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Capıtulo 20: Electroquımica

Dr. Alberto Santana

Universidad de Puerto Rico

Recinto Universitario de Mayaguez

Departamento de Quımica

Quimica general II, Electroquımica – p.1

Cosas importantes

Electroquımica

• oxidacion: cuando una especie quımica pierde

electrones. Ca → Ca2+ + 2e−

• reduccion: cuando una especie quımica gana

electrones. F + e− → F−

• Un proceso electroquımico envuelve ambas

partes, una especie que se oxida y otra que se

reduce.

Fe2+(ac) + MnO−

4 (ac) → Fe3+(ac) + Mn2+(ac)

• medias reacciones: rxns que representan la

oxidacion y reduccion de las especies por

separado.Quimica general II, Electroquımica – p.2

Balanceo de medias rxns

En medio acido.

Reglas:

1. Asignar numeros de oxidacion

2. Separar las dos medias rxns en ox y red

3. Balancear atomos EXCEPTO O e H.

4. Balancear O anadiendo H2O a un lado de la

ecuacion

5. Balancear H anadiendo H+ a un lado de la

ecuacion

6. Balancear la carga anadiendo electrones al

lado mas positivo


cont.

7. Multiplicar las rxns por el factor necesario para

que los electrones cancelen. Combinar ambas

ecuaciones y cancelar cualquier cosa que

aparezca en ambos lados. Simplificar los

coeficientes.

Ejercicio 20.1:

I2(s) + NO−

3 (ac) → IO−

3 (ac) + NO2(g)

8H+ + I2 + 10NO−

3 → 2IO−

3 + 10NO2 + 4H2O(l)

Problema 20.29 (b):

Cu(s) + NO−

3 (ac) → NO(g) + Cu2+(ac)

8H+ + 3Cu + 2NO−

3 → 2NO + 3Cu2+ + 4H2O


Balanceo en medio basico

Reglas:

1. Hago lo que ya se

2. Anado, en ambos lados de la ecuacion, tantos

OH− como H+ tenga y simplifico. Recuerde que

OH− + H+ → H2O(l)

Ejercicio 20.2: H2O2 + ClO2 → ClO−

2 + O2

2OH− + H2O2 + 2ClO2 → 2ClO−

2 + O2 + 2H+ + 2OH−

︸︷︷︸

2H2O(l)

2OH− + H2O2 + 2ClO2 → 2ClO−

2 + O2 + 2H2O(l)


Celdas voltaicas simples

• Consiste de dos medias rxns “aisladas” por un

puente salino

• Este puente permite al paso de iones entre las

semiceldas

• Tienen un anodo, donde ocurre la oxidacion y

un catodo donde ocurre la reduccion

• Algunas tienen electrodos inertes como el

electrodo de hidrogeno.

2H+(ac) + 2e− → H2(g) o H2(g) → 2H+(ac) + 2e−


Convencion para celdas

Se tiene la rxn redox

Ag+(ac, 1.0M) + Cu(s) → Ag(s) + Cu2+(ac, 1.0M)

La forma compacta de representarla es

oxidacion||reduccion o anodo||catodo.

Cu(s)|Cu2+(ac, 1.0M)||Ag+(ac, 1.0M)|Ag(s)

donde la lınea vertical (|) significa separacion entre

fases y las dos lıneas (||) significan puente salino.


Celdas comerciales

• baterıas primarias: una vez se usan y se agotan,

se mueren. No se recargan (baratas). Ejs.

baterıas secas, no hay fase lıquida, solo una

pasta de NH4Cl, ZnCl2 y MnO2

• baterıas secundarias: se pueden recargar, la rxn

que ocurre es reversible. Baterıa de se carro (si

tiene), niquel-cadmio.

• Celda de combustible: tienen un suministro

continuo de combustible y oxidante. Ej. Celda

de hidrogeno-oxıgeno

O2(g) + 2H2O(l) + 4e− → 4OH−(ac)

H2(g) → 2H+(ac) + 2e−Quimica general II, Electroquımica – p.8

FEM• Diferencia en potencial: diferencia en potencial

electrico entre dos puntos. Se mide en voltios,

(V).

• Fuerza electromotriz (FEM): diferencia en

potencial maxima entre los electrodos de una

celda voltaica.


Potenciales estandar• Los potenciales de medias celdas se miden a

condiciones estandar. Liq o solidos puros, solns.

1.0 M y gases a 1.0 atm y usualmente 298 K.

• Para una celda se usa el sımbolo E◦

celda.

• Se define E◦

celda = E◦

catodo − E◦

anodo, donde E◦

catodo y

E◦

anodo son los potenciales reduccion estandar.

• Si E◦

celda es positivo, la rxn favorece los productos.

• Por convenio, el electrodo estandar de

hidrogeno tiene un E◦ = 0.00 V


Pots. de reduccion estandar• Se escriben las rxns como reducciones y se

comparan con el valor de electrodo de

hidrogeno. especie oxidada + electrones →

especie reducida. Mientras mas positivo es el

valor de E◦, mayor sera la capacidad de

oxidacion de la especie en el lado izquierdo.

• Mientras mas negativo el valor de E◦, menos

probable que la rxn ocurra tal y como esta

escrita.

• Si se invierte la direccion de la rxn, el signo de E◦

cambia.


Pots. de reduccion estandar, cont

• la rxn de cualquier sustancia de lado izquierdo

en la tabla con cualquier sustancia en el lado

derecho y que este por debajo de ella sera

favorecida en productos.

Ej.

I2(s) + 2e− → 2I−(ac)

Cu2+(ac) + 2e− → Cu(s)

2H+(ac) + 2e− → H2(g)

Fe2+(ac) + 2e− → Fe(s)

Zn2+(ac) + 2e− → Zn(s)

el Zn puede reducir Fe2+, 2H+, Cu2+ e I2 pero el

Cu solo puede reducir el I2 Quimica general II, Electroquımica – p.12

Pots. de reduccion estandar

• Los coeficientes estequiometricos no afectan el

valor de E◦


Calculo de E◦celda

Ejercicio 20.6

Calcule el potencial de la celda, E◦

celda para

Zn(s) + 2Ag+(ac) → Zn2+(ac) + 2Ag(s)

Identifico que rxn ocurre en el anodo y catodo.

rxn anodo: Zn(s) → Zn2+(ac) + 2e−

rxn catodo: 2Ag+(ac) + 2e− → 2Ag(s)

E◦

celda = E◦

cat − E◦

an

= +0.80 − (−0.763) = +1.56 V


Agentes oxidantes y reductores

¿Que metal debe ser mas facil de oxidar? Fe, Ag, Zn,

Mg o Au ¿Cual debe ser mas facil de reducir?

Mg debe ser el mas facil de oxidar (Mg(s) esta mas

bajo en la Tabla). Au debe ser el mas facil de reducir

(Au esta mas alto en la Tabla)


Ejercicio 20.8

Determine que rxn sera favorecida en productos.

a) Ni2+(ac) + H2(g) → Ni(s) + 2H+(ac)

b) 2Fe3+(ac) + 2I−(ac) → 2Fe2+(ac) + I2(s)

c) Br2(l) + 2Cl−(ac) → 2Br−(ac) + Cl2(g)

Solucion:

a) Sera favorecida en productos si el Ni2+ esta mas

alto en la Tabla que H+. NO.

b) Esta favorecida en productos

c) NO


Electroquımica y trabajo

• Se define wmax = nFE donde n es el numero de

moles de electrones, F es la constante de

Faraday (96500 C/mol e) y E es el potencial de

la celda.

• ∆G se define como la cantidad de trabajo

maxima que se puede obtener de un proceso,

ası que puedo decir que ∆G◦ = −nFE◦.


Ejercicio 20.11

Calcule ∆G◦ para H2(g) + Zn2+(ac) → Zn(s) + 2H+(ac).

Zn2+(ac) + 2e− → Zn(s), E◦ = −0.763 V

2H+(ac) + 2e− → H2(g), E◦ = 0.00 V

E◦

celda = −0.763 − 0.000 = −0.763 V

∆G◦ = −(2��mol e)(96500 C/��mol e)(−0.763 V) = 147, 000 J

Use la conversion de 1C V = 1 J


Electrolisis

Cambio quımico usando electricidad.

• Electrolisis de sales fundidas: se pasa una

corriente por una sal derretida para llevar a

cabo una rxn.

NaCl derretido:

2Na+ + 2e− → 2Na(l), E◦ = −2.714 V

2Cl− → Cl2(g) + 2e−, E◦ = 1.360 V

2Na+ + 2Cl− → 2Na(l) + Cl2(g), E◦

celda = −4.074 V


Electrolisis en solucion

Hay que tomar en cuenta el agua.

Electrolisis de NaI en solucion: Na+, I− y H2O(l)

Posibles reducciones (catodo)

Na+ + 1e− → Na(s), E◦ = −2.714 V

2H2O(l) + 2e− → H2(g) + 2OH−, E◦ = −0.8277 V

Posibles oxidaciones (anodo)

2I− → I2(ac) + 2e−, E◦ = 0.5354 V

2H2O(l) → O2(g) + 4H+ + 4e−, E◦ = 1.229 V

¿Que pasara? Se dan las rxns con los E’s mas cercas

de 0.Quimica general II, Electroquımica – p.20

Ejercicio 20.14

Electrolisis de NaOH en solucion: Na+, OH− y H2O(l)

Posibles reducciones (catodo)

Na+ + 1e− → Na(s), E◦ = −2.714 V

2H2O(l) + 2e− → H2(g) + 2OH−, E◦ = −0.8277 V

Posibles oxidaciones (anodo)

4OH− → O2(g) + 2H2O(l) + 4e−, E◦ = 0.40 V

2H2O(l) → O2(g) + 4H+ + 4e−, E◦ = 1.229 V

Rxn neta: 4H2O(l) + 4OH− → 2H2(g) + 4OH− + O2(g) +

2H2O(l)


Ejercicio 20.14, cont

Reduccion (catodo)

2H2O(l) + 2e− → H2(g) + 2OH−, E◦ = −0.8277 V

Oxidacion (anodo)

4OH− → O2(g) + 2H2O(l) + 4e−, E◦ = 0.40 V

Rxn neta:

2 �4H2O(l) +��4OH− → 2H2(g) +��4OH− + O2(g) +��2H2O(l)

2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g), E◦

celda = −0.8277 − 0.40 = −1.23 V


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