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Unidad 8 Reacciones de oxidación-
reducción
Unidad 8.Reacciones de oxidación-reducción
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1. Reacciones de oxidación-reducción
Oxidación: proceso por el cual un reductor pierde electrones. Reducción: proceso por el cual un oxidante gana electrones.
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2. Número de oxidación
Número de oxidación: número de cargas eléctricas que tendría un átomo de un compuesto si se asignasen los electrones del enlace al átomo más electronegativo.
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3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón
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3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón
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3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón
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3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón
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3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón
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3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón
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3. Ajuste de ecuaciones redox. Método del ion-electrón
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4. Estequiometría de los procesos redox
4.1Tipos de procesos redox • Combinación:
S + O2 → SO2 • Descomposición:
2 HgO → 2Hg + O2 • Desplazamiento:
Cl2 + 2 NaBr → 2NaCl + Br2 • Dismutación:
Br2 + NaOH → NaBr + NaBrO3 + H2O
Unidad 8.Reacciones de oxidación-reducción
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4. Estequiometría de los procesos redox
4.2 Valoraciones • Masa equivalente: masa de una sustancia que reacciona o
produce un mol de e- eq(gramos)= Mm/ nº e-
• En valoraciones tendremos en cuenta que nº eq oxidante= nº eq reductor
2 HgO → 2Hg + O2 • Indicadores redox: sustancias que detectan el cambio del
potencial de disolución
• En general ajustaremos la reacción y realizaremos lod cálculos estequiométricos pertinentes
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5. Celdas electroquímicas
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5. Celdas electroquímicas
Pila Daniell. a) Con puente salino. b) Con tabique poroso
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5. Celdas electroquímicas
5.1 Definición: Permite obtener corriente eléctrica a partir de redox espontánea
5.2 Partes de una celda • Electrodos ánodo oxidación – cátodo reducción + • Hilo conductor • Sistema que separa las celdas: Tabique poroso o puente salino Permite obtener corriente eléctrica a partir de redox espontánea
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5. Celdas electroquímicas
5.3 Potencial de electrodo:
Electrodo de referencia: electrodo de
hidrógeno:
2 H+ (aq, 1M) + 2 e- → H2 (g, 1 atm);
E0 = 0,00 V 5.4 Potencial de una celda electroquímica, E: Diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo.
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5. Celdas electroquímicas
5.6 Serie electroquímica
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5. Celdas electroquímicas
5.6 Serie electroquímica
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5. Celdas electroquímicas
5.6 Efecto de la concentración en el potencial
Ecuación de Nernst:
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5. Celdas electroquímicas
Una reacción es espontánea si su potencial es positivo
Δ G = - n · F · Ecelda
5.7 Espontaneidad de una reacción redox
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6. Electrólisis 6.1 Concepto: Se produce una reacción química a partir de energía eléctrica
6.2 Diferencias con la pila Daniell:
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6. Electrólisis
Electrólisis del agua Electrólisis en agua de a) NaCl; b) CuSO4
6.2 Aspectos cuantitativos
Ley de Faraday de la electrólisis:
La masa depositada o liberada en un proceso electrolítico es proporcional a la cantidad de electricidad que ha pasado por la cuba.
6.1 Tipos
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6. Electrólisis
6.2 Aspectos cuantitativos
Ley de Faraday de la electrólisis:
La masa depositada o liberada en un proceso electrolítico es proporcional a la cantidad de electricidad que ha pasado por la cuba.
1,6022·10-19C/e- x 6,0022·1023 e-/mol = 96485 C· /mol
(carga de un mol de electrones= Faraday)
Para una misma cantidad de electricidad que pase por varias cubas conectadas en serie, las masas depositadas o liberadas en los electrodos son proporcionales
a sus respectivos equivalentes químicos, es decir que 1 F deposita o libera un equivalente de sustancia
q=I·t q= cantidad de electricidad
t= tiempo I= intensidad de corriente
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6. Electrólisis
6.2 Aspectos cuantitativos
Ley de Faraday de la electrólisis:
El esquema del cálculo se puede resumir del siguiente modo I t q 1/F ne 1/z n metal Mm m metal
En la reacción de reducción del ion Cu 2+:
Cu2+ (aq) +2e- Cu(s) Se necesitan 2 mol de electrones para que se deposite 1 mol de átomos de Cu
nmetal = ne/z
La cantidad de electrones, ne que circula se puede determinara partir de la carga eléctrica, Q y de la cte de Faraday, F, que es la carga por mol de electrones
ne = q/F
Y la carga eléctrica, q, se calcula a través de la intensidad de corriente (I) y el tiempo(t) durante el cual circula. q = I·t
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7. Aplicaciones de la electrólisis
a) Celda cloro-álcali. b) Purificación de cobre
a) Hierro galvanizado. b) Protección de una tubería con magnesio