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Cátedra de Química General e Inorgánica
Electroquimica I
Reacciones de óxido-reducción
Dra. Susana Llesuy
11 de octubre de 2005
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Reacciones de óxido-reducción
Son reacciones químicas en las
cuales comprenden la
transferencias de electrones de una
especie a otra.
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Comportamiento de Ag+(ac) y Zn 2+(ac) en presencia de cobre
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Semicelda electroquímica
Oxidación
Oxidación: Pérdida de electrones.
aumenta el número de oxidación.
Cu0 (s)→ Cu2+(ac) + 2 e-
Reducción
Reducción: Ganancia de electrones.
Disminuye el número de oxidación.
Cu2+(ac) + 2 e- → Cu0 (s)
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Reacciones de óxido-reducción
Son reacciones químicas en las
cuales las sustancias experimentan
un cambio en el número de
oxidación.
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NÚMERO DE OXIDACIÓN.
Definimos el número de oxidación ( o
estado de oxidación) de un átomo en
una sustancia como la carga actual
del átomo si existe como ion
monoatómico, o una carga hipotética
asignada al átomo en la sustancia
mediante reglas simples.
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Reglas para la asignación de número de
oxidación.
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4.
5.
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elementos : el numero de oxidación de un átomo en un elemento es cero.
iones monoatómicos: el numero de oxidación de un átomo en un ion
monoatómico es igual a la carga en el ion.
oxígeno: el numero de oxidación del oxigeno es -2 en la mayor parte de
sus compuestos.(una excepción es O en H2O2 y otros peróxidos, en donde
el numero de oxidación es -1)
hidrógeno: el numero de oxidación del hidrógeno es +1 en la mayor parte
de sus compuestos. (El numero de oxidación el hidrógeno es -1 en
compuestos binarios con un metal, por ejemplo CaH2).
halógeno: el numero de oxidación del fluor es -1 en todos sus compuestos.
Cada uno de los otros halógenos (Cl,Br,I) tiene un numero de oxidación de
-1 en compuestos binarios, excepto cuando el otro elemento es otro
halógeno arriba de el en la tabla periódico, o el otro elemento es oxigeno.
compuestos e iones: la suma de los números de oxidación en un compuesto
es cero . La suma de los número de oxidación de los átomos en un ion
poliátomico es igual a la carga sobre el ion.
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Numero de oxidación de los
elementos en sus compuestos
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Conceptos básicos
• Oxidación: Pérdida de electrones.
Aumenta el número de oxidación.
Zn0(s)
Zn2+(ac) + 2 e
• Reductor: Es la sustancia que se oxida. Es una especie
que reduce a otra especie.
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Conceptos básicos
Reducción: Ganancia de electrones.
Disminuye el número de oxidación.
Zn2+(ac) + 2 e
Zn0 (s)
Oxidante: Es la sustancia que se reduce. Es una especie
que oxida a otra especie.
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Concepto de oxido-reducción
oxidación
Agente reductor
(se esta oxidando)
Zn (s)
+
Cu2+(aq)
Zn
2+
Agente oxidante
(se esta reduciendo)
reducción
(aq) +
Cu (s)
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2 H+ + Zno
H2 + Zn2+
Par redox
2 H+ + 2e-
Zno
H2
Zn2+ + 2e-
Reducción
Oxidación
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Conceptos básicos
• Las reacciones de oxido reduccion son
procesos simultáneos.
•Siempre se mantiene el principio de
electroneutralidad.
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Reacciones comunes de oxido-reducción
• reacciones de combinación. Es una reacción en la cual dos
sustancias se combinan para formar una tercera sustancia.
• reacciones de descomposición. Es una reacción en la cual un
solo compuesto reacciona para dar dos o mas sustancias.
• reacciones de desplazamiento. Es una reacción en la cual un
elemento reacciona con un compuesto desplazando un
compuesto de él.
• reacciones de combustión. Es una reacción en la cual una
sustancia reacciona con oxigeno, usualmente con la
liberación rápida de calor para producir una flama.
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H2 ardiendo en el
aire para dar agua
S ardiendo en el
aire para dar SO2
Na +Cl2
Reacciones
redox
Mg
NaCl
Al +Br2
Al3Br
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S ardiendo en el
H2 ardiendo en el
aire para dar aguaReaccion aire
para dar
redox
deSOcombinación
2
Na(s) + ½ Cl2
0
0
NaCl
+1 -1
Al +Br2
Al3Br
Mg
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S ardiendo en el
H2 ardiendo en el
aire para dar agua
Mg
para dar SO2
Reaccion redoxairede
combinación
2Al(s) +3 Br2
0
0
+3
Na +Cl
Reacciones
redox
2 AlBr3
NaCl
-1
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Reacciones de descomposición
2HgO(s)
2 Hg(l) + O2(g)
2KClO3(s)
2 KCl(s) + O2(g)
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Reacciones de desplazamiento de H2
2Na(s) + H2O(l)
2NaOH(ac) +H2(g)
Ca(s) +2H2O(l)
Ca(OH)2(s) +H2(g)
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Desplazamiento de halógeno
KBr(ac)
2KBr(ac)+Cl2(g)
2KCl(ac)+Br2(l)
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Reacciones de desplazamiento de metales
Cu(s)+2Ag+(ac)
Zn+CuSO4
ZnSO4+ Cu
Cu+2AgNO3
Zn(s)+Cu2+(ac)
Zn 2+(ac)+ Cu(s)
Cu(NO3)2+ Ag
Cu2+(ac)+ 2Ag(s)
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Reacciones desplazamiento con ácido clorhídrico
Fe(s)+2H+(ac)
Fe2+(ac)+ H2(g)
Zn(s)+2H+(ac)
Mg(s)+2H+(ac)
Zn2+(ac)+ H2(g)
Mg2+(ac)+ H2(g)
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Reacción de desplazamiento
Cu0 → Cu2+(ac) + 2eNO3-(ac) + 2H+(ac)+ 2e-→ NO2(g) + H2O
Desplazan el hidrógeno
del agua fría
Desplazan el hidrógeno
del vapor
Serie de actividad
de los
elementos
Desplazan el hidrógeno de los ácidos
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No reaccionan con los
ácidos para dar H2
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H2 ardiendo en el
aire para dar agua
S ardiendo en el
Mg
Reaccion
de combustión
aire para darredox
SO2
H2 + O2
H2
Na +Cl
Reacciones
redox
O2 + 2e-
NaCl
H2 O
Al +Br2
2
O2-
Al3Br
+
H + 2e-
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S ardiendo en el
H2 ardiendo en el
aire para dar agua
Mg
aire para dar SO2
Reaccion redox
de combustión
Na +Cl
Reacciones
0
redox
0
S(s) + O2 (g)
NaCl
Al +Br2
Al3Br
+4 -2
SO2(g)
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S ardiendo en el
H2 ardiendo en el
aire para dar agua
Mg
aire para dar SO2
Reacción redox de combinación.
0
0
+2
Mgo +N2
-3
Mg3N2
Na +Cl
0
0
Reacciones
o(s) + ½ O (g)
redox
Mg
2
nitruro
NaCl de magnesio
Al +Br
2
+2
Al3Br
-2
MgO
óxido de magnesio
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Electroquímica
Estudia la conversión entre la energía eléctrica y
la energía química
Energía eléctrica
Procesos electroquímicos
Energía química
Procesos redox
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Par redox
Cu2+ + Mgo
Cuº + Mg2+
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Par redox
Cu2+ + Mgo
Cu2+ + 2e-
Mgo
Cuº + Mg2+
Cuº
Reducción
Mg2+ + 2e- Oxidación
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Experiencia de John Daniell
Zn0 + Cu2+
Zn2+ + Cu0
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Pilas galvánicas o voltaicas
Una pila es un dispositivo donde se utiliza
una reacción química espontánea para
generar corriente eléctrica.
Celda electroquímica:
Está formada por dos electrodos, que son
conductores metálicos que hacen contacto
eléctrico con el contenido de la pila y un
electrolito que actúa como conductor de iones.
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Zn
Cu
Zn
(ánodo)
Cu
(cátodo)
Puente salino
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Reacciones de Zn y Cu
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Reacciones de Zn y Cu
ánodo
voltímetro
cátodo
Puente salino
algodón
solución
solución
es oxidado
a
en el ánodo
a
Reacción neta
es reducido
en el cátodo
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Electrodo de referencia
Es el electrodo de hidrógeno en condiciones
estándar
[ H+ ] = 1 M
Sobre un conductor
H2 a 1 atm
sólido inerte (Platino)
Se le asigna Eº = 0 V
2 H+ (aq) + 2 e-
H2 (g)
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Electrodo de hidrógeno operando en condiciones estándar
Pt, hilo
Tubo de vidrio
que contiene H2(g)
electrodo
Burbujas de H2(g)
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Celdas que operan en condiciones estándar
Voltímetro
Voltímetro
H2(g, 1 atm)
2H+(ac, 1M) + 2e
Cu2+(ac, 1M) + 2e
2H+(ac, 1M) + 2e
Cu(s)
H2(g, 1 atm)
Zn(s)
2e
Zn2+(ac,1M) +
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Porque el electrodo de platino?
1) Proporciona una superficie en la que pueden
disociarse las moléculas de hidrógeno
H2
2 H+ + 2 e -
2) Sirve como conductor eléctrico eléctrico
para el circuito externo.
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Variación del potencial de reducción en
la tabla periódica.
Los valores más negativos
se encuentran a la
izquierda (reductores) y los
positivos a la derecha
(oxidantes)
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Pilas galvánicas o voltaicas
Una pila es un dispositivo donde se utiliza
una reacción química espontánea para
generar corriente eléctrica.
Celda electroquímica:
Está formada por dos electrodos, que son
conductores metálicos que hacen contacto
eléctrico con el contenido de la pila y un
electrolito que actúa como conductor de iones.
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La reacción de reducción siempre tiene lugar en el cátodo.
La reacción de oxidación siempre tiene lugar en el ánodo.
Por convención:
El cátodo corresponde al polo positivo de la pila.
El ánodo corresponde al polo negativo de la pila.
El puente salino se utiliza para unir los dos compartimentos
de los electrodos y completar el circuito eléctrico. El más
utilizado es el KCl.
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Flujo de
electrones
Voltímetro
Puente salino
Ánodo
Cátodo
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Diagrama de una pila
Zn0 + Cu2+
Zn2+ + Cu0
ánodo
-
Zno (s)/
cátodo
Zn2+(aq)
1M
//
Cu2+ (aq)
1M
significa
Zn(s)
Zn2+(ac,1M) + 2e
/
Cuo(s)
significa
Cu2+(ac,1M) + 2e
Significa puente salino
Cu(s)
+
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¿Cómo determinamos cuál especie
se oxida y cuál se reduce?
Por medio de la tabla de
potenciales de reducción.
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Potenciales de electrodo estándar de reducción en agua a 25 C
Semireacción de reducción
E(V)
Agente
oxidante
fuerte
Agente
reductor
débil
Agente
oxidante
débil
Agente
reductor
fuerte
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Chapter 19