Transcript 10 – Electroquímica (parte 1)

QUIMICA APLICADA
REDOX Y PILAS
REACCIONES REDOX
Ejemplo 1: Formación de herrumbre
4 Fe (s) + 3 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s)
Ejemplo 2: Reacciones de combustión
C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
Ejemplo 3: Reacciones de desinfección con lavandina
Ejemplo 4: Reacciones de desinfección con H2O2
Análisis de una reacción de óxido-reducción
(REDOX)
Zn (s) + HCl (ac) → ZnCl2 (ac) + H2 (g)
Zn → Zn2+ + 2 e-
oxidación
(pierde electrones  aumenta su estado de oxidación)
2 H + + 2 e - → H2
reducción
(gana electrones  disminuye su estado de oxidación)
El cinc y el hidrógeno cambian su estado de oxidación
Estado de oxidación
Carga que un átomo tendría en un compuesto iónico
o en una molécula si los electrones fueran
transferidos completamente.
- En elementos libres es igual a 0
- En iones monoatómicos es igual a la carga del ión
- En el Oxígeno es igual a -2 (salvo en peróxidos -1)
- En el Hidrógeno es igual a +1 (salvo en hidruros metálicos -1)
- Los metales tienen estados de oxidación positivo
- Los metales del grupo IA tienen EO igual a +1
- Los metales grupo IIA tienen EO igual a +2
- ∑ estados de oxidación es igual a 0 para una molécula
- ∑ estados de oxidación es igual a la carga del ión (iones
poliatómicos)
Método ion-electrón
Reacción redox (no balanceada):
1) KMnO
Plantear
las hemi-reacciones de la especie Hque
se
4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 +
2O
reduce y la especie que se oxida en sus formas iónicas
(ionizan ácidos, bases y sales)
MnO4 -
→
Mn2+
Cl -
→
Cl2
2) Realizar el balance de masa en ambas reacciones
(excluyendo el oxígeno y el hidrógeno)
2
MnO4 -
→
Mn2+
3) Realizar el Cl
balance
los2 oxígenos en ambas
→ de Cl
reacciones con H2O
MnO4 -
→
2 Cl -
→
Mn2+ + 4 H2O
Cl2
4) Realizar el balance de los hidrógenos en ambas
reacciones con protones (H+)
8 H+ + MnO4 -
→
Mn2+ + 4 H2O
- de →
5) Realizar el balance
carga en
ambas reacciones con
2
Cl
Cl
2
electrones (e-)
5 e- + 8 H+ + MnO4 - → Mn2+ + 4 H2O
2 Cl - → Cl2 + 2 e-
6) Igualar la cantidad de electrones en ambas reacciones
(5 e- + 8 H+ + MnO4 - → Mn2+ + 4 H2O).2
( 2 Cl - → Cl2 + 2 e- ).5
7) Sumar ambas reacciones
(5 e- + 8 H+ + MnO4 - → Mn2+ + 4 H2O).2
( 2 Cl - → Cl2 + 2 e- ).5
10 e- + 16 H+ + 2 MnO4- + 10Cl -→ 2 Mn2+ + 8 H2O + 5Cl2 +10 eRevisar que se mantenga el balance de carga: en este caso hay
4 cargas positivas en ambos lados de la ecuación
8) Completar la ecuación con los iones espectadores
16 H+ + 2 MnO4- + 10 Cl -→ 2 Mn2+ + 8 H2O + 5 Cl2
6 H+ + 10 HCl + 2 MnO4- → 2 Mn2+ + 8 H2O + 5 Cl2
6 HCl + 10 HCl + 2 KMnO4 → 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 + 2 KCl
Ecuación redox global balanceada:
6 HCl + 10 HCl + 2 KMnO4 → 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 + 2 KCl
Pila de Daniell
Descripción de la pila de Daniell:
Ánodo
Zn (s) →
Cátodo
Cu2+ (ac) + 2 e- → Cu (s)
Zn2+ (ac) + 2 e-
( oxidación)
( reducción)
_____________________________________
Zn (s) + Cu2+ (ac) → Cu (s) + Zn2+ (ac)
[Cu2+] = 1 M
[Zn2+] = 1 M
Notación:
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)
ánodo
cátodo
¿Cómo se mide la tendencia de las especies a reducirse?
Por convención se usa el electrodo normal de hidrógeno como
referencia al cual se le asigna de manera arbitraria un potencial
de 0 V (cero voltio)
Electrodo Normal de Hidrógeno
2 e- + 2 H+ (1 M) → H2 (1 atm)
Eo = 0 V
Los potenciales de las demás
especies se calculan respecto
a él.
EZn ++
/Zn
ECu ++
= -0,76 V
/Cu
= 0,34 V
Tabla de Potenciales
de reducción
- Es la tendencia de la
sustancia a ser reducida.
- Las reacciones son
reversibles
- Al invertir la reacción cambia
el signo
- Variación de coeficientes
estequiométricos no modifica
el valor de E°
- El potencial de reducción (o
de oxidación) es una
propiedad intensiva.
Descripción de la pila de Daniell:
Zn (s) →
Oxidación
Reducción
Cu2+
(ac)
+2
e-
Zn2+ (ac) + 2 e-
→ Cu (s)
_____________________________________
Zn (s) + Cu2+ (ac) → Cu (s) + Zn2+ (ac)
Eo = + 0,76 V
Eo = + 0,34 V
____________
Eo = + 1,1 V
Eocelda = Eocatódico - Eoanódico
Conservar el signo del potencial informado en
la tabla de potenciales de reducción
Si Eo > 0
 Reacción espontánea (Celda galvánica o pila)
Si Eo < 0
 Reacción no espontánea (Celda electrolítica)
Celdas electroquímicas
Galvánicas (pilas o baterías): las reacciones químicas
espontáneas generan electricidad y la suministran a un
circuito externo.
Energía Química → Energía eléctrica
Electrolíticas: la energía eléctrica de una fuente externa
hace que ocurran reacciones químicas no espontáneas
Energía eléctrica → Energía química
Electrodos
Superficies en la cuales tienen lugar las hemirreacciones
de oxidación y reducción y pueden participar o no en las
reacciones.
Cátodo: ocurre la reducción (recibe electrones)
Ánodo: ocurre la oxidación (pierde electrones)
La diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo se llama:
- Voltaje de la celda
- Fuerza electromotriz ( fem)
- Potencial de la celda
Energía libre y potencial de la celda
Eelect = E° x Q
Carga eléctrica total
1J = 1v x 1C
= Q = nF
n = num. de e- transferidos en la redox
F = Cte. De Faraday = 96500 C/mol e-
Eelect = E°nF
Eelect → wmax
wmax = -nFE°
como wmax = G°
G° = -nFE°
Energía libre y potencial de la celda
Go = -nFEocelda
Eocelda
Go
Reacción en la celda
>0
<0
Formación de productos
de forma espontánea
<0
>0
Formación de productos
no espontánea
=0
0
Equilibrio
Equilibrio químico y potencial de la celda
G0 = -RT ln K
Reemplazando en
G° = -nFE°
-nFE° = -RT ln K
Multiplicando por -1 y despejando:
E° = (RT/nF) ln K
Para calcular el potencial de celda en condiciones
no estándares se utiliza la ecuación de Nernst:
Eo  potencial normal (iones 1M, gases 1 atm, T = 25oC)
Ecuación de Nernst E = E° -( RT/ nF) ln Q
0,0592
E  E 
log Q
n
o
Moles de electrones que se
transfieren en la reacción
¿Tendrá lugar la siguiente reacción de forma espontánea a
25 °C si [Fe2+] = 0,60 M y [Cd2+] = 0,010 M?
Fe2+ (ac) + Cd (s)
→
Cd →
Cd2+ + 2eFe2+ + 2e- → Fe
Fe2+ + Cd → Fe + Cd2+
Fe (s) + Cd2+ (ac)
Eo = + 0,40 V
Eo = - 0,44 V
Eo = - 0,04 V
Eo = - 0,04 V
E = -0.04 V - 0,059 V
2
E = 0,012 V
log 0,010
0,60
Reacción espontánea
Celdas de concentración: celda electroquímica con dos
semiceldas del mismo material pero que tienen distinta
concentración
Ag(s) | Ag+ (0,01 M) || Ag+ (1 M) | Ag (s)
Ag →
Ag+ + 1eAg+ + 1e- → Ag
Ag+ + Ag → Ag + Ag+
E = -
0,059 V
1
log 0,01 M
1M
Eo = - 0,80 V
Eo = + 0,80 V
Eo = 0 V
E = 0,12 V
Ejemplo: Electrodo pH
E = -
0,059 V
1
+]
[H
exterior
log
[H+]interior
Concentración fija