Química 2 Bachiller

1. IES “25 d’Abril”
Curs 2014-15
REACCIONS
D’OXIDACIÓ I REDUCCIÓ
(transferència d'electrons)
Professor:José Mª Bleda Guerrero

2. OXIDACIÓ: GUANYAR OXIGEN
REDUCCIÓ: PERDRE OXIGEN
OXIDACIÓ: PERDRE HIDROGEN
REDUCCIÓ: GUANYAR HIDRÓGEN
2 F2 (g) + O2 (g) → 2 OF2 (g)
Fe2O3 (s) + 3 CO (g) → 2 Fe (s) + 3 CO2 (g)
CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (g)
CH3CH2OH (l) → CH3CHO (l) + H2 (g)
OXIDACIÓ: PERDRE ELECTRONS
REDUCCIÓ: GUANYAR ELECTRONS
Zn (s) + Cu2+
(aq) → Zn2+
(aq) + Cu (s)
OXIDACIÓ: AUGMENTAR EL Nº OXIDACIÓ
REDUCCIÓ: DISMINUIR EL NºOXIDACIÓ
Li (s) + H2 (g) → LiH (s) [Li+
; H-
]
4 Na (s) + O2 (g) → 2 Na2O (s) [Na+
; O2-
]

3. NOMBRE D’OXIDACIÓ
Encara que el model de transferència d’electrons va tindre un gran auge
és difícil emprar-ho per a reaccions en les quals els àtoms es mantenen
units mitjançant enllaços covalents on la transferència d’electrons és
parcial:
C(s) + O2(g) → CO2(g)
El nombre d’oxidació fa referència a “l’ambient electrònic” d’un àtom quan
es troba combinat amb un altre, de forma arbitrari es correspon amb la
càrrega que tindria cada àtom en un compost si els electrons d’enllaç
s’assignaren a l’àtom més electronegatiu.
València i nombre d'oxidació són conceptes diferents encara que sovint
coincideixen.
Carboni CCl4
CHCl3
CH2
Cl2
CH3
Cl CH4
València 4 4 4 4 4
Nº Ox +4 +2 0 -2 -4

4. REGLES PER A LA DETERMINACIÓ DEL NOMBRE
D’OXIDACIÓ

5. OXIDACIÓ-REDUCCIÓ OXIDANT-
REDUCTOR
Una reacció és redox si en ella qualsevol dels àtoms canvia el seu Nox.
Els processos d’oxidació – reducció són simultanis
Oxidant 1 + Reductor 2 ⇒ Reductor 1 + Oxidant 2
(Cu2+
+ Zn ⇒ Cu + Zn2+
)
OXIDANT: espècie que realitza l'oxidació i es redueix. Disminueix el Nox.(Cu2+
)
REDUCTOR: espècie que realitza la reducció i s'oxida. Augmenta el Nox.(Zn)
Semireacció d'oxidació (el reductor augmenta el Nox)
Reductor 2 ⇒ Oxidant 2 (Zn ⇒ Zn2+
)
Semireacció de reducció (l'oxidant disminueix el Nox)
Oxidant 1 ⇒ Reductor 1 (Cu2+
⇒ Cu)
Es formen parelles redox (oxidant i reductor conjugats)
(Cu2+
/Cu, Zn2+
/Zn)

6. AJUST D’EQUACIONS REDOX
MÈTODE DEL NOMBRE D’OXIDACIÓ
Fe2O3 + CO → Fe + CO2
1º) Assignar Nº oxidació
+3 -2 +2-2 0 +4 -2
Fe2O3 + CO → Fe + CO2
2º) Semireacció de reducció
2 Fe (+3) → 2 Fe (0) ∆Nox = 0-6= -6
3º) Semireacció d’oxidació
C (+2) → C(+4) ∆Nox=4-2=2
4º) Multipliquen 3º) x 3 per a que ∆Nox siguen iguals
3C (+2) → 3C(+4)
La semireacció 2º) la deixem igual
5º) Sumen 2º i 4º
2 Fe (+3) + 3C (+2) → 2Fe (0) + 3C (+4)
6º) Introduim en l’equació els coeficients apropiats
Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2
4º) Comprovem que la equació està completamente ajustada.

7. AJUST DE REACCIONS REDOX
MÈTODE DE L’IÓ-ELECTRÓ
KMnO4 + FeCl2
+ HCl → MnCl2
+ FeCl3
+ KCl + H2
O
1º) Assignar Nº oxidació
+1 +7 – 2 +2 -1 +1 -1 +2 -1 +3 -1 +1 -1 +1 -2
KMnO4 + FeCl2
+ HCl → MnCl2
+ FeCl3
+ KCl + H2
O
2º) Escriure en forma iónica els compostos en el que es troben els
àtoms que han canviat el nº d'oxidació (Mn(+7)-Mn(2), Fe(+2)-
(Fe(+3))
[K+
, MnO4
-
] + [Fe2+
,Cl-
] → [Mn2+
,Cl-
] + [Fe3+
,Cl-
]
3º) Semireaccions d'oxidació i reducció (amb els ions)
MnO4
-
→ Mn2+
Fe2+
→ Fe3+
4º) Afegir H2
O per ajustar els àtoms d'O
MnO4
-
→ Mn2+
+ 4 H2
O
Fe2+
→ Fe3+

8. 5º) Afegir H+
per ajustar els àtoms de'H
MnO4
-
+ 8 H+
→ Mn2+
+ 4 H2
O
Fe2+
→ Fe3+
6º) Afegir electrons per ajustar les càrreges
MnO4
-
+ 8 H+
+ 5 e-
→ Mn2+
+ 4 H2
O
Fe2+
→ Fe3+
+ e-
7º) Multiplicar les equacions per el nº adequat per a que
s'intercanvien els mateixos electrons.
MnO4
-
+ 8 H+
+ 5 e-
→ Mn2+
+ 4 H2
O
(Fe2+
→ Fe3+
+ e-
) x 5
8º) Sumar les dos semireaccions (s'obté la equació iònica ajustada)
MnO4
-
+ 8 H+
+ 5 Fe2+ -
→ Mn2+
+ 4 H2
O + 5 Fe3+
9º) Escriure l'equació molecular ajustada afegint els ions que falten
KMnO4 + 5 FeCl2
+ 8 HCl → MnCl2
+ 5 FeCl3
+ KCl + 4 H2
O
10º) Comprovar que tots els àtoms estan ajustats.

9. K2
Cr2
O7 + Na2
SO3
+ HCl → CrCl3
+ Na2
SO4
+ KCl + H2
O
1º) Assignar Nº oxidació
+1 +6 – 2 +1 +4 -2 +1 -1 +3 -1 +1 +6 -2 +1 -1 +1 -2
K2
Cr2
O7 + Na2
SO3
+ HCl → CrCl3
+ Na2
SO4
+ KCl + H2
O
2º) Escriure en forma iónica els compostos en el que es troben els
àtoms que han canviat el nº d'oxidació (Cr(+6)-Cr(+3), S(+4)-(S(+6))
[K+
, Cr2
O7
2-
] + [Na+
,SO3
2-
] → [Cr3+
,Cl-
] + [Na+
,SO4
2-
]
3º) Semireaccions d'oxidació i reducció (amb els ions)
Cr2
O7
2--
→ Cr3+
SO3
2-
→ SO4
2-
4º) Ajustar els àtoms que no siguen H i O
Cr2
O7
2--
→ 2 Cr3+
SO3
2-
→ SO4
2-
5º) Afegir H2
O per ajustar els àtoms d'O
Cr2
O7
2--
→ 2 Cr3+
+ 7 H2
O
SO3
2-
+ H2
O → SO4
2-

10. 6º) Afegir H+
per ajustar els àtoms de'H
Cr2
O7
2--
+ 14 H+
→ 2 Cr3+
+ 7 H2
O
SO3
2-
+ H2
O → SO4
2-
+ 2 H+
7º) Afegir electrons per ajustar les càrreges
Cr2
O7
2--
+ 14 H+
+ 6 e-
→ 2 Cr3+
+ 7 H2
O
SO3
2-
+ H2
O → SO4
2-
+ 2 H+
+ 2 e-
8º) Multiplicar les equacions per el nº adequat per a que s'intercanvien els
mateixos electrons
Cr2
O7
2--
+ 14 H+
+ 6 e-
→ 2 Cr3+
+ 7 H2
O
(SO3
2-
+ H2
O → SO4
2-
+ 2 H+
+ 2 e-
) x 3
9º) Sumar les dos semireaccions (s'obté la equació iònica ajustada)
Cr2
O7
2--
+ 14 H+
+ 3 SO3
2-
+ 3 H2
O → 2 Cr3+
+ 7 H2
O + 3 SO4
2-
+ 6 H+
10º) Simplificar ions H+
o H2
O si apareixen en reactius i productes:
Cr2
O7
2--
+ 8 H+
+ 3 SO3
2-
→ 2 Cr3+
+ 4 H2
O + 3 SO4
2-
11º) Escriure l'equació molecular ajustada afegint els ions que falten
K2
Cr2
O7 + 3 Na2
SO3
+ 8 HCl → 2 CrCl3
+ 3 Na2
SO4
+ 2 KCl + 4 H2
O
12º) Comprovar que tots els àtoms estan ajustats.

11. PILES: DIFERÈNCIA DE POTENCIAL
 S’introduïm una barra metàl·lica en
aigua, alguns àtoms de la superfície
l’abandonen i passen a la dissolució.
M(s) ⇆ Mn+
(aq) + ne-
 Els electrons alliberats queden en el
metall, que adquireix càrrega negativa
i genera un potencial elèctric.
 Quan més actiu siga el metall (més reductor), en més
extensió procedeix l’equilibri i el potencial elèctric que es
genera al voltant de la làmina serà menor (més negatiu).
 Si connectem dos barres metàl·liques submergides en
sengles dissolucions dels seus cations es crea una diferència
de potencial que fa que els electrons circulen, es crea un
corrent elèctric.

12. DE LA REACCIÓ QUÍMICA A LA PILA
La reacció
Zn(s) + Cu2+
(aq) ⇆ Zn2+
(aq) + Cu(s)
és una reacció espontània que
genera energia química
(exotèrmica), però l’intercanvi
d’electrons es produeix
directament sobre la superfície de
Zn i no es crea un corrent elèctric.
Qualsevol reacció redox espontània genera energia química
(procés exotèrmic) que pot transformar-se en elèctrica si
aconseguim separar els compartiments en els quals tenen lloc
l’oxidació i la reducció i fem que els electrons circulen per un
circuit exterior per la creació d’una diferència de potencial. El
dispositiu que construïm així s’anomena pila electroquímica.

13. PILA DANIELL
ÀNODE
(SEMIREACCIÓ
D’OXIDACIÓ)
CÀTODE
(SEMIREACCIÓ
DE REDUCCIÓ)
•La polaritat dels electrodes ve determinada per el moviment d’electrons. A
l’electrode de Zn s’alliberen electrons (pol -) que circulen cap al electrode de Cu
(pol +).
•Les dos semireaccions ocorren simultàniament produint de manera contínua la
reacció neta: Zn(s) + Cu2+
(aq) Zn⇆ 2+
(aq) + Cu(s)
•Els dos compartiments estan connectats amb un pont salí (Na+
, SO4
2-
) que conté
una sal iònica que proporciona ions inerts que impedeixen l’acumulació de
càrregues positives a l’ànode (els ions SO4
2-
equilibren als ions Zn2+
) i de càrrega
negativa al càtode (els ions Na+
equilibren l’eliminació d’ions Cu2+
). Si es produira
una acumulació de càrrega en qualsevol compartiment es dificultaria la circulació
dels electrons.

14. PILES
 Representació d’una pila: Ànode ll Càtode,
Una barra vertical l designa el límit d’una fase i dos barres
verticals ll, el pont salí. S’indiquen les concentracions dels
ions (o pressions parcials dels gasos)
Zn(s)lZn2+
(1M)llCu2+
(1M)lCu(s)
 La diferència de potencial (Epila) entre els elèctrodes es
calcula:
Epila = Ecàtode – Eànode
La diferència de potencial depèn de les concentracions dels
ions (o pressions parcials de gasos) i de la temperatura.
A 25 ºC, concentracions 1M i pressions 1 atm el potencial
s’anomena Potencial estàndard E0
pila

15. TIPUS D’ELECTRODES
Elèctrode: Són conductors elèctrics que es situen
en un electròlit proporcionant una superfície on es
produeix l’intercanvi electrònic
Elèctrodes metàl·lics actius
Participen en la reacció química de la pila.
Ex: la Pila Daniell: les làmines de Zn i Cu.
Elèctrodes metàl·lics inerts (fil de Pt)
No participen en la reacció química de la pila.
Són el suport on es produeix la transferència
d’electrons.
Ex: un par redox format nomès per ions (Fe3+
/Fe2+
).
(Pt) Fe3+
(0,08M) / Fe 2+
(0,1M)
Elèctrodes de gas
El par redox conté una espècie gasosa i un ió. Un fill
de Pt és el suport per a la transferència d’electrons.
Ex: L'elèctrode d’hidrogen: el fill de Pt s’introdueix en
una dissolució d’ions H+
(aq) i està envoltat per una
campana que conté en el seu interior H2(g).
(Pt) Cl2 (1 atm) / 2Cl -
(0,75M)

16. Podem mesurar diferències de potencial però no conèixer els
potencials individuals de cada elèctrode.
Podem establir una escala relativa de potencials d’elèctrode
comparant la tendència a la reducció de diferents elèctrodes
respecte d’un que prenem com a referència.
Prendrem com a referència l’elèctrode d’hidrogen al que li
assignarem de forma arbitrària un valor nul
2 H+
(aq) + 2e-
⇆ H2(g) E0
= 0 V
Construint piles de la resta d’elèctrodes amb l’elèctrode
d’hidrogen i mesurant el potencial de la pila podrem
determinar el potencial de cada d’elèctrode.
Si el H+
té més tendència a reduir-se que Mn+
, l’elèctrode
hidrogen serà el càtode i el potencial d’elèctrode de M serà
negatiu (ànode).
Epila = 0 - Eànode → Eànode = - Epila
Si el Mn+
té més tendència a reduir-se que H+
, l’elèctrode
d’hidrogen serà l’ànode i el potencial d’elèctrode de M serà
positiu (càtode)
Epila = Ecàtode - 0 → Ecàtode = Epila
POTENCIAL D’ELÈCTRODE

17. 17
PILES AMB HIDROGEN

18. SÈRIE ELECTROQUÍMICA
OXIDANT REDUCTOR E0
(V)
Ag+
+ 1e-
Ag +0’79
Cu2+
+ 2e-
Cu +0’34
2H+
+ 2e-
H2 0
Zn2+
+ 2e-
Zn -0’76
Na+
+ 1e-
Na -2’71
•En una parella redox quan major siga la força com oxidant (tendència a
guanyar electrons) de la forma oxidada menor serà la força com a reductor
(tendència a perdre electrons) de la forma reduïda i a l’inrevés
•Quan més gran i positiu siga el potencial de reducció més tendència tindrà
l’oxidant a reduir-se i per tant major serà el poder oxidant de la forma
oxidada i menor serà el poder reductor de la forma reduïda.
•Quan més gran i negatiu siga el potencial de reducció menys tendència
tindrà l’oxidant a reduir-se i per tant menor serà el poder oxidant de la forma
oxidada i major el poder reductor de la forma reduïda.
AUGMENTAELPODER
OXIDANT
AUGMENTAELPODER
REDUCTOR

19. ESPONTANEÏTAT D’UNA REACCIÓ
REDOX
 Un possible criteri es observar el potencials de reducció dels dos parells, el de
major Ered
és el càtode (oxidant → reductor).
La reacció es produeix en el sentit
Ox1 més fort + Red2 més fort → Red1 més dèbil + Ox2 més dèbil
Ex: E0
(Ag+
/Ag)= 0’8 V; E0
(Cu2+
/Cu)= 0’34 V
Ag+
és un oxidant més fort que el Cu2+
(el seu Ered és major).
Cu és un reductor més fort que la Ag (el seu Ered és menor).
La reacció serà. 2Ag+
+ Cu → 2Ag + Cu2+
 Un altre criteri es calcular el potencial de la pila formada,
si E0
pila > 0 el procés és espontani.
Càtode (reducció): Ag+
+ 1e-
→ Ag
Ànode (oxidació): Cu → Cu2+
+ 2e-
E0
pila = E0
càtode - E0
ànode = 0’8 – 0’34 = 0’46 V > 0
espontània en el sentit: 2Ag+
+ Cu → 2Ag + Cu2+

20. ELECTROLISI
Quan una reacció redox no és espontània en un sentit, es pot forçar
subministrant electrons des de l’exterior mitjançant l’aplicació d’una
fem suficient. Aquest procés s’anomena electròlisi i es realitza en una
cisterna electrolítica la qual conté un electròlit, la sal fosa, en el
que es submergeixen dos elèctrodes connectats a una bateria.
En una cisterna la polaritat dels elèctrodes ve determinada per la
connexió a la bateria de forma que anomenen:
CÀTODE (-): elèctrode on van els cations i es produeix la reducció.
ÀNODE (+): elèctrode on van els anions i es produeix l’oxidació.
La reacció: NaCl (s) → Na (s) + ½ Cl2 (g)
no és espontània però podem forçar-la aplicant una
fem adequada.
Na+
+ e-
→ Na (reducció- càtode) Eo
= -2’71V
Cl-
→ ½ Cl2 + e-
(oxidació-ànode) Eo
= +1’36V
Eo
cisterna = -2’71-1’36= -4’07V
En la pràctica cal aplicar una tensió un poc superior
(sobretensió) depenent del tipus d’elèctrode i
l’espècie que es descarregue.

21. 21
ELECTRÒLIS
I
No espontània
PILA
Energia
Química
Energia
Elèctrica
espontània
Energia
Química
Energia
Elèctrica

22. 22
S’ha d’acidular un poc l’aigua per augmentar la
seua conductivitat, i al fer passar un corrent elèctric
es produeixen les següents reaccions:
Ànode (oxidació)
2 OH-
→ H2O + ½ O2 + 2 e-
Eo
=+0’82V (a pH=7)
H2O → ½ O2 + 2 H+
+ 2 e-
Càtode (reducció)
2 H+
+ 2 e-
→ H2 Eo
= -0’41 V (a pH=7)
2 H2O + 2 e-
→ H2 + 2 OH-
H2O (l) → H2 (g) + ½ O2 (g)
Eo
= -0’41-0’82 = -1’23 V
En la pràctica s’ha d’aplicar una ddp de 1’8 V degut a
la sobretensió.
ELECTROLISI DE L'AIGUA

23. 23
ELECTRÒLISI EN DISSOLUCIONS
AQUOSES
Si l’electròlisi es produeix en dissolució aquosa hem de considerar la
descàrrega dels ions de la sal en competència amb els dels ions de l’aigua.
Es descarregaran:
Càtode (reducció): l’oxidant més fort (el de major potencial de reducció)
Ànode (oxidació): el reductor més fort (el de menor potencial de reducció),
Cal la possibilitat que l'elèctrode siga metàl·lic i tambè puga oxidar-se.
També s’ha de contemplar la possible sobretensió d’alguns elements.
Exemple: Electròlisi d’una dissolució aquosa de NaCl :
Càtode; es poden descarregar l’ió Na+
o l’ió H+
. Com
E(H+
/H2)= -0’41V > E(Na+
/Na)= -2’71V, es
descarregarà primerament l’ió H+
formant-se H2.
Ànode: es poden descarregar l’ió Cl-
o l’ió OH-
. Com
E(O2/OH-
)=+0’82V < E(Cl2/Cl-
)=1’36V, hauria de
descarregar-se l’ió OH-
i formar-se O2, peró la
sobretensió de l’oxigen és molt gran i es descarrega
primerament el Cl-
formant-se Cl2. Si l’elèctrode fòra
de Cu, com E(Cu2+
/Cu)<E(Cl2/Cl-
) s’oxidaria

24. APLICACIONS DE L'ELECTROLISI
 PURIFICACIÓ DE METALLS
El Cu impur de l’ànode passa a la
dissolució com a Cu2+
, els mateix les
passa a certes impureses (Fe, Zn, Pb), les
impureses de metalls nobles (Ag, Au) no
es dissolen i formen el fang anòdic. Al
càtode va reduint-se el Cu2+
a Cu pur.
 RECOBRIMENTS METÀL·LICS
Situem al càtode l’objecte a recobrir i a
l’ànode una placa del metall amb el que
volem recobrir la peça. Dorat, platejat,
cromat, galvanoplastia (amb Zn),
 OBTENCIÓ DE SUBSTÀNCIES
SIMPLES
A partir de les seues sals foses.

25. 25
LLEIS DE FARADAY
• 1ª Llei: La quantitat de substància dipositada en un elèctrode és
proporcional a la càrrega que circula (o a la intensitat de corrent i el temps
que circula la càrrega).
n α Q=I·t
• 2ª Llei: Per a una mateixa càrrega Q, les quantitats dipositades de
diferents substàncies són proporcionals als electrons intercanviats k.
n α k
Un Faraday (F) és la càrrega elèctrica corresponent a 1 mol d'electrons:
1F = 6’02 x 1023
e-
/mol x 1’6 x 10–19
C = 96500 C/mol
En la descàrrega d’un metall de càrrega +k es compleix :Mk+
+ ke-
→ M
Exemples: Al circula un càrrega de 1F se dipositaran:
Ag+
+ 1e-
→ Ag 1 mol de Ag
Zn2+
+ 2e-
→ Zn ½ mol de Zn
Al3+
+ 3e-
→ Al ⅓ mol de Al
F·k
t·I·M
m
t·I
M
m
F·k
1
Q
n
F·k
Mmol1 rr =⇒=⇒=

26. 26
CORROSIÓ (veure pag 273
llibre)
• 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)

27. 27
METALLS FRONT ELS ÀCIDS
Per a que la reacció
M + H+
→ Mn+
+ H2
siga espontània cal
que E(H+
/H2
) siga major que E(Mn+
/M)
Per tant
 Metalls molt actius de Ered
< 0 com el Zn,
Mg, Na reaccionen amb els àcids lliberant
hidrogen.
 Metalls de Ered
> 0 com Cu, Ag, Au no
reaccionen.
Tot això és vàlid si parlem d’àcids com el HCl
en el que d’ió Cl-
és un reductor i no pot
oxidar als metalls, però àcids com el HNO3
contenen l'ió NO3
-
que és un oxidant de
E=+0’96V que podria oxidar a metalls com el
Cu [E(Cu2+
/Cu)=0’34V] transformant-se en
òxids de nitrogen (NO2
)

28. 28
OXIDANTS
Són espècies que contenen un àtom amb un Nox
que pot disminuir (pot reduir-se). Per a un mateix
àtom quan més alt és el seu Nox més gran és el
seua caràcter oxidant.
• Àcids (H+
)
• Oxoanions (SO4
2-
, NO3
-
, MnO4
-
, Cr2
O7
2-
ClO4
-
,
etc). La seua força depèn del pH.
• Halógens (F2
, Cl2
, Br2
, I2
)
• Ions positius (Cu2+
, Ag+
, etc)
• Òxids (PbO2
, H2
O2
)

29. 29
REDUCTORS
Són espècies que contenen un
àtom amb un Nox que pot
augmentar (pot oxidar-se). Per
a un mateix àtom quan més
baix és el seu Nox més gran és
el seu caràcter reductor.
• Metalls (Zn, Mg, Na, et)
• Anions monoatòmics (Cl-
, S2-
,
H-
)