Flashcards: Redox

Totes les targetes del tema

Per fer-hi una ullada ràpida o repassar-les en paper.

1. 1. Què és una oxidació i què és una reducció?

   Oxidació: una espècie perd electrons i el seu nombre d'oxidació puja. Reducció: una espècie en guanya i el seu nombre d'oxidació baixa. Sempre passen alhora.

2. 2. Error típic: dir que l'oxidant és el que s'oxida. Què és el correcte?

   És al revés: l'oxidant oxida l'altre i, per fer-ho, ell es redueix (capta electrons). El que s'oxida és el reductor.

3. 3. Què és el nombre d'oxidació d'un àtom?

   Una comptabilitat d'electrons: la càrrega que tindria l'àtom si els electrons de cada enllaç se'ls quedés l'àtom més electronegatiu. En un enllaç covalent no és una càrrega real.

4. 4. Quines regles bàsiques fas servir per deduir el nombre d'oxidació d'un àtom dins d'un compost?

   Un element no combinat val 0. L'$\mathrm{H}$ sol valer $+1$ i l'$\mathrm{O}$, $-2$ (llevat dels peròxids). Un ió monoatòmic val la seva càrrega. Tots sumen 0 en una molècula neutra i la càrrega en un ió.

5. 5. Què és una semireacció?

   Cadascun dels dos processos en què es parteix una redox: la semireacció d'oxidació, que allibera electrons, i la de reducció, que els capta.

6. 6. Com saps quants electrons intervenen en una semireacció?

   Per la variació del nombre d'oxidació de cada àtom que canvia, multiplicada pel nombre d'aquests àtoms. Del $\mathrm{MnO_4^-}$ al $\mathrm{Mn^{2+}}$, el $\mathrm{Mn}$ passa de $+7$ a $+2$: 5 electrons.

7. 7. En ajustar una semireacció en medi àcid, amb què equilibres l'oxigen i l'hidrogen?

   L'oxigen amb $\mathrm{H_2O}$ i l'hidrogen amb $\mathrm{H^+}$, un cop equilibrats els altres àtoms. Al final, equilibres la càrrega afegint electrons al costat que calgui.

8. 8. Error típic: sumar les dues semireaccions sense igualar abans els electrons. Què és el correcte?

   Multiplica cada semireacció perquè els electrons que perd el reductor siguin exactament els que guanya l'oxidant. En sumar, s'han de cancel·lar; si no, la reacció no està ajustada.

9. 9. En una volumetria redox amb permanganat, per què no cal afegir indicador?

   El $\mathrm{MnO_4^-}$ és violeta i el $\mathrm{Mn^{2+}}$ gairebé incolor: la primera gota en excés tenyeix la dissolució de rosa i marca el punt final.

10. 10. Què és una pila galvànica?

    Un dispositiu que aprofita una redox espontània per produir corrent: les dues semireaccions passen en recipients separats i els electrons van del reductor a l'oxidant per un fil.

11. 11. Per a què serveix el pont salí d'una pila?

    Tanca el circuit: els seus ions migren cap a cada recipient i en mantenen la neutralitat elèctrica. Sense pont salí, la pila deixa de funcionar.

12. 12. En una pila, què passa a l'ànode i al càtode, i quin signe té cada pol?

    A l'ànode hi ha l'oxidació i és el pol negatiu (n'hi surten els electrons). Al càtode hi ha la reducció i és el pol positiu.

13. 13. Com s'escriu, per conveni, la notació d'una pila?

    Ànode | dissolució || dissolució | càtode, on la doble barra és el pont salí. La pila Daniell: $\mathrm{Zn\,|\,Zn^{2+}\,||\,Cu^{2+}\,|\,Cu}$.

14. 14. Què indica el potencial estàndard de reducció $E^\circ$ d'un parell redox?

    La tendència de la forma oxidada del parell a reduir-se (captar electrons), en volts. Com més gran és $E^\circ$, més oxidant és aquesta forma.

15. 15. Com calcules la força electromotriu (fem) d'una pila?

    $\mathrm{fem} = E^\circ_{\text{càtode}} - E^\circ_{\text{ànode}}$, amb els potencials estàndard de reducció. Si surt positiva, la reacció és espontània en condicions estàndard i la pila funciona.

16. 16. De dos parells redox, com decideixes quin fa de càtode en una pila?

    El de potencial de reducció més gran es redueix i fa de càtode; l'altre s'oxida i fa d'ànode. Si la fem et surt negativa, els has triat a l'inrevés.

17. 17. Si multipliques una semireacció per 2 per igualar electrons, què passa amb el seu $E^\circ$?

    No canvia: el potencial no depèn de la quantitat de substància. Calcules la fem amb els valors de la taula tal com són.

18. 18. Què és una electròlisi?

    El procés invers d'una pila: un corrent extern força una redox no espontània (fem negativa). Es fa en una cuba electrolítica.

19. 19. Error típic: pensar que el càtode és sempre el pol positiu. Què és el correcte?

    Al càtode sempre hi ha la reducció. El que canvia és el signe: a la pila el càtode és positiu, però a la cuba electrolítica és negatiu, perquè el corrent l'imposa la font.

20. 20. En l'electròlisi del clorur de sodi fos, què s'obté a cada elèctrode?

    Al càtode, sodi metàl·lic: $\mathrm{Na^+ + e^- \rightarrow Na}$. A l'ànode, clor gas: $\mathrm{2\,Cl^- \rightarrow Cl_2 + 2\,e^-}$.

21. 21. Per què electrolitzant una dissolució aquosa de $\mathrm{NaCl}$ no s'obté sodi al càtode?

    A l'electròlisi competeixen totes les espècies presents, i l'aigua es redueix més fàcilment que el $\mathrm{Na^+}$: al càtode surt $\mathrm{H_2}$. El sodi s'obté de la sal fosa.

22. 22. Què s'obté en l'electròlisi de l'aigua, i en quina proporció?

    $\mathrm{2\,H_2O \rightarrow 2\,H_2 + O_2}$: hidrogen al càtode i oxigen a l'ànode, amb el doble de volum d'hidrogen. Cal afegir-hi un electròlit perquè condueixi.

23. 23. Per a què es fa servir l'electròlisi a la indústria?

    Per obtenir metalls molt reactius (sodi, alumini) i substàncies com el clor o l'hidrogen, per recobrir peces amb metall (electrodeposició: cromats, daurats) i per purificar metalls.

24. 24. Amb quina fórmula calcules la càrrega que passa per una cuba electrolítica?

    $Q = I\cdot t$, amb $Q$ en coulombs, el corrent $I$ en ampers i el temps $t$ en segons.

25. 25. Escriu la llei de Faraday per a la massa dipositada en una electròlisi.

    $m = \dfrac{M\cdot Q}{n\cdot F}$, on $M$ és la massa molar, $n$ els electrons per ió i $F = 96\,500\ \mathrm{C/mol}$, la càrrega d'un mol d'electrons.

26. 26. Error típic: posar el temps en minuts a $Q = I\cdot t$. Què és el correcte?

    El temps ha d'anar en segons. Si poses minuts, la càrrega surt 60 vegades més petita i tot el càlcul de Faraday falla.