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    Electroquímica Electroquímica Presentation Transcript

    • Electroquímica Capítulo 19Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc.  Permission required for reproduction or display.
    • Los procesos electroquímicos son las reacciones de  oxidación-reducción en que:  • la energía liberada por una reacción espontánea se  convierte en electricidad o  • la energía eléctrica se usa para causar una reacción no  espontánea 0 0 2+ 2- 2Mg (s) + O2 (g)          2MgO (s)2Mg          2Mg2+ + 4e- Oxidación media reacción  (pierde e-)O2 + 4e-          2O2- Reducción media reacción  (gana e-) 19.1
    • Número de oxidaciónLa carga del átomo que tendría en una molécula (o un compuesto iónico) si los electrones fueran completamente transferidos.  1. Los elementos libres (estado no combinado) tienen  un número de oxidación de cero. Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4  = 0 2. En los iones monoatómicos, el número de oxidación  es igual a la carga en el ion. Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3;  O2-, O = -2 3. El número de oxidación del oxígeno es normalmente      –2. En H2O2 y  O22- este es –1.  4.4
    • 4. El número de oxidación del hidrógeno es +1 excepto  cuando está enlazado a metales en los compuestos  binarios. En estos casos, su número de la oxidación  es –1. 5. Los metales del grupo IA son +1, metales de IIA son +2  y el flúor siempre es  –1. 6. La suma de los números de oxidación de todos los  átomos en una molécula o ion es igual a la carga en  la molécula o ion.  HCO3- ¿Los números de  O = -2 H = +1 oxidación de todos los  elementos en HCO3- ? 3x(-2) + 1 + ? = -1 C = +4 4.4
    • Balanceo de las ecuaciones redox ¿La oxidación de Fe2+ a Fe3+ por Cr2O72- en solución ácida?1. Escriba la ecuación no balanceada para la reacción en su  forma iónica . 2+ Fe  + Cr2O72-          Fe3+ + Cr3+2. Separe la ecuación en dos semirreacciones. +2 +3 Oxidación: Fe2+          Fe3+ +6 +3 Reducción: Cr2O72-          Cr3+3. Balancee los átomos de otra manera que O y H en cada  semirreacción. Cr2O72-          2Cr3+ 19.1
    • Balanceo de las rcuaciones redox4. Para reacciones en ácido, agregue H2O para balancear los  átomos O y H+ para balancear los átomos H. Cr2O72-          2Cr3+ + 7H2O 14H+ + Cr2O72-          2Cr3+ + 7H2O5. Agregue electrones a un lado de cada semirreacción para  balancear las cargas en la semirreacción. Fe2+          Fe3+ + 1e- 6e- + 14H+ + Cr2O72-          2Cr3+ + 7H2O6. Si es necesario, iguale el número de electrones en las dos  semirreacciones multiplicando las semirreacciones por los  coeficientes apropiados.  6Fe2+          6Fe3+ + 6e- 6e- + 14H+ + Cr2O72-          2Cr3+ + 7H2O 19.1
    • Balanceo de las ecuaciones redox 7. Sume las dos semirreacciones y balancee la última ecuación  por inspección. El número de electrones en ambos lados se debe cancelar. Oxidación : 6Fe2+          6Fe3+ + 6e- Reducción : 6e- + 14H+ + Cr2O72-          2Cr3+ + 7H2O 14H+ + Cr2O72- + 6Fe2+          6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O8. Verifique que el número de átomos y las cargas están  balanceadas. 14x1 – 2 + 6x2 = 24 = 6x3 + 2x3 9. Para reacciones en disoluciones básicas, agregar OH- en  ambos lados de la ecuación para cada H+ que aparezca en  la ecuación final. 19.1
    • Celdas electroquímicas Voltímetro Ánodo  Cátodo oxidación de zinc de cobre Reducción ánodo Puente  cátodo salino Tapones  de  algodón  Solución  Solución  de ZnSO4  de CuSO4  Reacción redox  espontánea El Zinc se oxida El Cu2+ se reduce  a Zn2+ en el ánodo  a Cu en el cátodo Zn(s)→ Zn2+(ac) + 2e-  2e- + Cu2+(ac) → Cu(s) Reacción neta Zn(s) + Cu2+ (ac) → Zn2+(ac) + Cu(s)  19.2
    • Celdas electroquímicasLa diferencia en el potencialeléctrico entre el ánodo y elcátodo se llama: voltaje de la celda• fuerza electromotriz (fem)• potencial de celda Diagrama de celda Zn (s) + Cu2+ (ac) Cu (s) + Zn2+ (ac) [Cu2+] = 1 M & [Zn2+] = 1 M Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s) ánodo cátodo 19.2
    • Potenciales estándares del electrodo Voltímetro Gas H2 a 1 atm Puente salino Electrodo de PtElectrodo de zinc Electrodo de hidrógeno Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s) Ánodo (oxidación): Zn (s) Zn2+ (1 M) + 2e- Cátodo (reducción): 2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm) Zn (s) + 2H+ (1 M) Zn2+ + H2 (1 atm) 19.3
    • Potenciales estándares del electrodoEl potencial estándar de reducción (E0) es el voltajesecundario a una reacción de reducción en un electrodo cuandotodos los solutos son 1 M y todos los gases están a 1 atm. Gas H2 a 1 atm Reacción de reducción 2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm) E0 = 0 V Electrodo de PtElectrodo estándar de hidrógeno (EEH) 19.3
    • Potenciales estándares del electrodo Ecelda 0.76 V 0 = Voltímetro Gas H2 a 1 atm Estándar fem (E0 ) cell Puente salino E0 = E0 celda 0 cátodo - Eánodo Electrodo de PtElectrodo de zinc Electrodo de hidrógeno Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s) Ecelda E0+/H 2- EZn2+ 0 = H 0 /Zn 0.76 V = 0 - E0 2+/Zn Zn E0 2+/Zn = -0.76 V Zn Zn2+ (1 M) + 2e- Zn E0 = -0.76 V 19.3
    • Potenciales estándares del electrodo E0 = 0.34 V celda Voltímetro E0 = E0 celda cátodo - Eánodo 0Gas H2 a 1 atm Puente Ecelda = 0 Cu 0 E 2+ /Cu – EH 0+ /H 2 salino 0.34 = E0 2+ /Cu - 0 CuElectrodo de Pt E0 2+/Cu = 0.34 V Cu Electrodo de hidrógeno Electrodo de cobre Pt (s) | H2 (1 atm) | H+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s) Ánodo (oxidación): H2 (1 atm) 2H+ (1 M) + 2e- Cátodo (reducción): 2e- + Cu2+ (1 M) Cu (s) H2 (1 atm) + Cu2+ (1 M) Cu (s) + 2H+ (1 M) 19.3
    • • E0 es para la reacción como lo escrito• Cuanto más positivo E0 mayor será la tendencia de la sustancia a reducirse• Las reacciones de semicelda son reversibles• El signo de E0 cambia cuando la reacción se invierte• Si se cambia los coeficientes estequiométricos de una reacción de semicelda no cambia el valor de E0 19.3
    • ¿Cuál es el fem estándar de una celda electroquímica formada de un electrodo de Cd en una disolución 1.0 M de Cd (NO3)2 y un electrodo de Cr en una disolución 1.0 M de Cr(NO3)3? Cd es el oxidante másCd (ac) + 2e 2+ - Cd (s) E = -0.40 V 0 fuerteCr3+ (ac) + 3e- Cr (s) E0 = -0.74 V Cd oxidará CrÁnodo (oxidación): Cr (s) Cr3+ (1 M) + 3e- x 2Cátodo (reducción): 2e- + Cd2+ (1 M) Cd (s) x3 2Cr (s) + 3Cd2+ (1 M) 3Cd (s) + 2Cr3+ (1 M) E0 = E0 celda 0 cátodo - Eánodo Ecelda -0.40 – (-0.74) 0 = Ecelda 0.34 V 0 = 19.3
    • Espontaneidad de las reacciones redox∆G = -nFEcell n = número de moles de electrones en reacción J∆G = 0 -nFE 0 cell F = 96,500 = 96,500 C/mol V • mol∆G0 = -RT ln K = -nFEcell 0 RT (8.314 J/K•mol)(298 K) 0Ecell = ln K = ln K nF n (96,500 J/V•mol) 0 0.0257 VEcell = ln K n 0.0592 V 0Ecell = log K n 19.4
    • Espontaneidad de las reacciones redox 19.4
    • ¿Cuál es la constante de equilibrio para la reacción siguiente a250C? Fe2+ (ac) + 2Ag (s) Fe (s) + 2Ag+ (ac) 0 0.0257 V Ecell = ln K nOxidación : 2Ag 2Ag+ + 2e- n=2Reducción : 2e- + Fe2+ FeE0 = E0 2+ /Fe – EAg +/Ag Fe 0E0 = -0.44 – (0.80)E0 = -1.24 V Ecell x n 0 -1.24 V x 2 K = exp = exp 0.0257 V 0.0257 V K = 1.23 x 10-42 19.4
    • Efecto de la concentracion en fem de la celda∆G = ∆G0 + RT ln Q ∆G = -nFE ∆G0 = -nFE 0 -nFE = -nFE0 + RT ln Q La ecuación de Nernst RT E = E0 - ln Q nF A 298 0.0257 V 0.0592 V E = E0 - ln Q E = E0 - log Q n n 19.5
    • Ocurrirá la siguiente reacción en forma espontánea a 250C si [Fe2+] = 0.60 M y [Cd2+] = 0.010 M? Fe2+ (aq) + Cd (s) Fe (s) + Cd2+ (aq)Oxidación : Cd Cd2+ + 2e- n=2Reducción : 2e- + Fe2+ 2FeE0 = E0 2+ /Fe – ECd 2+ Fe 0 /CdE0 = -0.44 – (-0.40) 0.0257 V E = E0 - ln Q nE0 = -0.04 V 0.0257 V 0.010 E = -0.04 V - ln 2 0.60 E = 0.013 E>0 Espontánea 19.5
    • Baterías Separador de papel Celda seca Pasta húmeda de ZnCl2 y NH4Cl Celda de Leclanché Capa de MnO2 Cátodo de grafito Ánodo de zinc Ánodo: Zn (s) Zn2+ (ac) + 2e- Cátodo: 2NH+ (aq) + 2MnO2 (s) + 2e- 4 Mn2O3 (s) + 2NH3 (aq) + H2O (l)Zn (s) + 2NH4 (ac) + 2MnO2 (s) Zn2+ (ac) + 2NH3 (ac) + H2O (l) + Mn2O3 (s) 19.6
    • Baterías Ánodo Cátodo de acero (contenedor de Aislante Zinc) Batería de mercurio Solución electrolítica de KOH, pasta de Zn(OH)2 y HgOÁnodo : Zn(Hg) + 2OH- (ac) ZnO (s) + H2O (l) + 2e-Cátodo : HgO (s) + H2O (l) + 2e- Hg (l) + 2OH- (ac) Zn(Hg) + HgO (s) ZnO (s) + Hg (l) 19.6
    • Baterías Tapa removible Ánodo CátodoBatería o cumulador Electrólito de plomo de H2SO4 Placas negativas (planchas de plomo llenas con plomo esponjoso) Placas positivas (planchas de plomo llenas con PbO2Ánodo : Pb (s) + SO4 (ac) 2- PbSO4 (s) + 2e-Cátodo : PbO2 (s) + 4H+ (ac) + SO4 (ac) + 2e- 2- PbSO4 (s) + 2H2O (l) Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ (aq) + 2SO4 (ac) 2- 2PbSO4 (s) + 2H2O (l) 19.6
    • BateríasÁnodo Cátodo Electrólito sólido Batería de estado sólido de litio 19.6
    • Baterías Ánodo Cátodo Una celda de combustible esElectrodo de carbón Electrodo de carbón una celdaporoso con Ni poroso con Ni y NiO electroquímica que requiere un aporte continuo de reactivos para su Oxidación Reducción funcionamiento Ánodo : 2H2 (g) + 4OH- (ac) 4H2O (l) + 4e- Cátodo : O2 (g) + 2H2O (l) + 4e- 4OH- (ac) 2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) 19.6
    • Corrosión Aire Agua Herrumbre HierroÁnodo Cátodo 19.7
    • Protección catódica de un depósito de hierro Depósito de hierroOxidación Reducción 19.7
    • Electrólisis Es el proceso en el cual la energía eléctrica se usa para inducir una reacción química no espontánea . Batería Ánodo CátodoNa Líquido Na Líquido NaCl fundido Oxidación Reducción Cátodo de hierro Cátodo de hierro Ánodo de carbón 19.8
    • Electrólisis del agua Batería Ánodo Cátodo Solución de H2SO4 diluidoOxidación Reducción 19.8
    • Electrólisis y cambios de masa Moles de Granos deCorriente Carga en Número de sustancia sustancia(amperios) y culombios moles de reducida u reducida utiempo electrones oxidada oxidada carga (C) = corriente (A) x tiempo (s) 1 mol e- = 96,500 C 19.8
    • ¿Cuánto Ca se producirá en una celda electrolítica de CaCl2 fundido si una corriente de 0.452 UN se pasa a través de la celda durante 1.5 horas?Ánodo : 2Cl- (l) Cl2 (g) + 2e-Cátodo : Ca2+ (l) + 2e- Ca (s) Ca2+ (l) + 2Cl- (l) Ca (s) + Cl2 (g) 2 mol e- = 1 mol Ca C s 1 mol e- 1 mol Camol Ca = 0.452 x 1.5 hr x 3600 x x s hr 96,500 C 2 mol e- = 0.0126 mol Ca = 0.50 g Ca 19.8