Reacciones REDOX
Prof. Sergio Casas-Cordero E.
prof. S. Casas-Cordero E.
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Introducción.
Sobre el alambre de cobre
se deposita plata metálica
y, a la vez, el cobre se
disuelve, dando a la
solución el color azul.
Video 01
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Nuevo tipo de reacción:
Reacción de
transferencia de
electrones
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Algunas Definiciones:
Oxidación: Proceso en el que una sustanciapierde electrones.
Agente Reductor:Sustancia que provoca la reducción y se oxida.
Agente Oxidante:Sustancia que provoca la oxidación y se reduce.
Reducción: Proceso en el que una sustancia gana electrones.
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Oxidación:
Cuando un átomo neutro pierde uno o más electrones, se transforma en un catión.
M(s) Mn+ + ne1-
Cuando un anión pierde electrones, puede transformarse en un átomo neutro o en un catión.
Xn- X + ne1-
Xn- X1+ + ne1-
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Reducción:
Son procesos contrarios a la oxidación, por lo cual, las ecuaciones anteriores escritas de modo inverso, representan “reducción”
Mn+ + ne1- M(s)
X + ne1- Xn-
ganancia de electrones
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Otro ejemplo de reacción redox
Cu (s) + 4 HNO3 (ac) Cu(NO3)2 (ac) + 2 NO2 (g) + 2 H2O(l)
¿Cómo se reconoce
que es una ecuación de
oxidación - reducción?
Video - 02
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Cambios ocurridos en el valor del EO
0
oxidación
reducción
+-
(agente oxidante)
(agente reductor)
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Estados de oxidación (EO)
Carga que el átomo tendría si todos sus enlaces
fueran considerados completamente iónicos,
asignando los pares de electrones enlazantes al
átomo más electronegativo.
Excepto para iones monoatómicos, el número de
oxidación para un átomo NO representa su carga
eléctrica real.
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Se calcula por:
EO = (e-V – e- totales en la Estruc. de Lewis)
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Consideremos como ejemplo el ácido Nítrico, HNO3
HON
O
O
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Cantidad de e-V:
O = 6 e-v
N = 5 e-v
H = 1 e-v
Ya que ENH < ENN < ENO
HON
O
O
O = (6 – 8) = -2
N = (5 – 0) = +5
H = (1 – 0) = +1
Los Estados de Oxidación serán:
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Guías para determinar EO
1. Átomo en un elemento puro: EO igual a 0.
2. Iones monoatómicos: EO igual a la carga del ion.
3. Flúor: EO = -1 en cualquier compuesto.
4. EO (H) = +1 y EO (O) = -2 mayoría compuestos
5. Cl, Br y I: EO siempre -1, excepción con O presente
6. La suma algebraica de los EO debe ser igual a la carga neta de la molécula.
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Aplicación de los conceptos:
El cobre se oxida; aumenta su EO
El ácido nítrico se reduce; el EO (N) disminuye.
Agente reductor : Cu
Agente oxidante : HNO3
continuar
Cu (s) + 4 HNO3 (ac) Cu(NO3)2 (ac) + 2 NO2 (g) + 2 H2O (l)
0 +1 5 -2 +2 5 -2 4 -2 +1 -2
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Agentes comunes oxidantes y reductores
Agente Oxidante
Producto reacción
Agente reductor
Producto reacción
O2 O2- H2 H+ o H en H2O
F2, Cl2, Br2, I2 F-, Cl-, Br-, I- Na, K, Fe, Al Na+, K+, Fe2+ o Fe3+, Al3+
HNO3 NO y NO2 C (usado para reducir oxidos metálicos
CO y CO2
Cr2O72-
Cr3+, en solución ácida
MnO4-
Mn2+, en solución ácida
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Otro ejemplo:
Video 03
2 KMnO4 (ac) + 5 H2O2(ac) + 6 HCl (ac) 2 MnCl2 (ac) + 5 O2 (g) + 2 KCl (ac) + 8 H2O (l)
EO = +7
peróxido
EO = -1EO = +2 EO = 0
REDUCCIÓN
OXIDACIÓN
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Calcular el EO del átomo marcado con la flecha:
a) HNO2 b) HC2O41- c) (NH4)2Cr2O7 d) H3BO3
Solución a):EOH + EON + 2xEOO = 0 X = +3Solución b):EOH + 2xEOC + 4xEOO = -1 X = +3
(+1) + X + 2x(-2) = 0
(+1) + 2xX + 4x(-2) = -1
Solución c):El ión amonio es NH4
1+ , luego:2x(+1) + 2xEOCr + 7xEOO = 0 2x(+1) + 2xX + 7x(-2) = 0 X = +6
Solución d):3xEOH + EOB + 3xEOO = 0 3x(+1) + X + 3x(-2) = 0 X = +3
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Balanceo de ecuaciones redox
1. Reconocer la reacción como un proceso redox.
2. Separar el proceso en semirreacciones.
3. Hacer el balance de masa para cada semirreacción.
4. Hacer el balance de carga para cada semirreacción.
5. Igualar los electrones transferidos, multiplicando cada semirreacción por un factor apropiado.
6. Sumar las semirreacciones para obtener la ecuación neta balanceada.
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Medio ácido:
1. Dividir la ecuación en dos semirreacciones; oxidación y reducción
2. Igualar el átomo que cambia su EO
3. Los átomos de oxígeno se igualan con moléculas de agua. Los átomos de Hidrógeno con ión H1+.
4. Colocar el total de electrones transferidos
5. Multiplicar por factor que permita igualar este total de electrones y sumar ambas semirreacciones
6. Simplificar al máximo posible
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Ejemplo:Cu(s) + HNO3(ac) Cu2+
(ac) + NO2(g)
1. Oxidación: Cu(s) Cu2+(ac)
Reducción:HNO3(ac) NO2(g)
2. Está igualado Está igualado
3. No necesita HNO3(ac) + H1+(ac) NO2(g) + H2O(l)
4. Cu(s) Cu2+(ac) + 2 e- HNO3(ac) + H1+(ac) + 1e- NO2(g) + H2O(l)
5. Se multiplica por 1 Se multiplica por 2
6. Cu(s) + 2 HNO3(ac) + 2 H1+(ac) Cu2+(ac) + 2 NO2(g) + 2 H2O(l)
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Otro ejemplo:
HS2O31-(ac) + I2(ac) SO4
2- + I1-(ac)+2 0 +6 -1
Oxidación
HS2O31- + 5 H2O + 4 I2 2 SO4
2- + 11 H1+ + 8 I1-
x 1
Reducción I2 + 2 e- 2 I1-
HS2O31- + 5 H2O 2 SO4
2- + 11 H1+ + 8 e-
x 4+
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Medio básico:
1. Dividir la ecuación en dos semirreacciones; oxidación y reducción
2. Igualar el átomo que cambia su EO3. Colocar el total de electrones transferidos4. La carga eléctrica se iguala con aniones Hidróxido,
OH1-. Los átomos de Oxígeno se igualan con moléculas de agua
5. Multiplicar por factor que permita igualar este total de electrones y sumar ambassemirreacciones
6. Simplificar al máximo posible(ver ejemplo)
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Otra forma para el medio básico…
1. Dividir la ecuación en dos semirreacciones; oxidación y reducción
2. Igualar el átomo que cambia su EO
3. Por cada Oxígeno en exceso, añadir una molécula de H2O en el mismo lado y 2 OH1- al lado contrario.
4. Colocar el total de electrones transferidos
5. Multiplicar por factor que permita igualar este total de electrones y sumar ambas semirreacciones
6. Simplificar al máximo posible(ver ejemplo)
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Ejemplo: Cr(OH)3 + Cl2 CrO4
2- + Cl1-
• Se determinan los EO de cada átomo:
Cr(OH)3 + Cl2 CrO42- + Cl1-
+3 -2 +1 0 +6 -2 -1
• oxidación• reducción
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(MB) Cr(OH)3 + Cl2 CrO42- + Cl1-
1 Oxidación:Cr(OH)3 CrO4
2-
Reducción:Cl2 Cl1-
2 Está igualado Cl2 2 Cl1-
3 Se pierden 3 e-Cr(OH)3 CrO4
2- + 3e-
Se ganan 2 e- (uno cada átomo)Cl2 + 2 e- 2 Cl1-
4 Existen 5 cargas negativas en el producto:
Cr(OH)3 + 5 OH1- CrO42- + 3e-
Están igualadas las cargas
Cr(OH)3 + 5 OH1- CrO42- + 3e- + 4 H2O No necesita agua
5 2 Cr(OH)3 + 10 OH1- 2 CrO42- + 6e- + 8 H2O 3 Cl2 + 6e- 6 Cl1-
6 2 Cr(OH)3 + 10 OH1- + 3 Cl2 2 CrO42- + 8 H2O + 6 Cl1-
Balances redox en forma iónica
1. Escribir la ecuación sin balancear en forma iónica.
¿Como se balancea una reacción en la que se oxida el Fe2+ a Fe3+ mediante Cr2O7
2- en una solución ácida?
Fe2+ + Cr2O72- Fe3+ + Cr3+
2. Separar la ecuación en dos semireacciones.
Oxidación:
Cr2O72- Cr3+
+6 +3Reducción:
Fe2+ Fe3+
+2 +3
3. Balancear por inspección todos los elementos que no sean ni oxígeno ni hidrógeno en las dos semireacciones.
Cr2O72- 2Cr3+
4. Para reacciones en medio ácido, agregar H2O para balancear los átomos de O y H+ para balancear los átomos de H.
Cr2O72- 2 Cr3+ + 7 H2O
14 H1+ + Cr2O72- 2 Cr3+ + 7 H2O
5. Agregar electrones en el lado apropiado de cada una de las semireacciones para balancear las cargas.
Fe2+ Fe3+ + 1e-
6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
6. Si es necesario, igualar el número de electrones en las dos semireacciones multiplicando cada una de las reacciones por un coeficiente apropiado.
6Fe2+ 6 Fe3+ + 6e-
6e- + 14 H1+ + Cr2O72- 2 Cr3+ + 7 H2O
7. Unir el lado izquierdo de una semireacción con el lado izquierdo de la otra y el derecho con el derecho y eliminar lo que sea posible. El número de electrones en ambas partes debe cancelarse.
Oxidación:
Reducción:
14 H1+ + Cr2O72- + 6 Fe2+ 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O
8. Verificar que el número de átomos y las cargas estén balanceadas.
14x1 – 2 + 6x2 = 24 = 6x3 + 2x3
9. Para reacciones en solución básica, agregar (OH1-) en ambos lados de la ecuación por cada H+ que aparezca en la ecuación.
14 H1+ + 14 OH1- + Cr2O72- + 6 Fe2+ 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O + 14 OH1-
14 H2O + Cr2O72- + 6 Fe2+ 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O + 14 OH1-
7 H2O + Cr2O72- + 6 Fe2+ 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 14 OH1-
6 Fe2+ 6 Fe3+ + 6 e-
6 e- + 14 H1+ + Cr2O72- 2 Cr3+ + 7 H2O
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Electroquímica
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Electroquímica:
Es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química.
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Estudia las reacciones químicas que se dan en la interfase de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido.
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Electroquímica
Existen dos tipos de transformaciones electroquímicas: Rx. Electrolíticas o electrólisis: Son aquellas
reacciones químicas que ocurren mediante una diferencia de potencial aplicada externamente.
Rx. Galvánica: Son aquellas donde la caída de potencial eléctrico, es creada como consecuencia de la misma reacción, por lo cual suelen ser conocidas como "acumuladores de energía eléctrica, baterías o pilas“.
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Ánodo: electrodo en donde ocurre la oxidación. Signo negativo.
Cátodo: electrodo en donde ocurre la reducción. Signo positivo.
Electrolito: sustancia soluto que se encuentra en forma de iones en una solución acuosa o fundido
Componentes de los dispositivos electroquímicos
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Potencial estándar: potencial de una pila medido a 25 °C, 1 atm y en concentraciones 1 M de todos los solutos
Potencial estándar de Hidrógeno: valor de referencia, considerado como cero volts (0 V) y que se basa en cualquiera de las reacciones del Hidrógeno;
H2(g) 2 H1+(ac) + 2e1- (oxidación)
2 H1+(ac) + 2e1- H2(g) (reducción)
Potencial Estándar, Eº:
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Rx espontánea Zn – Cu - limón
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Los potenciales de diferentes sustancias se miden en función del Potencial estándar del Hidrógeno.
Potencial REDOX (E°redox): Suma de Potenciales de Reducción y Oxidación.
E°redox = E°red + E°ox
Criterio IUPAC:
∆Eº = Eº red(derecha) – Eº red(izquierda)
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Midiendo Potencial de una Rx
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Ejemplos de Potenciales de reducción Estándar
Mg2+(ac) + 2e1- Mg(s) -2,36
Al3+(ac) + 3e1- Al(s) -1,66
Fe2+(ac) + 2e1- Fe(s) -0,44
Pb2+(ac) + 2e1- Pb(s) -0,13
2H1+(ac) + 2e1- H2(g) 0,00
Cu2+(ac) + 2e1- Cu(s) +0,34
I2(s) + 2e1- 2I1-(ac) +0,54
O2(g) + 4H1+(ac) + 4e1- 2H2O(l) +1,23
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Criterio de Espontaneidad:
Si al combinar la semi - ecuación de reducción con una semi - ecuación de oxidación, se obtiene un Potencial Redox positivo, la reacción es espontánea.
Si el Potencial resultante es negativo, la reacción es no espontánea.
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Toda reacción química que resulte no espontánea, si se invierte, será espontánea.
Ej.
Cu(s) + Fe2+(ac) Cu2+(ac) + Fe(s)
Fe2+(ac) + 2e1- Fe(s) E°red = - 0,44
Cu(s) Cu2+(ac) + 2e1- E°ox = - 0,34
E°redox = (-0,44) + (-0,34) = -0,78
No espontánea
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Invirtiendo la reacción, resulta:
Cu2+(ac) + Fe(s) Cu(s) + Fe2+(ac)
Cu2+(ac) + 2e1- Cu(s) E°red = +0,34
Fe(s) Fe2+(ac) + 2e1- E°ox = +0,44
E°redox = (+0,34) + (+0,44) = +0,78
Espontánea
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Pila electrolítica consume el trabajo eléctrico de una fuente de energía externa, para realizar una reacción no espontánea.(ver ejemplo siguiente)
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Obtención de Sodio puro desde NaCl fundido
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(otro ejemplo)
Cromado electrolítico de Cobre
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Pila electrolítica para purificar el Cobre
Cátodos de Cobre
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Reacciones involucradas:
Reducción:
Cu2+(ac) + 2 e1- Cu(s)
Oxidación:
H2O 2 H1+(ac) + ½ O2(g) + 2 e1-
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Electrólisis del Agua
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La Reacción:
H2O(l) H2(g) + ½ O2(g)
Oxidación: O2- ½ O2(g) + 2 e-
Reducción: 2 H1+ + 2 e- H2(g)
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Pila galvánica; Dispositivo que utiliza una reacción química espontánea para producir trabajo eléctrico
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Batería Níquel-CadmioPila Alcalina
Pila DomésticaPila Lenteja
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Pila común: Reacción espontánea
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Pila para “reloj”
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Diagrama de Celda
Una Celda o Pila es un dispositivo basado en una reacción Espontánea (pila Galvánica)
Representación esquemática de la celda
1) Por convenio el ánodo y la información sobre el mismo, se escriben siempre en el lado izquierdo
2) Una línea vertical (I) representa los límites de la interfase en los que pueden desarrollarse los potenciales
3) Dos líneas verticales (II) representan la existencia de uniones líquido-líquido (puente salino)
4) Por convenio el cátodo y la información sobre el mismo, se escriben siempre en el lado derecho
Representación esquemática de la celda
Zn ZnSO4(C = 1,0 M) CuSO4 (C = 1,0 M) Cu
M
Zn0 è Zn2+ + 2e- Cu2+ + 2e- è Cu0
Zn Cu
ZnSO CuSO
MM
Zn0 è Zn2+ + 2e- Cu2+ + 2e- è Cu0
ZnZn CuCu
C = 1,0 M
ZnSO4CuSO4
C = 1,0 M
Potenciales de electrodo
Es útil pensar en la reacción de una celda electroquímica como si estuviese formada por dos reacciones de semi-celda cada una de las cuales tiene un potencial de electrodo característico
Zn0 Zn2+ + 2e- = EA (Potencial anódico)
Cu2+ + 2e- Cu0 = EC (Potencial catódico)
Potencial de la Celda (ECel )
ECel = EC - EA
M
Z n 0 Z n 2 + + 2 e - C u 2 + + 2 e - C u 0
Z n C u
(aZ n2+ = 1,00) (aCu2+ = 1,00)
Z n S O 4C uS O 4
MM
Z n 0 Z n 2 + + 2 e - C u 2 + + 2 e - C u 0
Z nZ n C uC u
(aZ n2+ = 1,00) (aCu2+ = 1,00)
Z n S O 4C uS O 4
E = E0 - ln RTnF
ared
aox
Potencial de electrodo (ecuación de Nernst)
Constante de los gases
R= 8,3145 J mol -1 K-1Temperatura
Absoluta(º Kelvin)
Actividad de laespecie reducida
Actividad de laespecie oxidada
Constante de Faraday
(F=96485 C mol -1)
n = número deelectrones
Potencial estándar
E = E0 - ln RTnF
ared
aox
Potencial de electrodo (ecuación de Nernst)
Introduciendo los valores en condiciones estándar de presión y temperatura y transformando en logaritmos de base 10....
0,0592n
E = E0 - log ared
aox
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Ejemplo:
Zn(s) + Cu2+(ac) Zn2+(ac) + Cu(s)
Zn(s)/Zn2+(ac)//Cu2+(ac)/Cu(s)
Variación de Potencial criterio IUPAC;
∆Eº = Eº red(derecha) – Eº red(izquierda)
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Zn(s)/Zn2+(ac)//Cu2+(ac)/Cu(s)
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Ecuación de Nernst
Walther Hermann Nernst (*Briesen, Prusia, 25 de junio de 1864 - † Ober-Zibelle, Alemania, 18 de noviembre de 1941), fue un físico y químico alemán, premio Nobel de Química en 1920.
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Ecuación de Nernst
Donde:
R = 8,3144 J/molK
F = 96500 J/Vmol
T = 298,15 K
lnQ = 2,303 log Q
de modo que:
Q ln nF
RT E ΔE 0
Q log n
0,059 E ΔE 0
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Sistemas redox en Equilibrio:
∆E = 0, por lo cual,
Keq log n
0,059 E0
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Michael Faraday
Nació en Newington, el 22 de septiembre de 1791 y murió en Londres, 25 de agosto de 1867) fue un físico y químico británico que estudió el electromagnetismo y la electroquímica.
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Leyes de Faraday
La cantidad de sustancia depositada o desprendida en cada electrodo es proporcional a la carga eléctrica que atraviesa la solución del electrolito
Para una carga eléctrica dada, las masas de diferentes sustancias liberadas son directamente proporcionales a los equivalentes electroquímicos de las mismas.
La carga eléctrica necesaria para liberar un equivalente electroquímico de cualquier sustancia es su Faraday.
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Carga eléctrica (q) se mide en coulomb y corresponde al producto de la Intensidad de corriente por el tiempo.
q = I x t Equivalente electroquímico (Eq. E.) representa al peso
Equivalente de la sustancia y corresponde a la masa molar del agente oxidante o reductor dividida por el número de electrones intercambiados.
Un Faraday (F) corresponde a la carga de un mol de electrones;
1 F = NAvogadro x q = 6,023x1023 e-/mol x 1,602x10-19 C/e-
1 F = 96487 C ≈ 96500 C/mol
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Ecuación de la electroquímica
O mejor:
96500C/EqEadosintercambi Coulomb
descargadamasa
96500
Eq.E.xtxIm
96500 x n
MMxtxI
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96500 x nMMxtxI
m
MM: masa molar
Donde:
m: masa de sustancia que reacciona
I: Intensidad de corriente medida en Amperes (C/s)
n: moles de electrones transferidos
t: tiempo en segundos (s)
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Se hace circular durante 30 minutos, una corriente de 12 A por 500 mL de una solución de Sulfato cúprico, de modo que se recupera todo el cobre como un precipitado. Determine:a) La semi ecuación de reducciónb) El tiempo en segundosc) La masa de cobre que se deposita en el electrodod) La concentración molar de la solución
Cu2+(ac) + 2e1- Cu(s) t = 30 m x 60 s/m = 1800 s
molC
molg
sC
96500 x 263,5xs 1800x 12
m m = 7,1 g de Cu(s)
Lmol
molg
0,224L 0,5 x63,5
g 7,1 Vx MM
mC
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