Resumen Electroquímica

Resumen de la clase anterior

ÓXIDO

REDUCCIÓN

Equilibrio

· Igualación E.D.O

· Ion-electrón

Agente

reductor

Transferencia de

electrones

Oxidación Agente

oxidante

Reducción

Cede e- Capta e-

Aprendizajes esperados

• Distinguir entre celdas galvánicas y electrolíticas.

• Describir los potenciales normales de reducción.

Páginas del libro

desde la 76 a la 78.

1. Electroquímica

2. Electrólisis

3. Celda galvánica

4. Potenciales estándares de electrodo

1. Electroquímica

Rama de la química que estudia la interrelación de los

fenómenos químicos y eléctricos.

Energía

química

Energía

eléctrica

Interconversión

• Celda galvánica → Se aprovecha la energía producto de una reacción química

para generar energía eléctrica. Se tiene una reacción química espontánea.

energía química → energía eléctrica

• Celda electrolítica → Se requiere energía eléctrica para realizar una reacción

química. Se tiene una reacción química no espontánea.

energía eléctrica → energía química

1. Electroquímica

Todo proceso electroquímico implica transferencia de electrones, por lo

que se tienen reacciones de óxido-reducción.

Un átomo de Zn

transfiere electrones a

un ión de Cu2+, por lo que

Zn se oxida y Cu2+ se

reduce.

Átomos de cobre quedan

depositados sobre la superficie

de la lamina de Zn y los iones en

disolución.

1. Electroquímica

¿Qué ocurrirá si en el caso anterior se separa

físicamente el oxidante del reductor?

Los electrones podrían

ser forzados a pasar por

un conductor.

Flujo de electrones

Corriente

eléctrica

2. Electrólisis

Hay reacciones redox que solo tienen lugar si se les suministra

energía por medio de una corriente eléctrica aplicada desde el exterior.

Este proceso recibe el nombre de electrólisis. La electrólisis se realiza en

las cubas o celdas electrolíticas, que son unos depósitos que contienen

el electrólito disuelto o fundido y dos electrodos.

Cátodo

Ocurre la

reducción

Polo negativo

Se descargan

los cationes

Ánodo

Ocurre la

oxidación

Polo positivo

Se descargan

los aniones

3. Celda galvánica

Las celdas voltaicas o galvánicas son celdas electroquímicas en las que

tiene lugar espontáneamente un proceso de oxidación-reducción que

produce energía eléctrica.

El flujo de electrones

pasa a través del

denominado puente

salino. Este es un tubo

en forma de U que

contiene una disolución

concentrada de

electrolito inerte

respecto al proceso

redox.

El puente salino cumple tres funciones:

• Permite el contacto eléctrico entre las disoluciones.

• Impide que se mezclen las disoluciones.

• Mantiene la neutralidad eléctrica en cada pila.

Cátodo Ánodo

Ocurre la

reducción Ocurre la

oxidación

El flujo de electrones va desde el ánodo

(oxidación) al cátodo (reducción).

Polo positivo Polo negativo

Como hay flujo de electrones, debe existir una

diferencia de potencial.

Mayor

Potencial

Menor

Potencial

e-

3. Celda galvánica

Ánodo → Zinc

Cátodo → Carbono-MnO2

Pila común

(Leclanché)

3. Celda galvánica

3.1 Pilas

Corresponde al uso más frecuente asociado a las celdas galvánicas.

• Primera pila portátil comercial

• Electrolito de NH4Cl y ZnCl2

2+

2 4 2 3 3 2

Ánodo: Zn(s) Zn (ac) + 2e

Cátodo: 2MnO (s) + 2NH (ac) + 2e Mn O (s) + 2NH (ac) + H O( )l

Ánodo → Zinc

Cátodo → MnO2

Pila alcalina

3. Celda galvánica

3.1 Pilas

• Pilas eléctricas desechables, tienen una

vida útil mayor que las Leclanché.

• Electrolito de KOH.

• Mejor conductividad de los electrones y

más resistente a la corrosión.

2

2 2 2 3

Ánodo: Zn(s) + 2OH ( ) ZnO (s) + H O (l) + 2e

Cátodo: 2MnO (s) + H O (l) + 2e Mn O (s) + 2OH (ac)

ac

3. Celda galvánica

3.1 Pilas

2

2

Ánodo: Zn(s) + 2OH ( ) ZnO (s) + H O (l) + 2e

Cátodo: HgO (s) + H O (l) + 2e Hg (l) + 2OH (ac)

ac

Pila de mercurio

• Pilas muy tóxicas y perjudiciales

para el medio ambiente.

• Electrolito de KOH.

• Se utilizan como celdas de

referencia para comparar con las

demás pilas

Ánodo → Zinc

Cátodo → Óxido de mercurio (II) (HgO)

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

denomina fuerza electromotriz (fem) y se mide en voltios (V).

0 0 0

oxidación reducciónΔE = E + EFuerza electromotriz

(fem)

El voltaje de una celda depende no solo de la naturaleza de los

electrodos y de los iones, sino también de sus concentraciones y

de la temperatura a la cual funciona la celda.

4. Potenciales estándares de electrodo

4. Potenciales estándares de electrodo

Un electrodo sumergido en una

disolución 1M de sus iones se

denomina electrodo normal, y

cuando se habla de potencial

estándar se considera respecto al

potencial normal del electrodo de

hidrógeno (1M, 1 atm, 25 °C).

4.1 Electrodo normal de hidrógeno

Para construir la escala de potenciales relativos se toma como electrodo

de referencia el electrodo estándar de hidrógeno (EEH). A este electrodo

se le asigna un potencial de 0 voltios.

+ -

2

+ -

2

H 2H + 2e 0,000 V ánodo (-): oxidación

2H + 2e H 0,000V cátodo (+): reducción

4. Potenciales estándares de electrodo

4.2 Potencial de reducción

E0 es el potencial estándar de reducción, o el voltaje en un electrodo

asociado con una reacción de reducción cuando todos los solutos son 1M

y todos los gases están a 1 atm.

Por ejemplo:

Electrodo de Zn es el ánodo

(oxidación) y el EEH es el

cátodo (reducción).

2+ -

+ -

2

+ 2+

2

Zn (s) Zn (1M) + 2e

2H (1M) + 2e H (1atm)

Zn (s) + 2H (1M) Zn (1M) + H (1atm)

4. Potenciales estándares de electrodo

4.2 Potencial de reducción

La fem estándar de la celda, E°celda, está dada por:

° ° °

celda cátodo ánodoE = E - E

Donde E°cátodo y E°

ánodo son los potenciales estándar de reducción de los

electrodos.

22

2+

2+

° ° °

celda / /

°

Zn /Zn

°

Zn /Zn

E = E - E

0,76 V = 0 - E

E = - 0,76 V

H H Zn Zn

4. Potenciales estándares de electrodo

4.2 Potencial de reducción

4. Potenciales estándares de electrodo

4.3 Espontaneidad de las reacciones redox

Los dos aspectos que hay que considerar para determinar la evolución de

un proceso redox son los siguientes:

2H+ + 2e- H2 E°(red) = 0 V

Valor máximo: E° (red) = +3V

Valor mínimo: E° (red) = -3V

Aumenta la

tendencia a

reducirse

Aumenta la

tendencia a

oxidarse

1. La semirreación que tenga un mayor potencial de reducción transcurrirá

en ese sentido, es decir, se producirá la reducción, mientras que la otra se

producirá en el sentido inverso, es decir, la oxidación.

4. Potenciales estándares de electrodo

4.3 Espontaneidad de las reacciones redox

2. Mediante las relaciones que se establecen entre E°pila, ∆G° y K, se pueden

establecer los criterios que quedan resumidos en el siguiente esquema:

∆G° K E° ESPONTANEIDAD

<0 >1 >0 Proceso espontáneo en el sentido

dado.

0 1 0 Estado de equilibrio.

>0 <1 <0 Proceso no espontáneo, siendo

espontáneo el proceso inverso.

Síntesis de la clase

ELECTROQUÍMICA

Celda electrolítica Celda galvánica

∆G ∆E°

(-) (+)

∆G ∆E°

(+) (-)

Espontánea No espontánea