3.2 - Reacciones de transferencia de electrones

24 flashcards · Other · by Camila Smulovitz

oxidación: una especie (llamada agente reductor) pierde electrones y su estado de oxidación aumenta
reducción: una especie (llamada agente oxidante) gana electrones y su estado de oxidación disminuye
balancear reacción redox a través de semiecuaciones Identificar el agente reductor y el agente oxidante Separar la semiecuación de reducción y de oxidación Balancear primero solo los átomos siendo oxidados o reducidos Si es medio ácido, equilibrar los oxígenos de más con H2O y los hidrógenos de más con H+ Si es medio neutro o básico, equilibrar los oxígenos de más con OH- y los hidrógenos de más con H2O Comprobar que la suma de las cargas de los reactivos Apuntar los electrones ganados (a la iz…
Los halógenos (grupo 17) actúan siempre como agentes oxidantes. Cuanto más reactivos sean, mayor será su facilidad relativa de reducción. Los metales del grupo 1 actúan siempre como agentes reductores. Cuanto más reactivos sean, mayor será su facilidad relativa de oxidación.
Facilidad relativa de oxidación de otros metales Tabla 19 del cuadernillo de datos: Potenciales estándar de reducción. Cuanto más positivo sea el estándar de reducción, más fácil es que la especie se reduzca. Método experimental: se coloca un metal puro (M1) en una disolución de iones de otro metal (M2). si reaccionan, M1 se oxida más fácilmente. si no reaccionan, M2 se oxida más fácilmente.
reacción de redox entre ácidos y metales: ¿Cómo es la reacción? ¿Quién se oxida y quién se reduce?
Ácido(ac) + Metal(s) → Sal(ac) + H2 (g) El metal se oxida y el ácido se reduce. Ejemplo:
características de todas las celdas: Tienen 2 electrodos (conductores de electricidad) ánodo: donde las especies se oxidan en las celdas voltaicas son negativos y en las celdas electrolíticas son positivos cátodo: donde las especies se reducen en las celdas voltaicas son positivos y en las celdas electrolíticas son negativos electrolito: solución que está en contacto con los conductores y que es capaz de conducir carga eléctrica
Estructura de celdas voltaicas (primarias, secundarias y de combustible)
Las celdas voltaicas deben estar separadas en semiceldas, cada una con su electrodo y su electrolito separado. Se conectan mediante un cable conductor, por donde pasan los electrones desde el ánodo (oxidación) al cátodo (reducción).
Diferencia entre pilas primarias y pilas secundarias
Las pilas primarias tienen una cantidad determinada de reactivos, por lo que cuando estos se consumen, deja ser ser útil y debe ser desechada. Las reacciones químicas de las pilas secundarias pueden ser revertidas si se aplica una corriente eléctrica a la celda, por lo que se convierten reutilizables (puesto que se vuelven a generar los reactivos necesarios para que ocurra la reacción).
características de las pilas de combustible
Se diferencian de las pilas voltaicas porque necesitan una fuerte externa de combustible continua. Pueden funcionar indefinidamente.
Pila de combustible de hidrógeno
Reacción de redox global: 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) Fuente de energía limpia → su único producto es agua y no producen gases de efecto invernadero. Producción de H2 suele ser muy contaminante, y es necesaria para el funcionamiento de esta pila. H2 es muy infalamble
Pila de combustible de metanol
Reacción de redox global: CH3OH(aq) +3/2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) Se produce CO2 , se necesita un catalizador muy caro y el metanol es tóxico. Su densidad de energía es muy alta.
oxidación de alcohol secundario
oxidación de alcohol primario
Para pasar un alcohol primario a un aldehído, se tiene que pasar por una destilación, ya que el aldehído siempre tendrá un punto de ebullición menor al del alcohol debido a las fuerzas intermoleculares. Se usa alcohol en exceso para evitar una segunda reacción.
Para pasar un alcohol primario a un ácido carboxílico, se tiene que pasar por un reflujo, que significa calentar la reacción con un condensador de reflujo para enfriar los vapores producidos y devolverlos a la mezcla de la reacción. Se usa el agente oxidante en exceso para favorecer una segunda reacción.
oxidación de un alcohol terciario
reducción de cetonas
inversa a la oxidación de alcohol secundario
reducción de ácidos carboxílicos
inversa a la oxidación de un alcohol primario. Se forma el aldehído como producto intermediario pero no se suele poder aislar
Hidrogenación de alquenos
se reduce el alqueno por la adición de hidrógeno a la insaturación. también se puede pasar un alquino a alqueno o alcano
características de las celdas electrolíticas convierten energía eléctrica a energía química (proceso llamado electrolisis) están en un mismo recipiente con el mismo electrolito Las reacciones no son espontáneas, necesitan un aporte externo de energía para ocurrir. El cátodo está conectado al terminal negativo. Los electrones fluyen hacia él para poder pasar a través de él al terminal positivo, y se reducen los cationes del electrolito. Los aniones del electrolito se oxidan en el ánodo (que está…
Diagrama de la celda electrolítica
La fuente de alimentación es una batería. El lado negativo de la batería tira de los electrones del ánodo para oxidarlo (electrodo positivo). El lado positivo de la batería empuja los electrones hacia el cátodo para reducirlo (electrodo negativo).
Definición de electrolisis
Un proceso en que se emplea electricidad para hacer que ocurra un cambio químico que no ocurriría sino. Suele tratarse de la separación de un compuesto químico en sus componentes elementales: 2NaCl (l) → 2Na(s) + Cl2(g) Para que funcione, el compuesto debe estar derretido.
Función del puente salino en las celdas voltaicas
Está en contacto con ambas semiceldas. Su función es cerrar el circuito permitiendo el flujo de iones y mantener la neutralidad de carga en la solución, evitando que la reacción se detenga debido a la acumulación de cargas.