ELECTROQUIMICAPROF. Andrea Mena T.

NM3

ELECTROQUÍMICA

• Rama de la Química que relaciona Electricidad y Reacciones Químicas.

• Por lo general la electroquímica se encarga de estudiar las reacciones de Oxido – Reducción o Reacciones Oxido – Reducción o Reacciones RedoxRedox.

• R(x) RedoxR(x) Redox: ocurre una transferencia de electrones y existe una variación en el n° de oxidación.

• N° de Oxidación:N° de Oxidación: Corresponde a la carga que tiene un átomo o ion que forma parte de una especie quimica.

Reacciones Oxido - Reducción

• Siempre existe una perdida y una ganancia de electrones.

1. Oxidación: 1. Oxidación: Cuando un elemento pierde Cuando un elemento pierde electrones. Esto hace que exista un aumento electrones. Esto hace que exista un aumento en el n° de oxidación.en el n° de oxidación.

Fe ------ Fe + 3 e-Fe ------ Fe + 3 e-

2 . Reducción: Se define como la ganancia de electrones por parte de una especie química. Disminuye el E.O

Cl2 + 2 e- ------- 2 Cl

• Estos dos procesos ocurren simultaneamente en una Reacción Química.

• Existe un cambio en el n° de Oxidación.

• El n° total de electrones ganados por El n° total de electrones ganados por un elemento debe ser igual al n° de un elemento debe ser igual al n° de electrones cedidos por otro.electrones cedidos por otro.

X + M ----- XX + M ----- X-- + M + M++

Reglas para asignar el número de Oxidación.

• Para calcular el n° de Oxidación se establecen 7 reglas, designadas por IUPAC:

1.El n° de oxidación de cualquier átomo en estado libreestado libre, es decir no combinado, es es cerocero.

2. El n° de oxidación del Hidrogeno es +1Hidrogeno es +1, excepto en los hidruros que es –1.hidruros que es –1.

3. El n° de Oxidación del Oxigeno es –2Oxigeno es –2, excepto en los peróxidos, como peróxidos, como HH22OO22

que es – 1.que es – 1.

4. El n° de oxidación de un ion formado sólo por un átomo es igual a la carga igual a la carga del ion.del ion.

5. La suma algebraica de los n° de oxidación de todos los atomos en la formula quimica de un compuesto quimico es ceroes cero.

6. La suma algebraica de n° de oxidación de todos los átomos en la formula de un ion formado por más de un atomo es igual a la carga del ioncarga del ion.

7. Si en la formula no hay O ni H, se asigna el n° de oxidación negativo al elemento mas electronegativo.

Reacciones Redox: Transferencia de Electrones

• El cambio del n° de Oxidacion implica siempre una tranferencia de e-.

• Sut. Que ceden electrones se llaman Sut. Que ceden electrones se llaman (AGENTES REDUCTORES)(AGENTES REDUCTORES)

• Sust. Que aceptan electrones se llaman Sust. Que aceptan electrones se llaman (AGENTES OXIDANTES)(AGENTES OXIDANTES)

• Por ejemplo, el proceso de síntesis del fluoruro de magnesio, MgF2, partiendo de los elementos que lo forma:

• Mg(s) + F2(g) → MgF2 (s)

• El producto obtenido, es el resultado final de la transferencia de electrones que tiene lugar en dos semirreaciones que ocurren de manera simultánea:

- Ejemplo:

1. Establecer los n° de oxidación para cada atomo:

2. Identificar los atomos que cambian su estado de oxidación:

- El cobre de 0 pasa a +2; cede 2 electrones, por lo tanto se oxida.

- El Nitrógeno varia de +5 a +4; acepta 1 electrón, por lo tanto se reduce.

3. Se escriben las semirreacciones de oxidacion y reducción:

Balance de Ec. Redox

1- Por el Método Ion – Electrón:Por el Método Ion – Electrón: Se consideran todas las especies quimicas.

Zn + HCl -----Zn + HCl -----ZnClZnCl22 + + HH22

Etapas:

1. Se establece el n° de oxidación de cada especie:

2. Se plantean las Semirreacciones de Oxidación y Reducción:

3. Se verifica si las semirreacciones estan equilibradas y se anteponen los coeficientes correctos.

4. En cada semirreaccion se escriben los electrones correspondientes al cambio del n° de oxidación y se equilibran las cargas.

5. Se suman las semirreacciones y se transfieren los coeficientes a la ec. Principal.

• Aplicando el metodo ion- electron, equilibra las siguientes ec redox.

Método de las semi – reacciones trabajando en medio ácido.

Etapas:a) Se identifican las dos parejas

reaccionantes – productos.b) Se separan en 2 semi – reacciones

(Oxidación y Reducción)c) Se realiza un balance de átomos en

cada semi reacción: - El O se balancea con El O se balancea con HH22OO - El H se balance con H+El H se balance con H+

d) Se realiza un balance de cargas en cada semi reacción: debe haber el mismo n° de cargas en ambos miembros de la semi – reacción (el balance se realiza agregando e-)

e) Se juntan ambas semi – reacciones.f) En la reacción redox completa no debe haber

e-. e) N° de cargas debe ser igual en reactantes y

productos.f) Cuando se pide el balance en medio ACIDO , ACIDO ,

deben aparecer H+.deben aparecer H+.g) Cuando se pide el balance en medio

BASICO , deben aparecer OH-.

• Ejemplo: Balancear en medio ÁCIDO:Balancear en medio ÁCIDO:

- Se junatan ambas:

• Ejemplo: Balancear en medio Básico.

• Luego:

• Ejercicios:

1. DETERMINAR el N.O del elemento subrayado:

a) Zn(OH)4

b) IO3-

c) K2O2

d) K2MnO4

e) P4O10

2. Determinar cual es el agente oxidante y reductor en las siguientes reacciones redox.

a) Zn + NO3 - ---- Zn 2+ + N2

b) Cu + HNO3 ----- Cu 2+ + NO

3. Balance en metodo del ion – electron

Fe2O3 CO ----- Fe + CO2 4. Balancea en medio ácido

 MnO4 - + Br - ----- MnO2 + BrO3

-

Celda Electroquímica

• Las celdas electroquímicas son diseñadas de manera que al producirse la reacción, los los electrones que son transferidos desde el electrones que son transferidos desde el agente reductor al oxidanteagente reductor al oxidante, lo hagan por un circuito externo, asi se genera la corriente electrica.

• Para mantener en contacto las soluciones, se emplea un puente salino: un tubo de vidrio en forma de U. El que se vierte en un electrolito fuerte,que no reacciona.

• Los electrones fluyen del agente reductor al oxidante.

• Consta de un circuito eléctrico exterior con un voltímetro que mide el potencial eléctrico que se expresa en volts(V)

• La reacciones de oxidación y reducción, ocurren en los electrodos:

- ÁNODO (-)ocurre la semirreacción de oxidación,

- Cátodo (+), ocurre semirreacción de reducción.

• Semi- reaccion de Oxidación:

Zn ----- Zn2+ + 2 e-

- Al juntar las dos:

Zn + Cu2+ ----- Zn2+ + Cu

• Semi- reaccion de Reduccción:

Cu2+ + 2e- —>Cu

Siempre se representa:

Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu

(Ánodo) (Cátodo)

Potencial normal de un electrodo

• La diferencia de potencial entre los electrodos de una pila, Epila,se denomina

fuerza electromotriz (fem)fuerza electromotriz (fem) o potencial de celda y se expresa en voltios (V) en el sistema internacional de unidades.

• La Fem depende de la [ ] y T° (1M y 25°C) se denomina E°(estándar)

Cálculo de la Fem de una pila

• Para calcular la fem de la celda se debe conocer:

• E° oxidacion y E° reduccion

E°celda = E°ox + E°redE°celda = E°ox + E°red

E° CELDA es positivo la reaccion ocurre E° CELDA es positivo la reaccion ocurre como esta escrita.como esta escrita.

• Calcular la fem de la celda :

Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu

a) Zn ----- Zn2+ + 2 e-

E°ox = 0,76 (v)

b) Cu2+ + 2e- —>Cu

E°red =0,34 V

E° celda = E°ox + E°red

E° celda = 0.76 + 0.34

E°Celda = 1,10 V

ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES REDOX

• ∆G° = - (n F E°celda)

1F = 96500 J/V*mol

n = moles de electrones

∆G° E°celda R(X)

- + Espont

0 0 Eq.

+ - No.

Espont.

Electrólisis

• Es un proceso en el cual la energía eléctrica se energía eléctrica se usa para provocar una usa para provocar una reacción química no reacción química no espontánea.espontánea.

• Ej: Electrólisis de agua (Agua no se descompone para formar Hidrogeno y Oxigeno gaseoso.