cap 7 balanceo
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2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s)
2Mg 2Mg2+ + 4e-
O2 + 4e- 2O2-
Oxidación media reacción (pierde e-)Reducción media reacción (gana e-)
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 2+ 2-
2
Número de oxidación
La carga del átomo que tendría en una molécula (o un compuesto iónico) si los electrones fueran completamente transferidos.
1. Los elementos libres (estado no combinado) tienen un número de oxidación de cero.
Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0
2. En los iones monoatómicos, el número de oxidación es igual a la carga en el ion.
Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2
3. El número de oxidación del oxígeno es normalmente –2. En H2O2 y O2
2- este es –1. 3
4. El número de oxidación del hidrógeno es +1 excepto cuando está enlazado a metales en los compuestos binarios. En estos casos, su número de la oxidación es –1.
6. La suma de los números de oxidación de todos los átomos en una molécula o ion es igual a la carga en la molécula o ion.
5. Los metales del grupo IA son +1, metales de IIA son +2 y el flúor siempre es –1.
HCO3-
O = -2 H = +1
3x(-2) + 1 + ? = -1
C = +4
¿Los números de oxidación de todos los elementos en HCO3
- ?
4
Balanceo de las ecuaciones redox
1. Escriba la ecuación no balanceada para la reacción en su forma iónica .
¿La oxidación de Fe2+ a Fe3+ por Cr2O72- en solución ácida?
Fe2+ + Cr2O72- Fe3+ + Cr3+
2. Separe la ecuación en dos semirreacciones.
Oxidación:
Cr2O72- Cr3+
+6 +3
Reducción:
Fe2+ Fe3++2 +3
3. Balancee los átomos diferentes del O y H en cada semirreacción.
Cr2O72- 2Cr3+
5
Balanceo de las Ecuaciones redox
4. Para reacciones en ácido, agregue H2O para balancear los átomos O y H+ para balancear los átomos H.
Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
5. Agregue electrones a un lado de cada semirreacción para balancear las cargas en la semirreacción.
Fe2+ Fe3+ + 1e-
6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
6. Si es necesario, iguale el número de electrones en las dos semirreacciones multiplicando las semirreacciones por los coeficientes apropiados.
6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-
6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
6
Balanceo de las ecuaciones redox
7. Sume las dos semirreacciones y balancee la última ecuación por inspección. El número de electrones en ambos lados se debe cancelar.
6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-Oxidación :
Reducción :
14H+ + Cr2O72- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O
8. Verifique que el número de átomos y las cargas están balanceadas.
14x1 – 2 + 6x2 = 24 = 6x3 + 2x3
9. Para reacciones en disoluciones básicas, agregar OH- en ambos lados de la ecuación para cada H+ que aparezca en la ecuación final. 7
Celdas electroquímicas
Reacción redox espontánea
oxidaciónánodo
Reduccióncátodo
Voltímetro
Cátodo de cobre
Ánodo de zinc
Puente salino
Solución de CuSO4
Solución de ZnSO4
El Zinc se oxida a Zn2+ en el ánodo
El Cu2+ se reduce a Cu en el cátodo
Reacción neta
Tapones de
algodón
Zn(s) Zn2+(ac) + 2e-
Zn(s) + Cu2+ (ac) Zn2+(ac) + Cu(s)
2e- + Cu2+(ac) Cu(s)
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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 cátodo9
Potenciales estándares del electrodo
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)
2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm)
Zn (s) Zn2+ (1 M) + 2e-Ánodo (oxidación):
Cátodo (reducción):
Zn (s) + 2H+ (1 M) Zn2+ + H2 (1 atm)
Voltímetro
Puente salino
Electrodo de zinc Electrodo de hidrógeno
Electrodo de Pt
Gas H2 a 1 atm
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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.
E0 = 0 V
Electrodo estándar de hidrógeno (EEH)
2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm)
Reacción de reducción
Electrodo de Pt
Gas H2 a 1 atm
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E0 = 0.76 Vcelda
Estándar fem (E0 )cell
0.76 V = 0 - EZn /Zn 0
2+
EZn /Zn = -0.76 V02+
Zn2+ (1 M) + 2e- Zn E0 = -0.76 V
E0 = EH /H - EZn /Zn celda0 0
+ 2+2
Potenciales estándares del electrodo
E0 = Ecátodo - Eánodocelda0 0
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)
Gas H2 a 1 atm
Electrodo de Pt
Electrodo de hidrógenoElectrodo de zinc
Puente salino
Voltímetro
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Potenciales estándares del electrodo
Pt (s) | H2 (1 atm) | H+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)
2e- + Cu2+ (1 M) Cu (s)
H2 (1 atm) 2H+ (1 M) + 2e-Ánodo (oxidación):
Cátodo (reducción):
H2 (1 atm) + Cu2+ (1 M) Cu (s) + 2H+ (1 M)
E0 = Ecátodo - Eánodocelda0 0
E0 = 0.34 Vcelda
Ecelda = ECu /Cu – EH /H 2+ +2
0 0 0
0.34 = ECu /Cu - 00 2+
ECu /Cu = 0.34 V2+0
Voltímetro
Puente salino
Electrodo de hidrógeno Electrodo de cobre
Gas H2 a 1 atm
Electrodo de Pt
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• 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 cambia cuando la reacción se invierte
• Si se cambia los coeficientes estequiométricos de una reacción de semicelda no cambia el valor de E0
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¿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- Cd (s) E0 = -0.40 V
Cr3+ (ac) + 3e- Cr (s) E0 = -0.74 V
Cd es el oxidante más fuerte
Cd oxidará Cr
2e- + Cd2+ (1 M) Cd (s)
Cr (s) Cr3+ (1 M) + 3e-Ánodo (oxidación):
Cátodo (reducción):
2Cr (s) + 3Cd2+ (1 M) 3Cd (s) + 2Cr3+ (1 M)
x 2
x 3
E0 = Ecátodo - Eánodocelda0 0
E0 = -0.40 – (-0.74) celda
E0 = 0.34 V celda15
Espontaneidad de las reacciones redox
G = -nFEcell
G0 = -nFEcell0
n = número de moles de electrones en reacción
F = 96,500J
V • mol = 96,500 C/mol
G0 = -RT ln K = -nFEcell0
Ecell0 =
RTnF
ln K(8.314 J/K•mol)(298 K)
n (96,500 J/V•mol)ln K=
=0.0257 V
nln KEcell
0
=0.0592 V
nlog KEcell
0
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2e- + Fe2+ Fe
2Ag 2Ag+ + 2e-Oxidación :
Reducción :
¿Cuál es la constante de equilibrio para la reacción siguiente a250C? Fe2+ (ac) + 2Ag (s) Fe (s) + 2Ag+ (ac)
=0.0257 V
nln KEcell
0
E0 = -0.44 – (0.80)
E0 = -1.24 V
0.0257 Vx nE0 cellexpK =
n = 2
0.0257 Vx 2-1.24 V
= exp
K = 1.23 x 10-42
E0 = EFe /Fe – EAg /Ag0 0
2+ +
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Efecto de la concentracion en fem de la celda
G = G0 + RT ln Q G = -nFE G0 = -nFE 0
-nFE = -nFE0 + RT ln Q
E = E0 - ln QRTnF
La ecuación de Nernst
a 298 ºK
-0.0257 V
nln QE0E = -
0.0592 Vn
log QE0E =
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Ocurrirá la siguiente reacción en forma espontánea a 250C si [Fe2+] = 0.60 M y [Cd2+] = 0.010 M? Fe2+ (aq) + Cd (s) Fe (s) + Cd2+ (aq)
2e- + Fe2+ 2Fe
Cd Cd2+ + 2e-Oxidación :
Reducción :n = 2
E0 = -0.44 – (-0.40)
E0 = -0.04 V
E0 = EFe /Fe – ECd /Cd0 0
2+ 2+
-0.0257 V
nln QE0E =
-0.0257 V
2ln -0.04 VE =
0.0100.60
E = 0.013
E > 0 Espontánea20
Baterías
Celda de Leclanché
Celda seca
Zn (s) Zn2+ (ac) + 2e-Ánodo:
Cátodo: 2NH4 (aq) + 2MnO2 (s) + 2e- Mn2O3 (s) + 2NH3 (aq) + H2O (l)+
Zn (s) + 2NH4 (ac) + 2MnO2 (s) Zn2+ (ac) + 2NH3 (ac) + H2O (l) + Mn2O3 (s)
Separador de papel
Pasta húmeda deZnCl2 y NH4Cl
Capa de MnO2
Cátodo de grafito
Ánodo de zinc
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Baterías
Zn(Hg) + 2OH- (ac) ZnO (s) + H2O (l) + 2e-Ánodo :
Cátodo : HgO (s) + H2O (l) + 2e- Hg (l) + 2OH- (ac)
Zn(Hg) + HgO (s) ZnO (s) + Hg (l)
Batería de mercurio
Cátodo de acero
Aislante
Ánodo (contenedor de Zinc)
Solución electrolítica de KOH, pasta de Zn(OH)2 y HgO
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Baterías
Ánodo :
Cátodo :
Batería o cumulador de plomo
PbO2 (s) + 4H+ (ac) + SO2- (ac) + 2e- PbSO4 (s) + 2H2O (l)4
Pb (s) + SO2- (ac) PbSO4 (s) + 2e-4
Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ (aq) + 2SO2- (ac) 2PbSO4 (s) + 2H2O (l)4
Ánodo Cátodo
Tapa removible
Electrólito de H2SO4
Placas negativas (planchas de plomo llenascon plomo esponjoso)
Placas positivas (planchas de plomo llenas con PbO2
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Baterías
Una celda de combustible es una celda electroquímica que requiere un aporte continuo de reactivos para su funcionamiento
Ánodo :
Cátodo : O2 (g) + 2H2O (l) + 4e- 4OH- (ac)
2H2 (g) + 4OH- (ac) 4H2O (l) + 4e-
2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)
Ánodo Cátodo
Electrodo de carbón poroso con Ni
Oxidación
Electrodo de carbón poroso con Ni y NiO
Reducción
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Electrólisis Es el proceso en el cual la energía eléctrica se usa para inducir una reacción química no espontánea .
Ánodo Cátodo
Batería
Oxidación Reducción
Na LíquidoNa Líquido
Ánodo de carbón
Cátodo de hierroCátodo de hierro
NaCl fundido
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Electrólisis y cambios de masa
carga (C) = corriente (A) x tiempo (s)
1 mol e- = 96,500 C
Corriente(amperios) y tiempo
Carga enculombios
Número de moles de electrones
Moles de sustancia reducida u oxidada
Gramos de sustancia reducida u oxidada
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¿Cuánto Ca se producirá en una celda electrolítica de CaCl2 fundido si una corriente de 0.452 UN se pasa a través de la celda durante 1.5 horas?
Ánodo :
Cátodo : Ca2+ (l) + 2e- Ca (s)
2Cl- (l) Cl2 (g) + 2e-
Ca2+ (l) + 2Cl- (l) Ca (s) + Cl2 (g)
2 mol e- = 1 mol Ca
mol Ca = 0.452Cs
x 1.5 hr x 3600shr 96,500 C
1 mol e-
x2 mol e-
1 mol Cax
= 0.0126 mol Ca
= 0.50 g Ca31