tema 8 (2016)

Apunte Catalán
Universidad Universidad de Barcelona (UB)
Grado Nutrición Humana y Dietética - 1º curso
Asignatura Química general
Año del apunte 2016
Páginas 6
Fecha de subida 10/09/2017
Descargas 0
Subido por

Vista previa del texto

TEMA 8.REACCIONS RED-OX I EQUILIBRI ELECTROQUÍMIC REACCIONS D’OXIDACIÓ-REDUCCIÓ Les reaccions d’oxidació – reducció es troben entre les reaccions químiques més comunes i importants. Estan relacionades amb el funcionament de les bateries i d’una gran varietat de processos naturals importants, com la corrosió del ferro, l’enfosquiment dels aliments i la respiració dels animals.
L’oxidació es refereix a la pèrdua d’electrons i la reducció es refereix al guany d’electrons.
2Mg + O2 2MgO 2Mg 2Mg2+ + 4e- Oxidació (pèrdua d’e-) O2 + 4e- 2O2- Reducció (guany d’e-) Per tant, les reaccions d’oxidació – reducció tenen lloc quan es transfereixen els electrons d’un àtom que s’oxida a un àtom que es redueix.
L’electroquímica és l’estudi de les relacions entre l’electricitat i les reaccions químiques.
En tota reacció red-ox hi ha dues espècies:   Oxidant: espècie que oxida i per tant, es redueix.
Reductor: espècie que redueix i per tant, s’oxida.
ESTAT D’OXIDACIÓ D’UN ÀTOM Equival a la càrrega que tindria un àtom a la molècula o ió si es transferissin tots els electrons de valència a un altre àtom.
1. Els elements en estat lliure tenen un estat d’oxidació zero.
Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0 2. En ions monoatòmics, l’estat d’oxidació equival a la càrrega de l’ió.
Li+, Li = +1 Fe3+, Fe = +3 O2-, O = -2 3. L’estat d’oxidació de l’oxigen és, generalment, -2. En H2O2 i O2-2 és -1.
4. L’estat d’oxidació de l’hidrogen és +1 excepte quan està unit a metalls en compostos de tipus MH. En aquest cas és -1.
5. La suma dels estat d’oxidació de tots els àtoms en una molècula o ió és igual a la càrrega de l’espècie.
ESTAT D’OXIDACIÓ DELS ELEMENTS AJUSTAMENT DE REACCIONS RED-OX Cada vegada que es balanceja una equació química, cal seguir a la llei de la conservació de la massa: la quantitat de cada element ha de ser la mateixa en tots dos costat de l’equació (els àtoms no es creen ni es destrueixen en cap reacció química). Al balancejar una reacció d’oxidació – reducció, hi ha un requeriment addicional: cal balancejar la pèrdua i guany d’electrons. En altres paraules, si una substància perd cert nombre d’electrons durant una reacció, llavors una altra substància ha de guanyar el mateix nombre d’ells.
En moltes reaccions químiques senzilles, l’ajustament de l’equació es realitza de manera “automàtica” i sense considerar de manera explícita la transferència d’electrons. No obstant això, moltes reaccions d’oxidació – reducció són més complexes i no es poden balancejar fàcilment sense considerar el nombre d’electrons que es perden o es guanyen durant la reacció.
MÈTODE DE L’IÓ - ELECTRÓ Ex.: oxidació de Fe2+ a Fe3+ pel Cr2O72- en dissolució àcida.
1. Escriure l’equació no ajustada en forma iònica Fe2+ + Cr2O72- Fe3+ + Cr3+ 2. Separar les dues semireaccions Oxidació: Reducció: Fe2+ Cr2O72- Fe3+ Cr3+ 3. Igualar els àtoms que no siguin ni O ni H en cada semireacció Cr2O72- 2Cr3+ 4. Addicionar H2O per ajustar àtoms de O i addicionar H+ per a ajustar àtoms d’H Cr2O7214H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O 2Cr3+ + 7H2O 5. Addicionar electrons en cada semireacció per a ajustar les càrregues Fe2+ 6e- + 14H+ + Cr2O72- Fe3+ + 1e2Cr3+ + 7H2O 6. Si és necessari, igualar el nombre d’electrons en les dues semireaccions multiplicant pels coeficients adequats 6Fe2+ 6e- + 14H+ + Cr2O72- 6Fe3+ + 6e2Cr3+ + 7H2O 7. Sumar les dues semireaccions i igualar l’equació final. El nombre d’electrons de cada costat de l’equació s’ha d’anular.
14H+ + Cr2O72- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + H2O 8. Comprovar que el nombre d’àtoms i de càrregues està igualat 14 · 1 – 2 + 6 · 2= 24 9. En les reaccions de medi bàsic, afegir OH- als dos costats de l’equació per a cada H+ que quedi a l’equació final.
POTENCIALS D’OXIDACIÓ L’energia potencial dels electrons és major en l’ànode que en el càtode i per tant els electrons flueixen de manera espontània cap a l’elèctrode amb el potencial elèctric més positiu (càtode). La diferència en l’energia potencial per càrrega elèctrica (la diferència de potencial) entre dos elèctrodes es mesura en unitats de voltatge.
La diferència de potencial entre els dos elèctrodes d’una cel·la voltaica proporciona la força impulsora que empeny els electrons a través del circuit extern.
El potencial estàndard d’oxidació (E0) és el voltatge associat a la reacció d’oxidació en un elèctrode a concentració 1M de soluts i 1atm de pressió per als gasos.
Els potencials de reducció es defineixen de manera anàloga (canvia el signe de E0) SÈRIE ELECTROQUÍMICA Sèrie electroquímica: la tendència d’un metall a oxidar-se es pot quantificar a través del seu potencial d’oxidació.
L’ELÈCTRODE D’HIDROGEN ESTÀNDARD (EHE) S’utilitza com a l’elèctrode de referència. Un EHE consta d’un elèctrode amb un Pt finament dividit en contacte amb H2 (g) a 1 atm de pressió i una dissolució àcida amb [H+] = 1M.
Quan el EHE és el càtode d’una cel·la, dos ions H+ accepten un electró cadascun des de l’elèctrode Pt i es redueixen a àtom d’H. Els àtoms d’H s’enllacen entre si per formar H2.
Quan el EHE és l’ànode d’una cel·la, ocorre el procés invers: una molècula d’H2 en la superfície de l’elèctrode perd dos electrons i s’oxida a H+.
POTENCIALS DE REDUCCIÓ ESTÀNDARD L’oxidació s’efectua en l’ànode; la reducció s’efectua en el càtode. Els electrons flueixen de manera espontània des de l’ànode negatiu cap al càtode positiu. El moviment dels ions en la dissolució completa el circuit elèctric. Els anions es mouen cap a l’ànode, mentre que els cations es mouen cap al càtode.
A la figura es representa un cel·la voltaica que utilitza un EHE i un elèctrode estàndard. La reacció espontània és l’oxidació del Zn i la reducció d’H +.
D’aquesta manera, es pot assignar un potencial de reducció estàndard del Zn que és de -0.76V.
Zn(s) + 2H+ (aq) Zn2+ (aq) + H2 (g) Zn2+ (aq) + 2e- Zn (s) E0 = -0.76V INTERPRETACIÓ DE LA SÈRIE ELECTROQUÍMICA REACCIONS REDOX A LA NATURA En el metabolisme de tots els ésser vius, els processos redox tenen importància cabdal.
una Una cadena transportadora d’electrons formada per una sèrie de complexos enzimàtics, accepten (es redueixen) i cedeixen (s’oxiden) parells d’electrons d’una manera seqüencial, de tal manera que el primer cedeix protons al segon, aquest al tercer, etc.
CADENA DE TRANSPORT ELECTRÒNIC La cadena de transport d’electrons consisteix en una sèrie de reaccions redox separades espaialment en la qual els electrons són transferits d’una molècula donadora a una molècula acceptora.
La funció de la cadena de transport d’electrons és produir un gradient electroquímic transmembrana de protons.
NAD: NICOTINAMIDA-ADENINA-DINUCLEÒTID Coenzim pot romandre en un cicle entre les seves formes de NAD+ i NADH.
UBIQUINONA: COENZIM Q El coenzim Q és un derivat de la quinona amb una llarga cadena isoprenoide ®.
Està present, principalment, en la membrana mitocondrial interna. El coenzim Q és un component de la cadena de transport d’electrons i participa en la respiració cel·lular aeròbica, generant energia en forma d’ATP.
...

Comprar Previsualizar