Tema9Electroqu mica

Contenido
E.T.S. de Ingenieros Industriales
Universidad Politécnica de Madrid

Asignatura
g
de Química I
Curso 2014/15
Prof Gabriel Pinto
Prof.

• Tema
T
9:
9 E
Equilibrios
ilib i redox.
d
Electroquímica

Definiciones previas
Reacciones redox
Implican transferencia de eSemi-reacción
S
i
ió de
d oxidación
id ió (en
( ánodo)
á d )
Pérdida de electrones
Aumenta el número de oxidación
Ag ¼ Ag+ +eSemi reacción de reducción (en cátodo)
Semi-reacción
Ganancia de electrones
Disminuye
y el número de oxidación
Fe2+ + 2 e- ¼ Fe

• Definiciones previas
pilas. Tipos
p de
• Pila Daniell. Notación de las p
electrodos. Fuerza electromotriz. Potenciales
estándar
• Electrólisis. Leyes de Faraday. Ejemplos de
electrólisis industriales
• Ecuación de Nernst
• Pilas de concentración
• Pilas
Pil comerciales
il

Oxidante: sustancia que oxida al reductor
Reductor: sustancia que reduce al oxidante
0

+1

Zn(s) + 2 HCl(ac)
reductor

+2

'

0

ZnCl2 (ac) + H2 (g)

oxidante

Oxidación y reducción no pueden existir separadas
Ajuste de reacción redox: método ión-electrón
Ejemplos:
- permanganato a manganeso(II) en medio ácido
- dicromato a cromo(III) y hierro a hierro (II) en medio ácido
- bromuro a bromato ehipoclorito a cloro en medio básico

Ejemplo de reacción redox
Electroquímica
Estudia las reacciones que tienen lugar con
transferencia de electrones
Procesos electroquímicos
q
– Pila (galvánica o voltaica): conversión de energía
química (reacción espontánea) en energía eléctrica
– Electrólisis: conversión de energía eléctrica en
energía química (reacción no espontánea)
Z (s)
Zn

+

2 HCl(ac) →Z Cl2 (ac) +
ZnCl

H2 (g)

E
Experimento
i
t de
d Galvani
G l
i

Michael Faraday en The Royal Institution
Volta muestra sus
invenciones a
N
l ó
Napoleón

Pilas galvánicas

PILA DANIELL
Interruptor

Puente salino

Voltímetro

Zn
Ánodo

Cu
Cátodo

Electrodos

Zn(s) Š Zn2+(ac) + 2 e

(para no romper el
circuito eléctrico)

Cu2+ (ac) + 2 e- Š Cu(s)

Movimiento de cationes
Movimiento de anionesFuerza electromotriz (f.e.m.)
Notación y simbología: Diagrama de pila
• La diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo (ΔE)
se llama fuerza electromotriz (f.e.m.) o potencial electroquímico de la
pila o célula, y se mide en voltios (V)
• Mide la espontaneidad de la reacción química:
Un valor positivo de potencial indica reacción espontánea.
Ejemplo: la pila Daniell tiene un ΔEo = +1,10 V
(a 25 ºC y, para [Cu2+] = [Zn2+] = 1,0 M)

ΔE
Eo es ell potencial
t
i l estándar
tá d de
d lla pila:
il
medido a
25ºC
concentraciones 1
1,0
0M
presiones 1,0 atm

Zn((s)) / Zn2+,1,0 M // Cu2+,1,0 M / Cu((s))
Ánodo

Cátodo

Zn(s) + Cu2+ ¼ Zn2+ + Cu(s)
Tipos de electrodos:
1. Metal
1
M t l - ion
i metálico:
táli
A (s) / Ag
Ag
A +(ac)
2. No metal (gas, líquido, sólido) - ion: Pt(s )/ H2 (g) / H+3. Metal - sal insoluble - anión: Ag(s) / AgCl(s) / Cl4. Dos iones con distinto estado oxidación: Pt(s) / Fe2+, Fe3+
5. De membrana

Electrodo de hidrógeno
Pt(s) / H2 (g) / H+

Electrodo de Ag(s)
( ) / AgCl(s)
( ) / Cl

Medida del potencial estándar de reducción (Eo)
Electrodo de referencia:
Electrodo estándar de hidrógeno (e.e.h.), Eo = 0,0 V

Conexión
electrodo

Ejemplo: Cu2+(1M) + 2 e- JCu(s)
Eo(Cu2+/Cu) = ¿?
( )

Puente
salino

KCl 3,5 mol/L

Platino

Cátodo

Eopila = 0,340 V

Reacción global:
H2(g) (1,0 atm) + Cu2+ (1,0 M) → 2 H+ (1,0 M) + Cu(s) Eopila = 0,340 V

Se tabulan Eº de reducción:
ΔEopila = Eocátodo - Eoánodo
0 340 V = E
0,340
E°Cu
00V
C 2+/Cu
/C - 0,0

E°Cu2+/Cu = + 0,340 V
Nota: el potencial de oxidación es el mismo que el de
reducción cambiado de signo

SemirreacciónCa2+ + 2 e- '
'
Na+ + eZn2+ + 2 e- '
Fe2+ + 2 e- '
'
Cr3+ + e2
S 2+
Sn
+ 2 e- '
2 H+ + 2 e- '
I2 (s) + 2 e- '
Fe3+ + e'
'
Ag+ + eNO3- + 4 H+ + 3 e- '
O2 (g) + 4 H+ + 4 e- '
Cl2 (g) + 2 e- '

OXIDANTES

Eo, V
Ca (s)
Na (s)
Zn (s)
Fe (s)
Cr2+
S (s)
Sn
( )
H2 (g)
2 IFe2+
Ag (s)
NO (g) + 2 H2O
2 H2O
2 Cl-

REDUCTORES

- 2,76
- 2,71
- 0,76
0 76
- 0,44
- 0,41
- 0,16
0 16
0,00
+ 0,54
+ 0,77
+ 0,80
+...