Oxidare iș

ReducereUn material interactiv pentru licee,colegii i coli profesionale ș ș

2

Reac ii de ț Oxidare-Reducere• Reac ii de ț oxidare -reducere sunt deasemenea numite

reac ii ț redox • Toate reac iile redox inplicăț transferul de electroni de

la un atom la altul.• Reac iileț redox spontane sunt generate exotermic, şi

putem folosi energia eliberată ca o sursă de energie pentru alte aplicaţii converti căldura de ardere în energie mecanică pentru a

muta mașinile noastre

utilizarea de energie electrică într-o baterie de masina pentru a porni motorul nostru de masina

3

Reac iile de combustieț• Reacţiile de ardere sunt întotdeauna exoterme

• în reacţii de ardere, O2 se combina cu toate elementele dintr-un alt reactant pentru a ob ine țprodu i(oxizi) i ș ș energie:

• 4 Fe(s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s) + energie

CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g) + energie

4

Reversul(inversul) reactiilor de ardere• deoarece reacţiile de ardere sunt exoterme,

reacţiile lor sunt reversibile endotermic

• inversă a unei reacţii de ardere implică producerea de O2

• energie + 2 Fe2O3(s) → 4 Fe(s) + 3O2(g)

energie + CO2(g) +2 H2O(g) →CH4(g) +2O2(g)

• sunt reacţiile redox -reacţii în care O2 este consumat sau format,absorbind sau degajând energie.

5

Oxidare iș Reducere(REDOX)Defini iaț

• Elementul combinându-se cu oxigenul se oxidează• în reac ia ț CH4(g) + 2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O(g), C este

oxidat în această reacţie, dar H nu este

• atunci când un compus pierde(elimină) oxigenul în cursul unei reacţii,elementul este redus

• în reac ia ț 2 Fe2O3(s) → 4 Fe(s) + 3 O2(g) , Fe s-a redus

• O definiţie a reac iilor redox este combinarea sau țpierderea(eliminarea) de O, dar nu este cel mai bun

6

Oxidare–Reducere(REDOX)

• Considerăm următoarele reac iiț :

4 Na(s) + O2(g) → 2 Na2O(s)

2 Na(s) + Cl2(g) → 2 NaCl(s)

• Reacţia de adi ie dintre ț un metal i ș un nemetal.• În ambele reac ii atomii se transformă în ioni: pozitivi ț

i negativiș4 Na(s) + O2(g) → 2 Na+

2O– (s)

2 Na(s) + Cl2(g) → 2 Na+Cl–(s)

T 7

Oxidare iș Reducere(REDOX)eAltă defini ieț Defini ieț

• Transformarea atomilor în ioni,decurge cu acceptarea sau donarea de electroni.

• Desigur,dacă un atom pierde electroni,atunci alt atom va accepta.

• Când electronii sunt transfera i de la un atom la țaltul în timpul reac iilor se numesc reacţii redox.ț

• Atomii care pierd(cedează) electroni-se oxidează, iar atomii care acceptă electroni –se reduc

2 Na(s) + Cl2(g) → 2 Na+Cl–(s)Na → Na+ + 1 e– oxidareCl2 + 2 e– → 2 Cl– reducere

Leo

ror

8

Oxidare–Reducere• Oxidarea şi reducerea are loc simultan• Dacă un atom pierde electroni,atunci altul acceptă electroni

• Reactantul care reduce un element într-un alt reactant se numeşte agent reducătorReducătorul se oxidează

• Reactantul care oxidează un element într-un alt reactant se numeşte agent oxidantOxidantul se reduce

De ex: 2 Na(s) + Cl2(g) sunt reactan i,iar ț 2 Na+Cl–(s)-produs

2 Na(s) + Cl2(g) → 2 Na+Cl–(s)Na agent reducător ,Na se oxidează, iar

Cl2 agent oxidant, Cl se reduce

9

Identifica i elementele care sunt oxida i ț ți redu i ș ș ,şi agenţi de oxidare şi de

reducere a

• 2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s)

• Fe(s) + Cl2(g) → FeCl2(s)

• Zn(s) + Fe2+(aq) → Zn2+(aq) + Fe(s)

10

Identificarea elementelor care sunt oxida i i redu i ț ș ș ,şi agenţi de oxidare şi

de reducere

• 2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s)

• Fe(s) + Cl2(g) → FeCl2(s)

• Zn(s) + Fe2+(aq) → Zn2+(aq) + Fe(s)

Mg se oxidează, O se reduceMg agent reducător, O2 agent oxidant

Fe se oxidează, Cl se reduceFe agent reducător, Cl2 agent oxidant

Zn se oxidează, Fe2+ se reduceZn agent reducător, Fe2+ agent oxidant

11

Calcularea electronilor• Avem nevoie de o metoda pentru determinarea

modului în care electronii sunt transfera i de la țun atom la altul,transformându-se în ioni.

• Chimiștii atribuie no iunea de ț stare(grad,nivel) de oxidare, care le permite determinarea numărului de electroni transfera iț în reacţie.

• Calculul electronilor ceda i sau accepta i va ț țdepinde de starea de oxidare a ionului(ionilor) din compu i.ș

12

Reguli pentru stări de oxidare Alocarea

• Regulele sunt în ordinea succesivă2. Elementul liber are starea de oxidare = 0

Na = 0 cu Cl2 = 0 trec în 2 Na(s) + Cl2(g)

3. ioni monatomici au starea de oxidare egală cu sarcina ionului Na = +1 iș Cl = -1 în NaCl

4. (a) suma stărilor de oxidare al tuturor atomilor din compus eate egal cu 0 Na = +1 i ș Cl = -1 în NaCl, (+1) + (-1) = 0

13

Reguli pentru stări de oxidare1. (b) suma stărilor de oxidare a tuturor atomilor din

compus ionic(poliatomic) este egal cu suma fiecărui ion(un atom de azot (+5) cu 3 atomi de oxigen (-2) ). N = +5 iș O = -2 ,în NO3

–, (+5) + 3(-2) = -1

• (a) Metalele din grupa (I)au starea de oxidare +1 în to i compu ii ț ș Na = +1 în NaCl

• (b) Metalele din grupa (II)au starea de oxidare +2 în to i compu ii ț ș Mg = +2 în MgCl2

14

Reguli pentru stări de oxidare1. În compu iș ,nemetalele au starea de oxidare

conform tabelului de mai jos Nemetalele poa avea starea de oxidare cea mai joasă

Nemetalul Starea de oxidare Exemple

F -1 CF4

H +1 CH4

O -2 CO2

Grupa 7A -1 CCl4

Grupa 6A -2 CS2

Grupa 5A -3 NH3

15

Identifica i elementele care sunt oxidan i ț ți reducătoriș

• Br2

• K+

• LiF

• CO2

• SO42-

• Na2O2

16

Identifica i elementele care sunt oxidan i ț ți reducătoriș

• Br2 Br = 0, (regula 1)

• K+ K = +1, (regula 2)

• LiF Li = +1, (regula 4a) & F = -1, (regula 5)

• CO2 O = -2, (regula 5) & C = +4, (regula 3a)

• SO42- O = -2, (regula 5) & S = +6, (regula 3b)

• Na2O2 Na = +1,(regula 4a) & O = -1,)regula 3a)

17

Oxidarea iș ReducereaO mai bună defini ieț

• Oxidarea se produce atunci când starea unui atom de oxidare creşte în timpul unei reacţii

• Reducerea se produce atunci când starea unui atom de oxidare scade în timpul unei reacţii

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O-4 +1 0 +4 –2 +1 -2

oxidarereducere

18

Identifica i elementele care sunt oxidan i ț ți reducători pentru fiecare reac ie ș ț

3 H2S + 2 NO3– + 2 H+ → 3 S + 2 NO + 4 H2O

MnO2 + 4 HBr → MnBr2 + Br2 + 2 H2O

19

Identifica i elementele care sunt oxidan i ț ți reducători pentru fiecare reac ie ș ț

3 H2S + 2 NO3– + 2 H+ → 3 S + 2 NO + 4 H2O

MnO2 + 4 HBr → MnBr2 + Br2 + 2 H2O

+1 -2 +5 -2 +1 0 +2 -2 +1 -2

ox agred ag

+4 -2 +1 -1 +2 -1 0 +1 -2

oxidarereducere

oxidare

reducere

red agox ag

20

Bilan ul reac iilor redoxț ț✂ Elementullui se atribuie stări

de oxidarepentru a determina oxidantul i reducătorul.ș

✂ Separăm în semireac iiț oxidarea si reducerea

✂ În aceste semireac ii lipse te bilan ul ț ș țmaterial

a) Dacă ionul sau substan a con ine mai mul i ț ț țatomi de oxigen,atunci se va elibera unindu-se cu hidrogenul i se va elibera sub formă de șapă,în cazul nostru-mediul acid.

b) Dacă ionul sau substan a con ine mai pu ini ț ț țatomi de oxigen decât substan ele țfinale,atunci insuficien a lor se completează în țsolu iile acide i neutre cu molecule de apă.ț ș

Fe2+ + MnO4– → Fe3+ + Mn2+

+2 +7 -2 +3 +2oxidează

reduce

Fe2+ → Fe3+

MnO4– → Mn2+

Fe2+ → Fe3+

MnO4– → Mn2+

MnO4– → Mn2+ + 4H2O

MnO4– + 8H+ → Mn2+ + 4H2O

21

Bilan ul reac iilor redoxț ț✂ Echilibrăm sarcinile ionilor

din ambele semireac ii prin țintermediul electronilor.

✂ Elementul se oxidează eliberând electroni(în cazul Fe)

✂ Semireac ia care acceptă electroni se țreduce(în cazul Mn).

✂ Numărul de electroni servesc echilibrul între jumătă ile ț de reacţii(găsim numitor comun) i șpentru determinarea coeficien ilor.ț

✂ Se adună jumată ile de reacţii, țelectroni şi speciile comune se reduc.

✂ Verificăm

Fe2+ → Fe3+ + 1 e-

MnO4– + 8H+ + 5 e- → Mn2+ + 4H2O

MnO4– + 8H+ → Mn2+ + 4H2O

+7 +2

Fe2+ → Fe3+ + 1 e-

MnO4– + 8H+ + 5 e- → Mn2+ + 4H2O

} x 5

5 Fe2+ → 5 Fe3+ + 5 e-

MnO4– + 8H+ + 5 e- → Mn2+ + 4H2O

5 Fe2+ + MnO4– + 8H+ → Mn2+ + 4H2O + 5 Fe3+

22

Practicăm bilan ul electronic prin exemplețCu+ + I2 → Cu2+ + I–

23

Practicăm bilan ul electronic prin exemplețCu+ + I2 → Cu2+ + I– +1 0 +2 -1

oxidarereducere

oxidare: Cu+ → Cu2+ reducere: I2 → I–

oxidare: Cu+ → Cu2+ reducere: I2 → 2 I–

oxidare: Cu+ → Cu2+ + 1 e- reducere: I2 + 2 e- → 2 I–

oxidare: Cu+ → Cu2+ + 1 e- } x 2 reducere: I2 + 2 e- → 2 I–

2 Cu+ + I2 → 2 Cu2+ + I2

24

Practicăm bilan ul electronic prin exempleț I– + Cr2O7

2- → Cr3+ + I2

25

Practicăm bilan ul electronic prin exempleț I– + Cr2O7

2- → Cr3+ + I2+6 0+3-1

oxidarereducere

ox: I– → I2 red: Cr2O72– → Cr3+

-2

ox: 2 I– → I2 red: Cr2O72– → 2 Cr3+

red: Cr2O72– → 2 Cr3+ + 7 H2O

red: Cr2O72– + 14H+→ 2Cr3+ + 7H2O

ox: 2 I– → I2 + 2e- red: Cr2O72– + 14H+ + 6e- → 2Cr3+ + 7H2O

ox: 2 I– → I2 + 2e-}x3 red: Cr2O72– + 14H+ + 6e- → 2Cr3+ + 7H2O

Cr2O72– + 14 H+ + 6 I– → 2 Cr3+ + 7 H2O + 3 I2

26

Va avea loc o reactie?

• reacţii favorabile energetic sunt spontane

• energia de activare poate fi atât de mare încât reac ia să fie încetenităț

• reactivitatea relativă ale metalelor pot fi folosite pentru a determina dacă unele reacţii redox sunt spontane(din seria tensiunii pentru metale).

27

Reacţii redox ireversibile• Reac ii de substitu ieț ț• Un element mai activ substitue un element

mai pu in activ din punct de vedere chimicțmetalele substitue alte metale sau H

Cu + 2 AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2 Ag

Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2

nemetalele substitue alte nemetale,2 KI + Br2 → 2 KBr + I2

Carbonul substitue metale din oxizi3 C + Fe2O3 → 3 CO + 2 Fe

• Sunt reac iiț redox,deaore elementul î i schimbă gradul de oxidareș

Zn + 2 H+ → H2 + Zn2+

28

KBaSrCaNaMgAlMnZnCrFeCdCoNiSnPbHSbAsBiCuHgAgPdPtAu

Substitue H2

fromcoldH2O

fromsteam

fromacids

Rea

cio

neaz

ă c

u O

2 fo

rmân

d ox

izi

ț

Fe este înaintea Cu, deci Cu nu va substitui Fe2+

KBaSrCaNaMgAlMnZnCrFeCdCoNiSnPbHSbAsBiCuHgAgPdPtAu

Substutue H2from

coldH2O

fromsteam

fromacids

Rea

cio

neaz

ă c

u O

2 fo

rmân

d ox

izi

ț

.

KBaSrCaNaMgAlMnZnCrFeCdCoNiSnPbHSbAsBiCuHgAgPdPtAu

Substitue H2rapide

fromsteam

fromacids

Rea

cio

neaz

ă c

u O

2 fo

rmân

d ox

izi

ț

Zn este înaintea H,deci Zn va reac iona cu aciziiț

Zn + Fe2+ → Fe + Zn2+

Seria de activitate a metalelor• Metalele :Li,Na,K,,sunt metale

active• Metalele reactive lista de mai

sus de H se va dizolva în acid• Metalele sub H sunt mai

pasive• Pt,Au sunt metale nobile

Cu + Fe2+ → nu reacționează

KBaSrCaNaMgAlMnZnCrFeCdCoNiSnPbHSbAsBiCuHgAgPdPtAu

Substitue H2rapide

rapide

Reac io-țnează cu acizii

Rea

cio

neaz

ă c

u O

2 fo

rmân

d ox

izi

ț

Zn este înaintea Fe, deci Zn va substitui Fe2+

Aurul este la partea de jos, aşa că este foarte nereactiv

29

Mg este înaintea Cu în seria activită iița metalelorMg va reac ionaț

cu Cu2+ se formează Mg2+

i ș Cu

Dar Cu nu va reac iona cu ț Mg2+

30

Care sunt produ ii?ș• Mg + H3PO4 →

• Cu + H2SO4 →

• Al + Fe2+ →

31

• 3 Mg + 2 H3PO4 → Mg3(PO4)2 + 3 H2

• Cu + H2SO4 → nu reacționează

• 2 Al + 3 Fe2+ → 2 Al3+ + 3 Fe

Care sunt produ ii?ș

32

Celule Electrochimice(Pile chimice)• electrochemia studiază reac iile redoxț care produc sau

consumă current electric(energie electrică) .• conversia dintre energia chimică şi energie electrică se

realizează într-o celulă electrochimică(pile chimice) • reacţii spontane redox vor avea loc într-o celulă

voltaică de asemenea, cunoscut sub numele de celule galvanice

bateriile se numesc celule voltaice

• Reac ii redox nespontane consumă curent electric (are țloc la fiecare electrod,o reac ie chimică) în ț pile chimice reversibile.

33

Celule Electrochimice(Pile chimice)• Reac iile de reducere i oxidare ț ș sunt separate

jumătate de celulă

• fluxul de electroni printr-un fir, împreună cu fluxul de ioni, printr-o soluţie constituie un circuit electric

• necesită un conductor solid (metal sau grafit),pentru a permite transferul/migrare de electroni. prin circuitul exterior

• schimbul de ioni,este în solu ia ionică,ț dintre cele două jumătăţi ale pilei chimice se nume te:ș

electrolit

34

Electrozi• Anod electrod are loc procesul de oxidare.

Anionii sunt atra i de anod.ș conectat la capatul pozitiv(+) al bateriei în celula

electrolitică. pierde în greutate în celulă electrolitică.

• Catodelectrod are loc procesul de reducere.

Cationii sunt atra i de catod.ș conectat la capatul negativ(-) al bateriei în celula

electrolitică. electrod în cazul în care are loc în placare galvanizare.Câştigă în greutate în celulă electrolitică.

35

CelulaVoltaică

36

Curentul i ș Voltajul

• Numărul de electroni care parcurg prin sistem intr-o secundă se nume te ș current Suprafaţa electrodului dictează numărul de

electroni care pot parcurge

• cantitatea de for ă ce împinge electronii țprin cablu este tensiunea - voltajmai departe metalele sunt aranjate în seria de

activitate sau de tensiunea lor

37

Curentul

Cantitatea de apă Mi cându-se într-o șdirec ie variindu-se cu țtimpul.

Curentul electric-mi care orientată a particulelor șîncărcate cu sarcini electrice.Curent electric continuu-curent electric al cărei sens

i a cărei intensitate nu variază în timp.șCurent electric alternativ -curent electric al cărui sens i a cărui intensitate variază periodic în timp.ș

38

Voltajul

Gravitaţia este forţa de tracţiune de apă în jos pe râu.

cantitatea de for ăț ce împinge electronii prin cablu este tensiunea - voltaj.

39

Batteria Sunt surse care generează curent electric,printr-un proces

chimic( i în parte șfizic) la care participă un electrolit(solu ie).ț

• Componentele principale ale unei pile sunt cei doi electrozi ai ei împreună cu electrolitul din jurul său.

• Electrozii sunt uni i țîn exteriorul pilei printr-un conductor electric,prin aceasta trece un curent electric,deci circulă electronii de la electrodul negativ la cel pozitiv.

Tro's Introductory Chemistry, Chapter 16

40

LeClanche’ Acidică Dry Cell• electrolit în formă de pastă ZnCl2 + NH4Cl

sau MgBr2

• anodul = Zn (sau Mg)Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e-

• catodul = cilindru de grafit• MnO2 se reduce• 2 MnO2(s) + 2 NH4

+(aq) + 2 H2O(l) + 2 e- → 2 NH4OH(aq) + 2 Mn(O)OH(s)

• Celula voltaică = 1.5 v• scumpă, nonre argabilă, grea, se corodează uşorș

41

Alcalină Dry Cell• aceeaşi celulă de bază ca i la ș celula de uscat

acidă, cu excepţia electrolitului care este alcalin pasta KOH

• anodul = Zn (sau Mg)Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e-

• catodul = tijă de alamă

• MnO2 se reduce• 2 MnO2(s) + 2 NH4

+(aq) + 2 H2O(l) + 2 e- → 2 NH4OH(aq) + 2 Mn(O)OH(s)

• celula voltaică = 1.54 v• viaţă de depozitare şi coroziune e mai lungă decât celulele

acide uscate, sunt reincarcabile

42

Acumulatorul de Plumb• 6 celule în serie

• electrolitul = 6 M H2SO4

• anodul = PbPb(s) + SO4

2-(aq) → PbSO4(s) + 2 e-

• catodul = Pb acoperită cu PbO2

• PbO2 se reduce• PbO2(s) + 4 H+(aq) + SO4

2-(aq) + 2 e- → PbSO4(s) + 2 H2O(l)

• celula voltaică = 2.09 v

• Regenerabilă,

43

Pile de combustie• Într-o pilă compusă dintr-un electrod de hidrogen cuplat cu un electrod de

oxigen,reac ia producătoare de energie electrică este ț2H2+O2=2H2O(formarea apei)

• Anodul i ș Catodul împreună sunt acoperite cu metal de Pt • Electrolitul este solu ia ț OH–

• Reac ia anodicăț : 2 H2 + 4 OH– → 4 H2O(l) + 4 e-

• Reac ia catodicăț : O2 + 4 H2O + 4 e- → 4 OH–

44

Coroziinea• Coroziunea este oxidarea spontană a unui metal în

produse chimicecu mediul înconjurător • din moment ce multe materiale pe care le folosim sunt

active, metale, coroziunea poate fi o problema foarte mare

45

Prevenirea Coroziunii• O modalitate de a reduce sau de a incetini

coroziunea este pentru a acoperi suprafata de metal

• să-l păstraţi de la contactul chimic-corozive în mediul,

• cum ar fi Al, formează un oxid rezistent, care se ataseaza la suprafata de metalului ca o peliculă de protec ieț ,

• altă metodă de a proteja metalul este să-l ataşaţi la un metal mai reactiv, care este electrod ieftin de sacrificiu

46

Celulă electrolitică- Electroplating