Química Tema 5 Reaccions Redox PDF

Preview

Summary

REACCIONS REDOXoxidació-reduccióExisteix un gran nombre de reaccions químiques que es caracteritzen per que hi ha una transferència d’electrons entre diferents àtoms. Aquest tipus de reaccions s’anomenen reaccions d’oxidació reducció (redox).L’element que s’oxida és el que perd electrons, i el que e...

Description

QUÍMICA

REACCIONS REDOX oxidació-reducció Existeix un gran nombre de reaccions químiques que es caracteritzen per que hi ha una transferència d’electrons entre diferents àtoms. Aquest tipus de reaccions s’anomenen reaccions d’oxidació reducció (redox). L’element que s’oxida és el que perd electrons, i el que es redueix és el que guanya electrons. Llavors, si ho mirem d’una altra presepectiva, l’oxidant és l’espècie química capaç d’oxidar a una altra espècie (per tant guanya electrons i es reduex), i el reductor és l’espècie capaç de reduir una altra espècia (perd electrons i s’oxida).

El terme oxidació té un origen tradicional donat que la reacció té molts elements amb oxigen és una reacció d’oxidació. No obstant hi ha molts altres reactius que poden donar lloc a reaccions redox. Per tal de saber fàcilment si un àtom guanya o perd electrons fem servir un formalisme anomenat estat d’oxidació o nombre d’oxidació (electrons que té un àtom per excés o per defecte). Hi ha algunes normes per calcular d’una manera ràpida l’estat d’oxidació: 1. L’estat d’oxidació d’un àtom de qualsevol element en la seva forma elemental és 0 perquè manté els seus electrons o bé els comparteix amb els àtoms d’igual electrongativitat. 2. Els ions monomatòmis tenen un estat d’oxidació igual a la seva càrrega, perquè s’indiquen els electrons guanyats o perduts. 3. La suma dels estats d’oxidació de tots els àtoms d’una molècula ha de ser igual a la seva càrrega global. Així, per un compost o molècula neutre la suma de tots és 0. Per un ió poliatòmic, la suma dels ha de ser igual a la càrrega de l’ió. Com a conseqüència d’aquestes normes: • Els elements alcalins i alalinoterris tenen un estat d’oxidació +1 i +2 respectivament, en tots els seus compostos. • El fluor (element més electronegatiu) té, en tots els seus compostos EO= -1. • L’oxigen té EO = -2 excepte: OF2 EO = +2, peròxids EO = -1. • L’hidrogen té EO = +1 excepte quan es combina amb elements menys electronegatius que ell, amb metalls formant hidrurs EO = -1. Per saber fàcilment si un àtom guanya o perd electrons mirem el canvi de l’estat d’oxidació als productes i reactius. Si hi ha un augment es que s’oxida, si hi ha una disminució es redueix.

1

QUÍMICA Dintre una reacció redox es pot observar que es donen simultàniament la reducció i l’oxidació. És possible, doncs, dividr la reacció redox en dues semirreaccions, una de reducció i l’altra d’oxidació. En general, les reaccions redox són difícils d’igualar perquè contenen dos o més reaccions simples. Per això, requereixen mètodes d’igualació específics. Un cop identificada una reacció redox cal emprar els següents mètodes: - Canvi de nombre d’oxidació És un mètode adequat per les reaccions redox senzilles. Per les reaccions complicades, moltes substàncies o molts elements diferents, són millors els mètodes posteriors. 1. Establir quins elements s’oxiden i quins es redueixen i igualar les semirreaccions. 2. Igualació de càrregues. 3. Nombre d’electrons intercanviats sigui el mateix. 4. Igualar la resta d’elements per tempteig.

- Mètode ió-electró És un mètode adequat per les reaccions redox complexes. És similar al mètode anterior, però el millora al considerar ions en lloc d’elements sols. 1. Establir quins elements s’oxiden i quins es redueixen. 2. Establir ambdues semirreacions considerant els ions que formen els elements concrets que canvien de nombre d’oxidació. Cal considerar que els òxids no es separen en ions i les substàncies no iòniques es consideren senceres. 3. S’han d’igualar primer els àtoms de cada semireacció. 4. S’han d’igualar les càrregues dels ions o compostos afegint electrons (càrregues negatives). 5. Cal repetir cada semirreacció les vegades que calguin per igualar els electrons totals i al final e sumen totes. 6. Finalment, s’igualen per tempteig els ions. En el pas 3 del mètode s’estableixen les diferències en funció del medi. Si el medi és àcid podem igualar els H i els O afegint protons. Pels H només cal afegir protons on hi faltin i pels O cal utilitzar la reacció on dos protons i un O formen una molècula d’aigua. On hi faltin O s’hi posen tantes aigues com O facin falta i en el sentit contrari s’hi posen el doble de protons. Si el medi és bàsic hem d’igualar els H i els O afegint OH. On hi faltin O cal posar-hi el doble de OH i en el sentit contrari el mateix nombre d’aigues. On hi faltin H cal posar’hi el mateix nombre de’aigues i el sentit contrari el mateix nombre de OH.

2

QUÍMICA

Electroquímcia Podem aprofitar la transferència d’electrons que es dona a una reacció redox per tal de construir dispositius electroquímics. • Les piles electroquímiques són dispositius que permeten convertir energia química en energia elèctrica o a l’inrevés. • Les piles galvàniques utilitzen l’energia química per convertir-la en energia elèctrica. • Les piles electrolítiques utilitzen l’energia elèctrica per dur a terme reaccions químiques. PILES GALVÀNIQES El càtode (+) és l’electrode on hi ha lloc les reduccions i en l’ànode (-) és el que tenen lloc les oxidacions.

Els electrodes actius són el material que participa en la reacció redox. Els electrodes inerts són el material de l’elèctrode que no participa a la reacció redox. Els elèctrodes d’hidrogen es fan a partir d’un elèctrode inert de platí i un parell redox d’hidrogen.

POTENCIAL DE LA PILA Les reaccions redox són de gran importància perquè ens permeten construir piles. L’energia disponible d’una pil depèn del poder impulsor i d’atracció dels seus elèctrodes. Podem definir el potencial de la pila de les següents maneres: • Capacitat d’impulsió i d’atracció electrònica d’una pila • Diferència de potencial elèctric entre les dues semicel·les • Força impulsora de la reacció química 3

QUÍMICA El potencial de pila pot rebre altres noms: Potencial = Força electromotriu = Diferència de Voltatge. Es mesura en Volts, que és el potencial entre dos elèctrodes tal que fa que s’aliberi un Joule d’energia quan circula un Coulomb entre ells. Aquest potencial és positiu per definició i varia en funció de temperatura, el tipus de reacció química i la concentració de reactius. El potencial de cel·la és una mesura d’espontaneïtat de la reacció redox que té lloc en la pila, però, al mateix temps, la variació d’energia lliure és també una mesura de l’espontaneïtat d’una reacció química.

El potencial estàndard d’una pila és el potencial mesurt quan la concentació molar de cadascun dels ions que intervenen a la reacció és 1M i totes le ssubstànces es troben a 1atm de pressió. Si una reacció té lloc espontàniament d’esquerra a dreta llavors el Ep serà positiu, en canvi, de Dreta a esquerra serà negatiu. D’aquesta manera es pot afirmar que com més positiu sigui Ep, més gran serà la tendència de la reacció a tenir lloc d’esquerra a dreta. El potencial estàndard de l’elèctrode és el potencial mesurat a l’elèctrode a concentració 1M de cadascun dels ions que intervenen en la semicel·la i a un 1atm. Es troben tabulats els Ep de diferent parells redox front un elèctrode de referència. El potencial estàndard de la pila es calcula com la diferència entre els potencials estàndard de reduccio del càtode i de l’ànode.

Com més gran és el potencial estàndard de reducció d’un parell redox, major és la seva tendència per la reducció i major poder oxidant.

Com més petit és el potencial estàndard de reducció d’un parell redox, menor és la seva tendència per la reducció i major poder oxidant. Quan els potencials de reducció que necessitem no estàn tabulats, els podem calcular a partir d’altres valors tabulats.

4

QUÍMICA Si ho relacionem amb la constant d’equilibri termodinàmicament:

Amb l’equació de Nernst també podem Establir que es pot generar corrent elèctric mitjançant diferències de concentració, obtenint una pila de concentració.

Els canvis de pH tenen un efecte significatiu en el valor del potencial de reducció de qualsevol parell redox que contingui protons i hidroxils.

5

QUÍMICA L’existència de reaccions de precipitació sobre els elèctrodes de les piles fa variar els potencials de reducció de la pila.

L’eixstència de reaccions de complexació sobre els elèctrodes de les piles fa variar els potencials de reducció de la pila.

ELECTRÒLISI Si connectem una font de potència als elèctrodes amb la polaritat invertida, podem aconseguir que la reacció s’inverteixi. Això succeirà si la font externa proporciona una diferència de potencial superior a la força electromotriu de la reacció redox. La llei de Faraday estableix que el nombre d’equivalents de producte format en una cel·la electrolítica és igual al nombre de Mols d’electrons subministrats pel corrent.

6...