CLASE 13 ÓXIDO-R EDUCCIÓN II

BALANCE DE ECUACIONES REDOX MÉTODO DEL ESTADO DE OXIDACIÓN EJEMPLO Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + H2O + NO SEMIRREACCIONES Cu 0 Cu +2 + 2é N +5 + 3é N +2

Las semirreacciones balanceadas serán: 3 Cu 0 3 Cu +2 + 6é 2 N +5 + 6é 2 N +2 Al sumar ambas semirreacciones: 3 Cu + 2 HNO3 3 Cu(NO3)2 + H2O + 2 NO Por último: 3 Cu + 8 HNO3 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O + 2 NO

MÉTODO DEL IÓN ELECTRÓN EJEMPLO HNO3 + H2S NO + H2O + S SEMIRREACCIONES H2S S º + 2é NO3 - + 3é NO

Las semirreacciones balanceadas serán: 3 H2S 3 S º + 6é + 6 H + 2 NO3 - + 6é + 8 H + 2 NO + 4 H2O Al sumar ambas semirreacciones 2 NO3 - + 2 H + + 3 H2S 2 NO + 4 H2O + 3S Por último: 2 HNO3 - + 3 H2S 2 NO + 4 H2O + 3 S

CELDAS ELECTROQUÍMICAS Celda galvánica. Celda electrolítica.

CELDA GALVÁNICA Zn ↔ Zn+2+ 2ē, E° = -0,76 volts Produce energía eléctrica. Desde el ánodo fluyen electrones hacia el cátodo. En el ánodo se verifica la oxidación Zn  ↔ Zn+2+ 2ē, E° = -0,76 volts En esta reacción se entregan electrones y se forman iones. En el cátodo se verifica la reducción Cu+2 + 2ē ↔ Cu°, E°= + 0,33 volts En esta reacción, los iones aceptan electrones.

CELDA GALVÁNICA La reacción total que rige a esta pila en particular se puede obtener de la suma de sus semirreacciones: Cu+2  + 2ē ↔ Cu° E° = +0,33  volts Zn+2  + 2ē ↔ Zn° E° = -0,76 volts La segunda ecuación se invierte para poder eliminar los ē. Cu+2  + 2ē ↔ Cu° E° =+ 0,33 volts + Zn° ↔ Zn+2 + 2ē E° =+ 0,76 volts Zn° + Cu+2 ↔ Cu° + Zn+2  E° = + 1,09 volts

Celda galvánica

DENOMINACIÓN DE LOS ELECTRODOS Cátodo: Es el polo negativo de un sistema. Este electrodo recibe electrones, por lo tanto, en el ocurre la reducción. Ánodo: Es el polo positivo de un sistema. Este electrodo emite electrones, por lo tanto, en él ocurre la oxidación.

Características de los electrodos Cátodo: - ocurre la reducción -consume electrones -aquí llegan los cationes Ánodo: -ocurre la oxidación -produce electrones -aquí llegan los aniones

Ánodo: Zn Cátodo: MnO2+ C Electrolito: NH4Cl + ZnCl2 PILA COMÚN Ánodo: Zn Cátodo: MnO2+ C Electrolito: NH4Cl + ZnCl2         Ánodo: Zn + 2HO¯ → ZnO + H2O + 2ē Cátodo: MnO2 + H2O + 2ē → MnO + 2HO¯                Zn + MnO2 → ZnO + MnO

PILA ALCALINA Ánodo: Zn Cátodo: MnO2 + C Electrolito: KOH (30%) Reacción anódica: Zno + 4HO-→ Zn(OH)4-2+ 2ē

PILA RECARGABLE Ánodo: Cd Cátodo: NiO2 Electrolito: KOH (30%) Cd + 2HO¯ → Cd(OH)2 + 2ē 2NiO2 + 2H2O + 2ē → Ni(OH)2 + 2HO¯

Pila botón de mercurio Ánodo: Zn + 4HO¯ → Zn(OH)4-2 + 2ē Cátodo: HgO + H2O + 2ē → Hg + 2HO¯

CELDA ELECTROLÍTICA Se requiere energía eléctrica para que funcione (cobre electrolítico). En el ánodo ocurre la oxidación según: Cu° ↔ Cu+2  + 2ē. En el cátodo ocurre la reducción según: Cu+2  + 2ē ↔ Cu° La electrólisis se puede aplicar no sólo al cobre, sino que a otros elementos y compuestos.

CELDA ELECTROLÍTICA

Celda electrolítica de combustible de H2

CELDA ELECTROLÍTICA Se emplea en la refinación del cobre electrolítico. El cobre fundido se amolda en ánodos y se deposita en una solución de sulfato de cobre. Este electrodo se destruye o deshace, dejando en solución iones cobre (Cu+2 ). Este ión se deposita en una lámina de cobre (el cátodo), la cual se engruesa, pues se deposita el cobre que hay en la solución. Así de obtiene el cobre electrolítico con una pureza del 99,9%.

Celda electrolítica Ánodo de cobre impuro Cátodo de cobre puro Barro anódico Au , Ag, Fe y Zn Ánodo de cobre impuro Cátodo de cobre puro

Fundición de ánodos

Refinación electrolítica Ánodos Cátodos 99,99% puro