ELECTROQUÍMICA

De mercurio

(botón)

(VISIÓN RÁPIDA)

Reacciones con transferencia de electrones

Reacciones Red-Ox

Colegio de la Inmaculada Gijón

¿Qué es oxidarse? (p. 237)

Idea antigua: Ganar oxígeno

Fe + O2 Fe2O3

(Hay que ajustar…)

Idea actual: Aumentar el número de oxidación

Fe0 Fe3+

Cu + Cl2 CuCl2 (Cu0Cu2+ + 2e-)

Oxidarse es perder electrones

Repaso número de oxidación

Es la carga (supuesta) de un elemento en un compuesto.

Normas para calcularlo (pag. 239)- Elementos puros nº oxid=0

- Oxígeno -2

- Hidrógeno +1 ó -1

- Alcalinos +1, alcalinoterreos +2

- En sales binarias halógenos -1

- Total de una molécula cero, de un ión su carga.

Repaso número de oxidación

Es la carga (supuesta) de un elemento en un compuesto.

Normas para calcularlo (pag. 239)

- Elementos puros nº oxid=0

- Oxígeno -2

- Hidrógeno +1 ó -1

- Alcalinos +1, alcalinoterreos +2

- En sales binarias halógenos -1

- Total de una molécula cero, de un ión su carga.

HCl

CO2

HNO3

HNO2

CaCl2

K2Cr2O7

NaClO4

¿Qué es oxidarse?

Idea actual: Aumentar el número de oxidación

Fe0 Fe3+

Cu + Cl2 CuCl2 (Cu0Cu2+ + 2e-)

Oxidarse es perder electrones

Lo contrario de oxidarse es….

REDUCIRSE:

Disminuir el número de oxidación o ganar electrones

(siempre que alguien gana electrones otro los pierde)

RED - OX

Reacciones redox

Na + Cl2 NaCl

H2 + O2 H2O

Oxidarse: aumentar el número de oxidación o perder electrones

Reducirse: disminuir el número de oxidación o ganar electrones

Son reacciones en las cuales ocurren cambios en el número de oxidación de una o dos sustancias.

En toda REDOX hay dos semirreacciones:

. Semirreacción Oxidación

. Semirreacción Reducción

Oxidantes y reductores (238)

Oxidante: hace que otro se oxide, le quita electrones.

Por lo tanto se reduce.

Reductor: hace que otro se reduzca, le cede electrones, por lo que él se oxida.

Fe + Cl2 2Cl- + Fe2+

Oxidantes más frecuentes:

Permanganto potásico

Dicromato potásico

Ácido nítrico

Oxidantes y reductores

Reacciones de los Oxidantes más frecuentes:

Permanganto potásico: (el Mn pasa de +7 a +2)

MnO4- + 8H+ + 5 e-

Mn2+ + 4 H2O

Dicromato potásico: ( el Cr pasa de +6 a +3)

Cr2O72- + 14H+ + 6 e-

2 Cr3+ + 7 H2O

Ácido nítrico: pasa de +5 a … casi todo

Ejercicios sencillosPara las siguientes reacciones indica:

a) Nº de oxidación de cada elemento

b) ¿Quién se oxida y quién se reduce?

c) Cuál es el agente oxidante y cuál el reductor

d) Escribe las semirreacciones

1) Fe2O3 + CO -------> Fe + CO2

2) PbS + O2 ---------> PbO + SO2

3) NaCl + AgNO3 ------> AgCl + NaNO3

4) MnO2 + HCl --------> MnCl2 + H2O + Cl2

5) KClO3 ---------> KCl + O2

Ejercicios sencillos Fe2O3 + CO -------> Fe + CO2

PbS + O2 ---------> PbO + SO2

NaCl + AgNO3 ------> AgCl + NaNO3

MnO2 + HCl --------> MnCl2 + H2O + Cl2

KClO3 ---------> KCl + O2

AJUSTE DE REACCIONES REDOX

Método del ión electrónNormas pag. 244

Primer ejemplo:

Oxidación del HI a I2 por acción del K2Cr2O7 en medio ácido

K2Cr2O7 + HI + H2SO4 Cr3+ + I2

K2Cr2O7 + HI + H2SO4 Cr3+ + I2

Tipos de reacciones redox (según su espontaneidad).

Reacciones espontáneas (se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química):

Pilas voltaicas

Reacciones no espontáneas (se producen sustancias químicas a partir de energía eléctrica suministrada):

Electrólisis

Pilas voltaicas Tema12 pag. 257

Si se introduce una barra de Zn en una disolución de CuSO4 sobre esta se deposita cobre

Oxid: Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e–

Reduc: Cu2+ (aq) + 2e– Cu (s)

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

El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+ se reduce (los gana)

Si hacemos que las reacciones de oxidación y reducción se produzcan en recipientes separados, los electrones no se transmiten directamente, circularán por un conductor (corriente eléctrica). ©

Ed.

EC

IR.

Qu

ímic

a 2

º B

ach

.

Pilas voltaicas

Pila Daniell. Consta de

Dos semiceldas

Una con un electrodo de Cu en una disolución de CuSO4

Otra con un electrodo de Znen una disolución de ZnSO4

Un conductor externo

Puente salino

voltímetro

El puente salino:

Evita que se acumulen cargas del mismo signo en cada semicelda.

Cierra el circuito eléctrico

El voltímetro:

Mide la diferencia de potencial que se genera entre los dos electrodos.

© Ed. ECIR. Química 2º Bach. Pila Daniell

Tipos de electrodos

En una pila hay dos electrodos:

Ánodo(-) Se lleva a cabo la oxidación

Allí van los aniones.

En el ejemplo anterior sería el electrodo de Zn

Cátodo (+) Se lleva a cabo la reducción

Allí van los cationes.

En el ejemplo anterior sería el electrodo de Cu

(Barra metálica sumergida en una disolución del mismo metal)

Pila Daniell

Esquema de una pila

La pila anterior se representaría:

Ánodo Puente salino Cátodo

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

Ánodo se lleva a cabo la oxidación:

Zn Zn2++ 2 e –

Cátodo se lleva a cabo la reducción:

Cu2+ + 2 e – Cu.

Pilas comerciales

Alcalina De mercurio (botón)Salina

Potencial de reducción

La diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo cuando no circula corriente se denomina potencial de la celda Epila

Epila que puede calcularse como la diferencia entre los potenciales de reducción de los dos electrodos

Consideraremos que cada semireacción de reducción viene dada por un potencial de reducción.

En las pilas Ecatodo > Eánodo ya que en el cátodo se produce la reducción

ánodocátodopilaEEE

Medida del potencial

Medimos el potencial de una pila (diferencia de potencial entre sus electrodos) pero…

No podemos medir el potencial individual de un electrodo

Necesitamos un electrodo de referenciapara medir todos los demás formando pilas con él

Electrodo de hidrógeno

Electrodo de Hidrógeno. Está formado por una lámina

de platino sobre la que se burbujea H2 (P=1 atm) a través de una disolución 1 M de H+

Al potencial de reducción del electrodo normal de hidrógeno se le asigna por convenio un potencial de 0’0 V

Electrodo de Hidrógeno.En el tendrán lugar diferentes reacciones según con quien se enfrente.

Reac. de reducción:2 H+ + 2 e– H2

(cuando se enfrenta a otro electrodo con menor potencial de reducción)

Reac. de oxidación:H2 2 H+ + 2 e–

(cuando se enfrenta a otro electrodo con mayor potencial de reducción)

Medida de potenciales

Comparamos los electrodos de H2 y Zn

Medida del voltímetro -0,763V

Potencial de reducción del Zn2+:

Eº(Zn2+/Zn)= -0,763V

Medida de potenciales

Comparamos los electrodos de H2 y Cu

Medida del voltímetro 0,340V

Potencial de reducción del Cu2+:

Eº(Cu2+/Cu)= 0,340V

Comparar los dos casos

Ánodo Cátodo

H2 2 H+ + 2 e–

Cátodo Ánodo

2 H+ + 2 e– H2

Serie electroquímica (p. 261)

Ordena las sustancias según sus potenciales estandar de reducción

Las reacciones son reversibles. Si invertimos el proceso, oxidación debemos

cambiar de signo el potencial Mayor potencial de reducción más tendencia a

reducirse = mayor poder oxidante Los coeficientes estequiométricos de la reacción

no afectan al potencial (magnitud intensiva no depende de la cantidad de materia)

Potencial de reducción (cont).

Cada pareja de sustancia oxidante-reductora tendrá una mayor o menor tendencia a estar en su forma oxidada o reducida.

El que se encuentre en una u otra forma dependerá de la otra pareja de sustancia oxidante-reductora.

Se reducirá la que tenga un mayor potencial de reducción.

Sistema Semirreacción E° (V)

Li+ / Li Li+ 1 e– Li –3,04

K+ / K K+ + 1 e– K –2,92

Ca2+ /Ca Ca2++ 2 e– Ca –2,87

Na+ / Na Na++ 1 e– Na –2,71

Mg2+ / Mg Mg2++ 2 e– Mg –2,37

Al3+ / Al Al3+ + 3 e– Al –1,66

Mn2+ / Mn Mn2+ + 2 e– Mn –1,18

Zn2+ / Zn Zn2++ 2 e– Zn –0,76

Cr3+ / Cr Cr3+ + 3 e– Cr –0,74

Fe2+ / Fe Fe2+ + 2 e– Fe –0,41

Cd2+ / Cd Cd2+ + 2 e– Cd –0,40

Ni2+ / Ni Ni2+ + 2 e– Ni –0,25

Sn2+ / Sn Sn2+ + 2 e– Sn –0,14

Pb2+ / Pb Pb2+ + 2 e– Pb –0,13

H+ / H2 2 H+ + 2 e– H2 0,00

Cu2+ / Cu Cu2+ + 2 e– Cu 0,34

I2 / I– I2 + 2 e– 2 I– 0,53

MnO4–/MnO2 MnO4

–`+ 2 H2O + 3 e– MnO2 + 4 OH– 0,53

Hg2+ / Hg Hg2+ + 2 e– 2 Hg 0,79

Ag+ / Ag Ag+ + 1 e– Ag 0,80

Br2 / Br– Br2 + 2 e– 2 Br– 1,07

Cl2 / Cl– Cl2 + 2 e– 2 Cl– 1,36

Au3+ / Au Au3+ + 3 e– Au 1,500

MnO4– / Mn2+ MnO4

–`+ 8 H++ 5 e– Mn2+ + 2 H2O 1,51

Tabla de potenciales de reducción

Reacción espontánea

El criterio de espontaneidad de las reacciones químicas es: G<0

En termoquímica se calcula: G= H - T S

En electroquímica depende del potencial de la pila, E

G= - n F E(n= nº electrones intercambiados, F=Cte faraday)

Espontánea si: Epila >0 G<0

ánodocátodopilaEEE

Ejemp: 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:

Red. (cátodo): Cl2(g) + 2e– 2Cl–(aq) Eº=1.36 V

Oxid. (ánodo): 2 I–(aq) I2 (s) + 2e– Eº=0,53 V

Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que Epila > 0Epila = Ecatodo – Eánodo = +1’36 V – 0’53 V = +0’83 V > 0

G= - n F E <0

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

¿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.

Red. (cátodo): Ag+(aq) + 1e– Ag(s)

Oxid. (ánodo): Mg(s) Mg2+(aq) + 2e–

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

Epila = 3,17 V

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?

Electrolisis (P. 276)

Si queremos que una reacción electroquímicano espontánea tenga lugar, será necesarioaportar energía eléctrica.

Ir contra la naturaleza Gasto de energía

Opuesto a la pila CUBA ELECTROLÍTICA

Si queremos que el proceso de una pila tenga lugar en sentido inverso al espontáneo Electrolisis

tendremos que aplicar sobre los electrodos un potencial superior al potencial de la pila

Electrolisis (P. 276)

Electrolisis Sal fundida (p. 277)

Cloruro de sodio líquido (T> 800ºC)

Electrolisis Sal fundida

Electrolisis disolución de Sal (p. 277)

Comparación sal fundida y disolución de sal

Deposito electrolítico de metales (p. 282)

• La electrodeposición es un proceso electroquímico en el que se usa una corriente eléctrica para reducir los cationes presentes en una disoluciónacuosa (Ag+, Au +, Zn2+…)

• Logra la precipitación del metal en estado puro, sobre un objeto que será el cátodo de la celda.

• Crea un fino recubrimiento con el material reducido.

Lograr cromados, plateados, recubrimientos de Ni, Au…

Deposito electrolítico de metales (p. 282)

Leyes de Faday (p. 278)

• La masa depositada depende de la cantidad de corriente eléctrica

m= E . I. t

Si pasa la carga de 1 F se depositará un eq-gramo de la sustancia

1 F = carga de un mol de electrones = 96 500 C

E = cantidad de metal depositado al pasar 1 culombio

Leyes de Faraday

m masa en gramos depositada (o desprendida)

M Masa molecular de la sustancia (nº de gramos de un mol)

nº e número de electrones intercambiados en la reducción

I Intensidad de corriente en amperios

t tiempo en segundos

96 500 carga de un mol de electrones (culombios)

Ejercicios P. 280, PAU junio 2010