ANALISIS QUÍMICO

UNIDAD 5: ANALISIS CUANTITATIVO

VOLUMETRÍA REDOX 2014-2015

Reacciones de oxidación - reducción

En una reacción de oxidación-reducción los electrones son transferidos de un reactante a otro

La oxidación es la pérdida de electrones La reducción es la ganancia de electrones

El Fe se oxida y se le conoce como agente reductor, mientras que el Ce de reduce y es conocido como agente oxidante.

Balance de ecuaciones Redox

1. Balanceamos las semi-reacciones añadiendo H+, OH- o H2O

Reducción Oxidación

Balance de ecuaciones Redox

2. Igualar el número de electrones

Reducción

Oxidación

Balance de ecuaciones Redox

3. Sumar las dos semi- reacciones

Celda Electroquímica

Una celda electroquímica nos permite obtener energía eléctrica a partir de una reacción redox

Semireacción de oxidación

Semireacción de reducción

Celda Electroquímica

ánodo cátodo

Pila de Daniell Zn|Zn2+|| Cu2+|Cu

Celda Electroquímica

cátodo ánodo

Tipos de celdas electroquímicas

Las celdas electroquímicas se clasifican en : • Galvánicas o voltaicas • Electróliticas Las celdas galvánicas operan de manera espontanea mientras que las celdas electrolíticas requieren de una fuente de energía para su operación, es decir, mediante las celdas galvánicas se puede almacenar energía eléctrica, mientras que las celdas electrolíticas consumen electricidad. La batería de un automóvil es un ejemplo de los dos tipos de celdas, cuando es utilizada para operas las luces o la radio, las celdas son galvánicas, mientras que un cargador externo o el generador carga la batería son electrolíticas

Reacciones de oxidación - reducción

La oxidación es la pérdida de electrones La reducción es la ganancia de electrones

Tipos de celdas electroquímicas

Las celdas electroquímicas se clasifican en : • Galvánicas o voltaicas: Operan de manera espontanea y

pueden almacenar energía eléctrica.

• Electróliticas: Requieren de una fuente de energía y consumen electricidad

Potenciales de semireacción

Oxidación - ánodo

Reducción - cátodo

Oxidación - ánodo

Potenciales de semireacción

Reducción - cátodo

Oxidación - ánodo

Potenciales de semireacción

Reducción - cátodo

Potenciales de semirreacción

E : potencial estándar de la pila E : potencial de la semireaccion en el cátodo E : potencial de la semireaccion en el ánodo

El electrodo de hidrógeno se utiliza para determinar que sustancias actúan como agentes oxidantes o como agentes reductores. Para esta semireacción se le asigno arbitrariamente un valor de 0.000 V y se conoce como potencial del electrodo normal de hidrógeno o electrodo estándar de hidrógeno. El potencial estándar de la pila esta definido como:

Oxidación

Reducción

Ánodo

Cátodo

Mas oxidante

Mas reductor

ánodo cátodo

Pila de Daniell Zn|Zn2+|| Cu2+|Cu

https://www.youtube.com/watch?v=hUl3hlsICpQ

Potenciales de semirreacción

Ejemplo : Determinar la reacción entre las siguientes semirreacciones y calcular el voltaje de la celda.

Ecuación de Nernst

n : numero de electrones de la semireacción (eq/mol) R : constante de los gases, 8.3143 V coul/ K mol) T : temperatura en K F : constante de Faraday 96487 coul / eq

Volta estableció los potenciales estándares en condiciones muy controladas y definidas, manteniendo siempre una concentración de 1 M. Nernst estableció relaciones cuantitativas entre el potencial y las concentraciones.

Ecuación de Nernst Determinar la ecuación de Nernst para las siguientes reacciones.

Ecuación de Nernst Determinar la ecuación de Nernst para las siguientes reacciones.

Ecuación de Nernst

Ejemplo: Para el siguiente sistema que tiene una concentración de 0,001 M de Cr2O7

2- y 0,01M de Cr3+. Cual es el potencial de la semirreacción a 25 oC y pH 2,0

Ejemplo: Calcular el potencial de la siguiente celda a 25 oC

Ejemplo: Calcular el potencial de la siguiente celda a 25 oC