Practica quimica

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PRÁCTICA No 7.

ELECTROQUÍMICA.

Objetivos:

1) Observar la producción de energía eléctrica debido a una reacción química en una celda galvánica.

2) Efectuar un electrodepósito metálico en una celda electrolítica, con la aplicación de la primera ley de Faraday.

INTRODUCCIÓN TEÓRICA

• La electroquímica es la rama de la química física que estudia losintercambios entre la energía eléctrica y la química en las reacciones químicas.

• Se parte de una molécula del tipo MX, formada por iones unidos por fuertes fuerzas electroestáticas de atracción.

• Cuando se introducen dos electrodos por los que circula una corriente continua se produce el fenómeno de electrólisis que separa del compuesto los elementos que lo conforman:

X-X + 1e

M+ + 1e M

• En las reacciones de oxido-reducción las dos semireacciones se producen al mismo tiempo. Cuando el elemento se oxida cede electrones, y si esto se produce sobre un metal conductor unido al otro extremo de la semireacción de reducción se habrá producido una corriente eléctrica; se ha formado una pila voltaica.

Las reacciones de reducción-oxidación(también conocido como reacción redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de especies químicas, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente).

Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber una especie que ceda electrones y otra especie que las acepte:

▪ El reductor esaquella especie química que tiende a ceder electrones de su estructura química al medio, quedando con una carga positiva mayor a la que tenía (Cátodo).

▪ El oxidante es la especie que tiende a captar esos electrones, quedando con carga positiva menor a la que tenía (Ánodo).

Cuando una especie química reductora cede electrones al medio se convierte en una especie oxidada, y la relación queguarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando una especie capta electrones del medio se convierte en una especie reducida, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.

OXIDANTE Y REDUCTOR

Una disolución acuosa de iones Cu2+ es azul. Si se le añaden limaduras de hierro (Fe), se comprueba que el color azuldesaparece: los iones Cu2+ han reaccionado. Por otra parte, en la disolución se forman iones Fe2+, lo que se manifiesta por el precipitado verdoso que forman en presencia de sosa. También se observa que el hierro queda recubierto por un depósito rojo. Efectivamente, se forma cobre metálico, Cu. El balance de la reacción es el siguiente:

Fe + Cu2+ → Fe2++ Cu

El hierro ha sido oxidado por los ionesCu2+, que a su vez han sido reducidos por el hierro. La reacción anterior es una reacción de oxidación-reducción (o reacción redox) en la que el hierro es el reductor y el cobre el oxidante.

La reacción es de hecho la suma de las dos semireacciones siguientes:

Oxidación: Fe → Fe2+ + 2e-

Reducción: Cu2+ + 2e- → Cu

Por tanto, la oxidación de un cuerpo corresponde a una pérdida de electronesy la reducción corresponde a una ganancia de electrones. Un oxidante (en este caso los iones Cu2+) es una sustancia susceptible de captar uno o varios electrones; un reductor (en este caso el hierro) cede fácilmente uno o varios electrones.

Si se designa el oxidante por Ox, el reductor por Red y el número de electrones implicados por n, las semireacciones pueden escribirse del modo siguiente:[pic]

PAR REDOX

A cualquier oxidante de un tipo se le puede asociar un reductor del mismo tipo, y viceversa: de este modo se define un llamado ‘par redox’, que se designa por Ox/Red. Una reacción de oxidación-reducción es un intercambio de electrones entre el oxidante de un par redox y el reductor de otro par. Se puede observar que este...
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