Post on 06-Feb-2018
Oxidación y Reducción
Un poco de Historia
En 1718 Georg Stahl propuso la existencia del “Flogisto”. Cuando un oxido se calienta en presencia de carbono absorben de la atmosfera al flogisto y al hacer combustión lo liberan.
1772 Louis-Bernard Guyton Morveau postula y demuestra que los metales ganan peso durante la combustión.
Antoine Laurent de Lavoisier se atreve a a desechar la teoría del “Flogisto” y proponer que la combustión se debe a la adición de oxigeno al metal (oxidación) y que la formación de una metal a partir de un óxido corresponde a la perdida de oxígeno (reducción)
Oxidación vs Reducción
Oxidación Reducción
Ganancia de átomos de oxígeno Perdida de átomos de oxígeno
Perdida de átomos de hidrógeno Ganancia de átomos de hidrogeno
Perdida de electrones Ganancia de electrones
Aumento en el número de oxidación
Disminución en el número de oxidación
Número de oxidación (estado de oxidación)
Valores teóricos que nos auxilian en la contabilidad de electrones. Para asignar un valor es necesario seguir las siguientes reglas:
1.- El número de oxidación de un átomo como elemento es 0
2.- El número de oxidación de un ion monoatómico es igual a su carga
3.- La suma algebraica de los numero de oxidación de un compuesto poliatómico neutro es igual a cero; en un ion poliatómico es igual a su carga
4.- En combinación de elementos, el elemento mas electronegativo tiene un número de oxidación negativo característico (p.ej., -3 para el nitrógeno, -2 para el oxígeno, -1 para el cloro), y el elemento mas electropositivo tiene número de oxidación positivo.
5.- El hidrógeno normalmente tiene numero de oxidación +1 ( excepto con los elemento mas electropositivos que el, donde es -1)
Númeo de oxidación para el átomo de azufre en H2SO4
2[𝑁𝑜𝑥 𝐻 ] + 𝑁𝑜𝑥 𝑆 + [𝑁𝑜𝑥𝑂] = 0
2 +1 + 𝑁𝑜𝑥 𝑆 + 4 −2 = 0
[𝑁𝑜𝑥(𝑆)] = 6 +
Número de oxidación del átomo de Yodo en ICl4-
4[𝑁𝑜𝑥(𝐶𝑙)] + [𝑁𝑜𝑥(𝐼)] = −1
4 −1 + [𝑁𝑜𝑥 𝐼 ] = −1
[𝑁𝑜𝑥(𝐼)] = +3
• Átomo de carbono
CH2O formaldehido
• Átomo de hierro
Fe3O4 magnetita
• Átomo de nitrógeno
NH4Cl cloruro de amonio
• Átomo de Platino
K[Pt(NH3)Cl3) aminotricloroplatinato II de potasio
• Átomo de níquel
[Ni(en)3]Cl2 cloruro de trisetilendiaminniquel II
Número de oxidación y periodicidad
Reacciones redox
𝑂𝑥1 + 𝑛𝑒1 → 𝑅𝑒𝑑1 𝑅𝑒𝑑2 → 𝑛𝑒2 + 𝑂𝑥2
𝑛𝑒2𝑂𝑥1 + 𝑛𝑒2𝑛𝑒1 → 𝑛𝑒2𝑅𝑒𝑑1 𝑛𝑒1𝑅𝑒𝑑2 → 𝑛𝑒1𝑛𝑒2 + 𝑛𝑒1𝑂𝑥2
𝑛𝑒2𝑂𝑥1 + 𝑛𝑒1𝑅𝑒𝑑2 → 𝑛𝑒2𝑅𝑒𝑑1 + 𝑛𝑒1𝑂𝑥2
Agente reductor y Agente oxidante
Agente reductor:
Sustancia con tendencia a oxidarse, capaz de reducir a otra.
Agente oxidante:
Sustancia con tendencia a reducirse, capaz de oxidar a otra.
Ejemplos de reacciones redox
• 𝐶𝑢(𝑠) + 2𝐴𝑔+(𝑎𝑐)
→ 𝐶𝑢2+(𝑎𝑐) + 2𝐴𝑔(𝑠)
• 𝐻2𝑆(𝑔) + 2𝐹𝑒3+(𝑎𝑐) → 𝑆(𝑠) + 𝐹𝑒2+(𝑎𝑐) + 2𝐻+(𝑎𝑐)
• 𝐹𝑒2𝑂3(𝑆) + 3𝐶𝑂(𝑔) → 2𝐹𝑒(𝑠) + 3𝐶𝑂2(𝑔)
• 2𝑁𝑎(𝑆) + 2𝐻2𝑂(𝑙) → 2𝑁𝑎+(𝑎𝑐) + 2𝑂𝐻−(𝑎𝑐) + 𝐻2(𝑔)
Potencial eléctrico
Trabajo por unidad de carga que se requiere para mover una carga puntual desde un punto al infinito hasta cierta distancia de una carga estándar
Potenciales Redox
Potencial Normal de Hidrógeno
La potencia oxidante o reductora de una semirreacción se puede determinar a partir del potencial de media celda, que es el potencial de semirreacción relativo al potencial de una semirreacción en la que ion hidrógeno (1M) se reduce a gas hidrogeno (100KPa):
2𝐻+
(𝑎𝑐) + 2𝑒− → 𝐻2(𝑔) 𝐸𝑜 = 0.00𝑉
Potenciales estándar de reducción y termodinámica
Proceso espontaneo Δ𝐺𝑜 < 0
Relación de la energía libre de Gibbs y la constante de equilibrio
Δ𝐺𝑜 = −𝑅𝑇𝑙𝑛𝐾
Energía libre y potencial estándar de reducción Δ𝐺𝑜 = −𝑛𝐹𝐸𝑜
𝐹 = 96485𝐶 𝑚𝑜𝑙
Celdas electroquímicas
Potencial de Celda
Suma de los dos potenciales involucrados en la reacción, uno de oxidación y otro de reducción
𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 = 𝐸𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 − 𝐸𝑎𝑛ó𝑑𝑜
𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 = 𝐸𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑐𝑖ó𝑛 − 𝐸𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑐𝑖ó𝑛
Ecuación de Nernst
Para la reacción: 𝑂𝑥1 + 𝑛𝑒1 → 𝑅𝑒𝑑1
Por definición:
Δ𝐺 = Δ𝐺𝑜 + 𝑅𝑇𝑙𝑛𝑅𝑒𝑑1𝑂𝑥1
De: Δ𝐺 = −𝑛𝐹𝐸
−𝑛𝐹𝐸 = −𝑛𝐹𝐸𝑜 + 𝑅𝑇𝑙𝑛𝑅𝑒𝑑1𝑂𝑥1
Si toda la ecuación de divide entre –nF:
𝐸 = 𝐸𝑜 −𝑅𝑇
𝑛𝐹𝑙𝑛
𝑅𝑒𝑑1𝑂𝑥1
Mejor conocida como:
𝐸 = 𝐸𝑜 +0.059
𝑛𝑙𝑜𝑔
𝑂𝑥1𝑅𝑒𝑑1
Potencial de reducción y constante de equilibrio
𝑛𝑒2𝑂𝑥1 + 𝑛𝑒1𝑅𝑒𝑑2 → 𝑛𝑒2𝑅𝑒𝑑1 + 𝑛𝑒1𝑂𝑥2
Donde:
𝐸 = 𝐸1𝑜 +
0.059
𝑛𝑒1𝑙𝑜𝑔
𝑂𝑥1𝑅𝑒𝑑1
𝐸 = 𝐸2𝑜 +
0.059
𝑛𝑒2𝑙𝑜𝑔
𝑂𝑥2𝑅𝑒𝑑2
𝐸1𝑜 +
0.059
𝑛𝑒1𝑙𝑜𝑔
𝑂𝑥1𝑅𝑒𝑑1
= 𝐸1𝑜 +
0.059
𝑛𝑒1𝑙𝑜𝑔
𝑂𝑥1𝑅𝑒𝑑1
Arreglando tenemos:
𝐸1𝑜 − 𝐸2
𝑜 =0.059
𝑛𝑒2𝑙𝑜𝑔
𝑂𝑥2𝑅𝑒𝑑2
−0.059
𝑛𝑒1𝑙𝑜𝑔
𝑂𝑥1𝑅𝑒𝑑1
𝐸1𝑜 − 𝐸2
𝑜 =𝑛𝑒2𝑛𝑒1𝑛𝑒2𝑛𝑒1
0.059
𝑛𝑒2𝑙𝑜𝑔
𝑂𝑥2𝑅𝑒𝑑2
−0.059
𝑛𝑒1𝑙𝑜𝑔
𝑂𝑥1𝑅𝑒𝑑1
𝐸1𝑜 − 𝐸2
𝑜 =0.059
𝑛𝑒2𝑛𝑒1𝑙𝑜𝑔
𝑂𝑥2𝑛𝑒1 𝑅𝑒𝑑1
𝑛𝑒2
𝑂𝑥1𝑛𝑒2 𝑅𝑒𝑑2
𝑛𝑒1
𝐸1𝑜 − 𝐸2
𝑜 =0.059
𝑛𝑒2𝑛𝑒1𝑙𝑜𝑔
𝑂𝑥2𝑛𝑒1 𝑅𝑒𝑑1
𝑛𝑒2
𝑂𝑥1𝑛𝑒2 𝑅𝑒𝑑2
𝑛𝑒1
𝐸1𝑜 − 𝐸2
𝑜 =0.059
𝑛𝑒2𝑛𝑒1𝑙𝑜𝑔𝐾𝑒𝑞
Despejando para Keq
𝐾𝑒𝑞 = 10𝐸1
𝑜−𝐸2𝑜 𝑛𝑒2𝑛𝑒1
0.059
Propiedades redox y propiedades periódicas
Un grupo de metales Na, Mg, Sn, Ag y Pt; se hacen reacionar con H2O, HCl y HNO3
Proceso Potencial Redox (V)
Na+/Na -2.713
Mg2+/Mg -2.37
Sn2+/Sn -0.140
Ag+/Ag +0.7
Pt2+/Pt +1.18
H+/H2 0.00
H2O/H2 -0.828
NO3-/NO2 +0.80
Elemento Potencial E. I. (KJ) E
Na -2.713 495.8 0.9
Mg -2.37 737.7 1.2
Sn -0.140 708.6 1.8
Ag +0.7 731.0 1.9
Pt +1.18 870.0 2.2
E.I. Vs Potencial
400
450
500
550
600
650
700
750
800
850
900
-3 -2.5 -2 -1.5 -1 -0.5 0 0.5 1 1.5
Ene
rgía
de
Ion
izac
ión
Potencial (V)
Electronegatividad vs Potencial
0.7
0.9
1.1
1.3
1.5
1.7
1.9
2.1
2.3
-3 -2.5 -2 -1.5 -1 -0.5 0 0.5 1 1.5
Ele
ctro
ne
gati
vid
ad
Potencial (V)