electroquimica

Electroquímica

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Los procesos electroquímicos son las reacciones de
oxidación-reducción en que:

•

la energía liberada por una reacción espontánea se
convierte en electricidad o

•

la energía eléctrica se usa para causar una reacción no
espontánea
0

0

2Mg (s) + O2 (g)
2Mg
O2 +4e-

2+ 2-

2MgO (s)

2Mg2+ + 4e- Oxidación media reacción
(pierde e-)
Reducción media reacción
2O2(gana e-)
19.1

Celdas electroquímicas
Voltímetro

oxidación
ánodo

Ánodo
de zinc

Cátodo
de cobre

Puente
salino

Reducción
cátodo

Tapones
de
algodón
Solución
de ZnSO4

Solución
de CuSO4

Reacción redox
espontánea
El Zinc se oxida
a Zn2+ en el ánodo

ElCu2+ se reduce
a Cu en el cátodo
2e- + Cu2+(ac)  Cu(s)

Zn(s) Zn2+(ac) + 2e-

Reacción neta
Zn(s) + Cu2+ (ac)  Zn2+(ac) + Cu(s)

19.2

Celdas electroquímicas
La diferencia en el potencial
eléctrico entre el ánodo y el
cátodo se llama:

 voltaje de la celda
• fuerza electromotriz (fem)
• potencial de celda
Diagrama de celda

Zn (s) + Cu2+ (ac)

Cu (s) + Zn2+ (ac)[Cu2+] = 1 M & [Zn2+] = 1 M
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)
ánodo
cátodo
19.2

Potenciales estándares del electrodo
Voltímetro

Gas H2 a 1 atm
Puente
salino

Electrodo de Pt

Electrodo de zinc

Electrodo de hidrógeno

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)
Ánodo (oxidación):

Zn (s)

Cátodo (reducción): 2e- + 2H+ (1 M)

Zn (s) + 2H+ (1 M)

Zn2+ (1M) + 2eH2 (1 atm)

Zn2+ + H2 (1 atm)

19.3

Potenciales estándares del electrodo
El potencial estándar de reducción (E0) es el voltaje
secundario a una reacción de reducción en un electrodo cuando
todos los solutos son 1 M y todos los gases están a 1 atm.

Gas H2 a 1 atm

Reacción de reducción
2e- + 2H+ (1 M)

H2 (1 atm)

E0 = 0 V
Electrodo de Pt

Electrodo estándar dehidrógeno (EEH)

19.3

Potenciales estándares del electrodo
0 =
Ecelda 0.76 V

Voltímetro

Gas H2 a 1 atm
Puente
salino

Estándar fem (E0 )
cell
0
0
0 =
Ecelda Ecátodo - Eánodo

Electrodo de Pt
Electrodo de zinc

Electrodo de hidrógeno

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)
0
0
E0 = EH +/H 2- EZn2+/Zn
celda
0
0.76 V = 0 - EZn2+/Zn
0
EZn 2+/Zn = -0.76 VZn2+ (1 M) + 2e-

Zn

E0 = -0.76 V

19.3

Potenciales estándares del electrodo
E0 = 0.34 V
celda

Voltímetro

0 =
0
0
Ecelda Ecátodo - Eánodo
Gas H2 a 1 atm

0
0 2+
Ecelda = ECu

Puente
salino

0
– E+
H

/H
2

0
0.34 = ECu2+ /Cu - 0

Electrodo de Pt

Electrodo de hidrógeno

/Cu

0
ECu 2+ /Cu = 0.34 V
Electrodo de cobre

Pt (s) | H2 (1 atm) | H+ (1M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)
Ánodo (oxidación):

H2 (1 atm)

Cátodo (reducción): 2e- + Cu2+ (1 M)

H2 (1 atm) + Cu2+ (1 M)

2H+ (1 M) + 2eCu (s)

Cu (s) + 2H+ (1 M)

19.3

•

E0 es para la reacción como
lo escrito

•

Cuanto más positivo E0
mayor será la tendencia de
la sustancia a reducirse

•

Las reacciones de
semicelda son reversibles

•

El signo de E0 cambiacuando la reacción se
invierte

•

Si se cambia los
coeficientes
estequiométricos de una
reacción de semicelda no
cambia el valor de E0
19.3

¿Cuál es el fem estándar de una celda electroquímica
formada de un electrodo de Cd en una disolución 1.0 M de
Cd (NO3)2 y un electrodo de Cr en una disolución 1.0 M de
Cr(NO3)3?
Cd2+

(ac) +

2e-

Cr3+ (ac) + 3eÁnodo (oxidación):

Cd(s)

E0

Cr (s)

E0 = -0.74 V

= -0.40 V

Cd oxidará Cr

Cr3+ (1 M) + 3e- x 2

Cr (s)

Cátodo (reducción): 2e- + Cd2+ (1 M)
2Cr (s) + 3Cd2+ (1 M)

Cd es el oxidante más
fuerte

Cd (s)

x3

3Cd (s) + 2Cr3+ (1 M)

0
0
0 =
Ecelda Ecátodo - Eánodo
0 =
Ecelda -0.40 – (-0.74)
0 =
Ecelda 0.34 V

19.3

Espontaneidad de las reacciones redox
DG = -nFEcell
DG0...