Química 2n Batxillerat: U7. Redox

U7. Reaccions de transferència d'electrons

Guió-resum

1. Conceptes d'oxidació i reducció (n_re o estat d'oxidació)

OPEL= oxidació= pèrdua d’e^- (augmenta el nombre d’oxidació)

Reducció=guany d’e^- (disminueix el nombre d’oxidació)

2. Conceptes d’oxidants i reductors

2.1. Identificació de l'oxidant (espècie capaç d’oxidar a un altra, i, per tant, ella es redueix) i del reductor (espècie capaç de reduir a una altra, i, per tant, ella s’oxida). Parells redox (Reductor/Oxidant)

2.2. Força d'un oxidant i d'un reductor.

Un oxidant és més fort com més tendència té a guanyar e^- i un reductor és més fort quan més tendència té a perdre e^-. Com més fort siga un oxidant més dèbil serà el reductor conjugat.

3. Ajust redox pel mètode de l'ió-electró -Estequiometria de les reaccions redox

(PROBLEMES-P2 OA o OB alternat amb estequiometria)

Mètode de l’ió-electró:

1. Localitza les espècies que canvien d’estat d’oxidació i escriu les dos semireaccions

2. Ajusta cada semireacció per separat seguint el següent ordre:

a) Ajusta el n_re d’àtoms l’estat d’oxidació del qual canvia

b) Ajusta l’oxigen afegint molècules d’aigua (H₂O) a un dels costats de l’equació

c) Ajusta l’hidrogen afegint ions hidrogen (H⁺)

d) Ajusta la càrrega afegint e^-(el nre d’e^- ha de correspondre’s amb el canvi en l’estat d’oxidació)

3. Multiplica les dues equacions de forma que el n_re d’e^- perduts en l’oxidació siga igual al n_re d’e^- guanyats en la reducció

4. Suma les dues equacions i tens l’equació iònica

5. Si la reacció es realitza en medi bàsic, afegeix ions OH^‑ als dos costats fins a «neutralitzar» els H⁺ convertint-los en H₂O

6. Afegeix les espècies espectadores i ajusta-les

7. Comprova l’ajust de l’equació final (molecular)

4. Electroquímica (Q3 OA o B alternat amb qüestions A/B-Equilibri químic)

4.1. Cel·les o piles galvàniques (processos redox espontanis)
- Elements i notació. Pila Daniell

Vídeo pila Daniell

- Potencials d'electrode i potencial de cel·la
- Sèrie electroquímica de potencials estàndard de reducció

4.2. Espontaneïtat de les reaccions redox

(ΔG⁰= -n F ΔE⁰; Si ΔE⁰ ˃0 → ΔG⁰ ˂0 R. Espontània)

4.3. Valoracions redox-indicadors redox: punt d’equivalència-indicador redox:

n_reductor=n_oxidant; V_red C_red e^- perduts= V_ox C_ox e^- guanyats

4.4. Electròlisi (reaccions redox no espontànies forçades per l’electricitat-treball extern)-Cel·les electrolítiques
- Aplicacions : refinat electrolític de metalls, dipòsit electrolític o electrodeposició, electrosíntesis, galvanotecnia
- Lleis de Faraday
1^a: La massa d’un element dipositada o alliberada en un electrode és proporcional a la quantitat d’electricitat que passa per ell

2ª: S’han d’emprar 96500 coulombs d’electricitat per a dipositar o alliberar 1 mol d’una substància que fixe o cedisca un electró durant la reacció en la cel·la. Si en la mateixa reacció intervenen n e^-aleshores es necessitaran 96500 n coulombs per a dipositar o alliberar 1 mol del producte.

Q=ne^-F (Q=quantitat d’electricitat; ne^-=nre de mols d’e^-; F= ct de Faraday=96500C)

Q=I t (I=intensitat de corrent; t=temps)