 · 7. Serie electroquímica  La reacción tendrá lugar si:

Presentación del tema: " · 7. Serie electroquímica  La reacción tendrá lugar si:"— Transcripción de la presentación:

1  · 7. Serie electroquímica  La reacción tendrá lugar si:
Mg2+ Fe2+ Zn2+ Pb2+ Cu2+ Sn2+ Media reacción Eo (V) Mg2+(aq) + 2e− → Mg(s) −2.38 Fe2+(aq) + 2e− Fe(s) −0.44 Zn2+(aq) + 2e− Zn(s) −0.76 Pb2+(aq) + 2e− Pb(s) −0.13 Cu2+(aq) + 2e− Cu(s) +0.34 Sn2+(aq) + 2e− Sn(s)   Mg(s) Fe(s) Zn(s) Pb(s) Cu(s) Sn(s) La reacción tendrá lugar si: E red-E ox >0

2 7. Serie electroquímica Media reacción Eo (V) Cu2+(aq) + 2e− → Cu(s)
+0.34 Pb2+(aq) + 2e− Pb(s) −0.13 Sn2+(aq) + 2e− Sn(s) Fe2+(aq) + 2e− Fe(s) −0.44 Zn2+(aq) + 2e− Zn(s) −0.76 Mg2+(aq) + 2e− Mg(s) −2.38 Mayor tendencia a captar electrones Mayor tendencia a reducirse Más oxidantes 2H+(aq) + 2e−→ H2(g) La reacción tendrá lugar si: E red-E ox >0 Cu2+(aq) + 2e− → Cu(s) +0.34 Mg (s) Mg2+(aq) + 2e− +2.38 E red-E ox = V

3  · 7. Serie electroquímica 
Establece la serie de reactividad de los metales probados, de más reactivo a menos reactivo. Buscar en la bibliografía los potenciales redox correspondientes a los pares estudiados. Ordenar los pares según valores crecientes de potencial redox y comparar con la serie experimental. 7. Serie electroquímica Mg2+ Fe2+ Zn2+ Pb2+ Cu2+ Sn2+ Tareas: Escribe un informe (con vuestras palabras) que incluya: 1. Objetivo (establecer una serie de reactividad). 2. Descripción del procedimiento . 3. Resultado (foto, muestra donde hay y donde no reacción.) 4. Discusión de los resultados (determina la serie de reactividad de los metales ; pon un ejemplo de una reacción que haya tenido lugar y otra que no y discútelo en función de los valores de potenciales E0 de la tabla que aparece en la transparencia anterior). 5. Conclusión (el mejor agente oxidante y el mejor agente reductor; serie de reactividad)   Mg(s) Fe(s) Zn(s) Pb(s) Cu(s) Sn(s)

4 8. Pilas Zn Separación Física Realizar un trabajo Cu2+ Cu2+(aq) + 2e−
Mg2+ Fe2+ Zn2+ Pb2+ Cu2+ Sn2+ Mg(s) Fe(s) Zn(s) Pb(s) Cu(s) Sn(s) Cu2+ Cu2+(aq) + 2e− → Cu(s) +0.34 Zn (s) Zn2+(aq) + 2e− +0.76

5 8. Pilas + e- e- e- e- e- _ (galvánicas) ANODO CATODO electrodos Vocal
Cu2+ Gana electrones Zn Pierde electrones + e- Se reduce e- Se oxida Sobre él se da la reacción de oxidación Zn Cu Sobre él se da la reacción de reducción e- Vocal N Consonante t e- + Zn2+ Cu2+ Es el reductor Es el oxidante (le hace ganar al otro electrones y le reduce el valor de su carga) (le hace perder al otro electrones y le aumenta el valor de su carga) Puente salino (intercambio iones)

6 8. Pilas y baterías Baterías primarias o pilas. La reacción de la pila no es reversible. Cuando los reactivos se han transformado casi por completo en productos, no se produce más electricidad y se dice que la pila se ha agotado Baterías secundarias. La reacción de la batería puede invertirse, haciendo pasar electricidad a través de la batería (cargándola). Esto significa que la batería puede utilizarse durante muchos ciclos de descarga-carga seguidos

7 Pila de Leclanche (pila seca: puente salino es un medio poroso; los reactivos están en forma de pasta) Es la pila más habitualmente usada. Los componentes principales de la pila son una barra de grafito que hace de cátodo, un recipiente de zinc que hace de anodo y un electrolito que varia según sea o no alcalina. El voltaje máximo es de 1.55 V. En la figura 3 se representa la pila. Las reacciones son: Oxidación: Zn(s)  Zn+2 (ac) + 2 e- Reducción: 2MnO2(s) + H2O (l) + 2 e-  Mn2O3 (s) + 2 OH- (ac) Electrolito: NH4Cl KOH (30%) La pila de Leclanché es una batería primaria, no puede ser recargada. Una forma mejor de la pila de Leclanche es la pila alcalina, que utiliza como electrolito NaOH o KOH en lugar de NH4Cl. La semireacción de reducción es la misma, pero la de oxidación implica la formación de Zn(OH)2. Las ventajas de la pila alcalina son que el zinc no se disuelve tan fácilmente en un medio básico como en uno ácido y que la pila mantiene mejor su voltaje al extraerse corriente de ella.

8 8. Pilas Pilas ácidas y alcalinas de óxido de manganeso de uso común y generalizado en diferentes artefactos, algunas de ellas de alto riesgo por su contenido de mercurio. Se encuentran en el mercado en distintos formatos tales como A, AA, AAA.  Pilas de níquel-cadmio recargables, forman parte de las baterías usadas para teléfonos celulares, son particularmente dañinos para el medio ambiente debido principalmente a su contenido de cadmio. Pilas de óxido de mercurio principalmente de formato botón, utilizadas en equipos especiales (por ejemplo cámaras fotográficas, relojes).

9 8. Pilas Hg Inflamables: Reciclaje: quedan expuestos
Separar Hg de otros metales Recuperar otros metales Triturar Escoria férrica Escoria no férrica Papel Plástico Hg metal Óxidos, otros Microorganismos Metil-Hg Cadena alimentaria Inmobilizados en tierra, lagos Hg Reciclaje: caro Aislar sin reciclar Pasivo ambiental Para limitar la corrosión almacenar las impurezas contenidas en las materias primas, que generan gases, y que pueden perjudicar el funcionamiento y la seguridad de la pila.

10 6. Ejercicios 4 El dióxido de manganeso y el yoduro de potasio reaccionan, en presencia de ácido sulfúrico, para dar sulfato de manganeso (II), yodo, sulfato de potasio y agua: a) ajustar la citada reacción; b) determinar el oxidante y el re-ductor; c) calcular los gramos de yodo que se obtendrán como máximo, partiendo de 1 g de dióxido de manganeso del 95 % de riqueza. Mn=55;K=39;I=127. 2KI + MnO2 + 2H2SO4  2H2O + I2 + K2SO4 + MnSO4 1g 95% ? 95 g puros MnO2 1mol MnO2 1mol I2 254 g I2 1g impuros =2,8 g I2 100g impuros MnO2 87 g puros MnO2 1 mol MnO2 1 mol I2 MnO2 14/04/2015