Reaccions Redox i Electroquímica

I 18 flashcards i 12 preguntes més al document.

Text del document

REACCIONS REDOX CONCEPTES BÀSICS Oxidació: Procés en què una espècie química perd electrons. Reducció: és un procés en el que una espècie química guanya electrons. OXIDANT: Espècie química que es redueix, capta electrons d'una altra espècie que s'oxida. REDUCTOR: Espècie química que s'oxida, cedeix electrons a una altra que es redueix. Sempre que una espècie química guanya electrons, una altre en perd. La reacció es pot presentar com la suma de dues semireaccions.

NOMBRE D'OXIDACIÓ És la càrrega real o fictícia d'un element quan forma un compost Tota reacció on es produeixi una modificació del nombre d'oxidació d'algun element és una reacció redox malgrat no hi hagi una transferència real d'electrons com passa en els compostos covalents. En una oxidació el nombre d'oxidació augmenta En una reducció el nombre d'oxidació disminueix NORMES BÀSIQUES El nombre d'oxidació de qualsevol element lliure és zero, així com en la majoria de gasos diatòmics. El nombre d'oxidació del fluor és –I El nombre d'oxidació dels ions (monoatòmics) és la seva càrrega.

El nombre d'oxidació de l'oxigen és –II excepte en el cas dels peròxids –I o en el cas de les combinacions amb el fluor que és +II L'estat d'oxidació de l'hidrogen és +I en tots els compostos excepte amb els que forma amb els metalls (halurs metàl·lics) que és –I. La suma algebraica dels nombres d'oxidació d'un compost neutre ha de ser 0, o la seva càrrega, en el cas dels ions. IGUALACIÓ DE REACCIONS – MÈTODE DE L'IÓ-ELECTRÓ 1. Escrivim l'equació en forma iònica: hem de tenir en compte les dissociacions de sals, àcids i hidròxids, no s'escriuen els ions espectadors. 2. Escrivim les semireaccions d'oxidació i reducció 3. Igualem el nombre d'àtoms, excepte els de l'hidrogen i els de l'oxigen 4.

Igualem l'oxigen: hem d'afegir una molècula d'aigua per cada àtom d'oxigen que falta 5. Igualem l'hidrogen: hem d'afegir un ió hidrogen per cada àtom d'hidrogen que falta 6. Igualem les càrregues: a cada membre, hem d'afegir-hi els electrons necessaris perquè el nombre de càrregues sigui el mateix 7. Igualem el nombre d'electrons en les dues semireaccions. 8. Sumem les dues semireaccions per obtenir l'equació iònica global 9. Escrivim l'equació en forma molecular, afegim i igualem els ions espectadors VOLUMETRIES REDOX Igual que a les valoracions àcid-base, podem conèixer la concentració d'una dissolució a partir d'un procés REDOX.

Els càlculs seran els mateixos que en el cas àcid-base, estequiomètrics, i de la mateixa manera, haurem de determinar el punt final amb indicadors REDOX. - Són substàncies de color intens i diferent segons els seus estats oxidat i reduït. - En una valoració REDOX afegim unes gotes de l'indicador (dissolució) a l'Erlenmeyer. - Al punt d'equivalència de la reacció, la gota afegida implica un excés de reactiu , el qual reaccionarà amb l'indicador i produirà un canvi de color observable.

CEL·LES GALVÀNIQUES (PILES) Cel·la Electroquímica: Una cel·la electroquímica és un dispositiu dissenyat per obtenir energia elèctrica a partir de reaccions químiques o de produir reaccions a partir d'energia elèctrica. Cel·les galvàniques Es transforma una reacció química espontània en un corrent elèctric. S'anomena també generador, cel·la galvànica o Pila Electroquímica... Estan formades per dues semi cel·les amb els seus elèctrodes i amb les dissolucions corresponents, un pont salí i el circuit extern.

Semi cel·la de reducció – Reacció de reducció – Càtode – Pol + Semi cel·la d'oxidació – Reacció d'oxidació – Ànode – Pol – Circulació dels electrons sempre d'ànode a càtode Pont salí Dissolució saturada d'un electròlit fort (NO3-, NaCl, Na+, K+) Mantenir l'equilibri de càrregues entre els dos compartiments de la pila i permetre el flux continu d'electrons pel circuit extern. Els ions del pont salí es desplacen per compensar els canvis de càrrega a cada semicèl·lula. Els cations es mouen cap al compartiment on es produeix la reducció (càtode), i els anions cap al compartiment on es produeix l'oxidació (ànode). PILA DANIELL Aquest sistema seria el de la Pila Daniell.

Elèctrodes actius de Cu i de Zn, en contacte amb dissolucions de sulfat de coure (II) i sulfat de zinc, i les dues semi cel·les que resten connectades per un pont salí. NOTACIÓ DE LA PILA a) Una sola línia vertical I indica separació de fases b) Doble línia vertical II indica separació de les dues semireaccions c) Càtode II Ànode d) Als extrems les espècies més reduïdes e) Espècies en dissolució es poden col·locar amb la sal + concentració (0,1M) f) Final f.e.m. o Epila TIPUS D'ELÈCTRODES A cada semi cel·la hi trobem un elèctrode: Elèctrodes actius: compostos d'una làmina de metall submergida en una dissolució d'una sal soluble del metall.

Aquests elèctrodes es consumeixen al llarg del procés. Elèctrodes inerts (Pt o grafit): no experimenten canvis, només fan de suport físic per l'intercanvi d'electrons de la reacció. Els farem servir en reaccions Redox on les espècies químiques dels parells redox conjugats són iòniques i no podem fer servir la forma reduïda (metall) a com a elèctrode. Elèctrodes de gasos: formats per un tub de vidre amb un elèctrode de platí que ha adsorbit un gas i que està submergit en una dissolució del seu ió. (ex: Cl-/Cl2). Els farem servir en reaccions on una de les espècies químiques del parell redox conjugat és un gas.

ELÈCTRODE D'HIDROGEN – F.E.M Per poder comparar les forces dels diferents oxidants i reductors s'ha assignat arbitràriament un valor igual a 0 al potencial de l'elèctrode d'hidrogen a qualsevol temperatura ELÈCTRODE DE REFERÈNCIA Consisteix en una làmina de platí submergida en una dissolució àcida 1M (pH = 0) i envoltada de gas hidrogen a 1atm. Serveix per a trobar els potencials estàndard de reducció (poder oxidant o reductor) Es comparen amb elèctrode d'hidrogen El potencial dels elèctrodes dependrà del seu poder oxidant o reductor respecte el poder oxidant o reductor de l'elèctrode d'hidrogen.

- Si hi té lloc la reacció d'Oxidació ÀNODE 2H+ + 2e- H2(g) La mesura de la diferència de potencial (f.e.m) serà igual al potencial de l'altre elèctrode, que farà de càtode, amb signe + (més tendència a reduir-se que el H+) - Si hi té lloc la reacció de Reducció CÀTODE H2(g) 2H+ + 2e- La mesura de la diferència de potencial (f.e.m) serà igual al potencial de l'altre elèctrode, que farà d'ànode, amb signe – (menys tendència a reduir-se que el H2) Quan més elevat sigui el valor de E, més gran és el caràcter oxidant de l'element (tendència + gran a reduir-se) En una pila el càtode serà l'elèctrode amb el valor més gran de E. La f.e.m.

d'una pila no depèn únicament dels parells redox conjugats de cada semi-pila sinó que depèn també de les concentracions i de la temperatura. En condicions estàndard f.e.m = Eº Una pila serà viable quan l'Eº pila > 0 i reacció es espontània Quantitatius : Q=I·t (1C=1A·1s) Quantitat espècie redox és proporcional a quantitat càrrega circula EQUACIÓ DE NERNST Permet calcular el potencial de la pila en condicions no estàndard n – Mols d'electrons que circulen Qc – Quocient de reacció (M) F – Constant de Faraday (càrrega 1 mol e- 96.500C) Pila en equilibri la pila deixa de funcionar i la E és 0.

ESPONTANEÏTAT DE LES REACCIONS REDOX El potencial de la pila està molt relacionat amb la espontaneïtat de la reacció (AG < 0) Si Eº pila > 0, aleshores AGº < 0 El procés redox de la pila és espontani Si Eº pila < 0, aleshores AGº > 0 El procés redox no és espontani, pila no pot existir APLICACIONS + IMPORTANTS LA PILA D'HIDROGEN Transformen l'energia química de l'enllaç de l'hidrogen en energia elèctrica sense contaminar 1. Entrada d'hidrogen (ànode) i oxigen (càtode) 2. Oxidació de l'hidrogen a l'ànode: protons (H ) i electrons (e ) - Els protons (H ) travessen una membrana polimèrica especial (membrana d'electròlit) cap al càtode.

- Els electrons (e ) no poden travessar la membrana i es desplacen per un circuit extern, generant electricitat. 3. Reducció de l'oxigen al càtode: Els protons que han travessat la membrana arriben al càtode, on es combinen amb l'oxigen i els electrons que han viatjat pel circuit extern. El producte final d'aquesta reacció és aigua (H O), que s'expulsa com a residu. 4. Generació d'energia: Els electrons que han seguit el circuit extern generen corrent elèctric, que es pot aprofitar per alimentar el motor elèctric d'un vehicle.

CORROSIÓ METÀL·LICA S'entén per corrosió l'oxidació indesitjable dels metalls per una reacció redox espontània a causa de factors ambientals com l'oxigen de l'aire o l'aigua (humitat de l'aire) La corrosió del ferro es produeix mitjançant dues semireaccions electroquímiques A l'ànode (oxidació del ferro): El ferro perd electrons i es transforma en ions Fe² . Al càtode (reducció de l'oxigen en presència d'aigua): L'oxigen dissolt en aigua captura electrons i es redueix.

Per deduir quin metall serà més fàcilment corroït: quan mes baix (considerant el signe) sigui el potencial de reducció del metall, més susceptible serà el metall de ser oxidat (ser corroït) Tots els metalls amb un potencial estàndard de reducció inferior al potencial estàndard de reducció de l'oxigen s'oxiden, és a dir, es corroeixen. Mètodes per prevenir la corrosió 1. Recobriments protectors: Pintura, oli o plàstic per evitar el contacte amb l'aire i l'aigua. 2. Recobriments metàl·lics - Galvanització: Capa de zinc, que forma un òxid protector quan s'oxida. - Xapat de metalls menys reactius: Capa de crom, níquel, estany o plata. 3.

Protecció catòdica: Ús de metalls més reductors que el ferro, com el zinc, que s'oxida abans i protegeix el ferro (protecció per sacrifici). 4. Control ambiental: Reduir la humitat i la presència d'oxigen per minimitzar la corrosió. ELECTRÒLISI Cel·les electrolítiques: Es transforma un corrent elèctric en una reacció redox que no tindria lloc de manera espontània. Generalment es descompon una substància. Es transforma l'energia elèctrica en energia química. Fem possible que es produeixin reaccions no espontànies. En connectar una bateria als elèctrodes, tenen lloc semireaccions d'oxidació i reducció. Cel·les formades per: 1.

Dissolució d'un electròlit: àcids o bases que estan totalment o parcialment ionitzats o sals dissoltes. També podem trobar compostos iònics en estat líquid (fossos). 2. Dos elèctrodes de platí o grafit submergits dins la de l'electròlit i connectats a una bateria (generador de corrent continu) que origina un camp elèctric dins la solució. En els elèctrodes tindran lloc les reaccions REDOX.

- Cations van cap al pol - = CÀTODE - Reducció - Anions van cap al pol + = ÀNODE + Oxidació Característiques generals: Electrons van sempre d'Ànode a Càtode Podem obtenir metalls a partir de dissolucions de metalls pesants cars Són reaccions que no es donen espontàniament però que al donar-lis energia SI (AG>0, Eº<0) L'ELECTRÒLISI DE L'AIGUA L'electròlisi de l'aigua és un procés electroquímic mitjançant el qual es descompon la molècula d'aigua (H O) en els seus elements hidrogen (H ) i oxigen (O ) aplicant un corrent elèctric. 2 H2O O2 + 2H2 Es formen gasos en una proporció 2:1 (el volum d'hidrogen és el doble que el d'oxigen). 1.

Dissolució electròlit: L'aigua destil·lada té una conductivitat elèctrica molt baixa, per això s'afegeix un electròlit (com H SO ) per millorar la conductivitat i facilitar el procés. 2. Aplicació del corrent elèctric: Un generador elèctric aplica un voltatge entre dos elèctrodes submergits en l'aigua. Els elèctrodes solen ser de platí o grafit perquè són materials inerts i no reaccionen amb la solució. 3. A l'ànode (+) (oxidació): Els ions OH perden electrons i formen oxigen (O ) i aigua. Es produeix medi àcid en aquesta zona. 4. Al càtode (-) (reducció): Els ions H guanyen electrons perduts pr l'aigua i es transformen en hidrogen gasós (H ). Es produeix medi bàsic en aquesta zona.

LLEIS DE FARADAY La massa de substància que es genera als elèctrodes d'una cel·la electrolítica és directament proporcional a la quantitat de corrent que hi circula. Q=I·t (1C=1A·1s) POTENCIAL MÍNIM DE DESCOMPOSICIÓ El voltatge mínim que s'ha d'aplicar per que tingui lloc l'electròlisi s'anomena potencial mínim de descomposició. Eº mín descomp = - f.e.m = - Eº reacció ELECTRÒLISI NACL 1. DILUÏT L'electròlisi del NaCl diluït en aigua és un procés electroquímic en què s'aplica un corrent elèctric per descompondre l'aigua en hidrogen (H ) i oxigen (O ). Espècies presents en la solució Na (sodi) i Cl (clor) del NaCl. H O (aigua), que també aporta H i OH per la seva lleugera ionització.

Reaccions als elèctrodes 1. A l'ànode (+) Oxidació Les possibles reaccions d'oxidació són: - Oxidació del clor (2 Cl- Cl2 + 2e-) Eº=1,36V - Oxidació de l'aigua (2 H2O 4 H + O2 + 4e-) Eº= 1,23V Com que l'oxidació de l'aigua té un potencial de reducció menor (1,23 V en lloc de 1,36 V), és més favorable i es produeix oxigen (O ). Per tant, NO es desprèn clor (Cl ). Medi àcid 2. Al càtode (-) Reducció Les possibles reaccions de reducció són: - Reducció de l'aigua (2 H2O(l) + 2e H2(g)+ 2 OH ) Eº= -0,83V - Reducció del sodi (Na+(aq) + e Na(s)) Eº= -2,71V El sodi té un potencial de reducció molt més negatiu, per la qual cosa no es redueix en solució aquosa.

En canvi, l'aigua es redueix més fàcilment. Medi Bàsic Això ens indica que, en realitat, el procés que estem realitzant és l'electròlisi de l'aigua, no del NaCl. El NaCl només serveix per millorar la conductivitat elèctrica. SATURAT (SALMORRA) L'electròlisi de la salmorra (dissolució concentrada de NaCl en aigua) és un procés electroquímic d'alta importància industrial perquè permet obtenir hidrogen (H ), clor (Cl ) i sosa càustica (NaOH), que són productes químics essencials. Reaccions als elèctrodes 1.

A l'ànode (+) Oxidació Les possibles reaccions d'oxidació són: - Oxidació del clor (2 Cl- Cl2 + 2e-) Eº=1,36V - Oxidació de l'aigua (2 H2O 4 H + O2 + 4e-) Eº= 1,23V En aquest cas, com que la solució és molt concentrada en ions Cl , s'oxida preferentment el clor i es desprèn gas Cl . 2. Al càtode (-) Reducció Les possibles reaccions de reducció són: - Reducció de l'aigua (2 H2O(l) + 2e H2(g)+ 2 OH ) Eº= -0,83V - Reducció del sodi (Na+(aq) + e Na(s)) Eº= -2,71V Com que el sodi és molt difícil de reduir en dissolució aquosa, encara que estigui altament concentrat, la reducció de l'aigua és més favorable i es desprèn hidrogen gasós (H ).

Medi bàsic Reacció global de l'electròlisi de la salmorra Gasos obtinguts: Cl a l'ànode i H al càtode. Medi resultant: Bàsic (formació d'ions OH NaOH en solució). Formació del lleixiu Si el Cl dissolt reacciona amb la sosa càustica (NaOH), es produeix hipoclorit de sodi (NaClO), que és la base del lleixiu: El NaClO és un oxidant fort i s'utilitza com a blanquejant i desinfectant. Per això, el lleixiu és tan efectiu per eliminar bacteris i virus. FOS L'electròlisi del NaCl fos és un procés en què es descompon el clorur de sodi fos en els seus elements constituents, sodi metàl·lic (Na) i clor gasós (Cl ), aplicant un corrent elèctric. 1.

A l'ànode (+) Oxidació Oxidació del clor (2 Cl- Cl2 + 2e-). Es desprèn Clor gas 2. Al càtode (-) Reducció Els ions Na es redueixen per formar sodi metàl·lic (Na). El sodi es diposita en estat sòlid (Na+(aq) + e Na(s)) Reacció global de l'electròlisi: No és una reacció espontània perquè el Na no es redueix espontàniament en aigua. Es necessita aplicar un voltatge mínim de 4,07 V per impulsar la reacció. No hi ha aigua en el sistema, per tant, NO es formen ions H o OH com en l'electròlisi de dissolucions. El sodi metàl·lic és molt reactiu i ha de ser emmagatzemat correctament per evitar que reaccioni amb l'aire o l'aigua. APLICACIONS INDUSTRIALS 1.

Obtenció d'elements: Obtenim metalls amb potencials de reducció molt negatius. (Na, Mg, Al...). A la cel·la hi ha sals foses dels metalls que ens interessen es dipositen sobre el càtode. 2. Galvanitzats: Recobriments de la superfície d'un metall amb un altre més noble (Eº + alt), per evitar que el primer es deteriori (zincat, niquelat, cromat) - Objecte que es vol protegir s'utilitza com a càtode - Ànode acostuma a ser un metall pur - Cel·la conté una dissolució aquosa d'aquest mateix metall 3. Purificació de metalls: Al càtode hi posem una barra molt pura de coure, a l'ànode el coure impur. L'electròlit és una dissolució de Cu (II) en medi àcid (H2SO4).