Clase de Electroquímica 2023 parte uno

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Electroquímica
Electroquímica
• Es una rama de la química que estudia:
- las reacciones químicas espontáneas para 
producir electricidad.
- el uso de la electricidad para producir las 
reacciones químicas no espontáneas. 
Estudia la conversión entre la energía 
eléctrica y la energía química.
•Reacciones espontáneas (se produce energía 
eléctrica a partir de la energía liberada en una 
reacción química):
Pilas voltaicas
•Reacciones no espontáneas (se producen 
sustancias químicas a partir de energía eléctrica 
suministrada):
Electrólisis
Procesos electroquímicos
• Los procesos electroquímicos son reacciones de
óxido-reducción (redox), en las cuales, la energía
liberada por una reacción espontánea se convierte
en electricidad o viceversa: la energía eléctrica se
aprovecha para provocar una reacción química no
espontánea.
• Reacciones redox: Son reacciones químicas que
comprenden la transferencia de electrones de una
especie a otra.
REACCIONES REDOX.
Reacción de oxidación-reducción:
Aquélla en la que ocurre una transferencia de 
electrones. 
Por ejemplo al colocar un clavo de hierro en solución de 
CuSO4
Fe° + Cu2+  Fe2+ + Cu°
Hemirreacción de oxidación: N° oxid aumenta
Fe pierde electrones: se oxida; es el agente reductor
Hemirreacción de reducción: N° oxid se reduce
Cu2+ gana electrones: se reduce; es el agente oxidante
Fe°  Fe2+ + 2e-
Cu2+ + 2e-  Cu°
Numero de oxidación usuales
• El numero de oxidación de un elemento o sustancia 
pura simple (estado no combinado) es cero.
Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0
• En los iones monoatómicos, el número de oxidación 
es igual a la carga en el ion.
Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2
• El número de oxidación del oxígeno es normalmente
–2. En H2O2 y O2
2- este es –1. 
Es la carga del átomo que tendría en una molécula (o un
compuesto iónico) si los electrones fueran completamente 
transferidos al elemento más electronegativo. 
• El número de oxidación del hidrogeno es +1. Excepto en 
hidruros metálicos que es -1(NaH, CaH2 ).
• El numero de oxidación de los elementos de un grupo 
se pueden deducir a partir de su ubicación en los 
mismos
Calculo del numero de oxidación
La suma de los números de oxidación de todos los 
átomos o moléculas es cero.
En el caso de los iones, la suma es igual ala carga 
neta de la especie 
Para iones
Analicemos las siguientes reacciones:
a) NaOH + HCl ⎯→ NaCl + H2O
b) NaClO4 + Te ⎯→ NaClO3 + TeO2
1+ 2- 1+ 1+ 1- 1+ 1- 1+ 2-
1+ 7+ 2- 0 1+ 5+ 2- 4+ 2-
No es REDOX
Si es REDOX
5+
7+
Cloro:
•Disminuye su NOX
•GANA electrones
•Se REDUCE
•Es el AGENTE
OXIDANTE
Telurio:
•Aumenta su NOX
•PIERDE electrones
•Se OXIDA
•Es el AGENTE
REDUCTOR0
4+
Balanceo de las ecuaciones redox 
– Método del ión eléctron
19.1
1. Escriba la ecuación no balanceada para la reacción en su 
forma iónica .
¿Cómo igualaría la reacción de oxidación de Fe2+ a Fe3+ por 
Cr2O7
2- en solución ácida?
Fe2+ + Cr2O7
2- Fe3+ + Cr3+
2. Separe la ecuación en dos semirreacciones.
Cr2O7
2- Cr3+
+6 +3
Fe2+ Fe3+
+2 +3
3. Realice una igualación primaria de moles de los elementos 
que cambian su número de oxidación
Cr2O7
2- 2Cr3+
Balanceo de las reacciones redox
4. Escriba los electrones puestos en juego en cada caso:
- los electrones se colocan de lado de reactivos si se trata de 
una reducción o ganancia de electrones.
- los electrones se colocan de lado de productos si se trata 
de una oxidación o pérdida de electrones.
Fe2+ Fe3+ + 1e-
6e- + Cr2O7
2- 2Cr3+
19.1
Balanceo de las reacciones redox
5. Para reacciones en medio ácido, donde haya H y O, iguale 
cargas agregando H+ del lado donde exista mayor carga 
negativa y del lado opuesto de la reacción agregue la mitad de 
agua (que iones H+ agregados)
Fe2+ Fe3+ + 1e-
6e- + 14H+ + Cr2O7
2- 2Cr3+ + 7H2O
6. Multiplique cada hemireacción por la cantidad de electrones 
involucrados en la otra hemirrección de forma tal que los 
electrones puedan cancelarse. 
Balanceo de las ecuaciones redox
7. Sume las dos semirreacciones. El número de electrones en 
ambos lados se debe cancelar. 
6e- + 14H+ + Cr2O7
2- 2Cr3+ + 7H2O
6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-Oxidación :
Reducción :
14H+ + Cr2O7
2- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O
8. Verifique que el número de átomos y las cargas están 
balanceadas.
9. Para reacciones en disoluciones básicas, agregar OH- para 
igualar cargas del lado donde haya deficiencia de cargas 
negativas y del lado opuesto la mitad de agua.
Cálculo de pesos equivalentes
Peso equivalente: es la masa que se pone en juego
al intercambiar un mol de electrones (1 Faraday)
e de moles de número
molar Masa
=PEq
Ejercicio 1
Iguale por el método de ion electrón las siguientes 
reacciones redox, identifique el agente oxidante y el 
agente reductor y calcule sus pesos equivalentes:
a) H2S + NaMnO4 + HBr → S + NaBr + MnBr3 + H2O
b) K2Cr2O7 + HI + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 + H2O
A _ En medio acido
B-En medio básico
a) Bi2O3 + KOH + KClO → KBiO3 + KCl + H2O
b)- KMnO4 + NH3 → KNO3 + MnO2 + KOH + H2O
	Diapositiva 1
	Diapositiva 2: Electroquímica
	Diapositiva 3
	Diapositiva 4: Procesos electroquímicos
	Diapositiva 5
	Diapositiva 6: Numero de oxidación usuales
	Diapositiva 7
	Diapositiva 8: Calculo del numero de oxidación
	Diapositiva 9
	Diapositiva 10
	Diapositiva 11
	Diapositiva 12
	Diapositiva 13
	Diapositiva 14
	Diapositiva 15
	Diapositiva 16: Ejercicio 1
	Diapositiva 17
	Diapositiva 18