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Capitulo 18:

Introducción a los métodos electroquímicos

Reacciones Redox

Reacciones donde existe una transferencia de electrones de un reactivo a otro.Hay átomos que tienen tendencia a ceder electrones.Hay átomos que tienen tendencia a captar electrones.

Repaso

Reacciones de Oxidación Reducción

Reacciones oxidación-reducciónRedox

Son las reacciones en las que se produce un intercambio de electrones.Oxidante o agente oxidante: especies que aceptan electronesOxidación = reacción donde ocurre una perdidade electronesReductor o agente reductor: especies que ceden electronesReducción=reacción donde ocurre una ganancia de electrones

Reacciones Redox

Número de valencia o número de oxidación:número de electrones cedidos o captados por un átomo en su combinación con otro.

carga que se le asigna a un átomo en una especie química tomando en consideración la polaridad de los enlaces.Núm. Oxidación (-) → capta e-Núm. Oxidación (+)→ cede e-

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Reacciones Redox

Número de valencia o número de oxidación:

Núm. Oxidación (-) → capta e-Núm. Oxidación (+)→ cede e-

Si un átomo cede algún e- le quedan en el núcleo un numero de cargas positivas en exceso igual al número de e- cedidos.

Determinación del número de oxidación de un elemento

Necesario para determinar agente de oxidación ó reducción y el ajuste de reacciones redox.

Reglas para asignar números de oxidación

Concepto ficticio.Relación con los electrones de valencia.

Determinación del número de oxidación de un elemento

1.El número de oxidación de un elemento aislado, o de un elemento en una sustancia elemental es 0.2. En todo compuesto la suma de los números de oxidación es cero (eléctricamente neutro), o bien la suma de los números de oxidación es igual a la carga global para la especie iónica.3. Ciertos elementos tienen el mismo numero de oxidación en todos o casi sus compuestos.

Estados de oxidación más frecuentes

H ± 1 BeLi MgNa Ca ScK + 1 Sr + 2 Y +3 Ti +4 V +5 Rb Ba LaCs RaFrAg

Estados de oxidación más frecuentes

+2 +2 Fe +2 Cu +1Cr +3 +3 Co +3 Hg +2

+6 Mn +4 Ni+6+7

Pd +2Pt +4 Au +1

+3

Estados de oxidación más frecuentes

Zn +2Ca

+1B ±3 C +2 N ±3

Si ±4 P +5Ga +3 Ge AsIn Sn +2 Sb ±3

Pb +4 Bi +5

3

Estados de oxidación más frecuentes

O ±2 F -1-1

S ± 2 Cl ±1Se +4 Br +3Te +6 I +5

+7

Oxidación

Aumento en el número de oxidación.

La especie pierde electrones.

Agente reductor.

Ejemplo: NO2- → NO3

-

Reducción:

Disminuye el número de oxidación.

La especie gana electrones.

Agente oxidante.

Ejemplo: MnO4- → Mn2+

Celdas Electroquímicas

Las reacciones redox ocurren en dos formas diferentes:

Transferencia directa de electrones desde el donante al receptor (alambre de cobre en solución de plata).Transferencia indirecta: el donante y el receptor no están en contacto. El donante pierde electrones y un conductor lo hace llegar a la especie receptora.

Celdas electroquímicas

Dispositivos utilizados para inducir una reacción redox en donde las medias reacciones del proceso esta físicamente separadas.La transferencia de electrones entre los reactivos se realiza indirectamente a través de un conductor de electricidad

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Tipos de celdas electroquímicas

Celdas electrolíticasSon aquellas donde se usa una corriente eléctrica de una fuente externa para hacer una que una reacción redox no espontánea pueda ocurrir.

Celdas galvanicas o voltaicasCeldas donde se utiliza una reacción redoxespontánea para producir una corriente eléctrica

Celdas Electroquímicas

Transferencia de electrones indirecta.Si las reacciones redox son espontáneas, se produce una corriente eléctrica y la celda se llama galvánica o voltaica.Si las reacciones redox no son espontáneas, las mismas consumen electricidad y la celda se llama electrolítica.

Partes de la celda

Dos electrodos superficiales donde ocurren las reacciones.

Ánodo: ocurre oxidación.

Cátodo: ocurre reducción.

Partes de la celda

Conductor externo: alambre de cobre que conecta el ánodo con el cátodo.

Los electrones que se liberan del ánodo por la reacción de oxidación se mueven por el alambre hasta el cátodo para producir allí la reducción.

Partes de la celda

Electrolito: compuesto iónico derretido o una solución acuosa que se ioniza.

Los electrodos se sumergen en el electrolito.El movimiento de iones hacia los electrodos es el responsable de que el circuito se complete y la reacción pueda continuar.

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Partes de la celda

Puente salino: tubo de cristal en forma de U invertida que contiene una solución concentrada de KCl.

Los extremos del tubo están en contacto con las soluciones que sirven de electrolitos en las medias celdas y permiten la transferencia de iones que reestablece el balance de cargas eléctricas en el sistema.

Mecanismo para producir transporte de corriente

El flujo de electrones en los electrodos a través del conductor externo.El movimiento de los iones hacia los electrodos.Las reacciones que ocurren en los electrodos.

Tipos de celda basados en dirección del flujo de corriente

eléctrica Celda Reversible: cuando las celdas invierten los procesos que ocurren en sus electrodos invirtiendo la dirección en que fluye la corriente eléctrica.Celda Irreversible: cuando al invertir la dirección en que fluye la corriente ocurre una reacción que no es la reacción inversa.

Potenciales de electrodos relativo

Potencial o voltaje: mide el trabajo que se debe realizar entre dos puntos cuando los electrones se mueven de un punto a otro.

Se mide en voltios.La diferencia en potencial se desarrolla entre el cátodo y el ánodo.El potencial de la celda es la diferencia entre los potenciales individuales (cada electrodo).

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Potenciales de electrodos relativo

Potencial de electrodo relativo: potencial de una celda electroquímica en la cual el electrodo de interés es el cátodo y el ánodo es el electrodo normal de hidrogeno.Ecelda = Ecátodo – Eánodo

Electrodo de Hidrogeno

Electrodo normal o electrodo estándar, E°, es el potencial de electrodo cuando la actividad de los reactivos y productos es una unidad (a = 1.00).Electrodo normal de Hidrogeno (SHE)=0.00 voltios.Los potenciales normales son potenciales determinados con relación a SHE.

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Convenio de signos IUPAC

Si el electrodo normal de hidrogeno actúa como ánodo: el potencial de la celda es positivo, la reacción es espontánea, pierde electrones y la celda es galvánica.Si el electrodo normal de hidrogeno actúa como cátodo: el potencial de la celda es negativo, la reacción es no espontánea y la celda es electrolítica.

Potenciales normales de los electrodos

Son una constante física que provee información cuantitativa con relación a la fuerza motriz de la reacción que ocurre en una media celda.

Cantidad relativaSe determina por la reacción de reducciónReacción desde a= 1.00M hasta concentraciones de equilibrio.Independiente del número de moles y dependiente de la temperatura.

Ecuación de Nernst

La fuerza electromotriz de una celda depende de :

Especies envueltas TemperaturaConcentración

E= E° - (0.0592/n) log Kep

Ecuación de Nernst

Ecelda = Ecátodo – Eánodo

Ecátodo = E°cátodo – (0.0592/n)(log [prod]/ [reac])

Eánodo = E°ánodo – (0.0592/n) (log [prod]/ [reac])