Rafael Borneo. PhD. Profesor Asociado. Cátedra Química Aplicada. Universidad Nacional de Córdoba
8/6/09
AGENTE OXIDANTE Y REDUCTOR. CONCEPTOS
Es la especie química que un proceso redox acepta electrones y, por tanto, se
reduce en dicho proceso. Por ejemplo, cuando se hacen reaccionar cloro
elemental con calcio:
Ca0 + Cl2 (0)-----> CaCl2
El cloro es el agente oxidante puesto que, gana electrones y su carga o número de
oxidación pasa de 0 a 1–. Esto se puede escribir como:
2e-+Cl2 (0) ---> 2Cl1-
En resumen:
Agente oxidante: Gana electrones y Disminuye su número de oxidación
AGENTE REDUCTOR
Es la especie química que un proceso redox pierde electrones y, por tanto, se
oxida en dicho proceso (aumenta su número de oxidación). Por ejemplo, cuando
se hacen reaccionar cloro elemental con calcio:
Ca(0) + Cl2(0) -->CaCl2
El calcio es el agente reductor puesto que pierde electrones y su carga o número
de oxidación pasa de 0 a 2+. Esto se puede escribir como:
Ca0 -->Ca2+ + 2e-
En resumen:
Agente reductor = Pierde electrones y Aumenta su número de oxidacion
CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
La oxidación ocurre cuando una especie química pierde electrones y al mismo tiempo, aumenta su número de oxidación. Por ejemplo, el Sodio metálico (con número de oxidación cero), se puede convertir en el ion sodio (con carga de 1+) por la pérdida de dos electrones, según el esquema simbólico siguiente:
Na(0) ---> Na (1+) + 1e-
En resumen:
Oxidación = Pérdida de electrones = Aumento del número de oxidación
REDUCCIÓN
La reducción ocurre cuando una especie química gana electrones y simultaneameante disminuye su número de oxidación. Por ejemplo, el cloro atómico (con
número de oxidación cero) se convierte en el ion cloruro (con número de oxidación
y carga de 1–) por ganancia de un electrón, según el esquema simbólico siguiente:
1e- + Cl (0) ----> Cl (1-)
En resumen:
Reducción = Ganancia de electrones = Disminución del número de oxidación
Para más facilidad se puede construir una escala numérica del número de
oxidación y seguir el cambio electrónico del proceso redox por el aumento o
disminución del número de oxidación:
oxidación
<----- reducción (disminución no oxidación)<-----
-3 –2 –1 0 +1 +2 +3 +4
----->à oxidación à (aumento no oxidación)------->
1/6/09
NO3 se disocia en H+ NO3-
I2 + HNO3 -------> HIO3 + NO + H2O (Molecular)
Se pasa a forma iónica;
2.- Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor.
3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O :
I2 ----------> 2IO3-
4.- Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos:
3 I2 + 18 H2O ------->6 IO3- + 36H+ + 30 e-
I2 + 6H2O ---------> 2IO3- + 12H+ + 10 e- (oxidación)
NO3- + 4H+ + 3e- ------> NO + 2H2O (reducción)
8.- Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e-, H+, OH- o H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada.
10 NO3- + 40 H+ + 30 e- -------> 10 NO + 20 H2O
SUMANDO:
3I2 + 10NO3- + 4H+ --------> 6IO3- + 10NO + 2H2O
-Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema.
-Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estos coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación:
3I2 + 10HNO3 -------> 6HIO3 + 10NO + 2H2O
NO3- + 4H+ ---------> NO + 2H2O 5.- Igualar los átomos de hidrógenos H+(iones hidrógenos) donde falta hidrógeno. I2 + 6H2O -----> 2I 3- + 12H+ NO3- ---------> NO + 2 H2O
I2 ------------> IO3-
Electroquimica. Redox. Resumen.
tanto reacciones redox.
2. En una celda galvánica, la electricidad se produce por una reacción química espontánea.
La oxidación en el ánodo y la reducción en el cátodo se producen en forma
separada, y los electrones fluyen a través de un circuito externo.
3. Las dos partes de una celda galvánica son las semiceldas, y las reacciones en los
electrodos son las reacciones de semicelda. Un puente salino permite el flujo de iones
entre las dos partes de la celda.
4. La fuerza electromotriz (fem) de una celda es la diferencia de potencial que existe
entre los dos electrodos. En el circuito externo de una celda galvánica los electrones
fluyen del ánodo hacia el cátodo. En la disolución, los aniones se mueven hacia el
ánodo y los cationes hacia el cátodo.
5. La cantidad de electricidad trasportada por 1 mol de electrones es 1 faraday, que es
igual a 96500 coulombios.
6. Los potenciales estándar de reducción muestran la afinidad relativa de las reacciones
de semicelda de reducción, y pueden ser utilizados para predecir los productos,
dirección y espontaneidad de las reacciones redox entre varias sustancias.
7. La disminución en la energía libre del sistema en una reacción espontánea es igual al
trabajo eléctrico hecho por el sistema sobre su entorno, o ∆Gº =-nEºF
8. La constante de equilibrio para una reacción redox puede encontrarse a partir de la
fuerza electromotriz de una celda.
9. La ecuación de Nernst da una relación entre la fem de la celda y la concentración de
los reactivos y productos en condiciones distintas a las del estado estándar.
10. Las baterías, que constan de una o más celdas electroquímicas, se usan ampliamente
como fuentes de energía autosuficientes. Algunas de las baterías mejor conocidas son
las baterías de pilas secas, como la celda de Leclanché, la batería de mercurio, la
batería de níquel-cadmio y el acumulador de plomo que se usa en los automóviles.
11. La corrosión de los metales, cuyo ejemplo más común es la oxidación del hierro, es un
fenómeno electroquímico.
12. La corriente eléctrica de una fuente externa se usa para provocar una reacción química
no espontánea en una celda electrolítica. La cantidad de producto formado o de
reactivo consumido depende de la cantidad de electricidad trasferida en el electrodo.
Tomado de http://www.uclm.es/profesorado/afantinolo/Docencia/Inorganica/Tema2/ResumenT2IQ.pdf
Equilibrio. Problemas
Dada la siguiente reacción:
PCl5 (g) <----> PCl3 (g) + Cl2 (g) Kc = 0,0224 a 500K
a) Calcular cuantos moles de reactivo hay que agregar a un recipiente de 5 L para que la concentración de PCl5 en equilibrio sea de 0,4 mol/L.
b) Si Kc = 33.3 a 760K, indicar si la reaccione s endotérmico o exotérmica y a cual de dichas temperaturas es más estable el PCl5 (g)
SOLUCION AL PROBLEMA
Parte a)
Reaccion: PCl5 (g) <----> PCl3 (g) + Cl2 (g)
x.x/0,4 = 0,0224 (500K), despejando x; x = 0.0995M (mol/L)
i-x = o,4 si x es igual a 0.0995 entonces i = 0,4-0,0995 = 0,495 moles/L
Como el envases es de 5 Litros entonces:
1 L ........0,495 moles
5 L ........ X
x= 2,475 moles (solucion a la parte a del problema)
Parte b)
El PCl5 sera mas estable a la temperatura en la que el equilibrio este desplazado hacia los productos (izquierda). Observando las dos Kc:
Kc (500) = 0,0224
Kc (760) = 33,3
Vemos que a 500 la Kc es menor. Como Kc es un cociente (productos)/(reactivos) entonce a 500K el equilibro esta desplazado hacia la izquierda (que es precisamente donde se encuentra el PCl5).
Solucion a la parte b: El PCl5 es mas estable a la temperatura de 500K (menor)
OJO como la Kc aumenta con el aumento de temperatura entonces la reaccion es endotermica. Por que?
Si Kc aumenta (de 0.0224 a 33.3) entonces quiere decir que el eq. se ha desplazado a la derecha, esto es, mas productos (numerador) menos reactivos (denominador). Entonces, si se aumenta la temperatura y el equilibrio se ha desplazado a la derecha, el calor actua como un reactivos mas:
PCl5 (g) + calor <----> PCl3 (g) + Cl2 (g)
Este tipo de reaccion es endotermica
PROBLEMA
Un estudiante, trabajando en equilibrio
I2(g) <----> 2I (g)
A alta temperatura pone 0,10 moles de I2(g) en un recipiente de 1L, observa que la presión total de equilibrio es un 40% mas alta que la inicial. Cual es el valor de Kc para esta reacción?
SOLUCION AL PROBLEMA:
I2(g) <----> 2I (g) ecuación en el equilibrio
0,1 <----> 0,00 inicialmente
-x <----> +2x cambio para llegar al equilibrio
(el signo – significa se consume, el + se forma)
0,1- x <---->2x..............en el equilibrio
Recuerden que la presión de un sistema gaseoso depende del número de moles que hay en el sistema (PV =nRT), entonces si un sistema aumenta su presión un 40% es de suponer que el numero de moles ha subido en un 40% mas (si no ha cambiado el volumen, ni la temperatura).
Por tanto en este problema en el equilibrio habrá 40% mas de número de moles que al inicio, esto es;
n moles en equilibrio = 1,4 x n moles iniciales (1,4 significa matemáticamente 40% más)
n mol eq. = 1,4 x 0,1 moles = 0,14 moles
Entonces:
En el equilibrio:
(0,1 – x) + 2x = 0,14 por lo que x = 0,04 (despejando x)
La Ecuación de Kc es:
Kc = [I]2/[I2] = (2x)2/(0,1-x) = [2(0,04)]2/(0,1-0,04) = 0,11
PROBLEMA
Un recipiente a 700K contiene H2(g) e I2(g) en concent. iniciales de 0,1110 y 0,0995 M respectivamente. Si al cabo de un tiempo, cuando la reaccion ha llegado al equilibrio, la concentracion de H2(g) es 0,0288 M. Cual sera el valor de Kc?
H2(g) + I2(g) <-----> 2HI (g)
SOLUCION
H2(g) + I2(g) <-----> 2HI (g)
pero en el equilibrio la concentracion de H2(g) es 0,0288, entonces:
0,111-x = 0,0228 -----> x = 0.111-0,0228 = 0,0822M
Sustituyendo x en la ecuacion de la contante de equilibrio para esta reaccion
Kc = (2.0,0822)(2.0,0822)/(0,0288)(0,0885-0,0822) = 54,19
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