CLASE 13 ÓXIDO-R EDUCCIÓN II.

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1 CLASE 13 ÓXIDO-R EDUCCIÓN II

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

3 Las semirreacciones balanceadas serán:
3 Cu Cu é 2 N é N +2 Al sumar ambas semirreacciones: 3 Cu + 2 HNO Cu(NO3)2 + H2O + 2 NO Por último: 3 Cu + 8 HNO Cu(NO3) H2O + 2 NO

4 MÉTODO DEL IÓN ELECTRÓN
EJEMPLO HNO H2S NO H2O S SEMIRREACCIONES H2S S º + 2é NO é NO

5 Las semirreacciones balanceadas serán:
3 H2S S º + 6é H + 2 NO é H NO H2O Al sumar ambas semirreacciones 2 NO H H2S NO + 4 H2O + 3S Por último: 2 HNO H2S NO H2O S

6 CELDAS ELECTROQUÍMICAS
Celda galvánica. Celda electrolítica.

7 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.

8 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

9 Celda galvánica

10 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.

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

12 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

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

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

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

16 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.

17 CELDA ELECTROLÍTICA

18 Celda electrolítica de combustible de H2

19 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%.

20 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

21 Fundición de ánodos

22 Refinación electrolítica
Ánodos Cátodos 99,99% puro