Transcript Oxidazio-Erredukzio erreakzioak

Oxidazio-Erredukzio
erreakzioak
KIMIKA
OXIDAZIO-ERREDUKZIO ERREAKZIOAK
Edukiak
• Oinarrizko kontzeptuak:
– Oxidazio egoera; oxidazioa eta erredukzioa; erdiereakzioa;
erredox doiketa; erredox balorazioa.
• Elektrokimika.
• Serie elektrokimikoa: erdierreakzioak eta elektrodo
potentzialak.
• Aplikazioak.
• Erreakzio espontaneoak: pilak.
• Inadr elektroeragilea(i.e.e.) eta energia askea.
• Kontzentrazioaren eragina boltajean : Nernst-en
ekuazioa.
Kimika
3.BLOKEA
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak
2
Oinarrizko
kontzeptuak
KIMIKA
OXIDAZIO-ERREDUKZIO ERREAKZIOAK
Oxidazio egoera
• Atomoaren oxidazio egoera(edo oxidazio zenbakia)
molekula batean.
– Molekulan atomokoak duen izaera elektronikoa adierazten duen
• Oxidazio egoera(o.e) esleitzeko oinarrizko arauak :
1. Atomo indibidualaren o.e. 0 da.ente con otros elementos es 0
2. Molekula neutroaren atomo guztien o.e.-en batura 0 da; ioia osatzen
dutenen o.e-en batura ioiaren kargaren berdina da.
3. Beraien konposatuetan, metal alkalinoen(1.Taldea) o.e. +1 da eta metal
alkalinoena +2.
4. Bere konposatuetan H-ren o.e. +1 da(Hidruoro metalikoetan -1).
5. Bere konposatuetan O-rem o.e. -2 da.( Peroxidoetan -1).
6. Metalekin duten konposatu bitarretan 17.Taldeko( F, Cl, Br,I) elementuen
o.e. -1 da; 16.Taldekoenab(S,Se,…) -2 da; eta 15.Taldekoena(N, P,As,…) 3.
Kimika
3.BLOKEA
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak
4
Oxidazio egoera
Adibideak:
1
0
0
O
O2
4 1
3
C H4
1
7
Fe O
1 2 1
1 2
Na H
Na O H
H2 O
1
2
C2 H 6
2
2

4
MnO
3
1
1
C2 H 4
7
K Mn O4
2 2
1
2
Fe2 O3
1
C2 H 2
3
1

4
NH
1
1
H 2 O2
4 1
1 2 1
C F4
H C F3
5 2

3
NO
3
 2

Fe
O

Fe
O
Fe3 O4 
2
3


8/3 2
3 1 5 2
N H 4 N O3
Kimika
3.BLOKEA
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak
5
Oxidazioa eta erredukzioa
• Oxidazioa:
– elektroien galera edo o.e.-ren igoera.
• Erredukzioa:
– elektroien irabaztea edo o.e.-ren jaitsiera.
• Oxidazio-erredukzio erreakzioak:
– Elementu batzuk oxidatu eta beste batzuk erruduzitzen diren elektroi
tranferentzi erreakzioak.
• Oxidatzailea:
– elektroiak irabazi eta erreduzitzen den erreaktiboa.
• Erreduktorea:
– elektroiak galdu eta oxidatzen den erreaktiboa.
Kimika
3.BLOKEA
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak
6
Oxidazioa eta erredukzioa
3
2
2 2
4 2
0
Fe2 O3  3 C O  2 Fe  3 C O2
Fe
elektroiak irabazi
eta +3tik 0ra erreduzitu
Fe2O3
oxidatzailea da
Fe2O3
erreduzitzen da 
0
1
Cu ( s )  2 Ag
Ag
Ag 
Ag
Kimika

CO
CO
Fe

( ac )
C
2
2
 Cu
oxidatzailea da
Cu
Cu
3.BLOKEA
Oxidatzen da 
( ac )
Cu
Ag
erreduktorea da
CO2
0
elektroiak irabazi
eta erreduzitu +1tik 0ra
erreduzitzen da 
elektroiak galdu
Eta +2tik +4ra oxidatu
 2 Ag ( s )
elektroiak galdu
Eta oxidatu 0tik +2ra
erreduktorea da
oxidatzen da 
Cu 2 
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak
7
Erdierreakzioak
• Oxidazio eta erredukzio erdierreakzioak:
– Erredok errakzioa banantzerakoan daukagun parte bakoitza; alde batetik,
oxidazioa( elektroien galera) eta, bestetik, erredukzioa (elektroien
irabaztea)
Erredox erreakzio osoa
oxidazioa erdierreakzioa
erredukzio erdierreakzioa
Kimika
3.BLOKEA
Cu ( s )  2 Ag   Cu 2  2 Ag
Cu  Cu 2  2e 
Ag   e  Ag
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak
8
Erredox erreakzio doiketak
•
Ioi-elektroi metodoa:
1. Konposatuak bere ioietan deskonposatu(ur-disoluizoan sortuko
lituzketenak).
2. Oxidazio zenbakia aldutu duten elemntuak identifikatu eta idatzi
oxidazio eta erredukzio erdierreakzioak.
3. Inguru azido bailitzan doitu erdierreakzioak, H+ eta H2O-ren laguntzaz.
1.
2.
3.
4.
H edo O ez diren atomoak doitu.
O doitu H2O erabiliz.
H doitu H+ erabiliz
Kargak doitu e- erabiliz.
4. Eelektroi kopuruak orekatuz, batu bi erdierreakzioak..
5. Osatu erreakzioa oxidazio-erredukzioan parte hartu ez duten konposatu
eta ioiekin.
6. Lehenengo pausoan disoziatutako konposatuak berreskuratu sortutako
ioietatik abiatuz.
Kimika
3.BLOKEA
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak
9
Erredox erreakzioen doiketa
Adibidea:
KMnO4  H2O2  H2SO4  O2  MnSO4  K 2SO4  H2O
K  +MnO4  H 2O2  2H  +SO42  O 2  Mn 2 +SO 42  2K  +SO 42  H 2O
1.
7

4
Mn O  Mn
2+3.
1
2
0
H 2 O2  O2
3.2
MnO4  Mn 2  4H 2O
3.3
8H  +MnO 4  Mn 2  4H 2O
H 2O 2  O 2 + 2H +
3.4
8H  +MnO4  5e  Mn 2  4H 2O
H 2 O 2  O 2 + 2e- + 2H +
8H
4.

+MnO4  5e  Mn 2  4H 2O   2
H O
2
2
 O 2 + 2e- + 2H +   5
2MnO4  5H 2O2  6H +  5O 2  2Mn 2  8H 2O
Kimika
3.BLOKEA
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 10
Erredox erreakzioen doiketa
2MnO4  5H 2O2  6H +  5O 2  2Mn 2  8H 2O
5.
3SO24  3SO24
2K   2K 
2K  +2MnO4  5H 2O2  6H  +3SO 42  5O 2  2Mn 2 +2SO 42  2K  +SO 42  8H 2O
6.
Kimika
2KMnO4  5H 2O2  3H 2SO4  5O2  2MnSO 4  K 2SO 4  8H 2O
3.BLOKEA
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 11
Erredox balorazioak
•
Disoluzio bateko erreaktibo baten kontzentrazioaren determinaketa
erredox erreakzioaren bitartez.
–
–
Baliokidetza puntuan aldaketa nabarmenak adierazten du : kolore
aldaketa, hauspekina agertu,…
Adibidea: MnO4--ren (permanganato) balorazioa HSO3- -arekin
(bisfulfito) ingurune azidoan
2MnO4  5H 2 SO3  2Mn 2  5SO42  3H 2O  4 H 
morea
Problema:
Baloratzailea:
kolorgea
[ MnO4 ] ezaezaguna
[ NaHSO3 ] ezaguna
KMnO4 (ac )
NaHSO3 (ac)
V problema ezaguna
Azido sendoaren tanta batzuk gehitu, adib.:
H 2 SO3  H 2O
HSO3  H 3O 
H 2 SO4
Se determina el punto de equivalencia por cambio de
color: de violeta a incoloro. Se mide Vvalorante
Vbaloratzailea . [NaHSO3]
2 mol MnO4
mol H 2 SO3
5 mol H 2 SO3
V problema
Kimika
3.BLOKEA
 [ MnO4 ]
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 12
Elektrokimika
KIMIKA
OXIDAZIO-ERREDUKZIO ERREAKZIOAK
Cu
Cu
Ag
Cu ( s )  2 Ag   Cu 2  2 Ag ( s)
Ag


3
denbora pasa ondoren
NO
Cu 2 
Ag  NO3
Cu
Cu
Cu ( s )  Zn2  Cu 2  Zn( s )

Zn 2 NO3
denbora pasa ondoren

Zn 2 NO3
(Aurresan dezakegu erredox erreakziorik gertatuko den?)
• ΔG
• Potenciales de electrodo
(un criterio adicional, sencillo, derivado del anterior)
[Lectura: Petrucci 21.1]
Kimika
3.BLOKEA
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 14
Erdipila elektrokimikoak
¿Banan ditzakegu oxidazioa eta erredukzioa aurreko erreakzioan?
Cu ( s )  2 Ag   Cu 2  2 Ag


erredukzioa: Ag  e  Ag
oxidazioa:
Cu  Cu 2  2e 
elektrodoa
elektrodoa
Cu
Ag
Cu 2 
0, 2M
NO3
Kimika
3.BLOKEA
Ag 
0,1M
NO3
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 15
Pila elektrokimikoak
Oxidazio eta erredukzio erdirreakzioak ontzi desberdinetan banantzeko tresna
Cu ( s )  2 Ag   Cu 2  2 Ag


erredukzioa: Ag  e  Ag
oxidazioa:
Cu  Cu 2  2e 
e
+0,422 V

e
voltmetroa
Gatz zubia
NO3 K 
Cu
Anodoa
(oxidazioa)
 Cu
2
0, 2M
NO3
Ag

Ag 
Katadoa
(erredukzioa)
0,1M
NO3
Cu | Cu 2 (0, 2 M ) || Ag  (0,1M ) | Ag
anodoa
Kimika
3.BLOKEA
katodoa
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 16
Pila elektrokimikoak
Cu ( s )  Zn2  Cu 2  Zn( s )
e
-1,098 V

e
voltmetroa
Gatz zubia
K  Cl 
Cu
 Cu 2 
0, 2M
SO42
erredukzioa:
oxidazioa:
Zn
Zn 2 
0,3M
SO42
Cu 2  2e   Cu
Zn  Zn 2  2e 
Zn( s )  Cu 2  Zn2  Cu ( s )
Kimika
3.BLOKEA
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 17
Pila elektrokimikoak
Zn( s )  Cu 2  Zn2  Cu ( s )
erredukzioa: Cu 2   2e   Cu
oxidazioa:
Zn  Zn 2  2e 
e
+1,098 V

e
voltmetroa
Gatz zubia

Cl  K
Zn
Anodoa
(oxidazioa)
 Zn
2
0,3M
SO42
Cu
2
Cu 
Katodoa
(erredukzioa
0, 2M
SO42
Zn | Zn2 (0, 3M ) || Cu 2 (0, 2 M ) | Cu
anodoa
Kimika
3.BLOKEA
katodoa
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 18
Pila elektrokimikoak
Adibidea: Aluminioaks zink(II) ioiak desplazatzen ditu bere ur-disoluzioetan.
a) Idatzi oxidazio eta erredukzio erdierreakzioak eta erreakzio osoa.
b) Idatzi errekazio hau gertztzen deneko pilaren notazio laburtua.
Al ( s )  Zn2 ( ac)  Al 3 ( ac)  Zn( s)
erredukzioa:
oxidazioa:
osoa:
pila elektrokimikoa:
Zn 2  2e   Zn
Al  Al 3  3e 
3
2
2 Al  3Zn2  2 Al 3  3Zn
Al | Al 3 || Zn2 | Zn
Al ( s ) | Al 3 ( ac) || Zn2 ( ac) | Zn( s)
Kimika
3.BLOKEA
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 19
Elektrodo
potentzialak
KIMIKA
OXIDAZIO-ERREDUKZIO ERREAKZIOAK
Elektrodo potentzialak
• Pila elektrokimikoaren boltajea edo indar
elektroeragilea(i.e.e.)elektrodoen potentzialen arteko kenketa da.
– 1 V-eko potentzial difrentziak adierazten du 1 J lana egiten dela zirkuitu
elektrikotik 1 C karga pasatzen denean.
• Edozein pilaren i.e.e. kalkula daite elektrodoen potentzialak jakinez
gero, berauen kenketa eginez.
• Elektrodo potentzialen eskala ondok erara egiten da :
1) Elektrodo konkretu bati zero potentzial esleitu, hidrogenozko elektrodoa
hain zuzen, eta
2) i.e.e.-aren ikurra erabaki kontutan izanik erreduzitzeko joera handiago
izango duela erredukzio potentzial handiago duenak.
Kimika
3.BLOKEA
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 21
Elektrodo potentzialak
1) Erreferentzi elektrodoa:
hidrogenozko elektrodo estandarra
2H


sobre Pt
 2e
H 2 ( g ,1bar )
Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H  (1M )
(1M )
H 2 ( g ,1bar )
EH0  / H  0
2
2) Erredukzio potentzialen zeinua
Pt
HCl (1M )
E0 = E0katodo – E0anodo
erredukzioa gertatzen den elektrodoa
Oxidazioa gertatzen den elektrodoa
3) Elektrodoaren eredukzio-potentziala:
•
•
Eraikitzen da pila bat eta bere potentziala neurtu boltemetroaren
bidez(elekrodo bat hidrogenozkoa delarik).
Behatzen dugu ea elektroak anodo ala katodo gisa jokatzen duen.
Elktrodoan erredukzioa badugu(katodoa):
Eelektrodo – E0H+/H2 = Epila
Eelektrodo = Epila > 0
Elektrodoan oxidazioa badugu(anodoa):
E0H+/H2 - Eelektrodo = Epila
Kimika
3.BLOKEA
Eelektrodo = - Epila < 0
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 22
Elektrodo potentzialak
•
Erredukzio potentziala >0 bada esan nahi du hidrogenoak baino
erreduzitzeko ahalmen handiago duela.
–
–
–
•
Erredukzio potentzial <0 izateak hidrogenoak baino erreduzitzeko
halmen txikiago adierazten du.
–
–
•
elektrodo horretan erredukzioa izango dugu eta hidrogeno elektrodoan
oxidazioa.
zenbat eta handoago erredukzio-potentzial hainbat handiago ahalmen
oxidatzailea.
zenbat eta gorago potentzieln eskalan hainbat handiago ahalmen
oxidatzailea.
elektrodoan oxidazioa izango da eta hidrogeno elektrodoan erredukzioa.
Zenbat eta beherago potentzialen eskalan eta hainbat txikiago ahalmen
oxidatzailea, edo handiago ahalmen erreduktorea.
Tabulatzen dira, soilik, egoera estandarreko elektrodo potentzialak
298 K-tan.
Kimika
3.BLOKEA
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 23
Erredukzio-potentzialak 298 K-etan
Prestaketa
Behaketa
Cu | Cu 2 (0, 2 M )
Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H  (1M )
Katodoa (erredukzioa)
Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H  (1M ) || Cu 2 (0, 2 M ) | Cu
anodoa (oxidazioa)
298K
Epila = 0,319 V
e
Ondorioa
E (Cu 2 (0, 2M ) | Cu)  0,319V
+0,319 V

e
Cu
H 2 ( g ,1bar )
Pt
(ez da tabulatzen)
H
HCl (1M )
Cu 2 
0, 2M
SO42
Kimika
3.BLOKEA
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 24
Erredukzio-potentzialk 298 K-etan
Prestaketa
Cu | Cu 2 (0, 2 M )
Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H  (1M )
298K
Katodoa (erredukzioa)
anodoa (oxidazioa)
Epila = 0,319 V
Cu | Cu 2 (1M )
Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H  (1M )
298K
katodoa (erredukzioa)
Anodoa (oxidazioa)
Epila = 0,340 V
Ag | Ag  (1M )
Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H  (1M )
katodoa (erredukzioa)
anodoa (oxidazioa)
Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H  (1M ) || Cu 2 (0, 2 M ) | Cu
Ondorioa
E (Cu
2
(0, 2 M ) | Cu )  0,319V
Epila = 0,800 V
3.BLOKEA
(ez da
tabulatzen)
Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H  (1M ) || Cu 2 (1M ) | Cu
Ondorioa
0
E298
(Cu 2 | Cu )  0,340V
(tabulatzen da)
Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H  (1M ) || Ag  (1M ) | Ag
Ondorioa
298K
Kimika
Behaketa
0
E298
( Ag  | Ag )  0,800V
(tabulatzen da)
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 25
Erredukzio-potentzialak 298K-etan
Prestaketa
Behaketa
Zn | Zn 2 (1M )
Pt | H 2 ( g ,1bar ) | H  (1M )
anodoa (oxidazioa)
katodoa (erredukzioa)
298K
Epila = 0,763 V
e
Zn | Zn 2 || H  (1M ) | H 2 ( g ,1bar ) | Pt
Ondorioa
0
E298
( Zn 2 | Zn)  0, 763V
-0,763 V

e
Zn
H 2 ( g ,1bar )
Pt
(tabulatzen da)
H
HCl (1M )
Zn 2 
0,3M
SO42
Kimika
3.BLOKEA
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 26
Ahalmen erreduktorea (oxidatzeko joera)
Ahalmen oxidatzailea (erreduzitzeko joera)
Erredukzio-potentzial estandarrak 298K-tan
http://www.uam.es/quimica/aimp/luis/Docencia/QB/Protegido/Potenciales_estandar_reduccion.htm
Kimika
3.BLOKEA
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 28
Erredukzio-potentzial estandarrak 298 K-etan
Elektrodoa
Erredukzio erdierreakzioa
0
E298
/V
Cl2 | Cl 
Cl2  2e   2Cl 
1,358
Ag  | Ag
Cu 2 | Cu
Ag   e  Ag
Cu 2  2e   Cu
0,800
0,340
H  | H2
2 H 2  2e  H 2
Zn2 | Zn
Zn 2  2e   Zn
0
0, 763
Adib.: Zink-kloro pilak ondoko erreakzioa du: Zn(s)+Cl2(g)ZnCl2(aq). Zenbatekoa pila estandarraren
potentziala edo i.e.e. 298K-tan?
E0 = +1,358 V –(-0,763) = 2,121 V
Adib.: Erdierreakzioak, erreakzio osoa eta i.e.e. ondoko pila estandarrena 298 K-etan :kobrea-zilarra
eta kobtrea-zinka.
Err:
Ox:
Ag   e  Ag
2
2

Cu  Cu  2e
Cu  2 Ag   Cu 2  2 Ag
E0 = +0,800V – 0,340 = 0,460V
Kimika
3.BLOKEA
Err:
Ox:
Cu 2  2e   Cu
Zn  Zn 2  2e 
Zn  Cu 2  Zn 2  Cu
E0 = +0,340 V – ( - 0,736V) = 1,103V
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 29
Ep-ΔG-Kor erlazioak
KIMIKA
OXIDAZIO-ERREDUKZIO ERREAKZIOAK
Relación Ecel-ΔG
welec  n F Ecel
• -ΔG-k, P eta T konstantean, eginiko prozesutik lor daitekeen lana
adierazten du
(Barne-energia lan bihurtzen denean, beharrezkoa da bere zati bat
lan bihurtzea.)
• n mol e•
transferitzen den pila elektrokimikotik igarotzen duen



1
F

96485
C
/
mol
e
n
F
karga ondokoa da:

Welek = n F EP
Pilak egiten duen lan elektrikoa ondokoa da:
•
Beraz:
•
Erreakzioa (P eta T kte) espontaneo da baldin :
G = - n F EP
G0 = - n F E0P
G  0 ; hau da :
EP > 0
Erredox erreakzioaren EP>0 bada , kontzentrazio eta tenperatura egoera
jakin batzuetan, egoera horretan erreakzioa espontaneoa izango da.
EP<0 bada, aurkako erreakzioa izango da espontaneoa, egoera horretan.
Kimika
3.BLOKEA
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 31
E0 - K erlazioa
G0 = -RT ln K
G0 = -n F E0
-RT ln K = -n F E0
RT
E 
ln K
nF
0
G 0
G0 = -RT ln K
G0 = -n F E0
E0 
K
RT
ln K
nF
E0
Kimika
3.BLOKEA
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 32
Kontzentrazioaren
eragina
potentzialetan
KIMIKA
OXIDAZIO-ERREDUKZIO ERREAKZIOAK
Nernst-en ekuazioa
Pilaren elektrodoetan daukagun disoluzioak 1 M direnean pila estandarra
daukagu eta elektrodoen erredukzio-potentzial estandarren keknketa eginez
lortuko da pilaren i.e.e. Eta kontzentrazioak ez badira 1M-ak?.
a)
Cu | Cu 2 (0, 2M ) || Ag  (0,1M ) | Ag
E = +0,371 V
E0= +0,460 V
b)
Zn | Zn2 (0, 3M ) || Cu 2 (0, 2 M ) | Cu
E = +1,091 V
E0= +1,103 V
¿Cómo cambian los potenciales con las concentraciones?
G = -n F E
G  G 0  RT ln Q
G0 = -n F E0
-n F E = -n F E0 + RT ln Q
E  E0 
T  298K
Kimika
3.BLOKEA
RT
ln Q
nF
Nernst-en ekuazioa
0,02569
0,0592
0
EE 
ln Q  E 
log Q
nF
n
0
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 34
Ecuación de Nernst
Los voltajes de las células electroquímicas de las diapositivas 17 y 19 no
coinciden con las diferencias entre los potenciales de reducción estándar
(diap.27) a 298K.
a)
a)
Cu | Cu 2 (0, 2M ) || Ag  (0,1M ) | Ag
Ecel ,298  0, 422 V
0
Ecel
,298  0, 460 V
b)
Zn | Zn2 (0, 3M ) || Cu 2 (0, 2 M ) | Cu
Ecel ,298  1, 098 V
0
Ecel
,298  1,103 V
Cu  2 Ag   Cu 2  2 Ag
Ecel ,298
b)
0, 02569 V 0, 2
0,02569 V [Cu 2 ]

0,
460
V

ln 2
 0, 460 V 
ln
 2
2
0,1
2
[ Ag ]
 0, 422 V
 0, 460 V  0, 038V
Zn  Cu 2  Zn 2  Cu
Ecel ,298
n2
n2
0,02569 V [ Zn2 ]
 1,103 V 
ln
2
[Cu 2 ]
 1,103 V 
0, 02569 V 0,3
ln
2
0, 2
 1,103 V  0, 005V
Kimika
3.BLOKEA
 1, 098 V
Oxidazio-Erredukzio erreakzioak 35