QUÍMICA GENERAL Tema IV: Electroquímica Sumario:

Presentación del tema: "QUÍMICA GENERAL Tema IV: Electroquímica Sumario:"— Transcripción de la presentación:

1 QUÍMICA GENERAL Tema IV: Electroquímica Sumario: Reacciones REDOX. Ajustes de ecuaciones REDOX Diagrama de potenciales Variación de la Energía Libre en los Procesos REDOX. Espontaneidad de los procesos REDOX Cálculo de potenciales estándar no tabulados

2 Electroquímica La vida moderna no puede concebirse sin los procesos químicos que se llevan a cabo por vía eléctrica: El funcionamiento de un automóvil, de un reloj digital, de un radio portátil, depende de baterías que tienen como base reacciones electroquímicas. Muchas sustancias de gran importancia, tales como: dicloro, sosa cáustica, aluminio, etc., se obtienen industrialmente mediante procesos químicos por vía eléctrica. Con métodos electroquímicos se logran obtener metales, como el cobre, con alto grado de pureza y se recubren superficies metálicas con la finalidad de proteger y embellecer las mismas.

3 Electroquímica No todos los procesos electroquímicos son ventajosos para el hombre: La corrosión del hierro causa grandes implicaciones económicas a nivel mundial, ya que aproximadamente una quinta parte del hierro y el acero producido anualmente en el mundo se utiliza para reemplazar al que se pierde por la corrosión.

4 Reacciones REDOX Zn (s) + CuSO4 (ac) = ZnSO4 (ac) + Cu (s) Cu Zn CuSO4

5 Reacciones REDOX Ecuación de reducción: Cu 2+ (ac) + 2e = Cu (s)
Se denomina reducción al proceso en el cual una sustancia atómica, molecular o iónica gana real o aparentemente electrones, con la consecuente disminución en su estado oxidación CuSO4 (ac) Agente oxidante

6 Reacciones REDOX Ecuación de oxidación: Zn (s) = Zn 2+ (ac) + 2e Zn(s)
Se denomina oxidación al proceso en el cual una sustancia atómica, molecular o iónica pierde real o aparentemente electrones, con el consecuente aumento en su estado oxidación Zn(s) Agente reductor

7 Reacciones REDOX Cu 2+ (ac) + 2e = Cu (s) Cu 2+ forma oxidada (FO)
Reacción electroquímica, llamada también reacción de transferencia. En la misma intervienen dos sustancias que poseen en su estructura un elemento químico con diferente número de oxidación. La sustancia que posee el elemento en su mayor estado de oxidación se denomina forma oxidada (FO) y la que tiene el mismo elemento en su menor estado de oxidación se nombra forma reducida (FR). Se dice entonces que las dos formas constituyen un par REDOX conjugado FO/FR. Cu 2+ forma oxidada (FO) Cu 2+(ac) / Cu (s) Par REDOX conjugado FO/FR Cu forma reducida (FR)

8 Electrodo Un electrodo está constituido por dos o más conductores eléctricos conectados en serie, de modo que los de los extremos son un conductor electrónico y un conductor iónico. Se construye introduciendo un conductor electrónico en un conductor iónico. Electrodo de cobre Electrodo de cobre, constituido por una lámina de cobre (conductor electrónico) y una disolución de sulfato de cobre (II) (conductor iónico).

9 Ajustes de ecuaciones REDOX
Método del ión-electrón Se escribe la ecuación en forma iónica. 2. Se identifican los pares REDOX conjugados. 3. Se escriben por separado las medias ecuaciones de reducción y de oxidación y se ajustan materialmente: -En medio ácido: Se adiciona H2O en el miembro de la ecuación en que haya menor cantidad de oxígeno y se adiciona H+ en el miembro de la ecuación donde haya menor cantidad de hidrógeno. -En medio básico: Se adiciona OH- en el miembro de la ecuación en que haya menor cantidad de oxígeno y se adiciona H2O en el miembro de la ecuación donde haya menor cantidad de hidrógeno.

10 Ajustes de ecuaciones REDOX
Método del ión-electrón Se ajustan eléctricamente las medias ecuaciones REDOX igualando las cargas totales en cada miembro de las medias ecuaciones En el caso que el número de electrones sea diferente en las dos medias ecuaciones se multiplican las mismas por coeficientes adecuados que permitan igualarlo. Se suman las medias ecuaciones para tener la ecuación REDOX ajustada en forma iónica Se escribe la ecuación REDOX ajustada en forma molecular

11 Tabla de potenciales La tabla de potenciales de electrodo es un listado de las ecuaciones electroquímicas, que caracterizan a los electrodos, escritas en el sentido de la reducción y el valor de potencial de electrodo estándar correspondiente. La tabla se utiliza frecuentemente como instrumento para predecir si una sustancia es mejor agente oxidante o mejor agente reductor que otra

12 Fragmento de la tabla de potenciales
MEDIO ÁCIDO Ecuación electroquímica E° / V F2 (g) e- = 2F-(ac) 2,65 MnO4- (ac) + 8H+ (ac) + 5e- = Mn2+(ac) + 4H2O (l) 1,51 Cl2 (g) e- = 2 Cl- (ac) 1,36 Ag+ (ac) e- = Ag (s) 0,80 Cu2+ (ac) e- = Cu (s) 0,34 K+ (ac) e- = K(s) - 2,93 F2 (g): Mejor agente oxidante K (s): Mejor agente reductor

13 Diagrama de potenciales
El diagrama de potenciales es una forma de agrupar todas las sustancias de un determinado elemento químico, que presenta en cada una de ellas diferente número de oxidación, en medio ácido o básico. Se construye ordenando las sustancias en orden decreciente del número de oxidación del elemento químico y colocando entre una sustancia y otra un segmento de recta, encima del que se escribe el potencial de electrodo estándar correspondiente.

14 Diagrama de Potenciales
Diagrama del cobalto

15 Cálculo de la variación de potencial en una reacción REDOX
Zn (s) + CuSO4 (ac) = ZnSO4 (ac) + Cu (s) Zn (s) = Zn 2+ (ac) + 2e E0 (Zn2+/ Zn) = -0,76 V Cu 2+ (ac) + 2e = Cu (s) E0 (Cu2+/ Cu) = 0,34 V E = E0 (Cu2+/ Cu) – E0 (Zn2+/ Zn) E = 0,34 V – (-0,76 V) E = 1, 11V

16 Termodinámica electroquímica
Los valores de las magnitudes termodinámicas entalpía, entropía y energía libre de Gibbs, no dependen de la vía de reacción (química o eléctrica), al ser las mismas, funciones de estados. En consecuencia, para un proceso químico dado, esos valores se pueden determinar con gran exactitud por vía eléctrica, siempre que se pueda construir una celda electroquímica en la que el proceso en cuestión sea el proceso total de la misma.

17 Termodinámica electroquímica
Celda electroquímica G0r = -e-F E0 Energía libre de Gibbs e-: Cantidad de electrones transferidos F: Constante de Faraday: C.mol-1 E0: Diferencia de Potencial del proceso E0>0, G0r <0 Proceso espontáneo E0 < 0, G0r >0 Proceso no espontáneo

18 Celdas electroquímicas
celdas electrolíticas celdas galvánicas Son dispositivos donde ocurre un proceso de forma espontánea (ΔG < 0). La energía evolucionada se transforma casi completamente en energía eléctrica. Son dispositivos, donde tiene lugar un proceso no espontáneo, (ΔG > 0), al ser aplicada energía eléctrica Estos dos tipos de celdas electroquímicas tienen en común, que los procesos ocurren a través de reacciones electroquímicas, que se producen en electrodos

19 Predecir en cuál sentido ocurrirá la siguiente reacción en condiciones estándar
E0 (Zn2+/ Zn) = -0,76 V E0 (Mg2+/ Mg) = -2,37 V Zn (s) + Mg2+(ac) = Zn2+(ac) + Mg (s) Zn (s) = Zn 2+ (ac) + 2e E0 (Zn2+/ Zn) = -0,76 V Mg 2+ (ac) + 2e = Mg (s) E0 (Mg2+/ Mg) = -2,37 V

20 Diagrama de potenciales
Diagrama del cobre en medio ácido El Cu (I) se auto oxida reduce de forma espontánea, ya que el potencial a su derecha, en el diagrama, es mayor que el que se encuentra a la izquierda.

21 Cálculo de potenciales estándar no tabulados
Calcule el potencial estándar del par REDOX Au3+(ac) / Au (s) Au3+ (ac) e = Au+ (ac) Au+ (ac) e = Au (s) Au3+ (ac) e = Au (s) Sin embargo, el potencial del par Au3+(ac) / Au (s) no es la suma de los potenciales de los pares Au3+(ac) / Au+ (ac) y Au+(ac) / Au (s), ya que el potencial no es una función de estado

22 Cálculo de potenciales estándar no tabulados
ΔG0(Au3+(ac) / Au (s)) = ΔG0(Au3+(ac) / Au+ (ac)) + ΔG0(Au+(ac) / Au (s)) - 3FE0(Au3+(ac)/Au(s)) = - 2FE0(Au3+(ac)/Au+(ac)) + (- 1FE0(Au+(ac)/Au(s)) 3E0(Au3+(ac)/Au(s)) = 2 (1,28 V) + 1,70V E0(Au3+(ac)/Au(s)) = 4,26 V / 3 E0(Au3+(ac)/Au(s)) = 1,42 V