1.Introducción a La Electroquímica (1)

8/20/2019 1.Introducción a La Electroquímica (1)

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I.E.S. Jándula Departamento de Física y Química

Andújar Nivel: 2º Bachillerato

Jaén Profesora: Carmen Montero Lara

INTRODUCCIÓN A LA ELECTROQUÍMICA:

1. REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN O REACCIONES REDOX:

Reacciones de este tipo son: la combustión de muchas sustancias, la oxidación demetales al aire, la obtención de metales y no metales a partir de sus minerales, los

procesos electrolíticos, la producción de energía eléctrica en las pilas, etc.

Una reacción redox es aquella en la que se produce una transferencia deelectrones, luego definimos:

Oxidación: una sustancia cede sus electrones de valencia (se ha oxidado y lallamamos reductor).

Reducción: la otra sustancia acepta esos electrones de valencia (se ha reducidoy la llamamos oxidante).

P.ej: la reacción de formación del MgF2 a partir de sus elementos ocurre así:

Mg → Mg2+ + 2 e- Oxidación (el Mg se ha oxidado, reductor)F2 + 2 e

- → 2 F- Reducción (el F2 se ha reducido, oxidante) _________________________

Mg + F2 → Mg2+ + 2 F- Reacción redox (suma de ambas)

En la formación de los compuestos iónicos es fácil ver esa transferencia de e -,

sin embargo, en los compuestos covalentes es complicado, por eso adoptamos un

criterio más claro para identificar este tipo de reacciones basándonos en el númerode oxidación (N.O):


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Teniendo en cuenta este concepto:

-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4

↑ N.O ocurre la oxidación (reductor) ↓ N.O ocurre la reducción (oxidante)

Ej:

→ 2

El H2 ha ↑ su N.O, se ha oxidado, cada átomo de H pierde 1 e-, es el reductor.

El Cl2 ha ↓ su N.O, se ha reducido, cada átomo de Cl gana 1 e-, es el oxidante.

Todo oxidante tiene su reductor conjugado y todo reductor tiene su oxidante

conjugado.

Luego, en nuestro ejemplo:

→ 2 Reductor 1 Oxidante2 Oxte. conj1 Rdtor conj2

2. AJUSTE DE REACCIONES REDOX POR EL MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN:

Ajustaremos tanto el número de átomos como el número de electrones.

En medio ácido:

Escribimos la reacción en forma iónica, disociándose solo los ácidos, sales

e hidróxidos:


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HNO3 + HI → NO + I2 + H2O Forma molecular

H+ + NO3- + H+ + I- → NO + I2 + H2O Forma iónica

Indicamos los N.O de cada especie:

Escribimos las semirreacciones de oxidación y reducción:

NO3- → NO Reducción

I- → I2 Oxidación

Ajustamos en este orden: átomos, O (con H2O), H (con H+) y e-:

NO3- + 4 H+ + 3 e- → NO + 2 H2O

2 I- → I2 + 2 e-

Sumamos ambas semirreacciones e igualamos el número de e- en ambas:

x2) NO3- + 4 H+ + 3 e- → NO + 2 H2O

x3) 2 I- → I2 + 2 e- _____________________________________________________

2 NO3- + 8 H+ + 6 I- → 2 NO + 4 H2O + 3 I2

Escribimos la forma molecular y comprobamos:

2 HNO3 + 6 HI → 2 NO + 3 I2 + 4 H2O

En medio básico:

Repetimos todos los pasos hasta que obtengamos la suma de las dos

semirreacciones:

CrO2- + ClO- → CrO42- + Cl- Nos dan la forma iónica

x2) CrO2- + 2 H2O → CrO42- + 4 H+ + 3 e-

x3) ClO- + 2 H+ + 2e- → Cl- + H2O ____________________________________________________

2 CrO2- + 4 H2O + 3 ClO

- + 6 H+ → 2 CrO42- + 8 H+ + 3 Cl- + 3 H2O


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Simplifico siempre que pueda:

2 CrO2- + 4 H2O + 3 ClO

- + 6 H+ → 2 CrO42- + 8 H+ + 3 Cl- + 3 H2O

2 CrO2- + H2O + 3 ClO

- → 2 CrO42- + 2 H+ + 3 Cl-

Sumamos a ambos miembros OH-, ¿cuántos? El mismo número que

tengamos de H+:

2 CrO2- + H2O + 3 ClO

- + 2 OH- → 2 CrO42- + 2 H+ + 3 Cl- + 2 OH-

Nos fijamos que tenemos 2 H+ + 2 OH- = 2 H2O; luego, sustituimos y

simplificamos:

2 CrO2- + H2O + 3 ClO

- + 2 OH- → 2 CrO42- + 2 H2O + 3 Cl-

2 CrO2- + 3 ClO- + 2 OH- → 2 CrO42- + H2O + 3 Cl-

3. VALORACIONES REDOX:

Son similares a las valoraciones ácido-base.

El oxidante y reductor reaccionan hasta que la reacción redox es completa; el

punto final puede conocerse mediante la adición de un indicador redox adecuado o

mediante el cambio de color que experimentan las propias disoluciones del oxidante

o del reductor.

P.ej: queremos valorar una disolución

de sulfato de hierro (II), un reductor, con la

disolución de un oxidante, el permanganato

de potasio, de concentración conocida. En la

bureta colocamos la disolución de KMnO4,

violeta, y en el Erlenmeyer un volumen

conocido de disolución de FeSO4, casi

incolora, y unas gotas de H2SO4. Al echar el

KMnO4 sobre el FeSO4, aquél se decolora al

reducirse a Mn2+ incoloro. El punto final se

alcanza cuando una gota de permanganatoya no se decolora, la aparición de un color

rosa persistente indica el final de la valoración por haberse acabado el reductor:

x1) MnO4- + 8 H+ + 5 e- → Mn2+ + 4 H2O

x5) Fe2+ → Fe3+ + 1 e- ______________________________________________________

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

Violeta Incoloro


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4. PILA VOLTAICA, POTENCIAL ESTÁNDAR O NORMAL DEREDUCCIÓN Y ESPONTANEIDAD:

Una pila voltaica o electroquímica esun dispositivo que produce una corriente

eléctrica a partir de una reacción redox

espontánea. Está formada por dos electrodos

metálicos, el ánodo en el que se produce la

oxidación y el cátodo en el que se produce

la reducción, sumergidos en disoluciones de

sales solubles de sus propios iones, un

conductor externo metálico que permite el

flujo constante de e- desde el ánodo hacia el

cátodo, un puente salino con una disolución

de electrolito fuerte inerte KCl que cierra el

circuito y mantiene la neutralidad eléctricaconstante y un voltímetro que mide la

diferencia de potencial entre los electrodos:

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e- Oxidación. La masa del Zn ↓ Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s) Reducción. La masa del Cu ↑ _____________________________

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

Notación de la pila:

Ánodo(s) │ Disolución de sal soluble(aq, 1 M) ║ Disolución de sal soluble(aq, 1 M) │ Cátodo(s) - +

│ Indica separación de fase ║ Indica puente salino

Zn(s) │ Zn2+(aq, 1 M) ║ Cu2+(aq, 1 M) │ Cu(s)

El potencial estándar o normal de electrodo es la diferencia de potencial

medida en una pila formada por este electrodo y el electrodo de hidrógeno, ambos encondiciones estándar (1 M, 1 atm y 25 ºC).

Existe una tabla que engloba los potenciales estándar de diversos electrodos

llamada serie de potenciales estándar de reducción (ver al final del tema), en ellaaparecen las semirreacciones de reducción así como sus potenciales estándar de

reducción, al lado izquierdo de la semirreacción estaría el oxidante y al derecho el

reductor.

Eligiendo dos electrodos estándar podremos fabricar una pila, siendo el electrodo

con potencial estándar de reducción más grande el que tiene mayor fortaleza como

oxidante, luego se reduce y actuará de cátodo. El otro de ánodo y se oxidará.


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Si observamos la tabla el oxidante más fuerte será el F2 y el más débil el Li, o lo

que es lo mismo, el reductor más fuerte es el Li y el más débil el F2.

Si invertimos el sentido de las semirreacciones de la tabla, también se invierte el

signo del potencial convirtiéndose en potencial estándar de oxidación.

El potencial estándar o fuerza electromotriz de una pila (fem) se calcula:

Para que un proceso redox ocurra espontáneamente se ha de cumplir que

para que ΔG0 < 0:

La relación que existe entre la ΔG0 y el es: ΔG0 = - n.F.

ΔG0 = variación de energía libre, Jn = moles de electrones, mol

F = 96500

Eo pila = fem de la pila, V

5. ELECTRÓLISIS:

Es el proceso en el que el paso de la

corriente eléctrica por una disolución o por

un electrolito fundido produce una reacciónredox no espontánea. Se lleva a cabo en las

cubas electrolíticas, en donde los electrodos

(inertes) se conectan a una fuente de

corriente continua:

2 Cl-(l) → Cl2(g) + 2 e- x2) Na+(l) + 1 e- → Na(l) __________________________________

2 Cl-(l) + 2 Na+(l) → Cl2(g) + 2 Na(l)

E0 pila = E

0cátodo - E

0ánodo =

= -2,71 - (+1,36) = -4,07 V Reacción no

espontánea.


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Diferencias con las pilas voltáicas:

Aplicaciones industriales de la electrólisis, corrosión de los metales,

electrólisis y reciclado y pilas prácticas: Pág 252-253-255

Leyes de Faraday:

Primera: la cantidad de sustancia que se deposita o se desprende en loselectrodos de una cuba electrolítica es proporcional a la cantidad de

electricidad que circula por ella.

Segunda: la carga total que debe pasar por una cuba electrolítica para quecircule 1 mol de e- es de 96500 C (1 F).

1 F es la carga que tiene 1 mol de e-:

1 mol e- = 6,022.10-23 e- .

= 96500 C

De forma general, el proceso de deposición de un metal por procedimientos

electrolíticos se ajusta a la ecuación:

Mx+(aq) + x e- → M(s) m =

donde eq-g =

I . t = Q

m = masa del metal depositada, g

eq-g = equivalente gramo

I = intensidad de corriente, A

t = tiempo, s

Mm = masa molecular

n = moles de e-

Q = carga que circula por la cuba, C


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