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Unidad IV. Electroquímica

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SE DESCRIBEN LOS ASPECTOS FUNDAMENTALES DE LA ELECTROQUÍMICA

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Unidad IV. Electroquímica

  1. 1. ELECTROQUÍMICA
  2. 2.  Hay un tipo de reacciones químicas donde la electricidad forma parte fundamental, en ellas está estrechamente relacionadas la energía eléctrica y la energía química. La rama de la química encargada de estudiar estas relaciones se llama electroquímica, las reacciones que ocurren son reacciones de oxido- reducción o comúnmente llamadas reacciones REDOX donde está involucrado un cambio en el número de electrones asociado a un átomo determinado cuando éste se transforma desde un estado inicial a otro final.
  3. 3.  Cada elemento químico tiene la capacidad de aceptar o ceder electrones para formar compuestos; esta capacidad se denomina estado de oxidación. Es un número entero positivo o negativo que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado. Aumenta si el átomo pierde electrones. Disminuye cuando el átomo gana electrones.
  4. 4. Se asigna con base en ciertas reglas:  El Nº de oxidación de un elemento sin combinar es cero.  El Nº de oxidación del hidrógeno en los compuestos que forma es +1, con excepción de los hidruros metálicos donde es –1.  El Nº de oxidación del oxígeno es –2, excepto en los peróxidos que es –1 La suma algebraica del nº de oxidación de todos los elementos presentes en la fórmula de un compuesto neutro es igual a cero.  El Nº de oxidación de un ión monoatómico se considera igual a su carga iónica.  La suma algebraica de los Nº de oxidación de todos los átomos que se encuentran en un ión poli-atómico es igual a su carga iónica.
  5. 5.  Determine el número de oxidación del N en el compuesto HNO3 +1 + X + -2 = 0 H N O3 1x1 + Xx1 + (-2)x3 = 0 1 + X -6=0 X=6-1 X=+5  Determine el número de oxidación del Cr en el ión Cr2O7= X + -2 = -2 Cr2 O7 X x 2 + (-2)x7 = -2 2X -14= -2 X=12/2 X=+6
  6. 6. Cuando tenemos una reacción química donde se dan cambios en los estados de oxidación de los elementos presentes, estamos en presencia de una reacción de óxido-reducción OXIDACIÓN: Es una reacción química donde una especie cede electrones y por tanto aumenta su estado de oxidación. REDUCCIÓN: Es la reacción química opuesta a la oxidación, es decir una reacción química donde una especie gana electrones y por tanto disminuye su estado de oxidación.
  7. 7. AGENTE OXIDANTE • Ganancia de electrones • Disminución del número de oxidación AGENTE REDUCTOR • Perdida de electrones • Aumento del número de oxidación Se oxida: Agente Reductor Se reduce: Agente Oxidante
  8. 8. +2e- -2e- Se oxida: Agente Reductor Se reduce: Agente Oxidante Semireacciones 432 210
  9. 9.  Así como todas las ecuaciones químicas, las reacciones de óxido-reducción deben estar balanceadas, la diferencia es que ahora tenemos además de los elementos sus cargas, entonces las ecuaciones deben balancearse tanto en número de átomos como en cargas. El número total de electrones perdidos en el proceso de oxidación debe ser igual al número total de electrones ganados durante la reducción. Para balancear una ecuación REDOX, generalmente se usan dos métodos; el método de ión electrón o de las semireacciones y el método del cambio en número de oxidación.
  10. 10.  Se utiliza tanto en medio ácido como el medio básico Es más sistemático y conduce a menos errores. ÁCIDO • Para ajustar O • Añadir H2O • Para ajustar H • Añadir 2H+ BÁSICO • Para ajustar O • Añadir 2OH- en el lado donde se necesitan • Para ajustar H • Añadir H2O la mitad de lo que se agregó de OH-
  11. 11. Se oxida: Agente Reductor Se reduce: Agente Oxidante 0 1 2 3 4 5 -5e- 2 3 4 5 +3e-  Semireacciones
  12. 12.  Balance atómico  Balance eléctrico
  13. 13.  Igualación  Sumatoria Forma Iónica Forma Molecular
  14. 14. Se oxida: Agente Reductor Se reduce: Agente Oxidante 4 5 6 7 +3e- 3 4 5 -2e-
  15. 15.  Balance atómico  Balance eléctrico
  16. 16.  Igualación  Sumatoria
  17. 17. Estudia los cambios químicos que se producen por una corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas. Es por ello, que el campo de la electroquímica ha sido dividido en dos grandes secciones:  La primera de ellas es la electrolisis, la cual se refiere a las reacciones químicas que se producen por acción de una corriente eléctrica.  La segunda se refiere a aquellas reacciones químicas que generan una corriente eléctrica, este proceso se lleva a cabo en una celda o pila galvánica.
  18. 18.  Son aquellas en las cuales la energía eléctrica que procede de una fuente externa provoca reacciones químicas no espontáneas. Las celdas electrolíticas constan de un recipiente para el material de reacción, dos electrodos sumergidos dentro de dicho material y conectados a una fuente de corriente directa. Ánodo (aquí se efectúa la oxidación) Cátodo (aquí se efectúa la reducción)
  19. 19.  Cuando en una reacción química se aplica una diferencia de potencial (energía eléctrica) y se disocian sus especies, a este proceso se le denomina electrolisis. Michael Faraday, físico y químico inglés es conocido como el padre de la electroquímica y fue el que promulgó las dos leyes de la electrolisis en 1833 que llevan su nombre: Segunda Ley de Faraday: “Si se aplica la misma cantidad de electricidad a varias sustancias para su electrolisis la masa que se obtiene va a ser proporcional a los equivalentes químicos de cada sustancia. Primera Ley de Faraday: “La cantidad total de sustancia depositada (reducida) en el cátodo o liberada (oxidada) en el ánodo durante la electrólisis, es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la celda”.
  20. 20.  Calcule la cantidad de aluminio que se producirá en una celda que recibe una corriente de 25 A durante ½ hora, a partir de una solución de hidróxido de aluminio, Al(OH)3.
  21. 21.  Se hizo pasar una cantidad de carga por una solución de AgNO3, y se depositó 0.632 g de plata metálica sobre el cátodo. ¿Cuántos g de Cu se hubiera depositado de una solución de Cu(NO3)2 con la misma cantidad de carga?
  22. 22.  Son aquellas en las cuales las reacciones espontáneas de óxido- reducción producen energía eléctrica. Las dos mitades de la reacción redox se encuentran separadas, por lo que la trasferencia de electrones debe efectuarse a través de un circuito externo. La sustancia oxidante está separada de la reductora de manera que los electrones deben atravesar un alambre de la sustancia reductora hacia la oxidante. El electrodo donde se verifica la oxidación se llama ánodo y el electrodo donde se verifica la reducción se llama cátodo. La corriente eléctrica fluye del ánodo hacia el cátodo porque hay una diferencia de energía potencial entre los electrodos la cual se mide en forma experimental con un voltímetro, donde la lectura es el voltaje de la celda.
  23. 23. ELECTRODO • El electrodo es un conductor en cuya superficie se realiza la transferencia de electrones hacia o desde la solución (electrolito) en que está sumergido. ELECTROLITO • El electrolito es una sustancia que en disolución da lugar a la formación de iones, permitiendo el paso de la energía eléctrica. El electrolito cumple el papel de cerrar el circuito de corriente, así la carga puede dar toda la vuelta al circuito y se genera corriente, la reacción ocurre mientras exista una diferencia de potencial ∆E > O y procede hasta que ∆E = O, es importante destacar que los portadores de carga en el electrodo (metal) son electrones, pero los portadores de carga en el electrolito son los iones. PUENTE SALINO • Es la comunicación entre dos soluciones y permite el movimiento de la corriente en forma de carga iónica. consiste en un tubo en forma de “U” invertido, que se llena con un gel que contiene una solución saturada de sal, que puede ser por ejemplo: NaCl, KCl, KNO3, como resultado la disolución no se sale cuando se invierte el tubo, pero los iones de la sal en el gel se pueden mover. Un puente salino cumple tres funciones: permite el contacto eléctrico entre las dos soluciones; evita que se mezclen y reaccionen las soluciones de los electrodos; y mantiene la neutralidad eléctrica en cada semicelda.
  24. 24.  Los electrones fluyen desde el ánodo hasta el cátodo a causa de una diferencia de energía potencial, que origina el flujo de corriente entre los electrodos, la cual se representa con la letra E. Se mide conectando un voltímetro entre los electrodos y se expresa en voltios (V).  El signo (fem) indica si una reacción electroquímica puede operarse espontáneamente (+) o no (-). A mayor tendencia o potencial de las 2 semireacciones para producirse espontáneamente, mayor será la fem de la celda, por lo tanto la fem de la celda se conoce también como potencial de la celda (Ecelda), es decir, la magnitud del potencial de una ceda mide la espontaneidad de su reacción redox.
  25. 25. Se reducen fácilmente Se oxidan fácilmente Fuerzacrecientecomoagentereductor
  26. 26.  En condiciones estándar la fem se llama fem estándar o potencial estándar de celda, y se denota como Eº celda. Es una medida cuantitativa de la tendencia de los reactivos en sus estados estándar a formar productos.
  27. 27.  Para la celda voltaica de Zn/Zn +2 //Cu +2/Cu determine el potencial estandar (Eº) y el tipo de celda. Cu+2 + 2e- Cu (s) Eº=+0,337 V Zn +2 + 2e- Zn (s) Eº=-0,7628 V Eº celda = Eº red (cátodo) - Eº red (ánodo) Eº celda = 0,337V - (-0,7628 V) Eº celda = 1,1V Ánodo Cátodo
  28. 28.  Cuando las semireacciones tienen concentraciones (presiones) y/o temperatura diferentes a las del estado normal (1 mol/L, 1 atm, 25ºC), varía su fem o potencial. Esta variación viene dada por la ecuación de Nernst, la cual se emplea para calcular los potenciales de electrodo o potenciales de las celdas para concentraciones y presiones parciales distintas a los valores del estado estándar. E: potencial en condiciones no estándar (V) Eº: potencial estándar (V) R: constante de los gases: 8.314 J/mol K T: temperatura absoluta (K) n: número de moles de electrones transferidos en la reacción F: Faraday (96500 C) Q: Cociente de reacción: relación de [ ] o P de productos con respecto a reactivos
  29. 29.  Calcule el potencial en condiciones no estándar (E) para la siguiente reacción: Sabiendo que las concentraciones de Cu2+ es 5.0 mol/L y [Zn2+] es 0.050 mol/L

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