ELECTROQUÌMICA

¿Hay relación entre la energía eléctrica y la energía química?

ELECTROQUÌMICA

Es la rama de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química.

Los procesos electroquímicos son reacciones redox (oxidación - reducción)

REACCIONES REDOX

Una reacción redox es aquella en la que el estado de oxidación (E.O.) de uno o más elementos cambia debido a la transferencia de electrones.

Reducción: es la ganancia de electrones.Oxidación: es la pérdida de electrones.

BALANCEO DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN

Reacciones en medio ÁCIDO:

•Plantear las semirreacciones•Balancear átomos que no sean ni H ni O•Balancear oxígeno utilizando H2O•Balancear hidrógeno utilizando H+

•Balancear la carga utilizando e-

•Eliminar los electrones multiplicando por un factor adecuado.

+8 -1 +2 0

H8 OH 24 e54MnO 2Mn reducción

oxidación

1x( )

5x( ) e1

+2 +3

2Fe 3Fe

3)(2

224 ______ FeOHMnFeMnOH l8 1 5 1 4 5

-5

-1

Ejemplo 1: balancee la ecuación en medio ácido:

3224 FeMnFeMnO

+8 -1 +2 0

H8 OH 24 e54MnO 2Mn reducción

oxidación

2x( )

5x( ) e2

0 0 +2

22OH 2O

HOOHMnOHMnOH l _______ 2)(22

22416 2 5 2 8 5

-5

-2

H2

10

)(22

224 gOMnOHMnO

Ejemplo 2: balancee la ecuación en medio ácido:

2)(22

224 582526 OOHMnOHMnOH l

+14 -2 +6 0

H14 OH 27 e62

72OCr 3Cr reducción

oxidación

1x( )

3x( ) e2

-2 0

Cl 2Cl

2)(2312

721 ______ ClOHCrClOCrH l 14 1 6 2 7 3

-6

-2

2

2

2)(2312

721 ClOHCrClOCrH l

Ejemplo 3: balancee:

Observe que en enunciado no hace falta mencionar el medio

+4 -1 0 0

H4 OH 22 e3

3NO NO reducción

oxidación3x( )

2x( )

e2

0 +2

oCu 2Cu

OHNOCuHNOCu 22

3 ______ 3 2 8 3 2 4

-3

-2

NOCuNOCu 23

Ejemplo 4: balancee la ecuación en medio ácido:

224 IMnOIMnO

Ejemplo 5: balancee la ecuación en medio bàsico:

CELDA ELECTROQUIMICA

Es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox espontánea

También se le denomina celda galvánica o celda voltaica

Por ejemplo la reacción: Zn + Cu2+ → Zn2+ + CuEs una reacción espontánea (más adelante veremos los criterios que se usan para establecer una reacción redox es espontanea o no lo es).

La reacción anterior puede hacerse de dos maneras:a)Sumergiendo una barra de Zn en una solución de CuSO4. Los electrones se transfieren directamente del Zn al Cu2+ y no hay generación de electricidadb)Haciendo que la oxidación y la reducción se lleven a cabo en recipientes separados, es decir usando una celda electroquímica.

PILA DE DANIELL

e-

ZnCu

ZnSO4(ac) CuSO4(ac)

Zn → Zn2+ + 2e- Cu2+ + 2e- → Cu

1.10 Voltios

Voltaje de celda, potencial de celda o fuerza electromotriz, fem (E)

Celda electroquímica

Reacción redox espontánea

Ánodo es el electrodo donde ocurre laoxidación

Cátodo es el electrodo donde ocurre lareducción

DIAGRAMA DE LA CELDAEs una notación convencional para representar las celdas electroquímicas..

Por ejemplo la celda de Daniell se representa de la siguiente manera:

Zn(s) ׀ Zn2+(1M) ׀׀ Cu2+(1M) ׀ Cu(s)

oxidación reducción

Puente salino

¿Cómo se mide el potencial de un solo electrodo?

POTENCIAL ESTÀNDAR DE ELECTRODO (Eo)

La celda de Daniell tiene potencial (o fem) igual a 1.10 V y esta es la suma de los potenciales de cada electrodo, pero

Es imposible medir el potencial de un solo electrodo, pero si arbitrariamente se asigna el valor de cero a un electrodo particular éste se puede usar para determinar los potenciales relativos de otros electrodos.

El electrodo estándar de hidrógeno (EEH) sirve como referencia para este fin

Eocelda = Eo

Zn/Zn2+ + = 0,76V

EoH+/H2

Zn → Zn2+ + 2e- Eo = 0,76V

+2,87

+0,53

+1,07

Para la celda de Daniell ahora se puede escribir:

Ánodo (oxidación): Zn → Zn2+ + 2e- Eo = 0,76 V

Cátodo (reducción): Cu2+ + 2e- → Cu Eo = 0,34 V

Reacción global: Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu Eo = 1,10 V

ESPONTANEIDAD DE UNA REACCIÓN REDOX

Una reacción es espontánea cuando sucede sin intervención de alguna fuerza externa.

Para predecir la espontaneidad de una reacción redox hay que calcular el potencial de celda (Eo

celda)

Eocelda = Eo

reducción + Eooxidación

Si Eocelda > 0, la reacción es espontánea

Si Eocelda < 0, la reacción no es espontánea, pero la

reacción inversa si es espontánea

Prediga si la siguiente reacción redox será espontánea en estado estándar:

2Ag+ + Cu 2Ag + Cu2+

Solución:

2Ag+ + 2e- → 2Ag Eo = +0,80 voltios

Cu → Cu2+ + 2e- Eo = -0,34 voltios

0,46 voltios

Eocelda > 0, la reacción es espontánea

Observe que la semirreacciòn de reducciòn tiene coeficiente 2, sin embargo su potencial sigue siendo 0,80V, esto se debe a que el potencial de electrodo es una propiedad intensiva

Prediga si el magnesio desplaza el ion Ca2+ de sus soluciones acuosas.

Solución:

Si lo anterior es cierto entonces:

Mg + Ca2+ → Mg2+ + Ca debe tener Eocelda > 0

Mg → Mg2+ Eo = +2,37 V

Ca2+ → Ca Eo = -2,87 V- 0,50 V

El potencial de celda es negativo entonces, Mg no desplaza a Ca2+ de sus soluciones acuosas.

Prediga si el Zn es soluble en ácido clorhídrico

Zn → Zn2+ + 2e- Eo = 0,76 V

2H+ + 2e- → H2 Eo = 0,00 V

Zn + 2H+ → Zn2+ + H2 Eo = 0,76 V

Si lo anterior es cierto entonces:

Zn + H+ → Zn2+ + H2 debe tener Eocelda > 0

El metal Zn sí es soluble en ácido clorhídrico (solubilidad química, con reacción)

Algunas precisiones respecto a la tabla de potenciales de reducción:

•La tabla está construida para condiciones estándar (1M para disoluciones, 1 atm para gases y 25 oC de temperatura)

•Cuánto más positivo sea Eo, mayor será la tendencia de la sustancia a reducirse. En la tabla F2 tiene la más alta tendencia a reducirse y por lo tanto es el agente oxidante más fuerte. Li+ tiene la más baja tendencia a reducirse y por lo tanto es el agente oxidante más débil.¿Cuál es el agente reductor más fuerte y más débil en la tabla?

Respecto a la tabla de potenciales de reducción:

•Cualquier electrodo puede actuar como ánodo o como cátodo, depende con quién reacciona.

PROB. Se agrega un trozo de sodio metálico al agua y se observa que se produce una reacción violenta con desprendimiento de gas combustible que a veces se inflama puesto que la reacción es exotérmica. Terminada la reacción, se echa fenolftaleína a la solución sobrante observándose la aparición de color rojo grosella.

Escriba la ecuación química y demuestre que efectivamente es espontánea.