PPTC

EL00

8QM

11-A

10V1

Óxido reducción II.Electroquímica

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

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.

¿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

2. Electrólisis

En la electrólisis del NaCl fundido, cuando se pasa la corriente eléctrica, se producen las siguientes semirreacciones en los electrodos:

- -2

+ -

- +2

+ Anodo (oxidación): 2Cl Cl (g) + 2e

- Cátodo (reducción): 2Na + 2e 2Na(s)

Proceso total 2Cl + 2Na Cl (g) + 2Na(s)

Es un proceso no espontáneo. La

energía suministrada por la corriente

eléctrica es la que produce el proceso.

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 puente salino 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-

Ánodo → Zinc

Cátodo → Carbono-MnO2

Pila común (Leclanché)

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

• 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

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 0oxidación 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

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

4.2 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)

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

4.3 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.

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.

La siguiente representación corresponde a una pila o celda galvánica:

Al respecto, es correcto afirmar que durante el funcionamiento del sistema

A) en X, ocurre la reducción.B) la lámina Y aumenta su masa.C) X e Y deben ser del mismo material.D) por el puente salino migran solo electrones.E) las masas de X e Y no se ven alteradas.

Fuente: DEMRE – U. DE CHILE, Modelo de prueba 2014

Pregunta oficial PSU

ALTERNATIVA CORRECTA

B

Síntesis de la clase

ELECTROQUÍMICA

Celda electrolíticaCelda galvánica

∆G ∆E°

(-) (+)

∆G ∆E°

(+) (-)

Espontánea No espontánea

PROBLEMA 1

¿Puede el Al(s) reducir al ion Ag+(ac), en condiciones estándar a 25°C?

Información:

Solución

Respuesta:El Al(s) es capaz de reducir Ag+ en condiciones estándar a 25°C.

ACTIVIDAD

1. Selecciona las semirreacciones necesarias para determinar el potencial de cada una de las siguientes celdas (TABLA DE POTENCIALES REDOX). Observa que las reacciones no están igualadas.