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ELECTROQUIMICA

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    Redox 1 Redox 1 Presentation Transcript

    • ELECTROQUIMICA La electroquímica se ocupa de los cambios químicos producidos mediante la corriente eléctrica y de la producción de electricidad mediante reacciones químicas. Todas las reacciones electroquímicas implican la transferencia de electrones y son por tanto reacciones de oxidación- reducción, las cuales ocurren en distintos lugares.
    • REACCIONES REDOX Son reacciones en las cuales ocurren cambios en el número de oxidación de uno o dos sustancias. En toda REDOX hay dos semireacciones: . Semireacción Oxidación . Semireacción Reducción Las dos semireacciones son simultaneas; no puede haber una sin la otra
    • Estado de Oxidación Es la carga (densidad de carga) que resulta cuando los electrones de los enlaces covalentes se asignan al átomo más electronegativo. Es la carga que un átomo podría tener si sus enlaces fueran iónicos.
    • Reglas de los E.D.O El E.D.O de un elemento en su forma elemental es cero. El E.D.O de un ión monoatómico es igual a su carga . En un compuesto binario, al elemento con mayor electronegatividad se le asigna un EDO negativo igual a la carga que tiene en compuestos iónicos simples. En un ión poliatomico se debe calcular el EDO.
    • Conceptos REDOX OXIDACION: Reacción mediante la cual un átomo pierde electrones. ( Aumento de EDO.) REDUCCION: Reacción mediante la cual un átomo gana electrones (disminución del EDO). OXIDACION - 0 +
    • Agentes REDOX AGENTE OXIDANTE: Es aquella especie que oxida a otra y en ese proceso diminuye su E.D.O. ( o sea, se reduce). AGENTE REDUCTOR: Es aquella especie que reduce a otra y en ese proceso aumenta su E.D.O. (o sea, se oxida).
    • Ejercicios Simples....... Para las siguientes reacciones determine: a) E.D.O para cada elemento b) Indique si es reacción redox c) ¿Cuál es el elemento oxidado y cuál el reducido? D) Establezca cual es el agente oxidante y cual el reductor.
    • Reacciones 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
    • BALANCEO DE ECUACIONES REDOX METODO DEL ION ELECTRON 1.- Escribir la ecuación no balanceada para la reacción. 2.- Dividir la reacción general en dos semireacciones. 3.- Balancear los átomos diferentes de O e H que cambian sus números de oxidación en cada ecuación parcial. 4.- Balancear los átomos de “ O “ e “ H”, en cada ecuación parcial:
    • Continuación............. 4.1.- Ajuste en solución ácida: a) Ajuste de Oxigenos: Por cada átomo de oxigeno que se necesita agregue 1 molécula de H2O en el lado de la ecuación parcial que presente la deficiencia de oxígeno. B)Ajuste de Hidrógenos: Agregue 1 H+ ,por cada hidrógeno que se necesite ajustar, en el lado que haya menos cantidad.
    • Continuación.......... 4.2.- Ajuste medio básico: CASO A:Ajuste comienza por “ O” • Ajuste de Oxigeno: Por cada átomo de oxígeno que se necesita, agregue 2 iones OH- al lado de la ecuación parcial que tenga menos oxígeno, • Ajuste de Hidrógenos: Agregue 1 molécula de H2O en el lado que falten hidrógenos (lado opuesto.)
    • Continuación.......... 4.2.- Ajuste medio básico: CASO B: Ajuste comienza por “ H” • Ajuste de Hidrógenos: Por cada átomo de hidrógeno que se necesita agregue 1 molécula de agua al lado de la ecuación parcial que es deficiente en H. • Ajuste de Oxígenos: Agregue un ion OH- al lado opuesto, por cada oxígeno que falte.
    • Continuación............... 5.-Ajuste de Cargas: A cada ecuación parcial, agregue electrones en tal forma que la carga neta sobre el lado izquierdo de la ecuación sea igual a la carga neta del lado derecho. 6.-Ajuste de nº de Electrones: Si es necesario multiplique ambas reacciones por coeficientes tales , que los electrones se igualen. 7.- Sumar las semireacciones , simplificando los términos comunes.
    • Ejercicios para aprender.... 1.-Ajuste la siguiente ecuación en medio ácido: Cr2O72- + Cl- ------> Cr+3 + Cl2 2.- Ajuste la siguiente ecuación en medio básico: MnO4- + N2H4 ------> MnO2 + N2
    • ELECTRODOS • Los electrodos son superficies sobre las que tienen lugar las semi-reacciones de oxidación y reducción. Pueden participar o no en las reacciones. Aquellos que no reaccionan se denominan electrodos inertes. • Para ambos tipos de celdas los electrodos se identifican de la manera siguiente: CATODO:Electrodo en el que ocurre reducción ANODO: Electrodo en el que ocurre oxidación • Estos pueden ser positivos o negativos.
    • º¿ Cómo se conduce la corriente eléctrica? La corriente eléctrica representa transferencia de carga. La carga se puede conducir a través de metales y de electrólitos líquidos puros o de disoluciones conteniendo electrólitos. Condución metálica: flujo de electrones sin movimiento análogo de los átomos del metal. Conducción iónica o electrolítica: conducción eléctrica mediante movimiento de iones a través de una solución, o un líquido puro. Iones (+) migran hacia el cátodo ( - ) Iones (- ) migran hacia el ánodo (+)
    • CELDAS ELECTROQUIMICAS Se clasifican en: • Celdas Galvánicas: Son aquéllas en las que las reacciones químicas espontáneas producen electricidad y la suministran a un circuito externo. • Celdas Electrolíticas: Son aquellas en las que la energía eléctrica procedente de alguna fuente externa hace que tenga lugar una reacción química no espontánea.
    • CELDAS ELECTROLITICAS Consta de un recipiente con el material de reacción y los electrodos inmersos en el material de reacción y conectados a una fuente de corriente continua. General mente se usan electrodos inertes. Estas celdas transforman la energía eléctrica producida mediante un generador en energía química. Anodo ( +) Catodo (-) Eº < 0
    • CELDAS ELECTROLITICAS
    • Ejemplos para comprender......... • Electrólisis del NaCl fundido ( Celda de DOWNS). 2CL- ---- Cl2(g) + 2 e Srx oxid. Ánodo 2 Na+ + 2e --- 2Na(l) Srx red. Cátodo 2 Na+ + 2CL- ----- 2 Na(l) + Cl2(g) Los electrones se desplazan desde ánodo a cátodo. Eºc < Eºa  Eºc - Eºa < 0 rxn no espontánea. Eºc = (-) Eºa = (+)
    • CELDAS VOLTAICAS O GALVANICAS Son celdas electroquímicas en las que las reacciones redox espontáneas producen energía eléctrica. • Está formada por: dos semiceldas en las cuales ocurre cada semireacción y se conectan mediante un puente salino • dos electrodos los cuales están ubicados en cada semicelda. • Un voltimetro para medir la diferencia de potencial entre los electrodos.
    • ¿Qué es el puente salino? Puede ser cualquier medio (solución) a través del cual pueden pasar iones lentamente. FUNCIONES: Permite contacto eléctrico entre las disoluciones. • Evita mezcla de las disoluciones de los electrodos. • Mantiene la neutralidad eléctrica en cada semicelda a medida que los iones fluyen dentro y fuera del puente salino.
    • Nomenclatura de una Celda El anodo, electrodo en el que tiene lugar la oxidación , se sitúa a la izquierda. El cátodo , electrodo en el que tiene lugar la reducción, se sitúa a la derecha. El limite entre dos fases se representa mediante una sola lnea oblicua (/) El limite entre los compartimentos de las semiceldas ( puente salino), se representa mediante una doble línea oblicua (//).
    • Nomenclatura de una Celda Las especies en solución acuosa se sitúan a ambos lados de la doble línea oblicua. Las especies distintas de la misma solución, se separan entre sí por una coma.
    • NOTACION DE UNA CELDA Especie (conc) // Especie (conc) Oxida (ánodo) P.salino Reduce (cátodo) Ejemplos: • Pila de Daniell: Celda de cinc-cobre: Zn/Zn+2 (1,0 M) // Cu+2 (1,0 M) / Cu • Celda de cobre-plata: 2 Ag+ (aq) +Cu(s) ---2 Ag(s) + Cu+2 (aq) Pila: Cu/Cu+2 (1,0 M) // Ag+ (1,0 M) /Ag
    • Potencial de una Celda Corresponde a la diferencia de potencial entre dos electrodos de una celda. Se denomina fuerza electromotriz (FEM) o potencial de celda. En condiciones estandar ( 1 M de concentración para especies disueltas y 1 atm de presión para gases), se denomina potencial estandar ( Eº).
    • Potencial continuación..... En cada semicelda, existe un potencial:el de oxidación Eºoxid y el de reducción Eºred. La fem estándar de la celda corresponde a la suma de los potenciales estándar de oxidación y reducción. Eºcelda = Eºoxid + Eºred
    • POTENCIALES DE REDUCCIÓN Electrodo REACCION REDUCCION Eo(volt) Li+|Li Li + e− = Li -3,045 K+|K K+ + e − = K -2,925 Ca2+|Ca Ca2+ + 2e− = Ca -2,866 Na+|Na Na+ + e− = Na -2,714 Mg2+|Mg Mg2+ + 2e− = Mg -2,363 Al3+|Al Al3+ + 3e− = Al -1,662 Mn2+|Mn Mn2+ + 2e− = Mn -1,179 OH− |H2 (Pt) 2H20 + 2e− = H2 + 2OH− -0,828 Zn2+|Zn Zn2+ + 2e− = Zn -0,763 S2− |S (Pt) S + 2e− = S2− -0,479 Fe2+|Fe Fe2+ + 2e− = Fe -0,44 Cr3+,Cr2+ | Pt Cr3+ + e− = Cr2+ -0,408 Cd2+|Cd Cd2+ + 2e− = Cd -0,403
    • • Co2+|Co Co2+ + 2e− = Co -0,277 • Ni2+|Ni Ni2+ + 2e− = Ni -0,250 • Sn2+|Sn Sn2+ + 2e− = Sn -0,136 • Pb2+|Pb Pb2+ + 2e− = Pb -0,126 • Fe3+|Fe Fe3+ + 3e− = Fe -0,037 • H+|H2 (Pt) 2H+ + 2e− = H2 0,000 • Sn4+,Sn2+|Pt Sn4+ + 2e− = Sn2+ +0,150 • Cu2+,Cu+|Pt Cu2+ + e− = Cu+ +0,153 • Cu2+|Cu Cu2+ + 2e− = Cu +0,336 • OH−|O2 (Pt) O2 + 2H2O + 4e− = 4OH− +0,401 • Cu+|Cu Cu+ + e− = Cu +0,520 • I−|I2 (Pt) I2 + 2e− = 2I− +0,535 • Fe3+, Fe2+|Pt Fe3+ + e− = Fe2+ +0,770 • Hg22+|Hg Hg22+ + 2e− = 2Hg +0,788 • Ag+|Ag Ag+ + e− = Ag +0,799 • Hg2+|Hg Hg2+ + 2e− = Hg +0,854 • Hg2+, Hg 2+| Pt 2Hg2+ + 2e− = Hg 2+ +0,919
    • Potenciales Normales Br-|Br2 (Pt) Br2 + 2e- = 2Br- +1,066 H+|O2 (Pt) O2 + 4H+ + 4e- = 2H2O +1,229 Tl3 /,Tl+ | Pt Tl3+ + 2e- = Tl+ +1,252 Cr2O72-, H+ /Cr3+ | Pt Cr2O72- + 14 H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O +1,333 Cl- |Cl2 (Pt) Cl2 + 2e- = 2Cl- +1,359 Au3+|Au Au3+ + 3e- = Au +1,497 MnO4- , H+, Mn2+|Pt MnO4- +8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O +1,507 Au+|Au Au+ + e- = Au +1,691 Pb4+, Pb2+|Pt Pb4+ + 2e- = Pb2+ +1,693 Co3+, Co2+|Pt Co3+ + e- = Co2+ +1,808 F- | F2 (Pt) F2 + 2e- = 2F- +2,865
    • Espontaneidad de una reacción REDOX Dependiendo del valor del potencial total de la celda, se puede predecir si una redox será espontánea o no: Eº > 0 : reacción espontánea Eº < 0 : reacción no espontánea