2. Part de la qu鱈mica que estudia la interconversi坦 entre lenergia el竪ctrica i lenergia qu鱈mica. Electroqu鱈mica Tracta de lus De les reaccions qu鱈miques per a produir electricitat (pila) De lelectricitat per a produir reaccions qu鱈miques (electr嘆lisi)
3. El terme oxidaci坦 va comen巽ar a utilitzar-se per indicar que un compost augmentava la proporci坦 dtoms dox鱈gen. Igualment, es va utilizar el terme de reducci坦 per indicar una disminuci坦 a la proporci坦 dox鱈gen. Actualment: Oxidaci坦 : P辿rdua delectrons o augment en el n炭mero doxidaci坦 Cu Cu 2+ + 2e Reducci坦 :Guany delectrons o disminuci坦 en el n炭mero doxidaci坦. Ag + + 1e Ag Sempre que es produeix una oxidaci坦 ha de produir-se simult叩niament una reducci坦 .Cada una daquestes reaccions es denominen semirreaccions . 7.0. Concepte doxidaci坦-reducci坦: n炭mero doxidaci坦
4. Exemple: Cu +AgNO 3 Introduim un electrode de Cu en una dissoluci坦 de AgNO 3 , De manera espont叩nia el Cu soxidar叩 passant a la dissoluci坦 com Cu 2+. Mentres que la Ag + es reduir叩 passant a ser Ag. met叩lica: a) Cu Cu2 + + 2e (oxidaci坦) b) Ag + + 1e Ag (reducci坦).
5. Exemple: Zn + Pb(NO 3 ) 2 Al introduir una lmina de Zn en una dissoluci坦 de Pb(NO 3 ) 2 . La lmina de Zn es recobreix amb una capa de plom: a) Zn Zn 2+ + 2e (oxidaci坦) b) Pb 2+ + 2e Pb (reducci坦).
6. N炭mero doxidaci坦 Es la crrega que tindria un tom si tots els seus enlla巽os fossin i嘆nics. El n尊.oxidaci坦 no te perqu辿 ser la crrega real que te un tom, tot i que a vegades coincideix. Com saber el n炭mero doxidaci坦 : Tots los elements en estat neutre tienen n尊 oxidaci坦= 0. L oxigen= 2. L hidrogen= 1 als hidrurs met叩licos +1 a la resta de compostos metalls alcalins= +1 Metalls alcalino-terris=+2
7. La suma dels n尊 oxid. de una mol辿cula neutra es sempre 0. Si es tracta dun i坦 monoat嘆mic es igual a la seva crrega. Exemple :Calcular el n尊 oxidaci坦 del S en ZnSO 4 Zn=+2 O=2; +2 +(S) + 4 揃 (2) = 0 (S) = +6
8. 7.1. Introducci坦 a les reaccions REDOX Reacci坦 doxidaci坦-reducci坦: Aquella reacci坦 en qu竪 es d坦na una transfer竪ncia delectrons entre dues esp竪cies qu鱈miques. Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Semireacci坦 doxidaci坦 Zn perd electrons: soxida; augmenta el n炭mero doxidaci坦, 辿s lagent reductor Semireacci坦 de reducci坦 Cu 2+ guanya electrons: es redueix; disminueix el n炭mero doxidaci坦, 辿s lagent oxidant Zn Zn 2+ + 2e - Cu 2+ + 2e - Cu Intervenen dos parells redox conjugats Zn 2+ /Zn Cu 2+ /Cu
9. CO + 遜 O 2 CO 2 Com podem saber si estem davant una reacci坦 redox? Mitjan巽ant els estats doxidaci坦 A cada element li assignem un estat doxidaci坦: Una reacci坦 辿s redox si hi ha canvis en els estats doxidaci坦 CO + 遜 O 2 CO 2 0 -2 -2 +2 +4 Avantatges Proporciona un mecanisme per recon辿ixer reaccions redox Ajuda a ajustar reaccions redox
10. Igualaci坦 de reaccions redox (m竪tode del i坦-electr坦) Es basa en la conservaci坦 tant de la massa com de la crrega (els electrons que es perden en la oxidaci坦 s坦n els mateixos que els que es guanyen en la reducci坦). Es tracta descriure les dues semirreaccions que tenen lloc i despr竪s igualar el n尊 de dambdues, de forma que al sumar-les els electrons desapareguin.
11. Exemple: Zn + AgNO 3 Zn(NO 3 ) 2 + Ag A) Escriure les esp竪cies reals, es a dir els compostos i嘆nics dissociats, els cids dissociats..etc. B) Identificar els tomos que canviin el seu n尊 oxidaci坦. Zn(0) Zn(+2); Ag (+1) Ag (0) C) Escriure semirreaccions amb mol辿culas o ions tal i com estan realment en dissoluci坦 (Zn, Ag + , NO 3 , Zn 2+ , Ag) Oxidaci坦 : Zn Zn 2+ + 2e Reducci坦 : Ag + + 1e Ag
12. D)Igualar la massa i la crrega Ajustar el n尊 de electrons de forma que al sumar les dues semirreaccions, aquests desapareguin En aquest exemple hem de multiplicar per 2 Sumar les dues semirreaccions: obtindrem lequaci坦 i嘆nica Oxidaci坦 : Zn Zn 2+ + 2e Reducci坦 : 2Ag + + 2e 2Ag Equaci坦 I嘆nica : Zn + 2Ag + Zn 2+ + 2Ag
13. E) Escriure la reacci坦 qu鱈mica complerta utilitzant els coeficients trobats a lequaci坦 i嘆nica i afegint les mol竪cules o ions que no intervenen directament en la reacci坦 redox en lexemple, el i坦 NO 3 i comprovar que tota la reacci坦 quedi ajustada Zn + 2 AgNO 3 Zn(NO 3 ) 2 + 2 Ag
14. Igualaci坦 redox en medi cid A) Escriure les esp竪cies reals, es a dir els compostos i嘆nics dissociats, els cids dissociats..etc. I veure els toms que canvien de n炭mero doxidaci坦. KMnO 4 + H 2 SO 4 + KI MnSO 4 + I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O KMnO 4 K + + MnO 4 H 2 SO 4 2 H + + SO 4 2 KI K + +I MnSO 4 Mn 2+ + SO 4 2 K 2 SO 4 2K + + SO 4 2 I 2 i H 2 O estan sense disociar .
15. Igualar la massa afegint H + i H 2 O Oxidaci坦 : 2 I I 2 + 2e iodur 辿s el reductor Reducci坦 : MnO 4 + 8 H + + 5e Mn 2+ + 4 H 2 O permanganat 辿s loxidant B)Ajustar el n尊 delectrons de forma que al sumar les dues semirreaccions, aquests desapareguin: Ox. : 5 x (2 I I 2 + 2e ) Red. : 2 x (MnO 4 + 8 H + + 5e Mn 2+ + 4 H 2 O Equaci坦 i嘆nica 10 I +2MnO 4 +16H + +10e 5I 2 +2Mn 2+ +8 H 2 O+ 10 e
16. Escriure la reacci坦n qu鱈mica complerta 2 KMnO 4 +8 H 2 SO 4 +10 KI 2MnSO 4 +5I 2 +6 K 2 SO 4 + 8 H 2 O La 6 mol辿culas de K 2 SO 4 (substncia que no interv辿 a la reacci坦 redox) sobtenen per tanteig.
17. Igualaci坦 redox en medi bsic A) Escriure les esp竪cies reals, es a dir els compostos i嘆nics dissociats, els cids dissociats..etc. I veure els toms que canvien de n炭mero doxidaci坦. . Cr 2 (SO 4 ) 3 + KClO 3 + KOH K 2 CrO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O Cr 2 (SO 4 ) 3 2Cr 3+ + 3 SO 4 2 KClO 3 K + +ClO 3 KOH K + + OH K 2 CrO 4 2 K + + CrO 4 2 KCl K + + Cl K 2 SO 4 2K + + SO 4 2 H 2 O est叩 sin disociar .
18. Igualar la massa afegint OH - i H 2 O Oxidaci坦 : Cr 3+ + 8 OH CrO 4 2 + 4 H 2 O + 3e Cr 3+ 辿s el reductor Reducci坦 : ClO 3 + 3 H 2 O + 6e Cl + 6 OH . ClO 3 辿s loxidant B)Ajustar el n尊 delectrons de forma que al sumar les dues semirreaccions, aquests desapareguin Ox. : 2(Cr 3+ + 8OH CrO 4 2 + 4H 2 O + 3e ) Red. : ClO 3 + 3 H 2 O + 6e Cl + 6 OH Equaci坦 i嘆nica: 2Cr 3+ +16OH +ClO 3 +3H 2 O 2CrO 4 2 +8 H 2 O+Cl +6OH 2 Cr 3+ + 10 OH + ClO 3 2 CrO 4 2 + 5 H 2 O + Cl
19. Escriure la reacci坦n qu鱈mica complerta Cr 2 (SO 4 ) 3 +10KOH +KClO 3 2 K 2 CrO 4 +5H 2 O+KCl+3K 2 SO 4 Les 3 mol竪cules de K 2 SO 4 (substncia que no interve en la reacci坦 redox) sobtenen per tanteig.
20. 7.2 Valoraci坦 redox Es similar a la valoraci坦 cid-base. (`procediment, muntatge..etc) Sha de determinar la concentraci坦 duna substncia a trav辿s dun proc竪s redox i de substncies que canviin de color (pot ser un indicador o un reactiu) Exemple: Es valoren 50 ml de una dissoluci坦 de FeSO 4 acidulada amb H 2 SO 4, amb 30 ml de KMnO 4 0,25 M. Quina ser la concentraci坦 del FeSO 4 si el MnO 4 pasa a Mn 2+ ? Red. : MnO 4 + 8 H + + 5e Mn 2+ + 4 H 2 O Oxid. : Fe 2+ Fe 3+ + 1e SOLUCI = 0,75 M
21. 7.3 Cel.les Galvniques o Piles Sistemes electroqu鱈mics: on tenen lloc reaccions de transfer竪ncia delectrons . Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Zn 2+ Reacci坦 per contacte directe. Aix鱈 no 辿s un dispositiu 炭til per generar corrent el竪ctric. Pila electroqu鱈mica : Dispositiu en el qual es produeix un corrent el竪ctric (flux de - a trav辿s dun circuit) grcies a una reacci坦 espontnia (pila galvnica o voltaica) o en el qual sutilitza corrent el竪ctric per dur a terme una reacci坦 qu鱈mica no espontnia (c竪l lula electrol鱈tica) . Zn Cu 2+ SO 4 2- Cu
24. A lexemple anterior els electrons es transfereixen directament desde el Zn al Cu 2+ . Si es poguessin separar f鱈sicament loxidant del reductor es podria for巽ar el pas dels e- per un fil conductor. Daquesta manera es generaria un corrent el竪ctric a partir duna reacci坦 qu鱈mica. Es el principi en el que es basen les pil.les.
31. Tipus delectrode Metl.lic: quan a la semireacci坦 redox interv辿 un s嘆lid i li坦 metl.lic corresponet lelectrode 辿s el mateix metall. Pex. El Zn i el Cu de la Pila Daniell. Electrodes inerts : quan a la semireacci坦 redox intervenen dos ions en dissoluci坦, fa falta un element conductor que permeti el pas dels electrons per嘆 que NO intervingui a la reacci坦. El C grafit i el plat鱈 s坦n dos exemples delectrodes inerts. Electrode de gasos: quan a la semireacci坦 redox intervenen un gas i un i坦 en dissoluci坦. Lelectrode consisteix en un tub de vidre amb un fil de plat鱈 al seu interior que acaba en forma de placa per augmentar la superf鱈cie de la reacci坦.
33. Electrode de gasos Electrode metl.lic Zn (s) | Zn 2+ (1 M) || 2H + (1 M) | H 2 (g)(1atm) (Pt)
34. En lloc de tabular valors de 尊 de totes les piles, tabulem p otencials del竪ctrode a) Sescull un el竪ctrode de refer竪ncia al qual per conveni se li assigna el valor de potencial zero : El竪ctrode estndard dhidrogen. 2 H + (aq) + 2 e - H 2 (g) 尊 = 0.00 V b)Es construeixen piles de forma que un dels electrodes 辿s dhidrogen i un altre el potencial del qual del qual volem esbrinar, i es mesura la fem de la pila. c) La fem mesurada ser el potencial estndard de laltre el竪ctrode. 7.4 For巽a electromotriu (fem)duna pila. Potencials normals de reducci坦
36. Es tabulen potencials estndard ( 尊) de reducci坦: s竪rie electroqu鱈mica pag 188 A m辿s gran 尊, major tend竪ncia a reduir-se t辿 lesp竪cie oxidada del parell redox (m辿s oxidant 辿s). p.ex.: Zn 2+ + 2e - Zn 尊 = 0.76 V Cu 2+ + 2e - Cu 尊 = +0.34 V El Cu 2+ t辿 m辿s tend竪ncia a reduir-se; m辿s oxidant La fem duna pila es calcula com : 尊 = 尊(ctode) 尊(node) Perqu竪 funcioni la pila (reacci坦 espontnia): 尊 > 0 p.ex.: 0.34 ( 0.76) = 1.10 V [reducci坦] [oxidaci坦]
37. Taula de potencials de reducci坦 1,51 MnO 4 ` + 8 H + + 5 e Mn 2+ + 2 H 2 O MnO 4 / Mn 2+ 1,500 Au 3+ + 3 e Au Au 3+ / Au 1,36 Cl 2 + 2 e 2 Cl Cl 2 / Cl 1,07 Br 2 + 2 e 2 Br Br 2 / Br 0,80 Ag + + 1 e Ag Ag + / Ag 0,79 Hg 2+ + 2 e 2 Hg Hg 2+ / Hg 0,53 MnO 4 ` + 2 H 2 O + 3 e MnO 2 + 4 OH MnO 4 /MnO 2 0,53 I 2 + 2 e 2 I I 2 / I 0,34 Cu 2+ + 2 e Cu Cu 2+ / Cu 0,00 2 H + + 2 e H 2 H + / H 2 0,13 Pb 2+ + 2 e Pb Pb 2+ / Pb 0,14 Sn 2+ + 2 e Sn Sn 2+ / Sn 0,25 Ni 2+ + 2 e Ni Ni 2+ / Ni 0,40 Cd 2+ + 2 e Cd Cd 2+ / Cd 0,41 Fe 2+ + 2 e Fe Fe 2+ / Fe 0,74 Cr 3+ + 3 e Cr Cr 3+ / Cr 0,76 Zn 2+ + 2 e Zn Zn 2+ / Zn 1,18 Mn 2+ + 2 e Mn Mn 2+ / Mn 1,66 Al 3+ + 3 e Al Al 3+ / Al 2,37 Mg 2+ + 2 e Mg Mg 2+ / Mg 2,71 Na + + 1 e Na Na + / Na 2,87 Ca 2+ + 2 e Ca Ca 2+ /Ca 2,92 K + + 1 e K K + / K 3,04 Li + 1 e Li Li + / Li E属 ( V ) Semirreacci坦n Sistema
38. 7. 5 Electr坦lisis s el proc竪s pel qual sutilitza lenergia el辿ctrica per provocar una reacci坦 qu鱈mica NO espontnia. Electr嘆lisis de Clorur de sodi
39. Electr嘆lisis de laigua Laigua pura NO 辿s conductora, per嘆 si se lafegeix un cid i corrent el竪ctrica, es genera a: node: oxigen (oxidaci坦) Ctode: hidrogen (reducci坦)
42. 1捉 llei de Faraday: La quantitat delement que es diposita o sallibera en un electrode 辿s directament proporcional a la quantitat de corrent que circula. Pex. Si circula 1 mol electrons 1 mol e- . 6,023.10 23 / mol e- . 1,6.10 -19 C / 1 e- = 96488 C 96.500 C La crrega d1 mol e- = 96500 C= 1 F (Faraday) constant de Faraday. Veure exemple apunts profe 2捉 llei de Faraday : La massa que soxida o redueix per una crrega donada depen del n尊 delectrons de la semireacci坦 considerada Veure exemple 5 i 7 del llibre 7.6 Lleis de Faraday
43. 7.7 Espontane誰tat de les reaccions redox El corrent el竪ctric flueix a causa duna difer竪ncia de potencial entre els dos el竪ctrodes, anomenada for巽a electromotriu ( fem, ). Unitats: volts (V) G = W elec = q For巽a impulsora G G = n F (-) (+) q = n F ; F = 96485 C mol -1
44. G = n F Reacci坦 espontnia: G < 0 ワ常 Reacci坦 no espontnia: G > 0 ワ種 (la reacci坦 espontnia ser linversa) Equilibri: G = 0 ワ緒 (no es produeix energia el竪ctrica;la pila sha esgotat) En condicions estndard: G尊 = n F 尊 (Concentracions dels ions = 1 M) 尊 辿s una propietat intensiva : no depen de la quantitat de mat竪ria, NO sha de multiplicar pels coeficients estequiom竪trics de la reacci坦. Michael Faraday (1791-1867)
45. No - <1 + Equilibri 0 1 0 S鱈 + >1 - Espontnia? E 尊 K G尊
![Es tabulen potencials estndard ( 尊) de reducci坦: s竪rie electroqu鱈mica pag 188 A m辿s gran 尊, major tend竪ncia a reduir-se t辿 lesp竪cie oxidada del parell redox (m辿s oxidant 辿s). p.ex.: Zn 2+ + 2e - Zn 尊 = 0.76 V Cu 2+ + 2e - Cu 尊 = +0.34 V El Cu 2+ t辿 m辿s tend竪ncia a reduir-se; m辿s oxidant La fem duna pila es calcula com : 尊 = 尊(ctode) 尊(node) Perqu竪 funcioni la pila (reacci坦 espontnia): 尊 > 0 p.ex.: 0.34 ( 0.76) = 1.10 V [reducci坦] [oxidaci坦]](https://image.slidesharecdn.com/tema7redox-090306041836-phpapp02/85/Tema-7-Redox-2-batx-36-320.jpg)
