cap 7 balanceo

ElectroquímicaCapítulo 7

1

2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s)

2Mg 2Mg2+ + 4e-

O2 + 4e- 2O2-

Oxidación media reacción (pierde e-)Reducción media reacción (gana e-)

Los procesos electroquímicos son las reacciones de oxidación-reducción en que:

• la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad o

• la energía eléctrica se usa para causar una reacción no espontánea

0 0 2+ 2-

2

Número de oxidación

La carga del átomo que tendría en una molécula (o un compuesto iónico) si los electrones fueran completamente transferidos.

1. Los elementos libres (estado no combinado) tienen un número de oxidación de cero.

Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0

2. En los iones monoatómicos, el número de oxidación es igual a la carga en el ion.

Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2

3. El número de oxidación del oxígeno es normalmente –2. En H2O2 y O2

2- este es –1. 3

4. El número de oxidación del hidrógeno es +1 excepto cuando está enlazado a metales en los compuestos binarios. En estos casos, su número de la oxidación es –1.

6. La suma de los números de oxidación de todos los átomos en una molécula o ion es igual a la carga en la molécula o ion.

5. Los metales del grupo IA son +1, metales de IIA son +2 y el flúor siempre es –1.

HCO3-

O = -2 H = +1

3x(-2) + 1 + ? = -1

C = +4

¿Los números de oxidación de todos los elementos en HCO3

- ?

4

Balanceo de las ecuaciones redox

1. Escriba la ecuación no balanceada para la reacción en su forma iónica .

¿La oxidación de Fe2+ a Fe3+ por Cr2O72- en solución ácida?

Fe2+ + Cr2O72- Fe3+ + Cr3+

2. Separe la ecuación en dos semirreacciones.

Oxidación:

Cr2O72- Cr3+

+6 +3

Reducción:

Fe2+ Fe3++2 +3

3. Balancee los átomos diferentes del O y H en cada semirreacción.

Cr2O72- 2Cr3+

5

Balanceo de las Ecuaciones redox

4. Para reacciones en ácido, agregue H2O para balancear los átomos O y H+ para balancear los átomos H.

Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

5. Agregue electrones a un lado de cada semirreacción para balancear las cargas en la semirreacción.

Fe2+ Fe3+ + 1e-

6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

6. Si es necesario, iguale el número de electrones en las dos semirreacciones multiplicando las semirreacciones por los coeficientes apropiados.

6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-

6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

6

Balanceo de las ecuaciones redox

7. Sume las dos semirreacciones y balancee la última ecuación por inspección. El número de electrones en ambos lados se debe cancelar.

6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O

6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-Oxidación :

Reducción :

14H+ + Cr2O72- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O

8. Verifique que el número de átomos y las cargas están balanceadas.

14x1 – 2 + 6x2 = 24 = 6x3 + 2x3

9. Para reacciones en disoluciones básicas, agregar OH- en ambos lados de la ecuación para cada H+ que aparezca en la ecuación final. 7

Celdas electroquímicas

Reacción redox espontánea

oxidaciónánodo

Reduccióncátodo

Voltímetro

Cátodo de cobre

Ánodo de zinc

Puente salino

Solución de CuSO4

Solución de ZnSO4

El Zinc se oxida a Zn2+ en el ánodo

El Cu2+ se reduce a Cu en el cátodo

Reacción neta

Tapones de

algodón

Zn(s) Zn2+(ac) + 2e-

Zn(s) + Cu2+ (ac) Zn2+(ac) + Cu(s)

2e- + Cu2+(ac) Cu(s)

8

Celdas electroquímicas

La diferencia en el potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo se llama:

voltaje de la celda

• fuerza electromotriz (fem)

• potencial de celda

Diagrama de celda

Zn (s) + Cu2+ (ac) Cu (s) + Zn2+ (ac)

[Cu2+] = 1 M & [Zn2+] = 1 M

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)

ánodo cátodo9

Potenciales estándares del electrodo

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

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

Zn (s) Zn2+ (1 M) + 2e-Ánodo (oxidación):

Cátodo (reducción):

Zn (s) + 2H+ (1 M) Zn2+ + H2 (1 atm)

Voltímetro

Puente salino

Electrodo de zinc Electrodo de hidrógeno

Electrodo de Pt

Gas H2 a 1 atm

10


El potencial estándar de reducción (E0) es el voltaje secundario a una reacción de reducción en un electrodo cuando todos los solutos son 1 M y todos los gases están a 1 atm.

E0 = 0 V

Electrodo estándar de hidrógeno (EEH)

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

Reacción de reducción

Electrodo de Pt

Gas H2 a 1 atm

11

E0 = 0.76 Vcelda

Estándar fem (E0 )cell

0.76 V = 0 - EZn /Zn 0

2+

EZn /Zn = -0.76 V02+

Zn2+ (1 M) + 2e- Zn E0 = -0.76 V

E0 = EH /H - EZn /Zn celda0 0

+ 2+2


E0 = Ecátodo - Eánodocelda0 0

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

Gas H2 a 1 atm

Electrodo de Pt

Electrodo de hidrógenoElectrodo de zinc

Puente salino

Voltímetro

12


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

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

H2 (1 atm) 2H+ (1 M) + 2e-Ánodo (oxidación):


H2 (1 atm) + Cu2+ (1 M) Cu (s) + 2H+ (1 M)


E0 = 0.34 Vcelda

Ecelda = ECu /Cu – EH /H 2+ +2

0 0 0

0.34 = ECu /Cu - 00 2+

ECu /Cu = 0.34 V2+0

Voltímetro

Puente salino

Electrodo de hidrógeno Electrodo de cobre

Gas H2 a 1 atm

Electrodo de Pt

13

• E0 es para la reacción como lo escrito

• Cuanto más positivo E0 mayor será la tendencia de la sustancia a reducirse

• Las reacciones de semicelda son reversibles

• El signo de E0 cambia cuando la reacción se invierte

• Si se cambia los coeficientes estequiométricos de una reacción de semicelda no cambia el valor de E0

14

¿Cuál es el fem estándar de una celda electroquímica formada de un electrodo de Cd en una disolución 1.0 M de Cd (NO3)2 y un electrodo de Cr en una disolución 1.0 M de Cr(NO3)3?

Cd2+ (ac) + 2e- Cd (s) E0 = -0.40 V

Cr3+ (ac) + 3e- Cr (s) E0 = -0.74 V

Cd es el oxidante más fuerte

Cd oxidará Cr

2e- + Cd2+ (1 M) Cd (s)

Cr (s) Cr3+ (1 M) + 3e-Ánodo (oxidación):


2Cr (s) + 3Cd2+ (1 M) 3Cd (s) + 2Cr3+ (1 M)

x 2

x 3


E0 = -0.40 – (-0.74) celda

E0 = 0.34 V celda15

Espontaneidad de las reacciones redox

G = -nFEcell

G0 = -nFEcell0

n = número de moles de electrones en reacción

F = 96,500J

V • mol = 96,500 C/mol

G0 = -RT ln K = -nFEcell0

Ecell0 =

RTnF

ln K(8.314 J/K•mol)(298 K)

n (96,500 J/V•mol)ln K=

=0.0257 V

nln KEcell

0

=0.0592 V

nlog KEcell

0

16

Espontaneidad de las reacciones redox

17

2e- + Fe2+ Fe

2Ag 2Ag+ + 2e-Oxidación :

Reducción :

¿Cuál es la constante de equilibrio para la reacción siguiente a250C? Fe2+ (ac) + 2Ag (s) Fe (s) + 2Ag+ (ac)

=0.0257 V

nln KEcell

0

E0 = -0.44 – (0.80)

E0 = -1.24 V

0.0257 Vx nE0 cellexpK =

n = 2

0.0257 Vx 2-1.24 V

= exp

K = 1.23 x 10-42

E0 = EFe /Fe – EAg /Ag0 0

2+ +

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Efecto de la concentracion en fem de la celda

G = G0 + RT ln Q G = -nFE G0 = -nFE 0

-nFE = -nFE0 + RT ln Q

E = E0 - ln QRTnF

La ecuación de Nernst

a 298 ºK

-0.0257 V

nln QE0E = -

0.0592 Vn

log QE0E =

19

Ocurrirá la siguiente reacción en forma espontánea a 250C si [Fe2+] = 0.60 M y [Cd2+] = 0.010 M? Fe2+ (aq) + Cd (s) Fe (s) + Cd2+ (aq)

2e- + Fe2+ 2Fe

Cd Cd2+ + 2e-Oxidación :

Reducción :n = 2

E0 = -0.44 – (-0.40)

E0 = -0.04 V

E0 = EFe /Fe – ECd /Cd0 0

2+ 2+

-0.0257 V

nln QE0E =

-0.0257 V

2ln -0.04 VE =

0.0100.60

E = 0.013

E > 0 Espontánea20

Baterías

Celda de Leclanché

Celda seca

Zn (s) Zn2+ (ac) + 2e-Ánodo:

Cátodo: 2NH4 (aq) + 2MnO2 (s) + 2e- Mn2O3 (s) + 2NH3 (aq) + H2O (l)+

Zn (s) + 2NH4 (ac) + 2MnO2 (s) Zn2+ (ac) + 2NH3 (ac) + H2O (l) + Mn2O3 (s)

Separador de papel

Pasta húmeda deZnCl2 y NH4Cl

Capa de MnO2

Cátodo de grafito

Ánodo de zinc

21

Baterías

Zn(Hg) + 2OH- (ac) ZnO (s) + H2O (l) + 2e-Ánodo :

Cátodo : HgO (s) + H2O (l) + 2e- Hg (l) + 2OH- (ac)

Zn(Hg) + HgO (s) ZnO (s) + Hg (l)

Batería de mercurio

Cátodo de acero

Aislante

Ánodo (contenedor de Zinc)

Solución electrolítica de KOH, pasta de Zn(OH)2 y HgO

22

Baterías

Ánodo :

Cátodo :

Batería o cumulador de plomo

PbO2 (s) + 4H+ (ac) + SO2- (ac) + 2e- PbSO4 (s) + 2H2O (l)4

Pb (s) + SO2- (ac) PbSO4 (s) + 2e-4

Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ (aq) + 2SO2- (ac) 2PbSO4 (s) + 2H2O (l)4

Ánodo Cátodo

Tapa removible

Electrólito de H2SO4

Placas negativas (planchas de plomo llenascon plomo esponjoso)

Placas positivas (planchas de plomo llenas con PbO2

23

Baterías

Batería de estado sólido de litio

Ánodo Cátodo

Electrólito sólido

24

Baterías

Una celda de combustible es una celda electroquímica que requiere un aporte continuo de reactivos para su funcionamiento

Ánodo :

Cátodo : O2 (g) + 2H2O (l) + 4e- 4OH- (ac)

2H2 (g) + 4OH- (ac) 4H2O (l) + 4e-

2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)

Ánodo Cátodo

Electrodo de carbón poroso con Ni

Oxidación

Electrodo de carbón poroso con Ni y NiO

Reducción

25

Corrosión

CátodoÁnodo

Aire

Agua

Hierro

Herrumbre

26

Protección catódica de un depósito de hierro

Oxidación Reducción

Depósito de hierro

27

Electrólisis Es el proceso en el cual la energía eléctrica se usa para inducir una reacción química no espontánea .

Ánodo Cátodo

Batería


Na LíquidoNa Líquido

Ánodo de carbón

Cátodo de hierroCátodo de hierro

NaCl fundido

28

Electrólisis del agua

Batería

Ánodo Cátodo


Solución de H2SO4 diluido

29

Electrólisis y cambios de masa

carga (C) = corriente (A) x tiempo (s)

1 mol e- = 96,500 C

Corriente(amperios) y tiempo

Carga enculombios

Número de moles de electrones

Moles de sustancia reducida u oxidada

Gramos de sustancia reducida u oxidada

30

¿Cuánto Ca se producirá en una celda electrolítica de CaCl2 fundido si una corriente de 0.452 UN se pasa a través de la celda durante 1.5 horas?

Ánodo :

Cátodo : Ca2+ (l) + 2e- Ca (s)

2Cl- (l) Cl2 (g) + 2e-

Ca2+ (l) + 2Cl- (l) Ca (s) + Cl2 (g)

2 mol e- = 1 mol Ca

mol Ca = 0.452Cs

x 1.5 hr x 3600shr 96,500 C

1 mol e-

x2 mol e-

1 mol Cax

= 0.0126 mol Ca

= 0.50 g Ca31

cap 7 balanceo

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