Universidad Nacional de Jujuy

Facultad de Ciencias Agrarias

Ingeniería agronómica

Química General e Inorgánica

Trabajo Práctico N°11

Tema: Electroquímica-Reacciones de Oxido Reducción

Comisión 2 Hualampa laila

Ejercicios de aplicación

1-

La electroquímica estudia la transformación de energía eléctrica en energía química (electrolisis) y

el proceso inverso, transformación de energía química en eléctrica (pilas).

2-

La electrolisis es la descomposición de una sustancia mediante la corriente eléctrica, los iones

positivos se dirigen al cátodo y los iones negativos al ánodo. En el cátodo los iones reciben

electrones y son reducidos y en el ánodo los iones entregan electrones, es decir, se oxidan.

3-

Antiguamente, se denomino oxidación a la combinación de un elemento con el oxigeno y la perdida

de este se llamaba reducción.

Como se comprobó cambios electrónicos en los elementos que se oxidaban o reducían, se acepta

actualmente que todos los elementos que se oxidan, pierden o ceden electrones; en cambio, los que

se reducen, ganan electrones. Así surge el nuevo concepto de oxidación y reducción, que dice que

en la oxidación se pierden electrones y en la reducción se ganan.

4-

El número de oxidación es la carga eléctrica que se le asigna a la valencia de cada átomo.

5-

El número de oxidación de un elemento libre o en estado basal es igual a 0.

Todos los elementos metálicos (los cuales ceden electrones) cuando forman compuestos tienen

generalmente E.O. positivos.

Los elementos no metálicos y semimetálicos pueden tener E.O. positivos y negativos, dependiendo

del compuesto que estén constituyendo.

Para cualquier elemento el máximo E.O. es el correspondiente al número de grupo.

El mínimo E.O. posible de un elemento es 4−, y lo tienen algunos de los elementos del grupo 4A.

Los no metales tienen un E.O. negativo único, que es igual al número de grupo menos 8.

Los elementos de los grupos 1A y 2A poseen los E.O. 1+ y 2+ respectivamente.

El hidrógeno funciona con E.O. 1+ generalmente, a excepción cuando forma hidruros metálicos en

donde su E.O. es 1−.

El número de oxidación del O es 2−, excepto cuando forma peróxidos, donde es 1−, y cuando forma

superóxidos, donde es 1/2−.

La suma de los E.O. de los elementos de un compuesto es igual a su carga neta.

6-

El cátodo es el electrodo en el se produce la reacción de reducción.

El ánodo es un electrodo en el cual se produce la reacción de oxidación.

7-

Leyes de Faraday

1° La cantidad de masa de una sustancia producida en un proceso electrolítico, es directamente

proporcional, a la cantidad de electricidad que pasa por el electrolito.

2° Los pesos de diferentes sustancias, producidas por la misma cantidad de electricidad, son

proporcionales a los pesos equivalentes de los mismos.

Faraday: La cantidad de electricidad necesaria para producir el equivalente químico de una

sustancia.

8-

La energía eléctrica de una pila se genera a partir de la reacción redox espontanea que se produce.

El puente salino cumple tres funciones en primer lugar permite el contacto eléctrico entre las dos

soluciones, segundo evita que se mezclen las soluciones de los electrodos y mantiene la neutralidad

eléctrica en cada semicelda, a medida que los iones fluyen dentro y fuera del mismo.

9-

La oxidación de una pila se lleva a cabo en el electrodo negativo.

10-

Existen electrodos activos, ej Zn, Cu y electrodos inertes, ej Pt, H2

11-

En el circuito externo de una pila los electrones migran del electrodo positivo hacia el negativo, es

decir de izquierda a derecha.

12-

El potencial estándar de electrodo está definido bajo las condiciones de 25°C, 1atm y una solución

que contiene iones H+ a una concentración 1M.

13-

La diferencia de potencial de una pila se calcula conectando el sistema en estudio con la semipila de

hidrogeno, manteniendo las condiciones estándares.

14-

La disimulación es un fenómeno que se da frecuentemente es las sustancias con átomos de número

de oxidación intermedio e inestable los cuales evolucionan parte de ellos oxidándose y el resto

reduciéndose.

15-

La ecuación de Nernst se utiliza para calcular potenciales de electrodos y células, a presión y

concentraciones diferentes a los valores normales.

16-

Para hacer un diagrama de una pila se debe seguir el siguiente método:

Zn / Zn 2+ || Cu 2+ (1M) / Cu

Zn Zn 2+ + 2e-

Cu 2+ + 2e- Cu

17-

Equivalente gramo de óxido-reducción es el mol del agente oxidante o reductor dividido por el

número de electrones ganados o cedidos durante el proceso de óxido – reducción por cada

molécula, átomo o ion. Este no es el mismo siempre para la misma sustancia porque varían según el

proceso redox en el que participa dicho compuesto.