Tema 6, Apuntes de Química

¡Descarga Tema 6 y más Apuntes en PDF de Química solo en Docsity!

Tema 6

Electroquímica

Curso 2013-2014"

Asignatura 33119-Química I

Responsable: Juan José Borrás

Aula AI-

Curso 2014-

tema 20 del Brown!

A view from the top of the Statue of

Liberty, showing the green patina coating

the statue. The patina is formed by

corrosion of the copper skin of the statue,

which forms a thin layer of an insoluble

compound that contains copper(II),

sulfate, and hydroxide ions."

Electroquímica"

Rama de la química que estudia la interconversión entre

la energía eléctrica y la energía química.

se ocupa:

de como obtener

electricidad a partir de las

reacciones químicas

(pilas y baterías: celdas galvánicas)

del uso de la electricidad para

producir reacciones químicas

(electrólisis: celdas

electrolíticas)

Reacciones electroquímicas"

En las reacciones electroquímicas,

se transfieren electrones de una

especie a otra "

Zn (s) + Cu

2+ (ac) ↔ Zn

2+ (ac) + Cu (s)

Semirreacción de oxidación

Zn(s) pierde e

• : se oxida

(oxidación: pérdida de e

• )

El Zn (s) es el agente reductor

Zn(s) --> Zn

2+

+ 2e

Cu

2+

+ 2e

--> Cu(s)

Semirreacción de reducción

Cu

2+ gana e

• : se reduce

(Reducción: ganancia de e

• )

El Cu

2+ es el agente oxidante

Reacción de dismutación"

Es un tipo de reación electroquímica

en la que una misma especie se

oxida y se reduce simultánemente "

Para que una especie pueda sufrir una dismutación son

necesarias dos condiciones:

a) Que posea al menos 3 (o más) estados de oxidación.

b) Que se encuentre en un estado de oxidación intermedio.

ejemplo: Fe (s), Fe

+

, Fe

+

4 Ag

2 + (ac) + 3 H 2

O(l) → Ag 2

O 3

• 2 Ag

(ac) + 6 H

(ac)

Estados de oxidación y reacciones de

oxidación-redución"

¿Cómo determinamos si una reacción es de

oxidación-reducción?!

Reacción de oxidación y reducción"

! Una especie se oxida cuando pierde electrones.!

" En la reacción anterior, el zinc pierde dos electrones para pasar

del zinc neutro al ión Zn

2+ .!

! Una especie se reduce cuando gana electrones.!

" En la reacción anterior, cada uno de los H

gana un electrón y

se combinan para formar H 2

! La especie que se reduce es el agente oxidante.!

" H

oxida el Zn tomando electrones de él.!

! La especie que se oxida es el agente reductor.!

" El Zn reduce al H

dándole electrones.!

Asignación de los números de oxidación"

1. Los elementos en su forma elemental tienen un número de oxidación de

2. El número de oxidación de un ión monoatómico es el mismo que su

carga.!

3. Los no metales tienden a tener números de oxidación negativos, aunque

algunos son positivos en ciertos compuestos o iones.!

" El oxígeno tiene un número de oxidación de −2, excepto en el ión peróxido,

el cual tiene un número de oxidación de −1.!

" El del hidrógeno es −1 cuando está enlazado a un metal y de +1 cuando

está enlazado a un no metal.!

" El flúor siempre tiene un número de oxidación de −1.!

" Los otros halógenos tienen un número de oxidación de −1 cuando son

negativos; sin embargo, pueden tener números de oxidación positivos, lo

que es más notable en los oxianiones!

4. La suma de los números de oxidación en un compuesto neutro es 0.!
5. La suma de los números de oxidación en un ión poliatómico es la carga

en el ión.!

Estados de oxidación en moléculas orgánicas"

C

H

H^ O

H

H

Estados de oxidación"

C: 4-6= -2"

O: 6-8= -2"

H: 1-0= +1"

Estados de oxidación"

C: 4-2= +2"

O(1): 6-8= -2"

O(2): 6-8=-2"

H: 1-0= +1"

(1)"

(2)"

H C

O

O H

metanol"

Ácido acético"

2 Cr

• 6

2 O 7

2 −

• 3 C

− 2

H 3

OH + 16 H

→ 3 HC

• 2

O 2

H + 11 H 2

O + 4 Cr

• 3

elemento! Electroneg.!

O! 3.5!

N! 3.0!

C! 2.5!

H! 2.1!

Ecuaciones redox"

! En una reacción redox, una sustancia se oxida y otra se reduce!

! Podemos pensar en el proceso redox como una combinación de una

semireacción de oxidación y otra de reducción!

! Ajustemos las siguientes reacciones!

"! H 2 S(g) +! Fe

3+ (ac) -->! S(s) +! Fe

2+ (ac) +! H

(ac)!

"! [MnO 4 ]

• (ac) +! Fe

2+ (ac) -->! Mn

2+ (ac) +! Fe

3+ (ac)!

"! Cl 2 (ac) KOH(ac) -->! KCl(ac) +! KClO 3 (ac) +! H 2 O 4 (l)!

"! C 6 H 5 CHO (ac) +! K 2 Cr 2 O 7 (ac) +! H 2 SO 4 (ac) -->! C 6 H 5 COOH(ac) +

+! Cr 2

(SO 4

) 3

(ac) +! K 2

SO 4

(ac) +! H 2

O 4

(l)!

H

2

S(g) + 2 Fe

3+ (ac) --> S(s) +2Fe

2+ (ac) + 2 H

+ (ac)

[MnO 4

]

- (ac) + 5 Fe

2+ (ac) + 8 H

+ (ac) --> Mn

2+ (ac) + 5 Fe

3+ (ac) + 4H 2

O(l)

3 Cl 2

(ac) + 6 KOH (ac) --> 5 KCl(ac) + KClO 3

(ac) + 3 H 2

O (l)

3 C

6

H

5

CHO (ac) + K 2

Cr 2

O

7

(ac) + 4 H 2

SO

4

(ac) --> 3 C 6

H

5

COOH(ac) +

+ Cr 2

(SO

4

3

(ac) + K 2

SO

4

(ac) + 4 H 2

O (l)

EJERCICIO RESUELTO 20.1 Identificación de los agentes oxidantes y reductores

La batería de níquel-cadmio (nicad), una “celda seca” utilizada en los dispositivos que funcionan

mediante baterías, utiliza la siguiente reacción redox para generar electricidad:

Cd( s ) + NiO 2 ( s ) + 2 H 2 O( l ) → Cd(OH) 2 ( s ) + Ni(OH) 2 ( s )

Identifique las sustancias que se oxidan y las que se reducen, e indique cuál es el agente

oxidante y cuál es el agente reductor.

SOLUCIÓN

Análisis: Tenemos una ecuación de oxidación-reducción y se nos pide identificar la sustancia que se oxida y la

que se reduce y que identifiquemos una como agente oxidante y a otra como agente reductor.

Estrategia: Primero, asignamos estados o números de oxidación, a todos los átomos en la reacción y

determinamos los elementos que cambian el estado de oxidación. Segundo, aplicamos las definiciones de

oxidación y de reducción.

El Cd incrementa su estado de oxidación de 0 a 12 y el Ni disminuye de +4 a +2.

Debido a que el átomo de Cd aumenta su estado de oxidación, se oxida (pierde electrones) y por lo tanto actúa

como agente reductor. El átomo de Ni disminuye su estado de oxidación cuando el NiO 2 se convierte en Ni(OH) 2.

De esta manera, el NiO 2 se reduce (gana electrones) y por lo tanto actúa como agente oxidante.

Ajuste de las ecuaciones redox"

Ajustar las reacciones redox es muy fácil

porque tenemos una metodología que nos

lleva siempre al resultado final!

Ajuste de una reacción redox"

Reacción entre el MnO 4

− y el C 2

O

4

2 − :!

MnO 4

− ( ac )

+ C

2

O

4

2 − ( ac )

⎯⎯→ Mn

2+ ( ac )

+ CO

2 ( ac )!

Valoración de

una disolución

de oxalato con

permanganato"

en medio ácido "

Ajuste de una reacción redox"

Paso 1 : identificar las especies que se oxidan y se

reducen. Para ello, debemos asignar los números de

oxidación:!

[MnO

]

+ [C

O

]

⎯⎯→ Mn

+ CO

El Mn se reduce de Mn(+VII) a Mn(+II)

El C se oxida de C(+III) a C(+IV)