ELECTROQUIMICA

TEORICO PRACTICO Nº - ISPS Nº 600539/70

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Administrador

Parche Blanco

Conceptos de oxidaci6n y de reducci6n. 0xido-reducci6n y desplazamiento de electrones. Nljrnero de oxidacion. Reglas. lgualacion de ecuaciones redox. Metodo del cambio del nljmero de oxidacion. Metodo del ion electron. Disociacion electrolitica. Celdas electricas. Celda Daniell. Nomenclatura de celdas electricas. Fuerza electromotriz de una celda pila seca. Celda electrolitica. Proceso en 10s electrodes. Electrolisis del cloruro de sodio y del agua.

Calcular nljmeros de oxidacion. ldentif icar reacciones de oxidacion y de reduccion. Aplicar 10s rnetodos de igualacion de ecuaciones redox. Reconocer distintos electrolitos y escribir la ecuaci6n de disociacion. Dibujar una celda electroquirnica y describir sus partes y funciones. idem para una pila seca. Dibujar una celda electrolitica y explicar las distintas etapas de la electr6lisis del agua y del cloruro de sodio; de este ljltirno fundido y en disoluci6n acuosa.

Actitudinales Valorar: a) la ciencia como conocirniento de la realidad fisica en que se desarrolla el hombre. b) el rnetodo cientifico como un camino para acercarse a las leyes de la Quimica. c) el trabajo grupal como una forma de integrar capacidades e intereses diferentes en pos de un objetivo cornun. b) las aplicaciones a la vida de 10s hombres de 10s descubrimientos cientificos, como el caso de las celdas electro- quirnicas y de electr6lisis. d) respetar el espacio aulico como un lugar de privilegio donde se transmiten 10s conocimientos basicos del pasado para cornprender el presente y asumir el futuro con responsabilidad.



Mapas conceptuales

Mapa conceptual 1

Ganancia de oxigeno

I

Perdida de electrones

I Semiecuaci6n de oxidacidn I

Perdida de oxigeno

Ganancia de electrones LT-' Semiecuacion de reduccion s

I Igualaci6n. Distintos mbtodos

Ecuaci6n global de oxido-reduccion

I

I Metodo del i6n electrbn

I

I Pila seca Celda Daniell

I

Cambio del numero de oxidacion

I 1 cELDAs ELECTROL~TICAS

Electrdlisis del: agua, cloruro de sodio fundido, cloruro de sodio disuelto en agua.



Mapa conceptual 2

luualacion de ecuaciones redox. Metodo del ion electron

I Igualaci6n de ecuaciones I

Ntlrnero de ox~dacidn t Disociacion electrolitica

I

Metodo del carnbio del nhmero de oxidaci6n

Producci6n de electrones de electrones

Reaccion

I Metodo del ion electron I

Reacci6n

Reacci6n Reacci6n de oxidacion de reduccion

Medio alcalino H0.1H20 de oxidacion

Produccion de electrones

Medio acido Ht/H20 de reduccion

Consurno de electrones

I I



Oxidation y reduction

Conrepto de oxidat ion El concepto de oxidacion estuvo en sus comienzos relacionado con la combustion, es decir, con el fuego y la produccion de energia calorica. Luego de aiios durante 10s cuales el ser humano busco una explication para este fenomeno, si- guiendo un camino incorrecto, el del "flogisto", fue Lavoisier el encargado de desentraiiar este misterio y publicarlo hacia el afio 1789, el mismo de la revolucion francesa. En la combustion desempeiia un papel fundamental el oxigeno del aire, que se encuentra en el en una proporcion del 20%, aproximadamente.

Oxidaciin El termino "oxidacion", como lo indica su etimologia, hace referencia a la combinacion de un elemento con el oxigeno. Luego, como veremos mas adelante, este concepto se amplia.

Reduction Significa disminuir, achicar. Es un concepto que se utiliza en Quimica haciendo mencion a una disminuci6n en el grado de oxidacion que presenta un compuesto.

Por ejemplo: El oxido ctjprico se reduce en presencia de hidrogeno. El hidrogeno se combina con el oxigeno, formando

I agua, y libera al cobre. Es un procedimiento para obtener este metal. El metal se reduce (perdi6 oxigeno) y el hidrogeno se oxida (gar16 oxigeno).

El cobre se reduce y el hidrogeno se oxida:

CuO + H2+ Cu + H20

Este procedimiento fue muy utilizado y Ilamo la atencion la afinidad del hidrogeno con el oxigeno, propiedad que permite liberar el metal. En algunos casos, como con 10s oxidos del hierro, se utiliza carbono o monoxido de carbono para dejar libre el metal. En el ejemplo siguiente el 6xido ferroso se reduce a hierro y el carbono se oxida a dioxide de carbono.

I El hierro se reduce y el carbono se oxida:



Oxido-reduction y desplazamiento de 10s electrones La reaccion del cloro con el hidrogeno es similar a la reaccidn del oxigeno con el hidrogeno.

iQ~i! t ienen en corntjn estas reacciones? Externarnente, en arnbas se produce un fuerte desprendimiento de energia, per0 e l origen de este fenomeno reside en el corrimiento de 10s electrones hacia el mas electronegativo. Es decir, la sirnilitud, el desprendimiento de energia, se debe a l desplazamiento de 10s electrones, generando rnole- culas polares corno en 10s casos analizados, o bien iones, corno en el cloruro de sodio.

Combustiin del tarbono: el C02

Cuando el carbono se cornbina con el oxigeno se libera una cantidad irnportante de energia calorica. Analicernos este caso.

Escribimos la formula del dioxido de carbono utilizando 10s Diagrarnas de Lewis. El carbono se une a cada atomo de oxigeno por una union covalente doble. Los electrones del par que cornparten estan desplazados hacia el oxigeno, por su mayor electronegatividad.

Conclusion: El carbono se oxido por la perdida de electrones. El oxigeno se redujo por el aumento de carga negativa, debido a su mayor poder de atraccion sobre 10s electrones que cornparte. El concept0 anterior se generaliza y de aqui en mas, no solo tendrernos en cuenta la combinacion con el oxigeno, sin0 el desplazarniento de 10s electrones.

Figura a: muestra la configuraciCln electronics del diaxido de carbono

Figura b: se observa el desplazamiento de 10s electrones hacia el oxigeno y las cargas que aparecen sobre 10s Btomos

Lo caracteristico de la oxidacion es la capacidad del oxigeno para producir la captacion de electrones; en algunos casos transferencia total, en 10s compuestos ionicos, en otros casos en forrna parcial, cornpuestos polares. De aqui en mas, cualquier sustancia que pierde electrones se oxida y cualquiera que 10s gane se reduce.

En la oxidacion, el atomo o ion que la sufre se convierte en un dador de electrones. La reduccion, en un proceso com- plementario del anterior, por lo tanto, la particula: atomo o ion capta o recibe electrones. Ver tabla 1. Por lo anterior, estos procesos reciben el nombre de oxido-reduccion o sirnplemente redox.



TABLA 1

I Oxigeno - - 11 Gana 11 Pierde 1

1 I 1 I, I

I Electrones 11 Pierde 11 Gana I I Cargas positivas )I Gana )I Pierde I I Cargas negativas 11 Pierde )I Gana I I Agente 11 Reductor 11 Oxidante

El cloro y el sodio reaccionan con gran desprendimi'ento de energia formando cloruro de sodio. a. Escriba 10s reactivos y productos de la reaccion. b. i Q ~ e sustancia se oxido? ~ C u a l se redujo? c. Escriba la semirreaccion de oxidacion y la semirreaccion de reduccion.

Solution: a. Los reactivos son el cloro y el sodio: C12/ Na. - El product0 es el cloruro de sodio: NaCI. b. Se oxid6 el sodio que perdio un electron y se convirti6 en el cation sodio, con una carga positiva. - Se reduce el cloro que gana un electron y se convierte en el anion cloruro. c. Semirreaccion de oxidacion. El sodio pierde su electron y adquiere una carga positiva.

- Semirreaccion de reduccion. Al electron que pierde el sodio lo capta un atomo de cloro, que adquiere una carga negativa.

le- + CI -CI-

En la ecuacion anterior hemos trabajado con el atomo de cloro. Sin embargo, el cloro se encuentra en la naturaieza como una molecula biatomica, por lo tanto es mas precis0 considerar esta situacion y escribir la siguiente ecuacion quimica para la reducci6n del cloro.

Teniendo en cuenta que 10s electrones que se consumen en la reducci6n deben ser iguales a 10s que se producen en la oxidacion, se puede utilizar esta propiedad para igualar ecuaciones. Ejemplo: a partir del ejercicio anterior, actividad 1: igualar la ecuacion quimica propuesta, utilizando las semirreacciones encontradas en el punto c.

Semineaccih de oxidacih

1. Na-Na++ le-

Semirreacciin de reduccion

2.213- + C12 -2 CI-



Hemos considerado el cloro al estado molecular, por ser la forma en que se encuentra este elemento en la naturaleza.

Multiplicamos la ecuaci6n 1 por 2, obtenemos 3.

Sumamos la ecuacion 2 y 3. Previamente simplificamos 10s electrones, que se producen en la ecuacion de oxidacion y se consumen en la de reduccion.

La ecuacion anterior podemos escribirla de la siguiente manera, ya que por convention no se escriben las formulas en forma i6nica:

Nimero de oxidat ion o estado de oxidat ion El nljmero de oxidacion es el product0 actual de la evolucidn a lo largo del tiempo de un concepto central de la Qui- mica: jcomo se unen 10s atomos entre si? Desde el primitivo concepto de valencia, aquella capacidad de combinacion que presentaban 10s i tomos en la epoca de Dalton, pasando por el concepto de electrovalencia, llegamos a esta idea de nljmero de oxidacion. Un nljmero que puede ser negativo, positivo o cero, indicando este ultimo a1 i t omo que no ha sufrido alteraciones en la ubicacion de 10s electrones, como en el caso de las sustancias simples.

jQue importancia tiene? Permite conocer de una sustancia simple, compuesta o en un ion hacia ddnde estan desplazados 10s electrones, utilizando reglas muy sencillas. Este desplazamiento de 10s electrones implica saber si estan oxidados, reducidos o no y presenta numerosas aplicaciones.

Al determinar 10s nijmeros de oxidacion de 10s elementos que se encuentran combinados formando uniones covalentes, se considera como si la transferencia de 10s electrones fuera total.

Halogenos i El flljor presenta nljmero de oxidacion -1 solamente. ; Los demas: cloro, bromo, iodo se combinan con este valor de -1 con el H y 10s metales. Tambien adquieren valo- f res positivos: +I, t3, t5 y t7 cuando se combinan con el oxigeno.

Reglas para ta leular e l numero de ox idat ion

1. El atomo que forma parte de una sustancia simple tiene nljmero de oxidacion 0 (cero). Ejemplos: N2, Hz, 02, C. 2. El hidrogeno combinado tiene n ~ m e r o de oxidacion t1. Hay excepciones en 10s hidruros metalicos donde es -1. 3. El oxigeno combinado tiene nljmero de oxidacibn: -2. Hay excepciones, como en 10s perbxidos, el agua oxigenada y en 10s superoxidos.



4. Los metales tienen numero de oxidacion positivo. Los metales de 10s grupos I y II t ienen numero de oxidacion igual al grupo al que pertenecen. El aluminio siempre tiene numero de oxidacion t 3 . 5. En una molecula, la sumatoria de 10s numeros de oxidacion es 0 (cero). 6. En el caso de 10s iones: a) si es monoatomico, el nurnero de oxidacion es igual a la carga, b) si es poliatomico, la suma de 10s numeros de oxidation es igual a la carga del ion.

ACTlVlDAD 2

En cada una de las formulas que figuran a continuacion calcular el nllmero de oxidacion del elemento seiialado por la flecha. Utilizar las reglas dadas anteriormente.

Respuestas: 1 ) - 312 ) -1 13)-1 14)-1 ~ 5 ) + 4 ~ 6 ) + 6 ~ 7 ) + 7 ~ 8 ) + 7 ~ 9 ) + 6 ) 1 0 ) + 5 ~ 11)+51 12)+6.

ACTlVlDAD 3

En cada una de las formulas de 10s iones que figuran a continuacion calcular el nurnero de oxidacion del elemento seiialado por la flecha. Utilizar las reglas dadas anteriormente.

Respuestas: 1 )+312) -1 13)+314)+515)+416)+617)+1 ~ 8 ) + 7 [ 9 ) + 7 ~ 1 0 ) + 5 ~ 1 1 ) + 5 ~ 1 2 ) + 6 .



lgualacion de ecuaciones redox Para igualar ecuaciones redox existen dos metodos que utilizan el mismo fundamento: el nljmero de electrones producidos en la oxidacion es igual al que se utiliza en la reduccion. 1. Cambio en el nljmero de oxidacion. 2. Metodo del ion electr6n.

Mi todo del cambio en el numero de oxidacion

Para igualar una ecuacion utilizando este metodo se siguen estos pasos: 1. Se escriben 10s reactivos y 10s productos. 2. Se calcula el nljmero de oxidacion de cada elemento que interviene en la reaccion. Deben observarse cambios en 10s mismos. 3. Se escriben las dos semirreacciones y se igualan el nljmero de electrones que se produce (oxidacion) y el que se consume (reduccion). 4. Se suman ambas semirreacciones, se simplific& 10s electrones y se analizan 10s coeficientes para ubicarlos en la ecuacion quirnica principal.

Ejernplo: El 6xido de hierro (11) reacciona con el carbono, quedando el hierro libre y formando dioxide de carbono. Igua- lar la ecuacion utilizando el metodo del cambio del nljmero de oxidacion.

1. Escribimos reactivos y productos:

2. Calculamos el nljmero de oxidacion de cada elemento utilizando las reglas analizadas anteriorrnente.

3. Se analizan 10s cambios en el ntjrnero de oxidacion. El C paso de 0 a t 4 , perdio cuatro electrones y se oxid6. El Fe pas6 de t 2 a 0, gano dos electrones y se redujo.

4. Se escriben las semirreacciones: 4.1. oxidacion:

Como en la semirreaccion de oxidaci6n se producen cuatro electrones, en la de reduccion se deben consumir cuatro. Por lo tanto es necesario multiplicar esta ecuacion, la de reduccion, por 2.

3. (213- + Fez+ -, Fe) .2 4e-+ 2Fe2+ -, 2 Fe



Sumamos las ecuaciones 1 y 3. Simplificamos 10s electrones y obtenemos la ecuaci6n 4.

4.2 Fez+ + C -+ C4+ + 2Fe

Por tjltimo analizamos 10s coeficientes de la ecuaci6n 4, 10s interpretamos y colocamos 10s correspondientes en la ecuaci6n original.

2 Fez+ + C+ C4+ + 2Fe

FeO + C -+Cop + Fe (Ecuacidn sin balancear)

2Fe0 + C -+ Cop + 2Fe (Ecuacidn balanceada)

Ecuacion quimica balanceada utilizando el metodo del cambio del nDmero de oxidation.

ACTlVlDAD 4

Equilibrar electricamente cada una de las siguientes ecuaciones, colocando el ntjmero de electrones correspondiente e indicar si es de oxidaci6n o reducci6n.

Equilibrar las siguientes ecuaciones desde el punto de vista de las masas y de las cargas electricas.

1. 02-+0-

2. H+ + Hz

3. Cl- A C12

Respuestas:

1.2e- + 02 -+ 2 0-

2.213- + 2 H+ -+ Hz

3. 2 CI- -+ Clp + 2e-



ACTlVlDAD 6

El cinc (Zn) se obtiene a partir del sulfuro de cinc (ZnS), que debe convertirse en el oxido correspondiente (ZnO) por medio de un procedimiento que se llama tostacion o quemado, donde se lo hace reaccionar con oxigeno, segljn la siguiente reaction:

vZnS + x 0 2 + y ZnO +zS02

Realizar las siguientes actividades: 1. Calcular el ntjmero de oxidaci6n de cada atomo. 2. lndicar que atomo se oxido o redujo. 3. Escribir las sernirreacciones de oxidaci6n y reduccion. 4. Encontrar 10s coeficientes que equilibran la ecuaci6n utilizando el metodo del cambio del nljmero de oxidacion.

Solution: El primer paso es calcular el nhmero de oxidaci6wde cada atomo y observar las variaciones de 10s mismos.

Ecuaci6n de oxidacion:

Ecuacion de reduccion:

4 el- + 02 4 2 02-

Para igualar el numero de electrones se multiplica la ecuacidn de oxidacion por 2 y la de reduccion por 3:

Se suman las dos ecuaciones y se simplifican 10s electrones:

A partir de la ecuaci6n anterior se deducen 10s coeficientes de la ecuacion dada: v=2, x=3, y=2, z=2.

ACTlVlDAD 7

Con la finalidad de obtener cinc puro se trata el 6xido de cinc obtenido en la actividad 6 con carbono, segljn la ecua- ci6n que figura a continuacion. Encontrar 10s coeficientes v, x, y, z, utilizando el metodo del carnbio del nljmero de oxidacion.



Metodo del ion electron

Mi todo del ion electron. Soluciones aeuosas Hemos podido apreciar que el metodo del carnbio del ntjmero de oxidation sdlo requiere calcular el numero de oxi- daci6n de cada especie quimica y luego trabajar con aquellos que han sufrido alguna variacidn.

El metodo del ion electron es algo mas complejo. Se utiliza cuando la redox se realiza en medio acuoso tanto acido corno basico. Es necesario conocer previamente las reglas practicas para disociar un electrolito.

Disoeiacion electrolitica de una sustancia Disociacih Separar, desunir, disgregar.

Disociacih quimica Descomposici6n de una molecula en grupos atomicos mas sencillos, con absorcion de calor.

Disociacion electrolitica Propuesta por Svante Arrhenius en 1878. Los cornpuestos ionicos: sales, bases y acidos se disocian cuando se 10s disuelve en agua. Los compuestos ionicos se atraen por fuerzas electrostaticas elevadas; pero estas fuerzas dis- minuyen casi 80 veces (78.5) cuando se 10s disuelve en agua. Los compuestos covalentes polares, corno el acido clorhidrico, tambien producen iones. Su proton se fija sobre una molecula de agua formando el ion hidronio, al mismo tiempo que se separa el ion cloruro.

1. Las sustancias simples y 10s dxidos, entre ellos el agua, no se disocian.

2. Los acidos se disocian produciendo protones y aniones. Los protones se unen al agua, formando iones hidronios. Ejemplo: ecuacidn de disociacion del acido clorhidrico en agua.

HCI -+ CI- + H+

Acid0 clorhidrico I Ion cloruro ( Ion proton



Ion proton I Ion hidronio

3. Las bases se disocian produciendo iones hidroxilos y cationes. Ejemplo: disociacion del hidroxido de sodio.

NaOH -+ Na+ + OH-

Hidrdxido de sodio I Cation sodio I Ion hidroxilo

4. Las sales se disocian en cationes (metal con cargas positivas) y aniones (radical acido con cargas negativas). Ejemplo: disociacidn del cloruro de sodio.

NaCl --, Na+ + CI-

Cloruro de sodio I Cation sodio I Anion cloruro

Desarrollo paso a paso de un ejercicio. El permanganato de potasio (KMn04) oxida al nitrito de potasio (KN02), en medio acido (H2S04), a nitrato (KN03). El permanganato se reduce a manganeso (Mn2+) y se une al radical sulfato (MnS04). Realizar las siguientes actividades: 1. Escribir las formulas de reactivos y productos. 2. Escribir las formulas del punto anterior, ionizadas. 3. Escribir la semirreaccion de oxidacion balanceada. 4. Escribir la semirreaccion de reduccion balanceada. 5. Deducir la ecuacion molecular balanceada.

1. A partir de 10s datos del problema escribimos reactivos y productos:

2. Ecuacion ionizada:

Analizando la ecuacion anterior, se puede deducir cual se oxid6 y cual se redujo. Por ejemplo: el nitrito se oxid6 a nitrato, pues gano un oxigeno. El permanganato se redujo a manganeso 2 t , perdio oxigeno.

Oxidacion ........................................ ......... ... -4 K+ + Mn04- + K+ + N O * - + 2 H+ + S042---, K+ + NO ~+.MJI~+ + 2 H+ + S042-

.... ..... .......... ............ ............................................................... Reduction

3. Ecuacion de oxidacion balanceada:



Igualacion de masas: En el lugar de 10s reactivos falta un oxigeno (3.1). Se agrega una molecula de agua. Al agregar la molecula de agua se han agregado 2 hidrogenos, que se compensan del otro lado con dos protones (3.2).

Igualacih de cargas: Para igualar las cargas, se coloca del lado de 10s productos 2 electrones, de esa forma queda la ecuaci6n de oxidaci6n balanceada (3.3).

4. Ecuaci6n de reducci6n balanceada:

4.1. Mn0q'- Mn2+

4.2. MnOq' + 8 H+ - Mn2+ + 4 Hz0

Igualaciin de masas: Los 4 oxigenos de la ecuaci6n 4.1 reaccionan con 8 protones para formar 4 moleculas de agua y quedan igualadas las masas (4.2).

Igualaciin de cargas: Para igualar las cargas, se colocan 5 electrones del lado de 10s reactivos y de esa forma quedan 2 cargas positivas de cada lado de la ecuaci6n 4.3.

4.3. MnOq' + 8 H+ + 5 e-- Mn2+ + 4 Hz0

5. Ecuaci6n molecular balanceada: Se tienen en cuenta las ecuaciones de oxidaci6n y reducci6n obtenidas en 10s puntos 3.3 y 4.3

Al analizar las ecuaciones 3.3 y 4.3, observamos que en la primera se producen 2 electrones y en la otra se consumen 5. Debemos igualar estos ntjmeros. Con este objetivo, multiplicamos la ecuacidn 3.3 por 5 y la 4.3 por 2.

3.3. ( N o r + H20- NO3- + 2 H+ + 2 e-) 5

3.3'. 5 NO2- + 5 Hz0 -5 NO3- + 10 H+ + 10 e-

4.3. (MnOq' + 8 H+ + 5 e-- Mn2+ + 4 H20) 2

4.3'. 2Mn04-+ l 6 H + + 10e--2Mn2++ 8H20

Sumamos las ecuaciones 3 . 3 ' ~ 4.3'; 10s reactivos a la izquierda y 10s productos, luego de la flecha:

3.3'. 5NO2-+5H20-5N03-+ !OH++ 10 e-

4.3'. 2 MnOq' + 16 H+ + 10 e-- 2 Mn2+ + 8 H20

2 M n 0 4 + 1 6 H + + 10e-+5N02-+5H20-2Mn2++8H20+5N03-+ !OH++ 10e-

Simplificamos 10s electrones: 10 entre 10s reactivos y 10 en 10s productos.



Simplificamos 10s protones: 16 y 10. Quedan 6 protones entre 10s reactivos. Simplificamos las moleculas de agua: 5 y 8. Quedan 3 en 10s productos.

2Mn0q+6H++5N02-+2Mn2++3H20+5N03-

2 KMn04 + 3 H2S04 + 5 KN02 + 2 MnS04 + 3 H20 + 5 KN03 + K2S04

El sulfato de potasio (K2S04) esta integrado por atomos que no han modificado su ntjmero de oxidation, per0 que debemos colocar para balancear la ecuacion.

Igualacian de ecuaciones redox. Mitodo del ii electron La reacci6n se lleva a cab0 en un medio alcalino. Analizar el siguiente ejercicio resuelto paso a paso. El clorato de potasio oxida al cloruro de cromo (Ill] a cromato de potasio, en medio alcalino. El clorato se reduce a cloruro. Realizar las siguientes actividades: 1. Escribir las f6rmulas de reactivos y productos. 2. Analizar cual se oxid6 y cual se redujo. 3. Escribir la ecuacidn de oxidacion balanceada. 4. Escribir la ecuacion de reduccion balanceada. 5. lgualar la ecuaci6n quimica en forma molecular.

KC103: clorato de potasio. K2Cr04: cromato de potasio CrCI3: cloruro cr6mico. KCI: cloruro de potasio.

1. Reactivos y productos:

KC103 + Cr C13 + KOH + K2Cr04 + K CI

2. Identificacibn de ctjal se oxido y ctjal se redujo:

K+ + 603- + v+ + 3c11- + K+ +C 04- + CII- + K+ I ... ................................... Oxidacion

3. Ecuacion de oxidaci6n. Igualaci6n de 10s atomos y las cargas:

Como es en medio alcalino, utilizamos grupos hidroxilos y agua. En 3.1, para igualar 10s atomos necesitamos 4 oxigenos. Colocamos por cada oxigeno 2 hidroxilos y del otro lado se forma una molecula de agua. En 3.3 igualamos las cargas con 3 electrones:

2 HO- + H20 + 0:-

3.2. 8 HO- + Cr3+ + Cr04-? + 4 Hz0



3.3.8 HO- + C?+ - CrOq2 + 4 H20 + 3 e-

4. Ecuacion de reducci6n. Igualacion de 10s atomos y las cargas.

4. I , cIo3'-+ c1'-

4.2. CIO3" + 3 H20 -CI1- + 6 HO-

Por cada atorno de oxigeno que falta del lado de 10s productos, colocamos dos hidroxilos. Como faltan 3 colocamos

6. Del otro lado necesitamos 3 de agua. En 4.3 igualamos las cargas colocando 6 electrones.

4.3. C/O3'- + 3 H20 + 6e1- 4 CI1- + 6 HO-

5. Ecuacion quimica balanceada: Analizamos las reacciones de oxidaci6n (3.3) y de reducci6n (4.3). Multiplicarnos la ecuacion 3.3 por 2 para igualar 10s electrones que se consumen en 4.3. Sumamos y simplificamos. Al final igualamos el KCI.

KC103 + 10 KOH + 2 Cr CI3 --, 7 K CI + 2 K2Cr04 + 5 H20

lgualar las siguientes ecuaciones: 1. Metodo del carnbio del niirnero de oxidation.

1.1. Fe2O3+C-Fe+ C02

1.2. Fe S2 + 02 -SO2 + Fe203

1.3. FeO + CO --, Fe + C02

1.4. Pb + Pb02 -PbO

1.5. HCI + Mn02 + C12 + MnCI2 + H20

Tener en cuenta que en la ecuaci6n 1.2 se oxidan 10s dos elernentos que forman la pirita, sulfuro de hierro (II), Fe S2, el hierro y el azufre.

2. Metodo del ion electron, medio acido.

2.1. Cu + HNO3 -Cu (N03)2 + NO + H20

2.2. K2Cr207 + H2S + H2S04- Cr2 (S04)3 + K2S04 + S + Hz0

2.3. KMn04 + HCI + C12 + MnC12 + H20 + KC1

I 2.4. Zn + I N 0 3 + Zn + NH4N03 + H20

2.5. 12 + HN03 - HI03 + NO2 + H20



3. Metodo del ion electron, rnedio alcalino.

3.1. Si + NaOH + H20 -, Na2Si03 + H2

3.2. Na2S03 + KMn04 + Na OH + Na2S04 + K2Mn04 + H20

3.3. C12 + KOH + KC10 + KC1 + H z 0

3.4. C12 + KOH + KC103 + KC1 + H 2 0

3.5. KI + K Mn04 + H20 -12 + MnOZ + KOH

Respuestas: 1. Metodo del carnbio del ntlmero de oxidacion.

1.3. FeO + CO + Fe + C02

1.4. Pb + Pb02 -2 PbO

1.5.4 HCI + Mn02 + C12 + MnCI2 + 2 H20

2. Metodo del ion electron, rnedio acido.

2.2.2 K2Cr207 + 3 H2S + 4 H2S04+ Cr2 (S04)3 + K2S04 + 3 S + 7 H20

2.3.2 KMn04 + 16 HCl + 5 C12 + 2 MnCI2 +8 H20 + 2 KC1

2.4.4 Zn + 10 HN03 + 4 Zn (N03)2 + NH4N03 + 3 H20

2.5. 12 + 10 HN03+ 2 H103 + 10 NO2 + 4 H20

3. Metodo del ion electron, rnedio alcalino.

3.1. Si + 2 NaOH + H20 + Na2Si03 + 2 Hz

3.2. Na2S03 + 2 KMn04 + NaOH + Na2S04 + 2 K2Mn04 + H20

3.3. C12 + 2 KOH + KC10 + KC1 + H20

3.4.3 CI2 + 6 KOH + KC103 + 5 KC1 + 3 H20

3.5.6KI + 2 K M n 0 4 + 4 H 2 0 + 3 12+2 Mn02+8KOH



Electroquimica

Electroquimica es la parte de la Quimica que relaciona las reacciones redox con la electricidad. El primer encuentro entre estos campos se produjo en el inicio del siglo XIX.

Alejandro Volta logra producir una corriente electrica utilizando monedas de cobre y plata. Arma un dispositivo, una pila, forrnada por rnonedas de plata y cobre, alternadas y separadas por trozos de tela mojados en acido. La produc- ci6n de la corriente electrica era detectada por la contraction del mhcu lo de una rana. En este experiment0 Volta logra producir una corriente electrica a partir de una reacci6n quimica. En muy poco tiempo, la corriente electrica producida por una pila de Volta, tambien llarnada celda galvanica, es uti- lizada para producir reacciones no espontaneas. Un ejemplo es la descomposici6n del agua en hidr6geno y oxigeno. En este caso una corriente electrica produce una reacci6n quimica (electr6lisis).

En el primer caso, el de la celda galvanica o electroquimica, tenemos 10s elernentos para comprender el fendmeno. Al estudiar las reacciones redox hemos visto que se producen dos semirreacciones; en una se liberan electrones (oxi- daci6n), en la otra se consumen (reducci6n). Podemos preguntarnos: iSe pueden realizar ambas reacciones en com- partimentos separados y 10s electrones circular a traves de un alarnbre conductor, desde la semicelda de oxidaci6n a la de reduccih? Pues bien, la respuesta es si. Yes el fundamento del empleo de las reacciones redox para obtener corrientes electricas continuas.

Uno de 10s temas de la electroquirnica es la obtencion de energia electrica utilizando la corriente de electrones que se origina en la reaccion de oxidaci6n, y que se consume en la de reducci6n. Este mecanisrno fue descubierto en el afio 1808 por Alejandro Volta y tuvo una repercusi6n inmediata tanto en el campo de la Quirnica corno de la Fisica. Permiti6 obtener: a) una corriente electrica continua, hasta ese entonces desconocida y b) utilizar esta nueva energia en la descomposici6n de sustancias, corno el agua, por ejemplo, fen6rneno conocido corno electr6lisis. Es decir, producir reacciones quimicas que no son espontaneas.

El dispositivo que permite obtener una corriente electrica continua se conoce con 10s nornbres de celda electroquimica, galvanica o voltaica. Tarnbien corno "pilas". Este liltimo nombre tienc su origen en el primer dispositivo que Alejandro Volta arm6 con rnonedas de cobre y plata, una sobre otra, formando una "pila", separadas entre s i por tra- pos ernbebidos en un acido.



Electrilisis Significa: ruptura o separacion por medio de la electricidad.

El otro campo de la electroquimica es la descomposicion de sustancias utilizando una corriente electrica. Para lograr este objetivo fue necesario que Volta inventara su pila, que en poco tiempo fue empleada para armar un dispositivo que recibe el nombre de celda electrolitica, por su principal caracteristica: la ruptura de sustancias por medio de la electricidad.

Celda electroquimica t 1

Como se observa en el esquema anterior, una reaccion quimica redox puede producir una corriente electrica. Los electrones que se producen en la reaccion de oxidacion pasan a la sustancia que se va a reducir a traves de un hilo de metal conductor. Tambien es necesario un mecanismo que permita la neutralidad de las semiceldas (ver puente salino).

Celda Uaniell. 10s f undanen tos Una pila o celda galvanica muy conocida es la celda Daniell. Tiene una base experimental facil de comprender. Las soluciones de sulfato de cobre se caracterizan por un color verdoso, debido a la hidratacion del ion cliprico. La intensidad del color depende de la concentracion del cation. Si en una solucion de sulfato de cobre se sumerge un trozo de cinc y se deja de un dia para otro, se podra observar lo siguiente: a) la barra de cinc se afina, se desgasta, pierde atomos, que pasan a la solucion como Zn2+, perdiendo sus electrones. b) la soluci6n de sulfato de cobre disminuye la intensidad del color. Si se mira con detenimiento se podra observar un solido en el fondo del recipiente, de color cobrizo. Los iones crjpricos han tomado 10s electrones del cinc y sedimentan.

Podemos concluir con estas observaciones: a) el cinc se ha oxidado:



b) el ion cuprico se ha reducido:

iSe pueden separar estas reacciones y que 10s electrones pasen por un alarnbre conductor, produciendo una corriente elkctrica? La respuesta es afirrnativa y el dispositivo que contempla estos requisitos es la tlamada pila o celda Daniell.

Celda Daniell Esquema donde se obseruan sus principales elementos

Solxiin de sulfato de cinc ZnS04

Electmdo (de electro y del griego od6s, "camino"): Camino de la electricidad.

Celda galvinica En harnenaje a Lu~gi Galvani, quien en 1786 estudio 10s efectos de la electricidad sobie 10s m~lsculos de una m a .

Cetda Daniell Dispositivo para obtener encrgia elkctrica a partir de una reaccion redox. En cada uno de 10s recipientes, llamados serniceldas, se lleva a cab0 una de las reacciones: en uno la de oxidacion, donde se producen 10s electrones; en el otro la que 10s consume: reduccion. Los electrones son transportados a [raves del hilo conductor, en cuyo in- termedio se coloca un aparato que marca el paso de una corrierlte electrica. El liilo conductor estri unido en sus extremos a dos trozos de metal, uno de cinc y el otro de cobre, que reciben el nombre de electrodes, el cual significa: "camino de la electricidad".

El electrodo de cinc es el negativo o rinodo. En la semicelda donde e s t i surnergido se producen 10s electrones (oxidacion). ~ n o d o significa: "camino ascendente", es decir, par donde salen 10s electrones.

El electrodo de cobre es el positivo o catodo. En la semicelda donde esta sumergido se consumen 10s electrones (reduccion). Catodo significa: "carnino descendente", es decir, por dunde entran 10s electrones.



En un recipiente que contiene una solnci6n de sulfato cuprico se coloca una oarra de cinc. El sulfato cuprico estd di- sociaclo en 10s iones: cuprico y sulfato. Los iones ctipricos hidratados le confieren a la solucirjn una coloracibn verdosa. Al dia siguiente podemos observar que la barra de chc se ha desgastado en la zona rle contacto con la soluci6n. h o m o s de cinc han abandonado la su- perficie del metal cedisndo electc'ones y lormando el cation cinc. Los eleclroi~es son captados por 10s iones cilpricos, que se convierten en atomos neutros y se depositan en el fondo del recipienre.

iOe 0116 depende el voltaje o iuerza electrornolril de una r e l l a eleclroquimira?

En la celda o pila Oaniell la fuerza electromotriz es de 1.1 voltios, si la concentracibn de 10s iones Cu" y Zn2' es uno niolar y la temperatlrra: 25 T. Es decir, la fuerza electromotriz de una pila depende de 10s siguientes factores: 1. De las semirreacciones que se lleven a cab0 en 10s electrodes. 2. De la concentracibn de 10s iones 3. De la temperatura y de la presion si se trata de gases.

Notacinn de una celda

Para evitar hacer un esquema de la celda en cada oportunidad se utiliza la siguiente notac ih , que emplearemos en el caso de la celda Daniell:

.4nali~ando la notacion podemos deck lo siguiente: 1. Se escribe el polo negativo o anodo: Zn. 2. hego se escribe el soluto de la solucibn que esta en contacto con el anodo y entre parentesis su concentracibn, en este caso: ZnS04 (I lvl]. 3. Las dos rayas paralelas inriican el puente salino. 4. Se escribe el soluto de la soluciun que estli en contacto con el cgtodo ?I su concentracidn: CuS04 (1 hi) 5. Se escribe el electrodo positivo o catodo: C u .



Pila seca o de LerlanchC Las pilas secas son muy comunes en 10s aparatos por16211es. Sabemos que tienen una durac~on lirnitada que depende de su uso. Es deck, depende de una reacciun quimica que se va consumiendo con su utilizac16n. Ver el esquema:

Pasta h h e d a de clomro de cine y domro de arnonio -

Polo + (Qtodo de gafito)

A

Polo - ( h o d a de cinc)

1. Grafito: C 2. Oibxido de rnangansso: Mn02 3. Cloruro de cinc: Zn C12 4. Cloruro de amonio: NH4CI 5. Cinc: Zn

Aeacciones en 10s electrodes

Electrodo de cinc: Anodo (-1

Zn ----> Znh + 2e

Electrodo de grafito: CAtodo (t)

Capa de diixido de maoganeso

t- Sepmdor de ppel

Escribir la ecuacirjn global: oxidaciun-reducciun que se lleva a cab0 en la pila de Leclanchk, utilizando las dos ecuaciones anteriores.



Celda electrolitica. Electr l l is is

El elernento c law en la celda electrolitica es la fuente de corriente continua, sea una pila, una hateria o un generador de corriente con la caracteristica seiialada. Los electrodos, las harras de metal, por donde entra v sale la corriente de la celda, estan conectados a 10s polos de la pila por un extremo y por el otro estan surnergidos en el contenido de la celda. Los electrodos unidos a una fuente de corriente electrica continua generan un campo elkctrico, por lo lanto, cada uno atrae a particulas cargadas con electricidad opuesta a su signo. Es decir: el electrocio negativo atrae a particulas cargadas positivamente y reciprccamente. iC6mo se proclucen las particulas cargadas electricarnente? Provienen de cornpuestos ibnicos, es decir, dcidos, bases o sales. Para que las particulas tengan rnovilidad en el carnpo electrico es necesario que esten fundidas, caso de las sales, o bien disueltas en algiln solvente adecuado. El solvente mAs usado es el agua, pero en algunos casos se recurre a otras sustancias r n h adecuadas a este fin, como en la obiencion de aluminio; para disolver el oxido de aluminio (alumina: AI2 03) se utiliza criolita, un fluoralurninato de sodio comptejo {Na3/r\lF3). Existen dtomos unidos par uniones covalentes polares clue disueltas en agua se disocian en iones, como el caso del cloruro de hidrogeno.

Celda electrolit ica

En una celda electrolitica se produce m a reaccion quimica que no es espontanoa, forzada por la energia de una corriente el6ctrica.

En la celda se ut~lizan soluciones de electrolitos [sales, zicidos o hidroxidos) o bien un electrolito fundido. El recipiente donde se Ilelua a cabo el proceso se llama cuba o celda electrolitica. En ella se colocan dos electrodos, conectados a 10s polos de m a pila, bateria o bien un gerierador de corriente continua.

Nectrodo negativo (-) Conectado al polo negativo de la bateria. Por el descienden 10s electrones, de ahi el nombre de ciitodo (camjno des- cendonte). En este lugar se produce la reduction.



Electrodo positivo (+) Conectado al polo positico de la bateria. Por el ascienden los electrones, de ah1 et nombre de iinodo (camino ascendente). Es el lugar de la oxidaciun.

Los electrodas, unidos a la fuente de energia electrica, generan un campo elbctrico que afecta a los iones. Los iones, cuyo nornbre significa "viajero", cornienzan a viajar hacia 10s electrodos de signos opuestos, son atraidos por ellos.

Hacia el polo negativo (calodo) viajan las particulas cargadas positivamente, que por este motivo reciben el nombre de cationes. Los cationes, en general, provienen de $tornos de metales: Na', Fe3+, AVt, Ca",Mg", tambien del hidrogeno: H' o bien de agrupaciones de Atornos como el iOr i amonio: NHbq. Hacia el polo positi~va (rinodoJviajan las particulas negativas, que por este motivo reciben el nombre de aniones. Los aniones son generalmente 10s radicales que provienen de los oxicidos, hidracidos o hidroxilos. El "iinodo", que recibe el electrodo negativo de la caba electrolitica, tiene el rnisrno significado que en la celda gal- v6nica, "camino ascendente", es decir, es el carnino de salida del sisterna. De la misma manera clue el otro electrodo, el negativo, el "catodo", es el camino de entrada de 10s electrones.

F~guras A. B y C. El electrodo nqativo. c8lodo. es uno de lo? p l u s drl carnpo elicrrico. Atrae a-tar; parlkulas ps ihas , cariooe.~, q v ~ reciben Icz e!ectrcmas. Este electrodo es el ca~acter[stico de las reducciones.

AniC

Figuras D. E y F. Rtyresen~~n las sscuencias dsl mennismo que se dmarrolla en el electrodn posiliw, iiamado Bnobo. A &I s: dirigen por atracc~kn eleclrostAtica las paniculas negativas, qlJe For s s t ~ rnotlvo reciben 81 nornbre de aniones y dejan sus eleclrones.



Celda electmlitica. Principles caracteristicas

Requiere una fuente de corriente continua. Proceso que se lleva a cabo: electdisk. Electrolito: fundido o disuelto.

Electrodo negativo (-) Citodo: camrno descendente. En este caso 10s electrones descienden desde la fuente tiasta 10s iones positivos. Cationes: 10s iones positivos que se dirigen al critodo se llaman cationes. Reduccibn: 10s cationes captan electrones y se reducen.

Electrodo positivo (+) Anodo: caniirlo ascendente. Los electrones suben desde 10s iones negativos que se encuentran en la so luc ih a travks del electrodo, al polo positivo de la pila o generador. Aniones: 10s iones negativos se llaman aniones. Oxidacion: 10s aniones ceden electrones y se axidan.

Sentido del lluio de 10s eleelcones

Los electrones saten del polo negativo de la fuente, entran en la cuba por el elechodo negativo, clitodo, quien en- trega 10s elecrrones a 10s cationes. En el otro electrodo 10s aniones entregan 10s electrones al rinodo, y por esa via salen de la cuba hacia el polo positivo de la fuente.

Celda electmlitiea

Electr6lisis del clonrro de sodio fundido Los iones que forman el cloruro de sodio se atraen con intensidad debido a las fuerzas electrostiiticas originadas en cargas de distintos signos.



Esta sal funde a 801 Tc; a esta temperatura, 10s iones pueden lnoverse en un campo elkclrico y pnr lo tanto efectuar su separacih y neutralization.

Teniendo en cuenta las consideraciones anteriores: Realice un esquema de la cuba electrolitica seiialando: electrodos, iones, desplazamiento de 10s iones y sentido de la corriente electrica. 1. Escriba la ecuacirjn de disociaci6n electrolitica de la sal. 2. Las ecuaciones de las reacciones que se llevan a cabo en el inodo y en el c6todo. 3. La ecuacion total balanceada.

Esquema simphficado de la celda electrolitica d o h se lleva a cabo la electrdisis del clorum de sodio fundido.

1. Ecuaci6n de disociaci6n:

NaCl ----> Na+ + CI-

2. Ecuacidn de oxidaci6n:

CI- ----> CI + le-

2'. 2 CI- ----> C12 + 2e-

3. Ecuaciun de reduccion:

Na* + 1 e- ----> Na

Multiplicarnos por 2 para igualar 10s electrones producidos en 2':

3'. 2 Na* + 2e- ----> 2 Na



4. Ecuaci6n global. Sumarnos las ecuaciones 2' y 3', simplificamos 10s eiectrones y obtenemos la ecuaciun global 4.

Ei cloro se desprende en el inodo corno gas y en el otro elechodo, el c6tod0, el sodio, que funde a 97.5 T, se obtiene al estado liquido. Tener en cuenta que la ternperatura de la celda es la de fusion de la sal, es decir 807 T.

Electrilisis del agua. Anilisis del procedimiento y de las reacciones en los electrodes Armar un aparato como lo indica el esquema que figura debajo: un recipiente de telgopor, dos cilindros de grafito de pilas secas que se fijan con un pegarnento en la p a t e inferior y se conectan a una fuente de 6 voltios. En el recipiente se coloca agua acidulada con h i d o sulflirico. Puede ser tambien sulfato de sodio. Tanto el i c ido como la sal brindan 10s iones para que circule la electricidad pero no intervienen en la reaccibn.

I bquetna que represents una cuba e l e c l n l L a para descumpaner el agua acidulada en hidrigeno y oxigeno

Reaccion en el electrodo + (f~nodo):

2 Hz0 ----> 02 + 4 H+ + 4e-

Reaccibn en el electrodo - (chtodo):

4 H+ + 4e- ----> 2 H2

Sumando ambas reacciones tenernos la global:

Es decir, en el electrodo positivo ( inodo) se desprende un volumen de oxigeno y en el negativo (cdtodo), dos volu- menes de hidrogeno. Como se aprecia, el agua tiene mas facilidad para oxidarse que otras especies que presenta el sistema, corno 10s iones: hidroxilos, sulfatos Acidos.



Electrilisis del cloruro de sodio en medio acuoso Hemos dicho que 10s iones de la sal cornlln se pueden movilizar en un campo el6ctric0, si la sal esta fundida. Pode- mas lograr el mismo objetivo disolviendo la sal en agua. Los iones se hidratan y se separan debido a que disrninuye la fuerza de atraccion. El cloruro de sodio se disocia en el anion cloruro y el cation sodio. Pero tarnbien existen mo- Ieculas de agua que tienen preferencia por 10s electrones:

En el anodo:

2 CI- ----> C12 + 2e-

Con el cation: Natcompite el H20, que presenta mas facilidades para captar electrones y lo hace de la siguiente rnanera:

En el catodo:

2 H20 + 2e- ----> H2 + 2 HO-

Sumamos y obtenemos la ecuacion global:

I 2H20 + 2 CI- ----> Hp + 2 HO- + Clp

Analizar la ecuacion global e indicar 10s productos de la electrolisis del cloruro de sodio disuelto en agua.



Actividades

Analizar cada uno de 10s cuadros y unir con una flecha 10s conceptos de la primera columna con el equivalente de la segunda columna.

1. 1. Aumento de cargas negativas 2. Reduccion 3. Aumento de cargas positivas 4. Oxidation

2. 1. Camino de la electricidad 2. Camino ascendente 3. Camino descendente

3. 1. Ruptura o separacion por la electricidad 2. Anidn 3. Cation

4. 1. En una pila, idonde se produce la oxidacibn? 2. En una pila, idonde se produce la reduccion? 3. En una electrolisis, idonde se produce la oxidacion? 4. En una electr6lisis, idonde se produce la reduction?

5. 1. Celda electrolitica 2. Puente salino 3. Celda electroquimica

1. Oxidacidn 2. Perdida de electrones 3. Reduccion 4. Ganancia de electrones

1. no do 2. Catodo 3. Electrodo

1. 161-1 con carga negativa 2. Ion con carga positiva 3. Electr6lisis

1. Catodo 2. no do 3. no do 4. Catodo

1. Transforma energia quimica en electrica. 2. Se producen reacciones no espontaneas. 3. Equilibra desde el punto de vista electric0 las soluciones de las semiceldas.



lgualar desde el punto de vista e l ic t r ico colocando electrones donde corresponda, y de las masas, cada una de las siguientes semiecuaciones. lndicar si es de oxidacion o reduccion:

ACTlVlDAD 3

Nombrar cada una de las siguientes sustancias y escribir la ecuacidn de disociacion electrolitica correspondiente:

1. Ca(OH)2 2. Mg(OH12 3. H3P04 4. KOH 5. HN03 6. HCIO4 7. Na2S04 8. NH4CI 9. K2Cr207

ACTlVlDAD 4

lgualar las siguientes ecuaciones por el metodo del cambio del nljmero de oxidacion:

1. Zn t HCI ----> ZnCI2 t Hz

ACTlVlDAD 5

1. Realizar un esquema de la celda Daniell, explicar su funcionamiento y escribir las reacciones que se llevan a cab0 en 10s electrodos. 2. Dibujar las partes de la pila seca, indicando las distintas sustancias que la forman y las reacciones que se llevan a cab0 en 10s electrodos. 3. Dibuje una cuba electrolitica y explique la electr6lisis del cloruro de sodio fundido.



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