Presentacion sobre ecuaciones oxido reduccion y electronica

1. REACCIONES DE ÓXIDO-REDUCCIÓN
ELECTROQUÍMICA
INSTITUTO UNIVERSITARIO POLITECNICO
SANTIAGO MARIÑO
CIUDAD OJEDA-ESTADO ZULIA
QUIMICA I
JOSE ALFONSO SOLANO
V-13288388
CARRERA (44) INGENIERÍA ELECTRÓNICA

2. INDICE
INTRODUCCIÓN……………………………….………………3
1.REACCIONES ÓXIDO-REDUCCIÓN…..…….………..….4
1.1DEFINICIÓN....................................................................4
1.2 CARÁCTERÍSTICAS………………………………….......5
1.3 NUMEROS DE OXIDACIÓN……………………………..6
1.4 TIPOS DE REACCIONES ÓXIDO-REDUCCIÓN….......7
1.5 BALANCEO DE ECUACIONES ÓXIDO-
REDUCCIÓN…………………….……………………..……...9
2. ELECTROQUÍMICA….......………………………………..12
2.1 CELDAS GALVÁNICAS………………………………….13
2.2 ELEMENTOS DE UNA CELDA GALVÁNICA………….14
2.3 ELECTRÓLISIS………………………………………...…15
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3. INTRODUCCION
Las reacciones de oxidación-reducción forman una parte
importante del mundo que nos rodea. Comprenden desde
la combustión de combustibles fósiles hasta la acción de
los blanqueadores domésticos. Asimismo, la mayoría de
los elementos metálicos y no metálicos se obtienen a partir
de sus minerales por procesos de oxidación o de
reducción.
En esta presentación se pretende exponer los aspectos
mas importantes de las reacciones de óxido-reducción así
como algunas aplicaciones de la electroquímica.
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4. I. REACCIONES OXIDO-REDUCCION
1.1 DEFINICION DE LAS REACCIONES ÓXIDO-REDUCCIÓN
• Son reacciones químicas en las cuales se transfieren electrones de una
sustancia a otra.
Ejemplo: el magnesio reacciona con el oxigeno para formar óxido
de magnesio.
2Mg(s) + O2 (g) → 2MgO(s)
El óxido de magnesio (MgO) es un compuesto iónico formado por iones
Mg2+ y O2-.
En esta reacción, dos átomos de Mg ceden o transfieren cuatro
electrones a dos átomos de O (en el O2).
• Muchas reacciones oxido reducción importantes se llevan a cabo en agua,
pero esto no implica que todas las reacciones redox sucedan en medio
acuoso.
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5. REACCIONES OXIDO-REDUCCION
1.2 CARACTERISTICAS DE LAS REACCIONES ÓXIDO-
REDUCCIÓN
• En una reacción de óxido-reducción, un elemento se oxida y el otro se
reduce. Esto significa que existen dos semireacciones: reacción de
oxidación y reacción de reducción.
• El término reacción de oxidación se refiere a la semirreacción que
implica la pérdida de electrones.
• Una reacción de reducción es una semirreacción que implica una
ganancia de electrones.
• En la formación del óxido de magnesio, el magnesio se oxida. Se dice
que actúa como agente reductor porque dona electrones al oxígeno y
hace que se reduzca.
• El oxígeno se reduce y actúa como un agente oxidante porque acepta
electrones del magnesio y hace que éste se oxide.
• La magnitud de la oxidación es igual a la magnitud de la reducción. Esto
significa que el número de electrones que pierde un agente reductor
debe ser igual al número de electrones ganados por un agente oxidante.
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6. REACCIONES OXIDO-REDUCCION
1.3 NÚMEROS DE OXIDACIÓN
• Para hacer un seguimiento de los electrones en las reacciones redox,
es conveniente asignar números de oxidación a los reactivos y
productos. El número de oxidación de un átomo, también llamado
estado de oxidación, significa el número de cargas que tendría un
átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones
fueran transferidos completamente.
• Los números de oxidación se colocan encima de los símbolos de los
elementos.
• Permiten identificar a simple vista, los elementos que se han oxidado
y reducido. Los elementos que muestran un aumento en el número
de oxidación, se han oxidado. Aquellos cuyos números de oxidación
son menores que al inicio de la reacción, se han reducido.
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7. REACCIONES OXIDO-REDUCCION
1.4 TIPOS DE REACCIONES ÓXIDO-REDUCCIÓN
• Reacciones de combinación:
Una reacción de combinación es una reacción en la que dos o más
sustancias se combinan para formar un solo producto.
Ejemplo:
• Reacciones de descomposición
Una reacción de descomposición es la ruptura de un compuesto en
dos o más componentes.
Ejemplo:
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8. REACCIONES OXIDO-REDUCCION
1.4 TIPOS DE REACCIONES ÓXIDO-REDUCCIÓN (cont.)
• Reacciones de combustión
Una reacción de combustión es una reacción en la cual la sustancia
reacciona con el oxígeno, por lo general con la liberación de calor y
luz, para producir una flama.
Ejemplo:
• Reacciones de desplazamiento
En una reacción de desplazamiento, un ion (o átomo) de un
compuesto se reemplaza por un ion (o átomo) de otro elemento: la
mayoría de las reacciones de desplazamiento cae en una de tres
categorías: desplazamiento de hidrógeno, desplazamiento de metal o
desplazamiento de halógeno.
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9. REACCIONES OXIDO-REDUCCION
1.5 BALANCEO DE ECUACIONES ÓXIDO-REDUCCIÓN
• Una ecuación de oxido-reducción balanceada es aquella que
contiene el mismo tipo y número de átomos, así como las mismas
cargas en ambos lados de la ecuación.
Ejemplo:
Ecuación no balanceada:
Ecuación balanceada:
Para balancear ecuaciones oxido reducción se puede emplear el
método del ión-electrón.
Ejemplo: utilizando el método ión-electrón se balancea la
ecuación oxido-reducción siguiente:
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10. REACCIONES OXIDO-REDUCCION
1.5 BALANCEO DE ECUACIONES ÓXIDO-REDUCCIÓN (cont.)
Se escribe la ecuación no balanceada de la reacción en su forma
iónica.
 La ecuación se divide en dos semirreacciones.
Cada semirreacción se balancea de acuerdo con el número y tipo de
átomos y cargas. Para las reacciones que se llevan a cabo en un
medio ácido, se agrega H2O para balancear los átomos de O, y
H+para balancear los átomos de H.
Los átomos ya están balanceados. Para balancear la carga se
agrega un electrón al lado derecho de la flecha.
La reacción tiene lugar en un medio acido, para balancear
los átomos de o se agregan siete moléculas de H2o al lado derecho de la flecha
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11. REACCIONES OXIDO-REDUCCION
1.5 BALANCEO DE ECUACIONES ÓXIDO-REDUCCIÓN (cont.)
Para balancear los átomos de H agregamos 14 iones H+
al lado izquierdo de la ecuación.
Ahora hay 12 cargas positivas del lado izquierdo y solo seis
cargas positivas del lado derecho. Por ende, agregamos seis
electrones del lado izquierdo de la ecuación.
Se suman las dos semirreacciones y se balancea la ecuación final
por inspección. Los electrones en ambos lados de la ecuación se
deben cancelar. Si las semirreacciones de oxidación y reducción
contienen diferentes números de electrones, se multiplica una o las
dos semirreacciones para igualar el número de electrones.
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12. II.ELECTROQUÍMICA
• La electroquímica es la rama de la química que estudia la
transformación entre la energía eléctrica y la energía
química.
• La electroquímica estudia los cambios químicos que
producen una corriente eléctrica y la generación de
electricidad por medio de reacciones químicas.
• La electroquímica se divide en dos grandes secciones: La
electrólisis(reacciones químicas que se producen por la
acción de una corriente eléctrica) y las celdas galvánicas
(reacciones químicas que producen electricidad).
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13. ELECTROQUÍMICA
2.1 CELDAS GALVÁNICAS
• Una celda galvánica o voltaica es un dispositivo experimental para
generar electricidad mediante una reacción redox espontánea. (Se le
llama así en honor de los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta,
quienes fabricaron las primeras celdas de este tipo).
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14. ELECTROQUÍMICA
2.2 ELEMENTOS DE UNA CELDA GALVANICA
Ánodo: es el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación.
Cátodo: es el electrodo donde se efectúa la reducción.
Puente salino: es un conductor por el que puedan pasar los cationes
y aniones desde un compartimiento al otro. En su forma más simple
se trata de un tubo en forma de U invertida lleno con una disolución
de un electrólito inerte como KCl o NH4NO3, cuyos iones no
reaccionarán con los iones de la disolución o con los electrodos.
Electrodos: son barras de un material conductor eléctrico por los que
circula la corriente eléctrica desde el ánodo al cátodo.
• La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque existe una
diferencia de energía potencial eléctrica entre los electrodos.
• Experimentalmente la diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo
y el cátodo se mide en forma experimental con un voltímetro.
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15. ELECTROQUÍMICA
2.3 ELECTROLISIS
• Es el proceso que utiliza la energía eléctrica para inducir una
reacción química no espontánea. Este proceso se lleva a cabo en un
dispositivo que se conoce como celda electrolítica.
• La electrolisis se basa en los mismos principios en que se
fundamentan los procesos que se realizan en las celdas galvánicas.
Ejemplo:
• En su fase fundida, el cloruro de sodio (un compuesto iónico) se
puede electrolizar para formar sodio metálico y cloro.
• En el NaCl fundido, los cationes y los aniones son los iones Na+ y Cl–
, respectivamente.
• La celda electrolítica contiene un par de electrodos conectados a una
batería. Esta funciona como una “bomba de electrones” que los lleva
hacia el cátodo, donde se efectúa la reducción y los retira del ánodo,
donde se realiza la oxidación.
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16. ELECTROQUÍMICA
• Las reacciones en los electrodos son:
• Este proceso es la fuente principal de sodio metálico puro y de gas
cloro.
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