ppt Tema 10 Eletroquimica

Vista previa del material en texto

Electroquímica 
(redox, pilas, electrólisis) 
Tema 10 
https://www.google.com.ar/imgres?imgurl=http%3A%2F%2Fhtml.rincondelvago.com%2F000284380.jpg&imgrefurl=http%3A%2F%2Fhtml.rincondelvago.com%2Felectrolisis_4.html&docid=AHbLXYUzuDz3JM&tbnid=GJhDQuxv7g1YuM%3A&w=220&h=322&ei=LAgxUrm_EYaKjALgjYHgAw&ved=0CAIQxiAwAA&iact=c
http://www.google.com.ar/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&frm=1&source=images&cd=&cad=rja&docid=l9k0SFd8RSiwxM&tbnid=XkpCU4PJt8MpEM:&ved=0CAUQjRw&url=http%3A%2F%2Fwww.european-coatings.com%2FRaw-Materials-Technologies%2FApplications%2FProtective-Marine%2FModified-coatings-to-enhance-corrosion-resistance&ei=kQgxUvzBH4X6iwLhqoHQAg&bvm=bv.52109249,d.cGE&psig=AFQjCNEID07-cMSWQr8Msa1qSp3GrkQ8wA&ust=1379031546155506
La electroquímica es la rama de la 
química que estudia la conversión 
entre la energía eléctrica y la energía 
química 
2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s) 
2Mg 2Mg2+ + 4e- 
O2 + 4e
- 2O2- 
Oxidación (pierde e-) 
Reducción (gana e-) 
Los procesos electroquímicos consisten en 
reacciones de oxido-reducción en las cuales: 
 
a) La energía eléctrica es usada para hacer que una 
reacción no espontánea ocurra (electrólisis) 
b) La energía liberada por una reacción espontánea 
es convertida en electricidad (pilas). 
0 0 2+ 2- 
redox 
Número de oxidación 
Es la carga que un átomo tendría en una molécula 
(o en un compuesto iónico) si los electrones fueran 
transferidos completamente. 
1. Los elementos libres o solos (sin combinar) tienen un 
número de oxidación igual a cero. 
Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0 
2. En iones monoatómicos, el número de oxidación es 
igual a la carga del ion. 
Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2 
3. El número de oxidación del oxígeno es por lo general -2. 
En peróxidos como el H2O2 y O2-2 es -1. 
4. El número de oxidación del hidrógeno es +1 excepto 
cuando esto es vinculado a metales en compuestos 
binarios. En estos casos, su número de oxidación es 
-1. 
6. La suma de los números de oxidación de todos los 
átomos en una molécula o en un ión es igual a la 
carga de la molécula o del ión. 
5. Los metales del grupo IA tienen +1, los metales del IIA 
tienen +2 y el del flúor es siempre -1. 
(HCO3)
-1 
O = -2 H = +1 
3x(-2) + 1 + ? = -1 
C = +4 
¿Cuáles son los 
números de oxidación 
de todos los átomos en 
el (HCO3)
-1? 
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+ + Cr2O7
2- Fe3+ + Cr3+ 
2. Separar la ecuación en dos semireacciones. 
Oxidación: 
Cr2O7
2- Cr3+ 
+6 +3 
Reducción: 
Fe2+ Fe3+ 
+2 +3 
3. Balancear por inspección todos los elementos que no sean 
ni oxígeno ni hidrógeno en las dos semireacciones. 
Cr2O7
2- 2Cr3+ 
Balanceo: Método del ión electrón 
oxidación 
4. Para reacciones en medio ácido, agregar H2O para 
balancear los átomos de O y H+ para balancear los átomos 
de H. Cr2O7
2- 2Cr3+ + 7H2O 
14H+ + Cr2O7
2- 2Cr3+ + 7H2O 
5. Agregar electrones en el lado apropiado de cada una de las 
semireacciones para balancear las cargas. 
Fe2+ Fe3+ + 1e- 
6e- + 14H+ + Cr2O7
2- 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+ 6Fe3+ + 6e- 
6e- + 14H+ + Cr2O7
2- 2Cr3+ + 7H2O 
En medio ácido H+ 
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. 
6e- + 14H+ + Cr2O7
2- 2Cr3+ + 7H2O 
6Fe2+ 6Fe3+ + 6e- Oxidación: 
Reducción: 
14H+ + Cr2O7
2- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O 
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 (OH)-1 en 
ambos lados de la ecuación por cada H+ que aparezca en la 
ecuación. 
MEDIO ALCALINO: sumar a ambos lados tantos OH- como H + 
Electrólisis NaCl solución 
Una cuba electrolítica es un recipiente que contiene un electrolito 
en el que se sumergen dos electrodos: el ánodo que se conecta 
al polo + de la batería y el cátodo que se conecta al polo – 
Es el proceso en el que se usa energía eléctrica para hacer 
que una reacción química que no es espontánea tenga lugar. 
Es el proceso en el que se usa energía eléctrica para hacer 
que una reacción química que no es espontánea tenga lugar. 
 
 
 
Electrólisis NaCl fundido 
• La reacción no es espontánea. 
• Iones Na+: son atraídos por el cátodo. 
Allí reciben un electrón. 
• Iones Cl-: son atraídos por el ánodo. 
Allí se pierden un electrón. 
 
Cátodo (-) 
2 Na+ + 2e- → 2 Na (Reducción). 
Ánodo (+) 
2 Cl- → Cl2 + 2e
- (Oxidación). 
2 NaCl → Cl2 + 2 Na 
Ánodo (+) (oxidación): 2 Cl- → Cl2(g) + 2e
- E0= 1,36 v 
Cátodo (-) (reducción): 2 Na+ + 2e- → 2 Na(s) E0= -2,71 v 
Proceso total: 2 Cl- + 2 Na+ → Cl2(g) + 2 Na(s) ΔE
0 = -4,07 
Electrólisis del agua 
La reacción de descomposición del agua no es espontánea: para que se 
produzca es necesario un aporte de energía. Esta energía se puede 
suministrar mediante la electrólisis, pero como el agua pura tiene una 
conductividad muy baja es necesario añadir un poco de ácido sulfúrico o de 
hidróxido sódico para que el agua sea lo suficientemente conductora. 
carga (C) = corriente (A) x tiempo (s) 
q = i . t 
Para mover 1 mol e- = 1F = 96500 C (96485) 
Leyes de electrolisis 
Cu2+ + 2 e–  Cu 2F 2 moles de e– 
 Al3+ + 3 e–  Al 3F 3 moles de e– 
Se necesitan 3 moles de electrones 
por mol de Al3+ a depositar 
Se necesitan 3 x 96500 C por mol 
de Al3+ a depositar 
Carga de 1 mol e- = 96.500 C = 1 Faraday 
Michael Faraday 
(1791-1867) 
Se necesitan 2 moles de electrones 
por mol de Cu2+ a depositar 
Se necesitan 2 x 96500 C por mol 
de Cu2+ a depositar 
¿Cuánto calcio se producirá en una celda electrolítica de 
CaCl2 fundido si se aplica una corriente de 0,452 A durante 
1,5 horas? 
 
Ca2+ (l) + 2 e
- → Ca (s) 
 q = corriente (A) x tiempo (s) 1,5 h = 5400 s 
q = 0,452 A x 5400 s = 2441 C 
 
 96500 C___ 1 mol de e- 
 2441 C ___ 0,0253 mol de e- 
 
2 mol e- ______1 mol Ca 
0,0253 mol e-__ 0,01265 mol Ca x = 0,506 g de Ca 
 
 
 
Se utiliza industrialmente 
para obtener metales a partir 
de sales de dichos metales 
utilizando la electricidad 
como fuente de energía. 
 
Recubrimientos metálicos 
o depósitos electrolíticos 
Se llama galvanoplastia 
al proceso de recubrir un 
objeto metálico con una 
capa fina de otro metal 
Aplicaciones de la electrólisis 
Celdas galvánicas - Pilas 
Reacción 
 redox espontánea 
Ánodo 
oxidación 
Cátodo 
reducción 
Celdas galvánicas o voltaicas 
La diferencia de potencial eléctrico 
entre el ánodo y el cátodo se llama: 
- Voltaje de la celda 
- Fuerza electromotriz (fem) o 
- Potencial de la celda 
Diagramas de celdas 
Zn (s) + Cu2+ (ac) Cu (s) + Zn2+ (ac) 
[Cu2+] = 1 M y [Zn2+] = 1 M 
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s) 
Ánodo Cátodo 
Potenciales estándar de reducción 
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s) 
2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm) 
Zn (s) Zn2+ (1 M) + 2e- Ánodo (oxidación): 
Cátodo (reducción): 
Zn (s) + 2H+ (1 M) Zn2+ + H2 (1 atm) 
El potencial estándar de reducción (E0) es el voltaje 
asociado con una reacción de reducción en un electrodo 
cuando todo los solutos se encuentran a 1 M y todos los 
gases están a 1 atm. 
E0 = 0 V 
Electrodo estándar de hidrógeno (EEH) 
2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm) 
Potenciales estándar de reducción 
E0 = 0,76 V celda 
 fem estandar(E0 ) cell 
0,76 V = 0 - EZn /Zn 
0 
2+ 
EZn /Zn = -0,76 V 
0 
2+ 
Zn2+ (1 M) + 2e- Zn E0 = -0,76 V 
E0 = EH /H - EZn / Zn celda 
0 0 
+ 2+ 2 
E0 = Ecatodo - Eanodo celda 
0 0 
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s) 
Potenciales estándar de reducción 
Pt (s) | H2 (1 atm) | H
+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s) 
2e- + Cu2+ (1 M) Cu (s) 
H2 (1 atm) 2H
+ (1 M) + 2e- Ánodo (oxidación): 
Cátodo (reducción): 
H2 (1 atm) + Cu
2+ (1 M) Cu (s) + 2H+ (1 M) 
E0 = Ecátodo - Eánodo celda 
0 0 
E0 = 0,34 V celda 
Ecelda = ECu /Cu – EH /H 2+ + 2 0 
0 0 
0,34 = ECu /Cu - 0 
0 
2+ 
ECu /Cu = 0,34 V 2+ 
0 
Potenciales estándar de reducción 
• El valor de E° para cada 
semireacción aparece en la 
tabla 
• Entre E° sea más positivo mayor 
será la tendencia de la sustancia 
para ser reducida 
• Las semireacciones son 
reversibles 
• El signo de E° se cambia cuando 
la reacción se invierte 
• La variación de los coeficientes 
estequeométricos de una 
semireacción no altera el valor 
de E° 
¿Cuál es la fem estándar de una celda electroquímica 
hecha de un electrodo Cd en Cd (NO3)2 solución y un 
electrodo Cr en Cr (NO3)3 solución? 
Cd2+ (ac) + 2e- Cd (s) E0 = -0,40 V 
Cr3+ (ac) + 3e- Cr (s) E0 = -0,74 V 
2e- + Cd2+ (1 M) Cd (s) 
Cr (s) Cr3+ (1 M) + 3e- Ánodo (oxidación): 
Cátodo (reducción): 
2Cr (s) + 3Cd2+ (1 M) 3Cd (s) + 2Cr3+ (1 M) 
x 2 
x 3 
E0= Ecátodo - Eánodo celda 
0 0 
E0 = -0,40 – (-0,74) celda 
E0 = 0,34 V celda 
P ila 
I zquierdo 
A nodo 
N egativo 
O xidación 
Pilas y celdas electrolíticas 
Oxidación Reducción Positivo Negativo 
Movimiento 
de aniones 
Movimiento 
de cationes 
PILA Ánodo Cátodo Cátodo Ánodo  Ánodo  Cátodo 
ELECTRO-
LISIS 
Ánodo Cátodo Ánodo Cátodo  Ánodo  Cátodo 
Celda de Leclanché 
Batería de celda seca 
Zn (s) Zn2+ (ac) + 2e- Anódo: 
Catódo: 2NH4 (ac) + 2MnO2 (s) + 2e
- Mn2O3 (s) + 2NH3 (ac) + H2O (l) 
+ 
Zn (s) + 2NH4 (ac) + 2MnO2 (s) Zn
2+ (ac) + 2NH3 (ac) + H2O (l) + Mn2O3 (s) 
Pilas - Baterías 
Zn(Hg) + 2OH- (ac) ZnO (s) + H2O (l) + 2e
- Anode: 
Cathode: HgO (s) + H2O (l) + 2e
- Hg (l) + 2OH- (ac) 
Zn(Hg) + HgO (s) ZnO (s) + Hg (l) 
Batería de mercurio 
Anodo: 
Cátodo: 
Acumulador de plomo 
PbO2 (s) + 4H
+ (ac) + SO2- (ac) + 2e- PbSO4 (s) + 2H2O (l) 4 
Pb (s) + SO2- (ac) PbSO4 (s) + 2e
- 4 
Pb (s) + PbO2 (s) + 4H
+ (ac) + 2SO2- (ac) 2PbSO4 (s) + 2H2O (l) 4 
 Batería de litio en estado sólido 
Una celda de 
combustible es una 
celda 
electroquímica que 
requiere un 
suministro continuo 
de reactivos para 
seguir funcionando 
Ánodo: 
Cátodo: O2 (g) + 2H2O (l) + 4e
- 4OH- (ac) 
2H2 (g) + 4OH
- (ac) 4H2O (l) + 4e
- 
2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) 
Celda de combustible 
•Pintura 
•Pasivación: Oxidante fuerte genera 
•capa de óxido. Ej. HNO3 
•Aleación: Acero inoxidable (Fe + Cr) 
•Cubrir superficie con otro metal: Fe con Sn o 
Zn 
•Protección Catódica 
Corrosión 
http://www.google.com.ar/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&frm=1&source=images&cd=&cad=rja&docid=l9k0SFd8RSiwxM&tbnid=XkpCU4PJt8MpEM:&ved=0CAUQjRw&url=http%3A%2F%2Fwww.rizomatica.net%2Fla-corrosion-del-caracter-de-la-democracia-espanola%2F&ei=pwgxUrSiGqOriQLc2oCgAw&bvm=bv.52109249,d.cGE&psig=AFQjCNEID07-cMSWQr8Msa1qSp3GrkQ8wA&ust=1379031546155506
http://www.google.com.ar/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&frm=1&source=images&cd=&cad=rja&docid=l9k0SFd8RSiwxM&tbnid=XkpCU4PJt8MpEM:&ved=0CAUQjRw&url=http%3A%2F%2Fwww.smithandarrow.com.au%2Fblog%2Frust-corrossion%2F10-ways-prevent-corrosion-metals%2F&ei=zggxUoa6KoWtigKO24AQ&psig=AFQjCNEID07-cMSWQr8Msa1qSp3GrkQ8wA&ust=1379031546155506
http://www.google.com.ar/url?sa=i&rct=j&q=&esrc=s&frm=1&source=images&cd=&cad=rja&docid=UhrweosG7czFqM&tbnid=1IlQYIh67JfhBM:&ved=0CAUQjRw&url=http%3A%2F%2Fgrupo-agua.com%2Fblog%2Ftag%2Fcorrosion%2F&ei=MQkxUvGKAoXXiAKmwYHIAg&psig=AFQjCNGkJwHrUm8f0tWYhM8KsS2lp58Upw&ust=1379031711294444
Corrosión 
aire 
óxido 
agua 
hierro 
ANODO CATODO 
Un problema muy importante es 
la corrosión de los metales; por 
ejemplo, el hierro: 
 
Oxidación (ánodo): 
Fe (s)  Fe2+(aq) + 2e– 
Reducción (cátodo): 
O2(g) + 4 H
+(aq) + 4e–  2 H2O(l) 
En una segunda fase el Fe2+ se oxida a Fe3+: 
 4 Fe2+(aq) + O2(g) + 4 H2O(l)  2 Fe2O3(s) + 8 H
+(aq) 
Corrosión 
Protección catódica 
 
 
Sirve para prevenir la 
corrosión de la tubería. 
 
Consiste en soldar a la 
tubería de hierro a un 
ánodo de Mg que forma una 
pila con el Fe y evita que 
éste se oxide, ya que se 
oxida el Mg. 
 
Protección catódica de un tanque de 
almacenamiento de hierro 
Oxidación Reducción 
Tanque de 
almacenamiento de Fe