Resum Redox PDF

Preview

Summary

RESUM – Reaccions REDOX▪ 1. CONCEPTEUna substància S’OXIDA quan PERD ELECTRONS (↑ nombre d’oxidació) Una substància ES REDUEIX quan GUANYA ELECTRONS (↓ nombre d’oxidació)L ’OXIDANT és aquella substància capaç d’oxidar a una altra, per tant ella és redueix. El REDUCTOR és aquella substància capaç de ...

Description

RESUM – Reaccions REDOX ▪ 1. CONCEPTE Una substància S’OXIDA quan PERD ELECTRONS (↑ nombre d’oxidació) Una substància ES REDUEIX quan GUANYA ELECTRONS (↓ nombre d’oxidació) L’OXIDANT és aquella substància capaç d’oxidar a una altra, per tant ella és redueix. El REDUCTOR és aquella substància capaç de reduir a una altre, per tant ella s’oxida. Exemple: Semireacció d’oxidació: Semireacció de reducció: Reacció global:

Zn (reductor) → Zn (forma oxidada) + 2e(Ag (oxidant) + 1e- → Ag (forma reduïda)) x 2 2+

+

Zn + 2Ag + 2e- → Zn + 2Ag + 2e+

2+

▪ 2. ESPONTANEÏTAT DE LES REACCIONS REDOX Per saber si una reacció REDOX és espontània, hem de calcular el potencial de la pila E o, de manera que si aquest és positiu, serà espontània, mentre que si aquest és negatiu, no ho serà. Reacció espontània: ΔG < 0; E 0 > 0 Reacció no espontània: ΔG > 0; E 0 < 0

ΔG = variació d’energia lliure E0 = potencial de la pila n = nombre d’electrons transferits en la reacció F = constant de Faraday = càrrega d’un mol d’electrons = 96.500 coulombs

ΔG = - nFE0

Com es calcula el potencial o força electromotriu (fem) de la pila (E 0 > 0)? E0pila = E0càtode - E0ànode

unitats: V (volts)

La REDUCCIÓ té lloc en el CÀTODE i l'OXIDACIÓ té lloc en l'ÀNODE. Per tant, en la fórmula posarem el potencial de reducció de l'espècie que es redueix menys el potencial de reducció de l'espècie que s'oxida. IMPORTANT: això s'aplica quan et donen una reacció química i et demanen si serà espontània o no, de manera que ja ve determinat quina espècie química es redueix i quina s'oxida (no s'ha de decidir res, ve donat per la pregunta).

-1-

Exemple: a) Es pot guardar una dissolucio de nitrat de coure (II) en un recipient d'alumini metal・lic? Raona la resposta. Dades: E0 (Cu2+/Cu) = 0,34 V; E0 (Al3+/Al) = –1,67 V Indirectament l'exercici pregunta si la reacció entre Al(s) i Cu 2+ és espontània o no. Si no és espontània l'alumini (Al(s)) serà un bon recipient pel nitrat de coure (II), si no, no ho serà. 1r - Escrivim les semireaccions i les ajustem per tal que el nombre d'electrons intercanviats sigui el mateix: Semireacció d’oxidació (ÀNODE): Semireacció de reducció (CÀTODE):

Al → Al3+ + 3e- ) x 2 (Cu 2+ + 2e- → Cu ) x 3 2Al + 3Cu2+ + 6e- → 2Al3+ + 3Cu + 6e-

Reacció global:

2n – Calculem el potencial de la pila (si és positiu és espontània; si és negatiu és no espontània): E0pila = E0càtode - E0ànode = E0(Cu2+/Cu) - E0 (Al3+/Al) E0pila = 0,34-(-1,67) = 2,01 V > 0 → ESPONTÀNIA Conclusió: En aquest cas, la reacció és espontània, per tant l'alumini metàl·lic no serà un bon recipient per qualsevol compost de Cu2+. Caldria buscar un metall que tingués un potencial de reducció negatiu i més gran que 1,67, així el potencial sortiria negatiu, i per tant la reacció seria no espontània.

▪ 3. TIPUS DE PILES 3.1. Piles galvàniques o electroquímiques Dispositius que generen electricitat a partir d'una reacció redox ESPONTÀNIA. La més senzilla és la PILA DANIELL tenim dues dissolucions, una de sulfat de zinc i l'altra de sulfat de coure (II), cadascuna en un recipient. Dins de cada dissolució hi ha un elèctrode, que és una barra de zinc metàl·lic en la dissolució de sulfat de zinc i de coure metàl·lic en la dissolció de sulfat de coure (II). Aquests elèctrodes estan units per un fil conductor per on circulen els electrons que es transfereixen i, opcionalment, un voltímetre (per determinar el potencial o voltatge de la pila). Es posa també un pont salí (tub on dins hi ha una dissolució d'una sal inert amb les altres dissolucions, per exemple de KCl), que té la funció de mantindre la neutralitat de càrregues i així permetre la circulació dels electrons. El catió de la sal del pont salí va on hi ha dèficit de càrregues positives (càtode) i l'anió va on hi ha acumulació de càrregues positives (ànode). En l'ànode (elèctrode negatiu) té lloc l'oxidació. En el càtode (elèctrode positiu) té lloc la reducció. Com els electrons es formen en la semireacció d'oxidació i es consumeixen en la semireacció de reducció, circulen sempre de l'ànode al càtode. En altres piles electroquímiques, les dissolucions i elèctrodes canvien, però el concepte és el mateix. -2-

En aquest cas, segons les espècies químiques que tenim, es podrien donar dues situacions: · Zn s'oxida a Zn2+ i Cu2+ es redueix a Cu. · Zn2+ es redueix a Zn i Cu s'oxida a Cu2+. · Com sabem quina és la situació que realment té lloc en la pila electroquímica? Aquella que dóna lloc a reaccions espontànies, és a dir, aquella que té un E0 positiu. Per tant, l'espècie que té major potencial de reducció es redueix, i la que té menor potencial de reducció s'oxida. Per decidir-ho, mirem els potencials de reducció: E0(Cu2+/Cu) = 0,34 V i E0(Zn2+/Zn) = -0,76V En aquest cas, la reacció espontània seria la primera de les opcions plantejades (Zn s'oxida a Zn 2+ en l'ànode i Cu2+ es redueix a Cu en el càtode), ja que porta a un E0 positiu. E0pila = E0càtode - E0ànode = 0,34 - (-0,76) = 1,1 V > 0 (espontània)

· Com es representa una pila electroquímica? Hi ha diverses formes: Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu Zn (s) / Zn2+ (aq) // Cu2+ (aq)/ Cu (s) Zn / Zn2+ (1M) // Cu2+ (1M) / Cu Zn / Zn(SO4) // Cu(SO4) / Cu

Exemple: Es construeix una pila amb elèctrodes de Ag +/Ag i Ni2+/Ni units mitjançant un pont salí de NH 4Cl. Indica: a) Les reaccions parcials en els elèctrodes. b) La polaritat dels elèctrodes i el sentit en què es desplacen els electrons. c) Quin serà l’ànode i quin serà el càtode. d) La missió del pont salí. e) La reacció global de la pila, així com el seu potencial (o força electromotriu). -3-

Com el potencial estàndard de reducció de Ag +/Ag és 0,80 V, major que el de Ni 2+/Ni, -0,25 V, l’espècie Ag+ experimenta reducció. Per tant, les semireaccions són: • Ànode (pol negatiu), oxidació: Ni → Ni2+ + 2e• Càtode (pol positiu), reducció: Ag+ + 1e- → Ag

E0 = -0,25V E0 = 0,80 V

Ni + 2Ag+→ Ni2+ + 2Ag

La reacció global és:

El potencial estàndard de la pila és: E0pila = E0càtode - E0ànode = 0,80 - (-0,25) = 1,05 V En l’ànode, com a resultat de l’oxidació del níquel, s’alliberen cations níquel (II) a la dissolució. L’excés de càrrega positiva que això suposa és compensat pels anions del pont salí (Cl -). Els electrons alliberats en l’oxidació avancen pel circuit cap a l’altre elèctrode, el càtode, on els cations accepten aquests electrons per reduir-se a plata metàl·lica. El defecte de càrrega positiva en la dissolució d’aquest costat de la pila és compensat pels cations del pont salí (NH 4+). Aquest serveix, a més a més, per tancar el circuit elèctric.

3.2. Piles electrolítiques (electròlisi) Dispositius que produeixen una reacció química que NO és ESPONTÀNIA a partir d'energia elèctrica. En una cubeta o cel·la es posa una sal fosa i s'introdueixen dos elèctrodes (inerts amb la sal). Aquests elèctrodes es connecten a una pila (que subministra energia perquè tingui lloc la reacció) mitjançant fil conductor.

Ànode +

Càtode -

En aquest cas, el catió (en l'exemple del dibuix, el Na+) va al CÀTODE, que té polaritat negativa, i on té lloc la REDUCCIÓ: Na+ + 1e- → Na ; E01 = -2,71V L'anió (Cl- en l'exemple) va a l'ÀNODE, que té polaritat positiva, i on té lloc l'OXIDACIÓ:

NaCl (fos)

2Cl- → Cl2 + 2e- ; E02 = 1,36V (signe de reducció)

El procés complet (ajustat el nombre d’electrons en les dos semireaccions) serà: 2Cl- + 2Na+ → Cl2 + 2Na E0 = E0càtode - E0ànode = -2,71 -1,36 = -4,07 V

-4-

En l'electròlisi no hi ha dubte sobre quin s'oxida i quin es redueix, ja que un dels dos només pot reduir-se (el Na+) i l'altre només pot oxidarse (el Cl-). A més a més, el càlcul del potencial de la pila serà sempre negatiu (reacció no espontània).

Exemple: Es duu a terme l’electròlisi del clorur de magnesi fos. Escriu les reaccions que tenen lloc i dibuixa un esquema complet de la cubeta electrolítica. Les reaccions que es donen en la cel·la electrolítica són: • En el càtode (elèctrode negatiu) té lloc la reducció: • En el ànode (elèctrode positiu) té lloc l’oxidació:

Mg 2+ + 2e- → Mg. 2Cl- → Cl2 + 2e-

Càtode -

Ànode +

Mg(s) Mg 2+ MgCl 2 (fos)

Aspectes quantitatius de l'electròlisi En una electròlisi és important poder calcular la quantitat de massa que es diposita d'un metall o el volum de gas que es desprèn en un elèctrode. Abans de posar un exemple, definirem diferents magnituds i les seves unitats. ▪ Càrrega elèctrica que circula per la cèl·la electrolítica:

Q = I·t (unitats: C, Coulombs)

on I = intensitat de corrent expressada en Amperes (A), que equival a Coulombs/segon (C/s) ▪ Constant de Faraday (F): càrrega elèctrica que d'un mol d'electrons → 1 F = 96.500 C/mol

Exemple: L'alumini metàl·lic sóbté a la indústria per electròliside triòxid d'alumini fos (Al 2O3(l)). Els elèctrodes són de carboni. a) Dibuixa un esquema de la cèlula electrolítica utilitzada per a l'obtenció de l'alumini metàl·lic a partir de l'electròlisi de l'Al 2O3 fos. Indica el signe de l'anode i del càtode, i el sentit del moviment dels electrons. b) Si per la cèl·la electrolítica circula un corrent de 175 A durant 6 hores, calcula la massa d'alumini metàl·lic produïda desprès de l'electròlisi. Dada: 1F = 96.500 C/mol -5-

a) L'oxidació es dóna en l'ànode, que en l'electròlisi és el pol positiu (és positiu perquè atreu l'anió que després és oxidat): 2 O2-(l) →O2(g) + 4e-. La reducció es dóna en el càtode, que el l'electròlisi és el pol negatiu (és negatiu perquè atreu el catió que després és reduït): Al3+(l) + 3e- → Al(l). Els electrons van de l'ànode al càtode.

b) Primer calculem la càrrega elèctrica que circula durant les 6 hores, tenint en compte que el temps l'hem de passar a segons. 6 hores = 21.600 s Q = I · t = 175 A · 21.600 s = 3,78 · 106 C Posteriorment, amb factors de conversió i utilitzant la constant de Faraday (F), calculem la massa d'alumini produïda. Cal tindre en compte el nombre d'electrons implicats en la semireacció d'oxidació o reducció implicada. 3,78 · 106 C .

1 mol e96.500 C

. 1 mol Al3 mol e

. 26,98 g 1 mol Al

= 352 g de Al

A mode de resum, les diferències entre una pila o cel·la electroquímica i una cel·la electrolítica són: pila o cel·la electroquímica Produeix energia elèctrica a partir d’una reacció química.

cel·la electrolítica Produeix una reacció química a partir d’energia elèctrica.

La reacció química és espontània.

La reacció química no és espontània.

L’ànode és el pol negatiu, i el càtode, el L’ànode és el pol positiu, i el càtode, el negatiu. positiu. En els dos dispositius l’oxidació té lloc en l’ànode, i la reducció, en el càtode.

-6-...