir) y despejando “m” se
obtiene:
× × × ×
= =
×-
( )
96500 º 96500
eq at
M I t M I t
m g
n e
57
Ejemplo:Ejemplo: Se realiza la electrólisis de unSe realiza la electrólisis de un
disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasardisolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar
una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula launa corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la
cantidad de hierro depositado en el cátodo.cantidad de hierro depositado en el cátodo.
El tricloruro en disolución estará disociado:
FeCl3 → 3 Cl–
+ Fe3+
La reducción será: Fe3+
+ 3 e–
→ Fe
Meq x I x t (55,8/3) g/eq x 10 A x 3 x 3600 s
m (g) = ————— = —————————————
96500 C/eq 96500 C/eq
m (g) =m (g) = 20,82 g20,82 g
58
Ejercicio F:Ejercicio F: Una corriente de 4 amperiosUna corriente de 4 amperios
circula durante 1 hora y 10 minutos a través de doscircula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos
células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato decélulas electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de
cobre (II) y cloruro de aluminio,cobre (II) y cloruro de aluminio, a)a) Escriba las reacciones queEscriba las reacciones que
se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.
b)b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que seCalcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se
habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al =habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al =
27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq-1-1
a)a) Cu2+
+ 2 e–
→ Cu ; Al3+
+ 3 e–
→ Al
b)b) Meq · I · t (63,5/2) g/eq·4 A· 4200 s
m (Cu) = ————— = ——————————— = 5,53 g5,53 g
96500 C/eq 96500 C/eq
Meq · I · t (27,0/3) g/eq·4 A· 4200 s
m (Al) = ————— = ——————————— = 1,57 g1,57 g
96500 C/eq 96500 C/eq
Problema
Selectividad
(Junio 98)
Problema
Selectividad
(Junio 98)
59Ejercicio F:Ejercicio F: La figura adjunta representaLa figura adjunta representa
una celda para la obtención de cloro medianteuna celda para la obtención de cloro mediante
electrólisis. Conteste a las siguientes cuestiones:electrólisis. Conteste a las siguientes cuestiones: a)a) EscribaEscriba
las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo.las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo.
b)b) Señale cuál es la de oxidación y cuál la de reducción.Señale cuál es la de oxidación y cuál la de reducción.
c)c) La disolución inicial de cloruro sódico tiene un pH = 7.La disolución inicial de cloruro sódico tiene un pH = 7.
Se produce modificación del pH durante la electrólisis?Se produce modificación del pH durante la electrólisis?
¿Por qué?¿Por qué? d)d) ¿Por qué se obtiene hidrógeno en lugar de¿Por qué se obtiene hidrógeno en lugar de
sodio metálico?sodio metálico?
Cuestión
Selectividad
(Reserva 98)
Cuestión
Selectividad
(Reserva 98)
60
Solución:Solución:
a)a) Ánodo:Ánodo: 2 Cl–
(aq) → Cl2 (g) + 2 e–
(1)
Cátodo:Cátodo: 2 H+
(aq) + 2 e–
→ H2 (g) (2)
b)b) Oxidación:Oxidación: ánodo (1). ReducciónReducción: cátodo (2).
c)c) Al ir disminuyendo [H+
], el pH va aumentando
puesto que los OH–
traspasan el diafragma poroso
para compensar la perdida de Cl–
.
d)d) Porque el potencial de reducción del H2es mayor
que el del Na. y se precisa menos voltaje para que se
produzca la electrólisis.
El del H2 [2 H+
(aq) + 2e–
→ H2 (g)] es 0,0 V y se
toma como unidad, mientras que el del Na
[Na+
(aq) + 1e–
→ Na (s)] es negativo (el Na, al ser
Cuestión
Selectividad
(Reserva 98)
Cuestión
Selectividad
(Reserva 98)
61
Electrólisis del NaClElectrólisis del NaCl
La reacción 2 Na + Cl2→ 2 NaCl es una reacción
espontánea puesto que E(Cl2/2Cl–
) > E(Na+
/Na)
Y lógicamente, la reacción contraria será no
espontánea: 2 NaCl →2 Na + Cl2
RedRed. (cátodo):. (cátodo): 2 Na+
(aq) + 2e–
→ 2 Na (s) Oxid.Oxid.
(ánodo):(ánodo): 2Cl–
(aq) → Cl2(g) + 2e–
Epila= Ecatodo– Eánodo= –2’71 V – 1’36 V = – 4’07 V
El valor negativo de Epila reafirma que la reacción no
es espontánea. Pero suministrando un voltaje
superior a 4’07 V se podrá descomponer el NaCl en
sus elementos: Na y Cl2
62
Electrólisis del NaClElectrólisis del NaCl
© Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato
63
Corrosión.Corrosión.
Gota de agua corroyendo
una superficie de hierro.
© Ed. Santillana. Química 2º
Un problema muy
importante es la corrosión
de los metales; por ejemplo,
el hierro:
Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo):
Fe (s) → Fe2+
(aq) + 2e–
RedRed. (cátodo):. (cátodo):
O2(g) + 4 H+
(aq) + 4e–
→ 2 H2O(l)
En una segunda fase el Fe2+
se oxida a Fe3+
:
4 Fe2+
(aq) + O2(g) + 4 H2O(l) →
2 Fe2O3(s) + 8 H+
(aq)
64
Protección catódica.Protección catódica.
Sirve ara prevenir la
corrosión.
Consiste en soldar a la
tubería de hierro a un
ánodo de Mg que
forma una pila con el
Fe y evita que éste se
oxide, ya que que
quien se oxida es el
Mg.
Tubería protegida por un ánodo de
Magnesio.
© Grupo ANAYA S.A. Química 2º.

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05 redox

  • 1. 1 REACCIONES DEREACCIONES DE TRANSFERENCIA DETRANSFERENCIA DE ELECTRONESELECTRONES (Reacciones Redox)(Reacciones Redox) Unidad 5
  • 2. 2 Contenidos (1)Contenidos (1) 1.- Estado de oxidación. 2.- Concepto de oxidación y reducción. 2.1. Oxidantes y reductores. 3.-   Ajuste de ecuaciones redox. 3.1. Reacciones en medio ácido. 3.2. Reacciones en medio básico. 4.-   Valoraciones de oxidación-reducción. 5.-   Pilas electroquímicas. 5.1. Tipos de electrodos 5.2. Pilas Daniell 5.3. Pilas y baterías comerciales.
  • 3. 3 Contenidos (2)Contenidos (2) 6.- Potenciales de reducción estándar. 6.1.  Determinación del voltaje de una pila. 6.2.  Electrodo de Hidrógeno. Pilas con Hidrógeno 6.3. Espontaneidad de las reacciones redox. 7.-   Electrólisis. 7.1. Aplicaciones 7.2. Comparación polaridad en pilas y electrólisis. 7.3. Ecuación de Faraday 8.-   Aplicaciones industriales redox: 8.1. Electrólisis del cloruro de sodio. 8.2. Siderurgia y obtención de metales. 8.3. Corrosión. 8.4. Protección catódica.
  • 4. 4 HistoriaHistoria El término OXIDACIÓNOXIDACIÓN comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la proporción de átomos de Oxígeno. Igualmente, se utilizó el termino de REDUCCIÓNREDUCCIÓN para indicar una disminución en la proporción de oxígeno.
  • 5. 5 Estado de oxidación (E.O.)Estado de oxidación (E.O.) (También número de oxidación).(También número de oxidación). “Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos”. En el caso de enlaces covalentes polares habría que suponer que la pareja de electrones compartidos están totalmente desplazados hacia el elemento más electronegativo. El E.O. no tiene porqué ser la carga real que tiene un átomo, aunque a veces coincide. REPASO REPASO
  • 6. 6 Principales estados dePrincipales estados de oxidación.oxidación. Todos los elementos en estado neutro tienen E.O. = 0. El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales oxácidas tiene E.O. = –2. El hidrógeno (H) tiene E.O. = –1 en los hidruros metálicos y +1 en el resto de los casos que son la mayoría. Los metales formando parte de moléculas tienen E.O. positivos. REPASO REPASO
  • 7. 7 Cálculo deCálculo de estado de oxidación (E.O.).estado de oxidación (E.O.). La suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0. EjemploEjemplo: Calcular el E.O. del S en ZnSO4 E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2; +2 + E.O.(S) + 4 · (–2) = 0 ⇒ E.O.(S) = +6 Si se trata de un ion monoatómico es igual a su carga. REPASO REPASO
  • 8. 8 Ejemplos de cálculo deEjemplos de cálculo de estados de oxidación (E.O.).estados de oxidación (E.O.). COCO2 2 : el átomo de C forma dos enlaces covalentes con dos átomos de O más electronegativo que él. Comparte los 4e– , pero para saber cuales son los E.O. hay que suponer que el C los pierde, y que el O los gana, con lo cual la carga que tendría el C sería “+4” y la del O “–2” ⇒ E.O. (C) = +4; E.O. (O) = –2. El S tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con un elemento más electronegativo (por ejemplo O). REPASO REPASO
  • 9. 9 Definición actualDefinición actual OXIDACIÓN:OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento en el número de oxidación). EjemploEjemplo: Cu → Cu2+ + 2e– REDUCCIÓN:REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación). EjemploEjemplo: Ag+ + 1e– →Ag Siempre que se produce una oxidaciónoxidación debe producirse simultáneamente una reducciónreducción. Cada una de estas reacciones se denomina semirreacciónsemirreacción.
  • 10. 10 Ejemplo: Cu +AgNOEjemplo: Cu +AgNO33 Introducimos un electrodo de cobre en una disolución de AgNO3, De manera espontánea el cobre se oxidará pasando a la disolución como Cu2+. Mientras que la Ag+ de la misma se reducirá pasando a ser plata metálica: a) Cu → Cu2+ + 2e– (oxidación) b) Ag+ + 1e– → Ag (reducción). Imagen cedida por © Grupo ANAYA S.A. Química 2º de bachillerrato
  • 11. 11 Ejemplo: Zn + Pb(NOEjemplo: Zn + Pb(NO33))22 Al introducir una lámina de cinc en una disolución de Pb(NO3)2. La lámina de Zn se recubre de una capa de plomo: a) Zn →Zn2+ + 2e– (oxidación) b) Pb2+ + 2e– → Pb (reducción). Imagen cedida por © Grupo ANAYA S.A. Química 2º de bachillerrato
  • 12. 12 Ejemplo: Zn + HClEjemplo: Zn + HCl(aq)(aq) Al añadir HCl(ac) sobre Zn(s) se produce ZnCl2y se desprende H2(g) que, al ser un gas inflamable, produce una pequeña explosión al acercarle un cerilla encendida.
  • 13. 13 Ejemplo:Ejemplo: Comprobar que la reacción de formaciónComprobar que la reacción de formación de hierro: Fede hierro: Fe22OO33 + 3 CO+ 3 CO →→ 2 Fe + 3 CO2 Fe + 3 CO22 es unaes una reacción redox. Indicar los E.O. de todos losreacción redox. Indicar los E.O. de todos los elementos antes y después de la reacciónelementos antes y después de la reacción Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2 E.O.: +3 –2 +2 –2 0 +4 –2 ReducciónReducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0” luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones). Oxidación:Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4” luego se oxida (en este caso pasa de compartir 2e– con el O a compartir los 4 electrones).
  • 14. 14 Oxidantes y reductoresOxidantes y reductores OXIDANTES:OXIDANTES: El la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que ésta se reduce. REDUCTORES:REDUCTORES: El la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que ésta se oxida. Ejemplo:Ejemplo: Zn + 2AgZn + 2Ag++   →→ Zn Zn2+2+  + 2Ag + 2Ag OxidaciónOxidación: Zn (reductor) → Zn2+ + 2e– ReducciónReducción: Ag+ (oxidante) + 1e– → Ag
  • 15. 15 Ejercicio A:Ejercicio A: Formule, complete y ajuste lasFormule, complete y ajuste las siguientes reacciones, justificando de que tiposiguientes reacciones, justificando de que tipo son:son: a)a) Cloruro de hidrógeno más amoniaco.Cloruro de hidrógeno más amoniaco. b) b) Carbonato cálcico más calor.Carbonato cálcico más calor. c) c) Cloro más sodio.Cloro más sodio. d) d) Ácido sulfúrico más zinc metalÁcido sulfúrico más zinc metal a)a) HCl + NH3 → NH4Cl Ácido-baseÁcido-base. No cambia ningún E.O. b)b) CaCO3→ CaO + CO2 (∆H<0) DescomposiciónDescomposición. No cambia ningún E.O. c)c) ½ Cl2 + Na → NaCl E.O.: 0 0 +1 –1 RedoxRedox d)d) H2SO4 + Zn → ZnSO4+ H2 E.O.: +1 +6 –2 0 +2 +6 –2 0 RedoxRedox Cuestión de Selectividad (Marzo 98) Cuestión de Selectividad (Marzo 98)
  • 16. 16 Ajuste de reacciones redoxAjuste de reacciones redox (método del ion-electrón)(método del ion-electrón) Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga (los electrones que se pierden en la oxidación son los mismos que los que se ganan en la reducción). Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y después igualar el nº de e– de ambas, para que al sumarlas los electrones desaparezcan.
  • 17. 17 Etapas en el ajuste redoxEtapas en el ajuste redox Ejemplo:Ejemplo: Zn + AgNOZn + AgNO33 →→ Zn(NOZn(NO33))22 + Ag+ Ag Primera:Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O. Zn(0) → Zn(+2); Ag (+1) → Ag (0) Segunda:Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos: (Zn, Ag+ , NO3 – , Zn2+ , Ag) OxidaciónOxidación: Zn → Zn2+ + 2e– ReducciónReducción: Ag+ + 1e– → Ag
  • 18. 18 Etapas en el ajuste redox (cont).Etapas en el ajuste redox (cont). Tercera:Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan. En el ejemplo se consigue multiplicando la segunda semirreacción por 2. OxidaciónOxidación: Zn → Zn2+ + 2e– ReducciónReducción: 2Ag+ + 2e– → 2Ag R. globalR. global:: Zn + 2Ag+ + 2e– → Zn2+ + 2Ag + 2e–
  • 19. 19 Etapas en el ajuste redox (cont).Etapas en el ajuste redox (cont). Cuarta:Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox (en el el ejemplo, el ion NO3 – ) y comprobando que toda la reacción queda ajustada: Zn + 2 AgNOZn + 2 AgNO33 →→ Zn(NOZn(NO33))22 + 2 Ag+ 2 Ag
  • 20. 20 Ajuste de reacciones enAjuste de reacciones en disolución acuosa ácida o básica.disolución acuosa ácida o básica. Si en una disolución aparecen iones poliatómicos con O (ej SO4 2– ), el ajuste se complica pues aparecen también iones H+ , OH– y moléculas deH2O. En medio ácido: – Los átomos de O que se pierdan en la reducción van a parar al agua (los que se ganen en la oxidación provienen del agua). – Los átomos de H provienen del ácido. En medio básico: – Los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierdan en la reducción) provienen de los OH– , necesitándose tantas moléculas de H2O como átomos de oxígeno se ganen o pierdan.
  • 21. 21 Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio ácidoAjuste redox en medio ácido KMnOKMnO44 + H+ H22SOSO44 + KI+ KI →→ MnSOMnSO44 + I+ I22 + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO Primera:Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.: +1 +7 –2 +1 +6 –2 +1 –1 +2 +6 –2 0 +1 +6 –2 +1 –2 KMnO4 + H2SO4 + KI → MnSO4 + I2+ K2SO4 + H2O Moléculas o iones existentes en la disolución: – KMnO4→ K+ + MnO4 – – H2SO4→2 H+ + SO4 2– – KI → K+ +I– – MnSO4→Mn2+ + SO4 2– – K2SO4→ 2K+ + SO4 2– – I2 y H2O están sin disociar.
  • 22. 22 Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio ácidoAjuste redox en medio ácido KMnOKMnO44 + H+ H22SOSO44 + KI+ KI →→ MnSOMnSO44 + I+ I22 + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO Segunda:Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos: OxidaciónOxidación: 2 I– → I2 + 2e– ReducciónReducción: MnO4 – + 8 H+ + 5e– → Mn2+ + 4 H2O Los 4 átomos de O del MnO4 – han ido a parar al H2O, pero para formar ésta se han necesitado además 8 H+ .
  • 23. 23 Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio ácidoAjuste redox en medio ácido KMnOKMnO44 + H+ H22SOSO44 + KI+ KI →→ MnSOMnSO44 + I+ I22 + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO Tercera:Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan: Ox.Ox.: 5 x (2 I– → I2 + 2e– ) Red.Red.: 2 x (MnO4 – + 8 H+ + 5e– → Mn2+ + 4 H2O Reacción globalReacción global: 10 I– + 2 MnO4 – → 5 I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O + 16 H+ + 10 e– + 10 e–
  • 24. 24 Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio ácidoAjuste redox en medio ácido KMnOKMnO44 + H+ H22SOSO44 + KI+ KI →→ MnSOMnSO44 + I+ I22 + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO Cuarta:Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox: 2 KMnO4 + 8 H2SO4 → 2 MnSO4 + 5 I2+ +10 KI 6 K2SO4 + 8 H2O La 6 moléculas de K2SO4(sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.
  • 25. 25 Ejercicio B:Ejercicio B: a)a) Ajuste la siguiente reacciónAjuste la siguiente reacción escribiendo las semirreacciones de oxido-reducciónescribiendo las semirreacciones de oxido-reducción que se producen HClO + NaClque se producen HClO + NaCl →→ NaClO + HNaClO + H22O + ClO + Cl22 b)b) Calcule el volumen de disolución de ácido hipoclorosoCalcule el volumen de disolución de ácido hipocloroso 0,10,1 M que sería necesario utilizar para obtener 10 gramos deM que sería necesario utilizar para obtener 10 gramos de cloro. Datos: Masas atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1cloro. Datos: Masas atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1 a)a) Oxidación: 2 Cl– – 2 e– → Cl2 Reducción: 2 ClO– + 4 H+ + 2 e– → Cl2 + 2 H2O R. global: 2 Cl– + 2 ClO– + 4 H+ → 2 Cl2 + 2 H2O 44 HClO+ 22 NaCl 22 Cl2+2 NaClO + 22 H2O Se pueden dividir por 2 todos los coeficientes: 2 HClO + NaCl → Cl2 + NaClO + H2O b)b) 2 mol 71 g ———— = ——— ⇒ n(HClO) = 0, 28 mol n(HClO) 10 g V= n/Molaridad = 0, 28 mol/0,1 molxl–1 = 2,8 L2,8 L Problema de Selectividad (Septiembre 98) Problema de Selectividad (Septiembre 98)
  • 26. 26 Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio básicoAjuste redox en medio básico CrCr22(SO(SO44))33 + KClO+ KClO33 + KOH+ KOH →→ KK22CrOCrO44 + KCl+ KCl + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO Primera:Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.: +3 +6 –2 +1 +5 –2 +1–2 +1 +1 +6 –2 +1 –1 +1 +6 –2 +1 –2 Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH → K2CrO4 + KCl+ K2SO4 + H2O Moléculas o iones existentes en la disolución: – Cr2(SO4)3 → 2Cr3+ + 3 SO4 2– – KClO3→ K+ +ClO3 – – KOH→K+ + OH– – K2CrO4→ 2 K+ + CrO4 2– – KCl→K+ + Cl– – K2SO4→ 2K+ + SO4 2– – H2O está sin disociar.
  • 27. 27 Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio básicoAjuste redox en medio básico CrCr22(SO(SO44))33 + KClO+ KClO33 + KOH+ KOH →→ KK22CrOCrO44 + KCl+ KCl + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO Segunda:Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos: OxidaciónOxidación: Cr3+ + 8 OH– → CrO4 2– + 4 H2O + 3e– Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO4 – provienen de los OH– existentes en el medio básico. Se necesitan el doble pues la mitad de éstos van a parar al H2O junto con todos los átomos de H. ReducciónReducción: ClO3 – + 3 H2O + 6e– → Cl– + 6 OH– Se precisan tantas moléculas de H2O como átomos de O se pierdan. Así habrá el mismo nº de O e H.
  • 28. 28 Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio básicoAjuste redox en medio básico CrCr22(SO(SO44))33 + KClO+ KClO33 + KOH+ KOH →→ KK22CrOCrO44 + KCl+ KCl + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO Tercera:Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan: Ox.Ox.: 2 x (Cr3+ + 8 OH– → CrO4 2– + 4 H2O + 3e– ) Red.Red.: ClO3 – + 3 H2O + 6e– → Cl– + 6 OH– Reacción globalReacción global: 2 Cr3+ + 16 OH– + ClO3 – → 2 CrO4 2– + 8 H2O + 3 H2O + 6 e– + 6 e– + Cl– + 6 OH– 2 Cr3+ + 10 OH– + ClO3 – → 2 CrO4 2– + 5 H2O + Cl–
  • 29. 29 Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio básicoAjuste redox en medio básico CrCr22(SO(SO44))33 + KClO+ KClO33 + KOH+ KOH →→ KK22CrOCrO44 + KCl+ KCl + K+ K22SOSO44 + H+ H22OO Cuarta:Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox: 1 Cr2(SO4)3 + 10 KOH + 1 KClO3 → 2 K2CrO4 + 5 H2O + 1 KCl + 3 K2SO4 La 3 moléculas de K2SO4(sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.
  • 30. 30 Valoración redoxValoración redox Es similar a la valoración ácido base. Hay que determinar el número de moles de especie oxidante y reductora que reaccionan entre sí. El nº de moles de e− que pierde el oxidante es igual a los que gana el reductor. Si “a” es el nº de e− que captura el oxidante y “b” los que pierde el reductor, sabremos que “a” moles de reductor reaccionan con “b” moles de oxidante. Se necesita conocer qué especies químicas son los productos y no sólo los reactivos. - - ( nº e perd) (nº e gan.)×[ ]× = ×[ ]×ox redV oxidante b V reductor a
  • 31. 31 Valoración redox (cont.)Valoración redox (cont.) Todavía puede verse, al igual que en ácido-base, el concepto de masa equivalente, y el de normalidad. Para calcular la masa equivalente de una sustancia oxidante o reductora hay que dividir su masa molecular por el nº de e– ganados o perdidos: De esta manera: neq(oxidante) = neq(reductora) Es decir: Para saber cual es la masa equivalente, además de saber de qué sustancia se trata, es necesario conocer en qué sustancia se transforma (semirreacción). × = ×ox ox red redV N V N = º eq M M n dee−
  • 32. 32Ejemplo:Ejemplo: Se valoran 50 ml de una disolución deSe valoran 50 ml de una disolución de FeSOFeSO44 aciduladaacidulada con Hcon H22SOSO44 con 30 ml de KMnOcon 30 ml de KMnO44 0,25 M.¿Cuál será la concentración del FeSO0,25 M.¿Cuál será la concentración del FeSO44 si elsi el MnOMnO44 –– pasa a Mnpasa a Mn2+2+ ?? Red.Red.: MnO4 – + 8 H+ + 5e– → Mn2+ + 4 H2O Oxid.Oxid.:: Fe2+ → Fe3+ + 1e– Como el MnO4 – precisa de 5e– para reducirse: N (KMnO4) = 0,25 M x 5 = 1,25 N neq(MnO4 – ) = neq(Fe2+ ) V (KMnO4) x N (KMnO4) = V (FeSO4) x N (FeSO4) 30 ml x 1,25 N N (FeSO4) = —————— = 0,75 N ; 0,75 M0,75 M 50 ml
  • 33. 33Ejercicio C:Ejercicio C: Cuando se hace reaccionarCuando se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido clorhídrico sepermanganato de potasio con ácido clorhídrico se obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II)obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II) y cloro molecular.y cloro molecular. a)a) Ajuste y complete la reacción .Ajuste y complete la reacción . Calcule los pesos equivalentes del oxidante y del reductor.Calcule los pesos equivalentes del oxidante y del reductor. b)b) Calcule el volumen de cloro, medido en condicionesCalcule el volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g denormales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico.permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico. Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H=Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H= 1,0. R = 0,082 atm L K1,0. R = 0,082 atm L K-1-1 molmol-1-1 .. a) Oxidación: (2 Cl– – 2 e– → Cl2)·5 Reducción: (MnO4 – + 8 H+ + 5 e– → Mn2+ + 4 H2O)·2 R. global: 2 MnO4 – + 16 H+ + 10 Cl– → 2 Mn2+ + 5 Cl2 2 KMnO4 + 16 HCl → 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 +2 KCl Problema de Selectividad (Reserva 98) Problema de Selectividad (Reserva 98)
  • 34. 34 a) Oxidación: (2 Cl– – 2 e– → Cl2)·5 Reducción: (MnO4 – + 8 H+ + 5 e– → Mn2+ + 4 H2O)·2 R. global: 2 MnO4 – + 16 H+ + 10 Cl– → 2 Mn2+ + 5 Cl2 2 KMnO4 + 16 HCl → 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 +2 KCl Masa equivalenteMasa equivalente Oxidante: KMnO4 (158/5) g/eq = 31,6 g/eq31,6 g/eq Reductor: HCl (36,5/1) g/eq = 36,5 g /eq36,5 g /eq b) 2 KMnO4 + 16 HCl → 5 Cl2 + 2 MnCl2 + 8 H2O +2 KCl 2·158 g 5·22,4 L ———— = ———— ⇒ V(Cl2) = 35,44 L35,44 L 100 g V(Cl2)
  • 35. 35 Tipos de reacciones redoxTipos de reacciones redox (según su espontaneidad).(según su espontaneidad). Reacciones espontáneas (se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química): Pilas voltaicasPilas voltaicas Reacciones no espontáneas (se producen sustancias químicas a partir de energía eléctrica suministrada): ElectrólisisElectrólisis
  • 36. 36 Pilas voltaicas.Pilas voltaicas. Si se introduce una barra de Zn en una disolución de CuSO4 (Cu2+ + SO4 2– ) se producirá espontáneamente la siguiente reacción: Cu2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+ (aq) El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+ se reduce (los gana). Si hacemos que las reacciones de oxidación y reducción se produzcan en recipientes separados, los electrones circularán (corriente eléctrica).
  • 37. 37 Tipos de electrodos. Se llama así a cada barra metálica sumergida en una disolución del mismo metal. En una pila hay dos electrodos: ÁnodoÁnodo: Se lleva a cabo la oxidación – Allí van los aniones. – En el ejemplo anterior sería el electrodo de Zn. CátodoCátodo: Se lleva a cabo la reducción – Allí van los cationes. – En el ejemplo anterior sería el electrodo de Cu.
  • 38. 38 Pila Daniell.Pila Daniell. Consta de dos semiceldas Una con un electrodo de Cu en una disolución de CuSO4 Otra con un electrodo de Zn en una disolución de ZnSO4. ©Ed.ECIR.Química2ºBach.
  • 39. 39 Están unidas por un puente salino que evita que se acumulen cargas del mismo signo en cada semicelda. Entre los dos electrodos se genera una diferencia de potencial que se puede medir con un voltímetro. © Ed. ECIR. Química 2º Bach. Pila DaniellPila Daniell
  • 40. 40 Representación esquemática deRepresentación esquemática de una pilauna pila La pila anterior se representaría: Ánodo Puente salino Cátodo Zn (s)  ZnSO4(aq)  CuSO4(aq)  Cu (s) ÁnodoÁnodo se lleva a cabo la oxidación:oxidación: – Zn – 2 e – → Zn2+ . CátodoCátodo se lleva a cabo la reducción:reducción: – Cu2+ + 2 e – → Cu.
  • 41. 41 Pilas comerciales.Pilas comerciales. (Imágenes cedidas por © Grupo ANAYA. S.A. Química 2º Bachillerato) Alcalina De mercurio (botón)Salina
  • 42. 42 Potencial de reducción.Potencial de reducción. Las pilas producen una diferencia de potencial (∆Epila) que puede considerarse como la diferencia entre los potenciales de reducción de los dos electrodos que la conforman. Consideraremos que cada semireacción de reducción viene dada por un potencial de reducción. Como en el cátodo se produce la reducción, en todas las pilas Ecatodo> Eánodo. ∆ = −pila catodo cnodoE E E
  • 43. 43 Potencial de reducción (cont).Potencial de reducción (cont). Cada pareja de sustancia oxidante-reductora tendrá una mayor o menor tendencia a estar en su forma oxidada o reducida. El que se encuentre en una u otra forma dependerá de la otra pareja de sustancia oxidante-reductora. ¿Qué especie se reducirá? Sencillamente, la que tenga un mayor potencial de reducción.
  • 44. 44 Electrodos de Hidrógeno.Electrodos de Hidrógeno. Al potencial de reducción del electrodo de hidrógeno se le asigna por convenio un potencial de 0’0 V para [H+ ] = 1 M. Reac. de reducción:Reac. de reducción: 2 H+ + 2 e– → H2 Un electrodo de hidrógeno es una lámina de platino sobre el que se burbujea H2 a una presión de 1 atm a través de una disolución 1 M de H+ .
  • 45. 45 Tabla deTabla de potencialespotenciales de reducciónde reducción Sistema Semirreacción E° (V) Li+ / Li Li+ 1 e– → Li –3,04 K+ / K K+ + 1 e– → K –2,92 Ca2+ /Ca Ca2+ + 2 e– → Ca –2,87 Na+ / Na Na+ + 1 e– → Na –2,71 Mg2+ / Mg Mg2+ + 2 e– → Mg –2,37 Al3+ / Al Al3+ + 3 e– → Al –1,66 Mn2+ / Mn Mn2+ + 2 e– → Mn –1,18 Zn2+ / Zn Zn2+ + 2 e– → Zn –0,76 Cr3+ / Cr Cr3+ + 3 e– → Cr –0,74 Fe2+ / Fe Fe2+ + 2 e– → Fe –0,41 Cd2+ / Cd Cd2+ + 2 e– → Cd –0,40 Ni2+ / Ni Ni2+ + 2 e– → Ni –0,25 Sn2+ / Sn Sn2+ + 2 e– → Sn –0,14 Pb2+ / Pb Pb2+ + 2 e– → Pb –0,13 H+ / H2 2 H+ + 2 e– → H2 0,00 Cu2+ / Cu Cu2+ + 2 e– → Cu 0,34 I2 / I– I2 + 2 e– → 2 I– 0,53 MnO4 – /MnO2 MnO4 – ` + 2 H2 O + 3 e– → MnO2 + 4 OH– 0,53 Hg2+ / Hg Hg2+ + 2 e– → 2 Hg 0,79 Ag+ / Ag Ag+ + 1 e– → Ag 0,80 Br2 / Br– Br2 + 2 e– → 2 Br– 1,07 Cl2 / Cl– Cl2 + 2 e– → 2 Cl– 1,36 Au3+ / Au Au3+ + 3 e– → Au 1,500
  • 46. 46 Metales frente a ácidos.Metales frente a ácidos. Según sea el potencial de reducción del metal menor o mayor que 0 reaccionará o no reaccionará con los ácidos para [H+] = 1 M. Toda pareja oxidante-reductora que tenga más tendencia a reducirse que los H+ tendrán un potencial de reducción E > 0. – Así, el Cu no reacciona con ácidos en concentraciones normales: Cu + 2 H+ → no reacciona. Toda pareja oxidante-reductora que tenga menos tendencia a reducirse que los H+ tendrán un potencial de reducción E < 0. – Así, el Zn reacciona con ácidos desprendiendo hidrógeno: Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2
  • 47. 47 Pilas con hidrógenoPilas con hidrógeno Imagen cedida por © Santillana. Química 2º Bach.
  • 48. 48 Ejemplo:Ejemplo: Decir si será espontánea la siguienteDecir si será espontánea la siguiente reacción redox: Clreacción redox: Cl22(g) + 2 I(g) + 2 I–– (aq)(aq)→→ 2Cl2Cl–– (aq) + I(aq) + I22 (s)(s) La reacción dada es la suma de las siguientes semirreacciones: RedRed. (cátodo):. (cátodo): Cl2(g) + 2e– → 2Cl– (aq) Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo): 2 I– (aq) → I2 (s) + 2e– Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que ∆ Epila > 0: ∆ Epila= Ecatodo– Eánodo= +1’36 V – 0’54 V = = +0’72 V > 0 luego es espontáneaespontánea (las moléculas de Cl2 tienen más tendencia a reducirse que las de I2).
  • 49. 49Ejercicio D:Ejercicio D: Una pila consta de un electrodo de MgUna pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NOintroducido en una disolución 1 M de Mg(NO33))22 y uny un electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNOelectrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO33 .. ¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será el voltaje de la pila correspondiente?el voltaje de la pila correspondiente? ¿Qué especie se reduce?¿Qué especie se reduce? La que tenga mayor potencial de reducción. En este caso la Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg. RedRed. (cátodo):. (cátodo): Ag+ (aq) + 1e– → Ag(s) Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo): Mg(s) → Mg2+ (aq) + 2e– ∆Epila = Ecatodo– Eánodo= +0,80 V – (–2,37 V) ∆∆EEpilapila = 3,17 V= 3,17 V
  • 50. 50 Ejercicio E:Ejercicio E: Dada laDada la siguiente tabla de potencia-siguiente tabla de potencia- les normales expresados en voltios:les normales expresados en voltios: a)a) Escriba el nombre de: -La formaEscriba el nombre de: -La forma reducida del oxidante más fuerte.reducida del oxidante más fuerte. -Un catión que pueda ser oxidante-Un catión que pueda ser oxidante y reductor.y reductor. -La especie más reductora.-La especie más reductora. -Un anión que pueda ser oxidante y reductor.-Un anión que pueda ser oxidante y reductor. b)b) Escriba y ajuste dos reacciones que sean espontaneas entreEscriba y ajuste dos reacciones que sean espontaneas entre especies de la tabla que correspondan a:especies de la tabla que correspondan a: -Una oxidación de un catión por un anión.-Una oxidación de un catión por un anión. -Una reducción de un catión por un anión.-Una reducción de un catión por un anión. Cuestión de Selectividad (Junio 98) Cuestión de Selectividad (Junio 98) Par redox E0 (V) Cl2 / Cl– 1,35 ClO4 – /ClO3 – 1,19 ClO3 – /ClO2 – 1,16 Cu2+ /Cu0 0,35 SO3 2– / S2– 0,23 SO4 2– / S2– 0,15 Sn4+ /Sn2+ 0,15 Sn2+ /Sn0 -0,14 Cl– Sn2+ Sn0 ClO3 – ClO3 – + Sn2+ + 2 H+ → ClO2 – + Sn4+ + H2O S2– + 4 Cu2+ + 4 H2O → SO4 2– + 8 H+ + 4 Cu
  • 51. 51 ElectrólisisElectrólisis Cuando la reacción redox no es espontánea en un sentido, podrá suceder si desde el exterior se suministran los electrones. En el ejercicio D anterior en el que el electrodo de Magnesio hacía de ánodo y se oxidaba frente al de plata que hacía de cátodo formando una pila de f.e.m = 3,17 V, se puede forzar la formación de Mg(s) (reducción) si desde el exterior se suministran los 3,17 V que se necesitan vencer (por ejemplo usando una pila que proporcione mayor voltaje).
  • 52. 52 Aplicaciones de la electrólisis.Aplicaciones de la electrólisis. Se utiliza industrialmente para obtener metales a partir de sales de dichos metales utilizando la electricidad como fuente de energía. Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir un objeto metálico con una capa fina de otro metal: Ejemplo:Ejemplo: Zn2+ + 2 e– → Zn (cincado) (en este caso los electrones los suministra la corriente eléctrica)
  • 53. 53 Aplicaciones de la electrólisis.Aplicaciones de la electrólisis. © Editorial ECIR. Química 2º Bachillerato. Electrorrefinado del Cu. Electrodeposición de Ag.
  • 54. 54 Comparación de la polaridad de losComparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.electrodos en pilas y electrólisis. © ECIR. Química 2º Bachillerato
  • 55. 55 Electrólisis. Ecuación de Faraday.Electrólisis. Ecuación de Faraday. La carga de un electrón es de 1’6 x 10–19 C y la de 1 mol de electrones (6’02 x 1023 ) es el producto de ambos números: 96500 C = 1 F. Con un mol de electrones se es capaz de reducir 1 mol de metal monovalente o ½ mol de metal divalente, es decir, un equivalente del metal (Mat/valencia). 1 equivalente precisa 96500 C neq (m (g)/Meq) precisarán Q
  • 56. 56 Ecuación de Faraday (cont.).Ecuación de Faraday (cont.). De la proporción anterior se deduce: m Q neq = —— = ————— Meq 96500 C/eq De donde, sustituyendo Q por I · t (más fáciles de medir) y despejando “m” se obtiene: × × × × = = ×- ( ) 96500 º 96500 eq at M I t M I t m g n e
  • 57. 57 Ejemplo:Ejemplo: Se realiza la electrólisis de unSe realiza la electrólisis de un disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasardisolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula launa corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la cantidad de hierro depositado en el cátodo.cantidad de hierro depositado en el cátodo. El tricloruro en disolución estará disociado: FeCl3 → 3 Cl– + Fe3+ La reducción será: Fe3+ + 3 e– → Fe Meq x I x t (55,8/3) g/eq x 10 A x 3 x 3600 s m (g) = ————— = ————————————— 96500 C/eq 96500 C/eq m (g) =m (g) = 20,82 g20,82 g
  • 58. 58 Ejercicio F:Ejercicio F: Una corriente de 4 amperiosUna corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de doscircula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato decélulas electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio,cobre (II) y cloruro de aluminio, a)a) Escriba las reacciones queEscriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas. b)b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que seCalcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al =habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq-1-1 a)a) Cu2+ + 2 e– → Cu ; Al3+ + 3 e– → Al b)b) Meq · I · t (63,5/2) g/eq·4 A· 4200 s m (Cu) = ————— = ——————————— = 5,53 g5,53 g 96500 C/eq 96500 C/eq Meq · I · t (27,0/3) g/eq·4 A· 4200 s m (Al) = ————— = ——————————— = 1,57 g1,57 g 96500 C/eq 96500 C/eq Problema Selectividad (Junio 98) Problema Selectividad (Junio 98)
  • 59. 59Ejercicio F:Ejercicio F: La figura adjunta representaLa figura adjunta representa una celda para la obtención de cloro medianteuna celda para la obtención de cloro mediante electrólisis. Conteste a las siguientes cuestiones:electrólisis. Conteste a las siguientes cuestiones: a)a) EscribaEscriba las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo.las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo. b)b) Señale cuál es la de oxidación y cuál la de reducción.Señale cuál es la de oxidación y cuál la de reducción. c)c) La disolución inicial de cloruro sódico tiene un pH = 7.La disolución inicial de cloruro sódico tiene un pH = 7. Se produce modificación del pH durante la electrólisis?Se produce modificación del pH durante la electrólisis? ¿Por qué?¿Por qué? d)d) ¿Por qué se obtiene hidrógeno en lugar de¿Por qué se obtiene hidrógeno en lugar de sodio metálico?sodio metálico? Cuestión Selectividad (Reserva 98) Cuestión Selectividad (Reserva 98)
  • 60. 60 Solución:Solución: a)a) Ánodo:Ánodo: 2 Cl– (aq) → Cl2 (g) + 2 e– (1) Cátodo:Cátodo: 2 H+ (aq) + 2 e– → H2 (g) (2) b)b) Oxidación:Oxidación: ánodo (1). ReducciónReducción: cátodo (2). c)c) Al ir disminuyendo [H+ ], el pH va aumentando puesto que los OH– traspasan el diafragma poroso para compensar la perdida de Cl– . d)d) Porque el potencial de reducción del H2es mayor que el del Na. y se precisa menos voltaje para que se produzca la electrólisis. El del H2 [2 H+ (aq) + 2e– → H2 (g)] es 0,0 V y se toma como unidad, mientras que el del Na [Na+ (aq) + 1e– → Na (s)] es negativo (el Na, al ser Cuestión Selectividad (Reserva 98) Cuestión Selectividad (Reserva 98)
  • 61. 61 Electrólisis del NaClElectrólisis del NaCl La reacción 2 Na + Cl2→ 2 NaCl es una reacción espontánea puesto que E(Cl2/2Cl– ) > E(Na+ /Na) Y lógicamente, la reacción contraria será no espontánea: 2 NaCl →2 Na + Cl2 RedRed. (cátodo):. (cátodo): 2 Na+ (aq) + 2e– → 2 Na (s) Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo): 2Cl– (aq) → Cl2(g) + 2e– Epila= Ecatodo– Eánodo= –2’71 V – 1’36 V = – 4’07 V El valor negativo de Epila reafirma que la reacción no es espontánea. Pero suministrando un voltaje superior a 4’07 V se podrá descomponer el NaCl en sus elementos: Na y Cl2
  • 62. 62 Electrólisis del NaClElectrólisis del NaCl © Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato
  • 63. 63 Corrosión.Corrosión. Gota de agua corroyendo una superficie de hierro. © Ed. Santillana. Química 2º Un problema muy importante es la corrosión de los metales; por ejemplo, el hierro: Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo): Fe (s) → Fe2+ (aq) + 2e– RedRed. (cátodo):. (cátodo): O2(g) + 4 H+ (aq) + 4e– → 2 H2O(l) En una segunda fase el Fe2+ se oxida a Fe3+ : 4 Fe2+ (aq) + O2(g) + 4 H2O(l) → 2 Fe2O3(s) + 8 H+ (aq)
  • 64. 64 Protección catódica.Protección catódica. Sirve ara prevenir la corrosión. Consiste en soldar a la tubería de hierro a un ánodo de Mg que forma una pila con el Fe y evita que éste se oxide, ya que que quien se oxida es el Mg. Tubería protegida por un ánodo de Magnesio. © Grupo ANAYA S.A. Química 2º.