Óxido reducción II. Electroquímica PPTCEL008QM11-A10V1

energía química → energía eléctrica 1. Electroquímica Rama de la química que estudia la interrelación de los fenómenos químicos y eléctricos. Energía química Energía eléctrica Interconversión Celda galvánica → Se aprovecha la energía producto de una reacción química para generar energía eléctrica. Se tiene una reacción química espontánea. energía química → energía eléctrica Celda electrolítica → Se requiere energía eléctrica para realizar una reacción química. Se tiene una reacción química no espontánea. energía eléctrica → energía química

Todo proceso electroquímico implica transferencia de electrones, por lo que se tienen reacciones de óxido-reducción. Un átomo de Zn transfiere electrones a un ión de Cu2+, por lo que Zn se oxida y Cu2+ se reduce. Átomos de cobre quedan depositados sobre la superficie de la lamina de Zn y los iones en disolución.

Los electrones podrían ser forzados a pasar por un conductor. ¿Qué ocurrirá si en el caso anterior se separa físicamente el oxidante del reductor? Los electrones podrían ser forzados a pasar por un conductor. Flujo de electrones Corriente eléctrica

Se descargan los aniones Se descargan los cationes 2. Electrólisis Hay reacciones redox que solo tienen lugar si se les suministra energía por medio de una corriente eléctrica aplicada desde el exterior. Este proceso recibe el nombre de electrólisis. La electrólisis se realiza en las cubas o celdas electrolíticas, que son unos depósitos que contienen el electrólito disuelto o fundido y dos electrodos. Ánodo Ocurre la oxidación Polo positivo Se descargan los aniones Cátodo Ocurre la reducción Polo negativo Se descargan los cationes

2. Electrólisis En la electrólisis del NaCl fundido, cuando se pasa la corriente eléctrica, se producen las siguientes semirreacciones en los electrodos: Es un proceso no espontáneo. La energía suministrada por la corriente eléctrica es la que produce el proceso.

3. Celda galvánica Las celdas voltaicas o galvánicas son celdas electroquímicas en las que tiene lugar espontáneamente un proceso de oxidación-reducción que produce energía eléctrica. El puente salino es un tubo en forma de U que contiene una disolución concentrada de electrolito inerte respecto al proceso redox. El puente salino cumple tres funciones: Permite el contacto eléctrico entre las disoluciones. Impide que se mezclen las disoluciones. Mantiene la neutralidad eléctrica en cada pila.

Cátodo Ánodo Ocurre la reducción Ocurre la oxidación El flujo de electrones va desde el ánodo (oxidación) al cátodo (reducción). Polo positivo Polo negativo Como hay flujo de electrones, debe existir una diferencia de potencial. Mayor Potencial Menor Potencial e-

Pila común (Leclanché) 3.1 Pilas Corresponde al uso más frecuente asociado a las celdas galvánicas. Pila común (Leclanché) Ánodo → Zinc Cátodo → Carbono-MnO2 Primera pila portátil comercial Electrolito de NH4Cl y ZnCl2

Mejor conductividad de los electrones y más resistente a la corrosión. Pila alcalina Pilas eléctricas desechables, tienen una vida útil mayor que las Leclanché. Electrolito de KOH. Mejor conductividad de los electrones y más resistente a la corrosión. Ánodo → Zinc Cátodo → MnO2

Cátodo → Óxido de mercurio (II) (HgO) Pila de mercurio Pilas muy tóxicas y perjudiciales para el medio ambiente. Electrolito de KOH. Se utilizan como celdas de referencia para comparar con las demás pilas Ánodo → Zinc Cátodo → Óxido de mercurio (II) (HgO)

Fuerza electromotriz (fem) 4. Potenciales estándares de electrodo La diferencia de potencial entre los electrodos de una pila, Epila, se denomina fuerza electromotriz (fem) y se mide en voltios (V). Fuerza electromotriz (fem) El voltaje de una celda depende no solo de la naturaleza de los electrodos y de los iones, sino también de sus concentraciones y de la temperatura a la cual funciona la celda.

4.1 Electrodo normal de hidrógeno Para construir la escala de potenciales relativos se toma como electrodo de referencia el electrodo estándar de hidrógeno (EEH). A este electrodo se le asigna un potencial de 0 voltios. Un electrodo sumergido en una disolución 1M de sus iones se denomina electrodo normal, y cuando se habla de potencial estándar se considera respecto al potencial normal del electrodo de hidrógeno (1M, 1 atm, 25 °C).

4.2 Potencial de reducción E0 es el potencial estándar de reducción, o el voltaje en un electrodo asociado con una reacción de reducción cuando todos los solutos son 1M y todos los gases están a 1 atm. Por ejemplo: Electrodo de Zn es el ánodo (oxidación) y el EEH es el cátodo (reducción).

La fem estándar de la celda, E°celda, está dada por: Donde E°cátodo y E°ánodo son los potenciales estándar de reducción de los electrodos.

Valor máximo: E° (red) = +3V Valor mínimo: E° (red) = -3V 4.3 Espontaneidad de las reacciones redox Los dos aspectos que hay que considerar para determinar la evolución de un proceso redox son los siguientes: 1. La semirreación que tenga un mayor potencial de reducción transcurrirá en ese sentido, es decir, se producirá la reducción, mientras que la otra se producirá en el sentido inverso, es decir, la oxidación. 2H+ + 2e-  H2 E°(red) = 0 V Valor máximo: E° (red) = +3V Valor mínimo: E° (red) = -3V Aumenta la tendencia a reducirse Aumenta la tendencia a oxidarse

2. Mediante las relaciones que se establecen entre E°pila, ∆G° y K, se pueden establecer los criterios que quedan resumidos en el siguiente esquema: ∆G° K E° ESPONTANEIDAD <0 >1 >0 Proceso espontáneo en el sentido dado. 1 Estado de equilibrio. <1 Proceso no espontáneo, siendo espontáneo el proceso inverso.

Pregunta oficial PSU La siguiente representación corresponde a una pila o celda galvánica: Al respecto, es correcto afirmar que durante el funcionamiento del sistema A) en X, ocurre la reducción. B) la lámina Y aumenta su masa. C) X e Y deben ser del mismo material. D) por el puente salino migran solo electrones. E) las masas de X e Y no se ven alteradas. Fuente: DEMRE – U. DE CHILE, Modelo de prueba 2014 ALTERNATIVA CORRECTA B

Síntesis de la clase ELECTROQUÍMICA Celda electrolítica Celda galvánica ∆G ∆E° (-) (+) Espontánea No espontánea

PROBLEMA 1 ¿Puede el Al(s) reducir al ion Ag+(ac), en condiciones estándar a 25°C? Información:

Solución Respuesta: El Al(s) es capaz de reducir Ag+ en condiciones estándar a 25°C.

ACTIVIDAD 1. Selecciona las semirreacciones necesarias para determinar el potencial de cada una de las siguientes celdas (TABLA DE POTENCIALES REDOX). Observa que las reacciones no están igualadas.