ELECTROQUIMICA

REACCIONES REDOXPLAN ELECTIVO QUIMICA NM4

30 DE JULIO

Contenidos :

1. Estado de oxidación.

2. Oxidación – Reducción

3. Equilibrio de reacciones redox .

OBJETIVOS

Explicar la composición y el funcionamiento de las baterías de uso

común.

Aplicar la variación de potencial estándar de electrodo mediante la utilización de la tabla de potenciales.

Tipos de reacciones redox (según su espontaneidad).

En las reacciones de oxidación-reducción (redox) espontáneas, los electrones se transfieren y la energía se libera.

Podemos utilizar esta energía para que trabaje si hacemos que los electrones fluyan a través de un dispositivo externo.

Pila Daniell.

Consta de dos semiceldas Una con un electrodo de Cu en una disolución de

CuSO4 Otra con un electrodo de Zn

en una disolución de ZnSO4.

PILAS VOLTAICAS / PILAS VOLTAICAS / CELDAS GALVÁNICASCELDAS GALVÁNICAS

La pila anterior se representaría:

Ánodo Puente salino Cátodo

Zn (s) ZnSO4 (aq) CuSO4 (aq) Cu (s)

Ánodo se lleva a cabo la oxidación: Zn – 2 e – Zn2+.

Cátodo se lleva a cabo la reducción: Cu2+ + 2 e – Cu.

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Pilas comerciales.

Alcalina De mercurio (botón) Salina

Electrólisis Cuando la reacción redox no es espontánea en un sentido, podrá suceder

si desde el exterior se suministran los electrones.

Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.

Fuerza electromotriz (fem)

• El flujo de electrones desde el ánodo hacia el cátodo

es espontáneo en una pila.

• Los electrones fluyen desde el punto de mayor hacia el de menor potencial eléctrico.

Diferencia de potencial (ΔE) o Fuerza electromotriz (FEM): es la diferencia de potencial eléctrico por unidad de carga, y se mide en Volts(V).

Un voltio es la diferencia de potencial eléctrico necesaria para impartir un joule de energía a una carga de un coulomb:

1 V = 1 JC

Potenciales de reducción estándar

Se han medido y tabulado los potenciales de reducción para muchos electrodos.

Pilas con hidrógeno

Electrodo de hidrógeno estándar

Sus valores hacen referencia a un electrodo de hidrógeno estándar (EEH).

Por definición, el potencial de reducción para el hidrógeno es 0 V:

2 H+ (aq, 1M) + 2 e− H2 (g, 1 atm)

Se puede encontrar el potencial de celda en condiciones estándares a través de esta ecuación:

Potenciales de celdas estándar

Ecelda = Ered (cátodo) − Ered (ánodo)

Ya que el potencial de celda se basa en la energía potencial por unidad de carga, esta es una propiedad intensiva.

Potenciales de celdas Para la oxidación en esta celda,

Para la reducción,

Ered = −0.76 V

Ered = +0.34 V

Ecelda = Ered (cátodo) − Ered (ánodo)

= +0.34 V − (−0.76 V) = +1.10 V

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Ejemplo: Decir si será espontánea la siguiente reacción redox: Cl2(g) + 2 I– (aq) 2Cl– (aq) + I2 (s)

La reacción dada es la suma de las siguientes semirreacciones:

RedRed. (cátodo): . (cátodo): Cl2(g) + 2e– 2Cl–(aq) Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo): 2 I–(aq) I2 (s) + 2e–

Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que Epila > 0:

Epila = Ecatodo – Eánodo = +1’36 V – 0’54 V = +0’72 V > 0

luego es espontáneaespontánea (las moléculas de Cl2 tienen más tendencia a reducirse que las de I2).

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Ejercicio : Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NO3)2 y un electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO3 . ¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será el voltaje de la pila correspondiente?

¿Qué especie se reduce?¿Qué especie se reduce? La que tenga mayor potencial de

reducción. En este caso la Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg.

RedRed. (cátodo): . (cátodo): Ag+(aq) + 1e– Ag(s) Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo): Mg(s) Mg2+(aq) + 2e–

Epila = Ecatodo – Eánodo = +0,80 V – (–2,37 V)

EEpila pila = 3,17 V= 3,17 V

Electrochemistry

Se puede encontrar G para una reacción redox usando la ecuación:

G = −nFE

donde n ese número de moles de electrones transferidos, y F es una constante, el Faraday.

1 F = 96,485 C/mol = 96,485 J/V-mol

Energía libre

Electrochemistry

Con base en los potenciales estándar de reducción de la tabla, calcule el cambio de energía

libre estándar, ΔG°, de la reacción siguiente:

4Ag(s) + O2(g) + 4H+(ac)↔4Ag+(ac) + 2H2O(l)

Electrochemistry

2Ag(s) + 12O2(g) + 2H+(ac) ↔ 2Ag+(ac) + H2O(l)

Electrochemistry

3Ni2+(ac) + 2Cr(OH)3(s) + 10OH-(ac)↔3Ni(s) + 2CrO4 2-(ac) + 8H2O(l)

Energía libre

Bajo condiciones estándar,

G = −nFE

Ecuación de Nernst

• Recuerda que:

G = G + RT ln Q

• Esto significa:

−nFE = −nFE + RT ln Q

Ecuación de Nernst

Al dividir ambas partes por −nF, obtenemos la ecuación de Nernst:

E = E −RTnF

ln Q

o, al usar logaritmos de base 10,

E = E −2.303 RTnF

ln Q

Ecuación de Nernst

A temperatura ambiente (298 K),

por lo tanto la ecuación se convierte en:

E = E −0.0592n

ln Q

2.303 RTF

= 0.0592 V

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Electrólisis. Ecuación de Faraday.Electrólisis. Ecuación de Faraday.

La carga de un electrón es de 1’6 x 10–19 C y la de 1 mol de electrones (6’02 x 1023) es el producto de ambos números: 96500 C = 1 F.

Con un mol de electrones se es capaz de reducir 1 mol de metal monovalente o ½mol de metal divalente, es decir, un equivalente del metal (Mat/valencia).

1 equivalente precisa 96500 Cneq (m (g)/Meq) precisarán Q

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Ecuación de Faraday (cont.).Ecuación de Faraday (cont.). De la proporción anterior se deduce: m Q

neq = —— = ————— Meq 96500 C/eq

De donde, sustituyendo Q por I · t (más fáciles de medir) y despejando “m” se obtiene:

-( )

96500 º 96500eq at

M I t M I tm g

n e

37 Ejercicio F:Ejercicio F: Una corriente de 4 amperiosUna corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos circula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos

células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio,cobre (II) y cloruro de aluminio, a)a) Escriba las reacciones que Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.b)b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq-1-1

a)a) Cu2+ + 2 e– Cu ; Al3+ + 3 e– Al

b) b) Meq · I · t (63,5/2) g/eq·4 A· 4200 sm (Cu) = ————— = ——————————— = 5,53 g5,53 g 96500 C/eq 96500 C/eq

Meq · I · t (27,0/3) g/eq·4 A· 4200 sm (Al) = ————— = ——————————— = 1,57 g1,57 g 96500 C/eq 96500 C/eq

Problema Selectividad

(Junio 98)

Problema Selectividad

(Junio 98)

38Ejemplo:Ejemplo: Se realiza la electrólisis de un Se realiza la electrólisis de un

disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la cantidad de hierro depositado en el cátodo.cantidad de hierro depositado en el cátodo.

El tricloruro en disolución estará disociado: FeCl3 3 Cl– + Fe3+

La reducción será: Fe3+ + 3 e– Fe Meq x I x t (55,8/3) g/eq x 10 A x 3 x 3600 s

m (g) = ————— = ————————————— 96500 C/eq 96500 C/eq

m (g) = m (g) = 20,82 g20,82 g

Aplicaciones de las reacciones de

oxidación-reducción

Baterías

Batería alcalina

Celdas de combustible de hidrógeno

Corrosión

Prevención de la corrosión

Electrólisis

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Comparación de la polaridad de los Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.electrodos en pilas y electrólisis.© ECIR. Química 2º Bachillerato