apuntes electroquimica 1

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Reacciones redox 1Reacciones redox 1


Celda electroquimica

• Es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reaccion redox espontanea.

• Se la conoce tambien como celda galvanica o voltaica

Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display. Celda electroquímica

ánodo cátodo

Puente salino

voltímetro

algodón

soluciónsolución

Reacción neta

es oxidado

a en el ánodoes reducido

a en el cátodo

semireacción semireacción


La reacción de reducción siempre tiene lugar en el cátodo.

La reacción de oxidación siempre tiene lugar en el ánodo.

Por convención:

El cátodo corresponde al polo positivo de la pila.

El ánodo corresponde al polo negativo de la pila.

El puente salino se utiliza para unir los dos compartimentos de los electrodos y completar el circuito eléctrico. El más

utilizado es el KCl.


Dispositivo experimental de la celda electroquimica

Voltímetro

Mide el voltaje de la celda o sea la fuerza electromotriz o fem (E)

y potencial de celda


Diagrama de la celdaDiagrama de la celda

- Zno (s)/ Zn2+(aq) // Cu2+ (aq) / Cuo(s)

+

1M 1M

Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0

Zn(s) Zn2+(ac,1M) + 2e

significaCu2+(ac,1M) + 2e Cu(s)

significa

Significa puente salino

cátodoánodo


¿Cómo determinamos cuál especie ¿Cómo determinamos cuál especie se oxida y cuál se reduce?se oxida y cuál se reduce?

Por medio de la tabla de Por medio de la tabla de potenciales de reducción.potenciales de reducción.


Electrodo de referencia


voltímetrovoltímetro voltímetrovoltímetro

Puente salino

Celdas que operan en condiciones estándar

Zn(s)/Zn2+(1M) // H+(1M)/H2(1 atm)/ Pt(s)

Zn(s) Zn2+(1M) + 2e

2H+(1M) + 2e H2(1 atm)

Eº celda = Eº cátodo – Eº ánodo

Eº celda = Eº H+/H2 – Eº Zn2+/Zn

0.76V = 0 V – Eº Zn2+/Zn


voltímetrovoltímetro voltímetrovoltímetro

Electrodo de Zn Electrodo de H2

(electrodo)

Puente salinoPuente salino

Celdas que operan en condiciones estándar

Zn(s) Zn2+(ac,1M) + 2e

Pt

H2(1 atm) 2H+(1M) + 2e

Cu2+(1M) + 2e Cu(s)

Pt(s)/H2(1 atm) / H+(1M)//Cu2+(1M) /Cu(s)

Eº celda = Eº cátodo – Eº ánodo

Eº celda = Eº Cu2+/Cu – Eº H+/H2

0.34V = Eº Cu2+/Cu – 0 V

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ánodo cátodo

Puente salino

voltímetro

algodón

soluciónsolución

es oxidado

a en el ánodoes reducido

a en el cátodo

Eº celda = Eº Cu2+/Cu – Eº Zn2+/Zn

Eº celda = 0.34 V – (– 0.76 V)

Eº celda = 1.10 V


Fuertementereductor

Fuertementeoxidante


Espontaneidad de la reacción redox


//G/ G/ /E/ /E/

Espontaneidad de reacciones redoxEspontaneidad de reacciones redox

Energía química Energía eléctrica

Para procesos espontáneos : G -G -

E +E +

G = - n F E


Relación entre FEM y el Relación entre FEM y el G G

G = -nF EG = -nF E

n = número de electrones transferidos

F = 1 Faraday = cantidad de carga eléctrico de 1 mol de electrones (96500 Coulombios)

Coulomb = Joule/Voltio

Relaciona el cambio de energía libre con la FEMRelaciona el cambio de energía libre con la FEM

En condiciones estándar :

Gº = - n F Eº


Relación entre FEM y la KeqRelación entre FEM y la Keq

A partir de:

GG = GG + RT ln Q

En el equilibrio G = 0G = 0

GG = - RT ln Keq = - RT ln Keq

GG = - nF E = - nF ERecordando:

-nF E-nF E = - RT ln Keq- RT ln Keq


EE = 0,06 log Keq = 0,06 log Keqn

EE = R T log Keq = R T log Keq

n F

a 298 K , F = 96500 J/V.mol, R = 8.314 J/K. mol


Relación entreRelación entre Eº, KEº, Keqeq y y GG

GG Keq E

-- > 1 +

Reacción en condiciones estándar

Espontánea

0 = 1 0 En equilibrio

+ < 1 -- No espontánea


Relacion entre la FEM estándar de la pila con la constante de equilibrio y el GG .


Gr = G º + RT ln Q

- n F E = - n F Eº + RT ln Q

E = Eº - RT ln Q

n F

Indica la variación del potencial de la pila con la composición.

Ecuación de NernstEcuación de Nernst

aA + bB cC + dD


Ecuación de NernstEcuación de Nernst

E = E - RT ln QnF

E = E - 0,06 V log [Productos]

[Reactivos]

Reactivos Productos

a 298 K , F = 96500 J/V.mol, R = 8.314 J/K. mol


Celda de concentración Celda de concentración

E = E - RT ln QnF

Zn 2+ (aq) + 2 e- Znº (s)

Znº / Zn 2+ (aq, 0,10 M) // Zn 2+ (aq, 1,0 M)/ Zn (s)-- +


E = 0,0296 V

E = 0 - 0.0257V ln 0,102 1,0

Celda de concentración Celda de concentración

Zn 2+ (1 M) Zn 2+ ( 0,1 M)

Zn º Zn 2+ ( 0,1 M) + 2 e

Zn 2+ (1 M) + 2 e Zn º (s)

Oxidación

Reducción


Efecto del pH en el E Efecto del pH en el E reducciónreducción

MnO4 - + 8 H+ +5 e- 4 H2O + Mn 2+

E = E - 0,06 log [Mn 2+ ] n [MnO4

-] [H+ ]8

E = 1,51 V + 0,06 V log [MnO4 -] [H+ ]8

n [Mn 2+]

A mayor acidez, mayor E de reducción, mayor carácter oxidante


E = 1,51 V - 0,012 x 8 (- log [H+ ])

E = 1,51 V - 0,012 x 8 x pH

E = E - 0,06 log [Mn 2+ ]

n [MnO4 -] [H+ ]8

[MnO4 -] = [Mn

2+]

E = 1,51 V - 0,06 log 1

5 [H+ ]8

•mayor acidez menor pH•mayor E de reducción mayor carácter oxidante


BIBLIOGRAFÍA

• Atkins P.W, Jones L. Química . 3ra edición. Ed Omega. 1999.

• Chang R. Química. 6ta edición. Ed Mc. Graw Hill. 1999.

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