ELECTROQUÍMICA

De mercurio (botón)

(VISIÓN RÁPIDA)

Reacciones con transferencia de electrones

Reacciones Red-Ox

Colegio de la Inmaculada Gijón

¿Qué es oxidarse?

Idea antigua: Ganar oxígeno

Fe + OFe + O22 Fe Fe22OO3 3

((Hay que ajustar…)Hay que ajustar…)

Idea actual: Aumentar el número de oxidaciónFe0 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 oxidaciónFe0 Fe3+

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

Oxidarse es perder electronesLo 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 electronesReducirse: 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 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. 244Primer 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 voltaicasPilas voltaicas Reacciones no espontáneas (se

producen sustancias químicas a partir de energía eléctrica suministrada):

ElectrólisisElectrólisis

Pilas voltaicas

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).

© E

d. E

CIR

. Quí

mic

a 2º

Bac

h.

Pilas voltaicas

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

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: ÁnodoÁnodo(-) Se lleva a cabo la oxidación

Allí van los aniones. En el ejemplo anterior sería el electrodo de Zn

CátodoCátodo (+) 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) ÁnodoÁnodo se lleva a cabo la oxidación:oxidación:

Zn Zn2++ 2 e –

CátodoCátodo se lleva a cabo la reducción: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

ánodocátodopila EEE

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 referencia

para 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:Reac. de reducción:2 H+ + 2 e– H2

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

Reac. de oxidación: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 CátodoH2 2 H+ + 2 e–

Cátodo Ánodo2 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 Tabla de potenciales potenciales de reducciónde reducción

Metales frente a ácidos. Según sea el potencial de reducción del metal menor o

mayor que 0 reaccionará o no reaccionará con los ácidos para [H+] = 1 M.

Todo par redox que tenga más tendencia a reducirse que los H+ tendrá un potencial de reducción E > 0. Así, el Cu no reacciona con ácidos en concentraciones

normales: Cu + 2 H+ no reacciona.

Todo par redox que tenga menos tendencia a reducirse que los H+ tendrá un potencial de reducción E < 0. Así, el Zn reacciona con ácidos desprendiendo

hidrógeno: Zn + 2 H+ Zn2+ + H2

Ejemp: Decir si será espontánea la siguientereacción 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) Eº=1.36 V

Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo): 2 I–(aq) I2 (s) + 2e– Eº=-0,54 V

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

Epila = Ecatodo – Eánodo = +1’36 V – 0’54 V = +0’82 V > 0

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

¿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

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 electroquímica no espontánea tenga lugar, será necesario aportar 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 disolución acuosa (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 =cte de proporcionalidad = cantidad depositada 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