electro quimica

Electroquímica

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Las reacciones de oxidación-reducción son el
fundamento de innumerables procesos de interés
biológico, como por ejemplo:
Fotosíntesis
Respiración celular
Procesos metabólicos de alimentos en los animales
Síntesis de aminoácidos, etc

La electroquímica es la rama de la química que se
ocupa de estudiar la relación entre las reacciones de
oxidación-reducción y laelectricidad.

Los sistemas a estudiar son un tipo de celdas electroquímicas
llamadas celdas galvánica, o voltaicas. Estas celdas se
caracterizan por producir corriente eléctrica a partir de una
reacción de oxidación – reducción (redox).

La Electrolisis es el caso opuesto a la celda galvánica.
Se caracteriza por la utilización de una fuente externa de voltaje
para realizar el cambioquímico.

La Electrolisis es el caso opuesto a la celda galvánica.
Se caracteriza por la utilización de una fuente externa de voltaje
para realizar el cambio químico.
Tiene una gran aplicación industrial en procesos de refinación
electrolítica, para preparar grandes cantidades de metales puros.
Por ejemplo el cobre electrolítico es obtenido a través de esta vía.
En las celdas galvánicas se usala reacción química para
producir energía eléctrica.
En las celdas electrolíticas se usa
la energía eléctrica para
producir reacciones químicas.

E química

E eléctrica

E eléctrica

E química

1. Reacciones de óxido-reducción
Definiciones:
Cambios en el estado de oxidación
Proceso de oxidación y de reducción
Semireacciones de oxidación y de reducción
Agente oxidante yreductor
2. Balance de ecuaciones redox en medio ácido y básico
3. Celda Galvánica
Definiciones:
Ánodo, cátodo, puente salino
Diagrama de celdas
4. FEM de celdas y espontaneidad de reacciones redox.
Definiciones:
Potenciales estándares. Criterios de
espontaneidad y cálculos.

Repaso de estado de oxidación
El E.O. es la carga del átomo que tendría en una molécula (o un
compuesto iónico) silos electrones fueran completamente
transferidos.
1. El EO de todos los elementos puros es cero.

Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0
2. En los iónes mono y poliatómicos, el EO es igual a la
carga en el ión.
3+
2-

Fe

= +3;

SO4 = -2

3. El EO del oxígeno es –2 en todos sus compuestos,
excepto en los peróxidos, como H2O2 , que es –1.
4. El EO del hidrógeno es +1 en todos sus compuestosexcepto en los hidruros, que es –1.

5. Los metales del grupo IA tienen EO +1, metales de IIA
EO +2 y el flúor siempre es –1.
6. La suma de los EO de todos los átomos en una
molécula es cero. Si es un ión, la suma es igual a la
carga del ión.
Ejemplo
Diga los EO de cada elemento en: Al2(SO4)3
Al= +3 S = +6 O= -2

HCO3Diga el EO de todos los
elementos en HCO3-

O = -2

H = +13x(-2) + 1 + ? = -1
C = +4

Reacciones de óxido-reducción
Se caracterizan por que en ellas ocurre una transferencia de
electrones. Esta transferencia es producto del cambios del EO de
todas las sustancias que participan en los proceso de oxidación y
de reducción.
Por ejemplo:
Zn + Cu2+
2CO + O2

Zn2+ + Cu
2CO2

En el primer caso la transferencia de electrones es clara,
en elsegundo no es tan evidente.

Oxidación: Una sustancia se oxida cuando pierde electrones.
La ecuación siguiente muestra este proceso y se conoce
como semireacción de oxidación.

Mg

Mg2+ + 2e-

Semireacción de oxidación

Reducción: Una sustancia se reduce cuando gana
electrones. La ecuación siguientes es la semireacción de
reducción.

O2 + 4e-

2O2-

Semireacción de reducciónAmbos procesos ocurren en forma paralela. La sustancia que
hace posible que otra sustancia se oxide se llama Agente
Oxidante (O2) o simplemente oxidante. El agente oxidante
toma para sí, los electrones de la otra sustancia y se reduce.
La sustancia que hace posible que otra sustancia se reduzca
se llama Agente Reductor (Mg) o simplemente reductor. El
agente reductor cede electrones a la...