capítulo 18 electroquímica - uprh
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Capítulo 18Electroquímica
Adaptado por:
Ileana Nieves Martínez
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Corriente Eléctrica
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• Corriente (i) de agua – cantidad de agua
que pasa en un periodo de tiempo
Eléctrica – cantidad de cargaeléctrica (Q) que pasa por un punto en un periodo de tiempoElectrones a través de un
alambreIones fluyendo en solución
Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
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Oxidación–Reducción (Redox)• Reacciones con transferencia de e- generan i.• Átomos que:pierden electrones se oxidanaumenta # de oxidación
ganan electrones se reducendisminuye # de oxidación
3Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O−4 +1 0 +4 –2 +1 −2
oxidaciónreducción
Agente reductor = CO2
Agente oxidante = O2
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• Oxidación ocurre cuando:El # oxidación aumentaSe pierde electronesSe añade oxígenoSe pierde hidrógenoElectrones son productos en media reacción
• Reducción ocurre cuando:El # de oxidación disminuyeSe gana electronesSe pierde oxígenoSe gana hidrógenoElectrones son reactivos en media reacción
4Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Oxidación & Reducción
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Corriente Eléctrica FluyendoDirectamente entre átomos
5Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
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Corriente fluyendo indirectamente entre átomos
6Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Oxidación Reducción
Puente salino
KNO3(ac)
Lana de vidrioPermite paso
de iones
Para usar la corriente se separa la rx de oxidación de la de reducción en una celda
Celda Voltaica(galvánica) –rx espontánea
la ox. en el ánodo; los e- van del ánodo → cátodo y la red. en el cátodo.
ÁnodoZn(s)
CátodoCu(s)
Celda Electrolítica –rx NO- espontánea
bateríabatería
NO3─K+
ánodocátodo
Celda Electrolítica –rx NO- espontáneaCelda Voltaica
(galvánica) –rx espontánea
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Corriente fluyendo indirectamente entre átomos
7Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Oxidación Reducción
Puente salino
KNO3(ac)
Lana de vidrioPermite paso
de iones
Para usar la corriente hay que separar el lugar donde ocurre la oxidaciónde donde ocurre la reducción
Celda Voltaica
El esquema de la celda la oxidación ocurre en el ánodo; los e- fluyen del ánodo al cátodo y la reducción ocurre en el cátodo.
ÁnodoZn(s)
CátodoCu(s)
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Celda Electroquímica: Galvánica
Tro: Chemistry: A Molecular Approach 8
• Circuito eléctrico: e─ fluyen a travésde un alambre y los iones fluyen a través de solución
• Medias celdas – Separan las medias rx de ox y red
• Electrodo - Sólido conductor paratransferencia de e- a través de circuitoexterno. (metal o grafito)
• Ánodo – ox Cátodo – red
• Inertes
• El puente salino para completar el circuito y mantener balance de carga
• Electrolito – para intercambio de iones entre las medias celdas(circuitointerno).
Xn─ Mp+
Potencial de la Celda, V, (E)
E = EC – EAE = Ered + Eox
fuerza electromotriz que mueve e por un cable
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Corriente, (i)• # e-/s Unidad Amperio (A)A = Q/t = Coulombio/s = 1 C/s
1 A = (6.242 x 1018 e-)/s
# e- depende de área de electrodo
9Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Voltaje, (V)• Es la diferencia en potencial: EP =EP(productos) – EP(reactivos)
unidad = Voltio (V)
1 V = 1 J/C
El voltaje que mueve e- por el ciruito externo
• Fuerza electromotriz, emf (E): fuerza que mueve los e- por un cable.
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Potencial de la Celda, (E)• E = EP(cátodo) – EP(ánodo) en una celda voltaicadepende de la habilidad de:Reducción de agentes oxidantes en el cátodo.
Oxidación de agentes reductores en el ánodo.
• Potencial estándar, E°celda
25 °C, 1 atm para gases, solución 1 M
E°celda = E°red + E°ox = E°red(cátodo) – E°red(ánodo)Suma de medias reacciones en la celda.
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Notación de la Celda
• Electrodo | electrolito || electrolito | electrodo
• Media celda de Oxidación en la izquierda, media celda de reducción a la derecha
• Una barra | = interfasePara muchos electrolitos en la misma fase, se usa
una coma (,) en vez de una |Casi siempre se usa un electrodo inerte
• Doble linea || = puente salino11Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
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Oxidación Reducción
Puente salino
KNO3(ac)
lana de vidrio
permitepaso
de iones
Celda Voltaica
Zn(s) | Zn2+(ac) || Cu2+(ac) | Cu(s)
ánodo = Zn(s)el ánodo se oxida a Zn2+
cátodo = Cu(s)iones de Cu2+ se reducen en el cátodo
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Fe(s) | Fe2+(ac) || MnO4−(ac), Mn2+(ac), H+(ac) | Pt(s)
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Ejemplo de Electrodo InerteMedia celda de reducciónMn (+7 → +2 ), usa un electrodoinerte con superficie para transferire- sin rx con MnO4
−.
El platino (Pt) es extremadamenteinerte y conduce electricidadPuente
salinoKNO3(ac)
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Potencial estándard de reducción
• Media rx de la reducción de H+ a H2(g)2 H+(ac) + 2 e─→ H2(g) E0 = 0.00 Vbajo condiciones estándard
Electrodo estándar de hidrógeno, SHE
Electrodo normal de hidrógeno, ENH
• tendencia de reducción de 1/2 rx mayor que SHE - E°red ( + )
menor que SHE - E°red ( ─ )
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|| H+(1 M) | H2(g) (P = 1 atm), Pt(s)
+
─
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Medidas del Potencial de la media celda con ENH
Zn(s) | Zn2+(1 M) || ENH
Zn(s) | Zn2+(1 M) || H+(1 M) | H2(g)(1 atm), Pt(s)
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Cálculo de potencial de la celda en condiciones estándar,
E°celda = E°ox + E°red = E0red(cát) − E0
red(án)
predice la espontaneidad de la rx redox
NOTA: los valores de E° de las medias reacciones NO semultiplican , aunque se multipliquen las rx para balancearlas
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A. Ox.fuerte A. Red.débil
espontaneaoxidación
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A. Ox.débil A. Red.fuerte
espontaneaoxidación
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A. Ox.fuerte A. Red.débil
espontaneaR
educción
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A. Ox.débil A. Red.fuerte
espontaneaR
educción
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Ejemplo 18.4: Calcule Ecelda para la reacción a 25CAl(s) + NO3
−(ac) + 4 H+
(ac) Al3+(ac) + NO(g) + 2 H2O(l)
21Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Ecelda=E°cátodo− E°ánodo= (+0.96V) − (− 1.66V) = +2.62V
Ered de Al3+ = -1.66 V Ered de NO3
− = +0.96 V
separar en medias reacciones de oxidación y reducciónox (ánodo): Al(s) Al3+
(ac) + 3 e−
red (cátodo): NO3−
(ac) + 4 H+(ac) + 3 e− NO(g) + 2 H2O(l)
Buscar el E para las medias reacciones y calcular Ecelda
Eox de Al = −Ered de Al3+ = +1.66 V
Ered de NO3− = +0.96 V
Ecelda=E°ox + E°red = (+1.66 V) + (+0.96 V) = +2.62V
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Práctica – Calcule Eceldapara la reacción a 25CIO3
–(ac) + 6 H+(ac) + 5 I−(ac) → 3 I2(s) + 3 H2O(l)
Medias reacciones de Reducción Ered, V
F2(g) + 2e− 2 F−(ac) +2.87
IO3−(ac) + 6 H++ 5e− ½I2(s) + 3H2O(l) +1.20
Ag+(ac) + 1e− Ag(s) +0.80
Fe3+(ac) + 1e− Fe2+ +0.77
I2(s) + 2e− 2 I−(ac) +0.54
Cu2+(ac) + 2e− Cu(s) +0.34
Cr3+(ac) + 1e− Cr2+(ac) −0.50
Mg2+(ac) + 2e− Mg(s) −2.37
22Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Red (cátodo): IO3−
(ac) + 6 H+(ac) + 5 e− ½ I2(s) + 3 H2O(l)
ox (ánodo): 2 I−(s) I2(ac) + 2 e−
Ered odeIO3− = +1.20 V E red de I2 = +0.54 V
Ecelda=E°cátodo− E°ánodo= (+1.20V) – (0.54V) = +0.66V
Eox de I− = −Ered de I2 = −0.54 V
Ecelda = (−0.54 V) + (+1.20 V) = +0.66 V
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Ejemplo 18.5: Prediga si la reacción siguiente es espontánea bajo condiciones estándar: Fe(s) + Mg2+
(ac) Fe2+(ac) + Mg(s)
23Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
ox: Fe(s) Fe2+(ac) + 2 e−
red: Mg2+(ac) + 2 e− Mg(s)
Como Ereducción de Mg2+ < (debajo) Ereducción de Fe2+,
la reacción NO es espontánea según escrita.
Fe2+(ac) + 2e− Fe(s) -0.45
Mg2+(ac) + 2e− Mg(s) −2.37
Mg(s) + Fe2+(ac) Mg2+
(ac) + Fe(s)
ox: Mg(s) Mg2+(ac) + 2 e−
red: Fe2+(ac) + 2 e− Fe(s)
espontánea
Ecelda=E°cátodo−E°ánodo= (−0.45V) – (-2.37V) = +1.92V
−2.37
+ 0.45
+2.37−0.45
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Práctica – Decida si cada una de las siguientes seráespontánea según escrita o si será en la dirección opuesta
F2(g) + 2 I−(ac) I2(s) + 2 F−(ac)
Mg(s) + 2 Ag+(ac) Mg2+
(ac) + 2 Ag(s)
Cu2+(ac) + 2 I−(ac) I2(s) + Cu(s)
Cu2+(ac) + 2 Cr2+
(ac) Cu(s) + 2 Cr3+(ac)
espontánea según escrita
espontánea según escrita
espontánea según escrita
espontánea en DIRECCIÓN OPUESTA
24Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Media reacción de Reducción
F2(g) + 2e− 2 F−(ac)
IO3−(ac) + 6 H++ 5e− I2(s) + 3H2O(l)
Ag+(ac) + 1e− Ag(s)
I2(s) + 2e− 2 I−(ac)
Cu2+(ac) + 2e− Cu(s)
Cr3+(ac) + 1e− Cr2+(ac)
Mg2+(ac) + 2e− Mg(s)
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a) F−
b) I−
c) I2
d) Cr3+
Práctica – ¿Cuál de los materiales siguientesse puede usar para oxidar Cu sin oxidar Ag?
a) F−
b) I−
c) I2
d) Cr3+
25Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Media reacción de reducción
F2(g) + 2e− 2 F−(ac)
IO3−(ac) + 6 H++ 5e− ½I2(s) + 3H2O(l)
Ag+(ac) + 1e− Ag(s)
I2(s) + 2e− 2 I−(ac)
Cu2+(ac) + 2e− Cu(s)
Cr3+(ac) + 1e− Cr2+(ac)
Mg2+(ac) + 2e− Mg(s)
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Práctica(1) Haga esquema y rotule la celda voltaica: (a) media celda Ag(s) inmersaen 1 M AgNO3; (b) otra media celda con electrodo de Pt inmerso en Cr(NO3)2
1 M y Cr(NO3)3 1 M. (2) Escriba las media reacciones y la reacción neta. (3) Determine el potencial de la celda en condiciones estándard (E0
celda)
26Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Media reacción de reducción Ered, V
F2(g) + 2e− 2 F−(ac) +2.87
IO3−(ac) + 6 H++ 5e− ½I2(s) + 3H2O(l) +1.20
Ag+(ac) + 1e− Ag(s) +0.80
I2(s) + 2e− 2 I−(ac) +0.54
Cu2+(ac) + 2e− Cu(s) +0.34
Cr3+(ac) + 1e− Cr2+(ac) −0.50
Mg2+(ac) + 2e− Mg(s) −2.37
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ox: Cr2+(ac) Cr3+(ac) + 1 e− E° = +0.50 V
red: Ag+(ac) + 1 e− Ag(s) E° = +0.80 V
tot: Cr2+(ac) + Ag+(ac) Cr3+(ac) + Ag(s) E° = +1.30 V
ánodo = Pt
Cr2+
Cr3+
e− →
e−→
e− →
e−→
cátodo = Ag
Ag+
puentesalino
27Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Cr3+(ac) + 1e− Cr2+(ac) E0 = -0.50 V Ag+(ac) + 1e− Ag(s) E0 = 0.80 V
E °(celda) = E°(cátodo) – E° (ánodo) E °(celda) = +0.80 V – (-0.50 V) = 1.30 V
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Predicir si un metal se disuelve en un ácido
• Metales se disuelven en ácidos si: La reacción del ión del metal está por debajo de
la reducción de H+ en la tablaComo reacción de desplazamiento
• Casi todos los metales se disuelven en HNO3
Haciendo que el N se reduzca en vez de H
Au y Pt se disuelven en HNO3 + HCl
NO3−(ac) + 4H+(ac) + 3e− →NO(g) + 2H2O(l)
28Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
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c) 2 Fe(s) + 6 HC2H3O2(ac) → 2 Fe(C2H3O2)3(ac) + 3 H2(g)
d) 2 Cr(s) + 6 HC2H3O2(ac) → 2 Cr(C2H3O2)3(ac) + 3 H2(g)
Práctica – ¿Cuál de los metales a continuación se disuelven en
HC2H3O2(ac)? Escriba la reacción.
a) Ag
b) Cu
c) Fe
d) Cr
29Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Media reacción de reducción
Au3+(ac) + 3e− Au(s)
Ag+(ac) + 1e− Ag(s)
Cu2+(ac) + 2e− Cu(s)
2H+(ac) + 2e− H2(g)
Fe3+(ac) + 3e− Fe(s)
Cr3+(ac) + 3e− Cr(s)
Mg2+(ac) + 2e− Mg(s)
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Derivación de la Ecuación de Nernst
30Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Cuando la temperatura es 25°C y ln→log
G n n F E
A T = 298K; ln→2.303log y F = 96485 Coul.
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Derivación de la Ecuación de Nernst
31Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
A T = 298K; ln→2.303log y F = 96485 Coul.
Ecuación de Nernst
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Ecuación de Nernst en equilibrio
32Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
0
0
0
ln
0 ln
ln
G G RT Q
G RT K
G RT K
0 0.059
0 0.059
0 0.059
log
0 log
log
n
n
n
E E Q
E K
E K
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• Para reacción espontánea Va en dirección directa en estado
patrón
G° < 1 (negativo)
E° > 1 (positivo)
K > 1
• G° = −RTlnK = −nFE°celda
n es el número de electrones
F = Constante de Faraday = 96,485 C/mol e−
ln = 2.303 log
T = 298 K
E°celda, G°= -nFE0 y K
33Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
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red: I2(l) + 2 e− → 2 I−(ac) E° = +0.54 V
ox: 2 Br−(ac) → Br2(l) + 2 e− E° = −1.09 V
tot: I2(l) + 2Br−(ac) → 2I−(ac) + Br2(l) E° = −0.55 V
Ejemplo 18.6: Calcule G° para la reacciónI2(s) + 2 Br−(ac) →Br2(l) + 2 I−(ac)
34Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
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Práctica – Calcule G para la reacción a 25C:2IO3
–(ac) + 12H+(ac) + 10 I−(ac) → 6I2(s) + 6H2O(l)Potencial media reacción de reducción Ered, V
F2(g) + 2e− 2 F−(ac) +2.87
IO3−(ac) + 6 H++ 5e− ½I2(s) + 3H2O(l) +1.20
I2(s) + 2e− 2 I−(ac) +0.54
Cu2+(ac) + 2e− Cu(s) +0.34
35Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
ox : {2 I−(s) → I2(ac) + 2 e− }x 5 Eº = −0.54 Vred: {IO3
−(ac) + 6 H+(ac) + 5 e− → ½ I2(s) + 3 H2O(l)}x 2 Eº = 1.20 V
tot: 2 IO3−
(ac) + 12H+(ac) + 10I−(ac) → 6I2(s) + 6H2O(l) Eº = 0.66 V
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tot: Cu(s) + 2H+(aq) → Cu2+
(aq) + H2(g) E° = −0.34 V
Ejemplo 18.7: Calcule K a 25 °C para la reacciónCu(s) + 2 H+
(ac) →H2(g) + Cu2+(ac)
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como K < <<1, el equilibrio está desplazado casi completamente hacia los reactivos bajo condiciones estándard
ox: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e− E° = −0.34 V
red: 2 H+(aq) + 2 e− → H2(aq) E° = +0.00 V
Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
000.059log 10
0.059
celdan x Eceldan x E
K K
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Media reacción de reducción Ered, V
F2(g) + 2e− 2 F−(ac) +2.87
IO3−(ac) + 6 H++ 5e− ½I2(s) + 3H2O(l) +1.20
Ag+(ac) + 1e− Ag(s) +0.80
I2(s) + 2e− 2 I−(ac) +0.54
Cu2+(ac) + 2e− Cu(s) +0.34
Cr3+(ac) + 1e− Cr2+(ac) −0.50
Mg2+(ac) + 2e− Mg(s) −2.37
37Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Práctica – Calcule K para la rección a 25 C2IO3
–(ac) + 12H+(ac) + 10 I−(ac) → 6I2(s) + 6H2O(l)
ox : 2 I−(s) → I2(ac) + 2e− Eº = −0.54 Vred: IO3
−(ac) + 6 H+(ac) + 5e− → ½ I2(s) + 3H2O(l) Eº = 1.20 V
como K >> 1, el equilibrio estádesplazado hacia la derecha bajocondiciones estándard
{ } x 5{ } x 2
tot: 2IO3−
(ac) + 12H+(ac) + 10 I−(ac) → 6I2(s) + 6H2O(l) Eº = 0.66 V
0
0.059 logceldan E K
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Ecelda a condiciones no estándar: [C] ≠ 1 M
38Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Condiciones estándar Condiciones NO-estándar
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Ecelda a condiciones no estándar: [C] ≠ 1 M
39Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Condiciones estándar Condiciones NO-estándar
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Ejemplo 18.8: Calcule Ecelda a 25 °C para la reacción:3 Cu(s) + 2 MnO4
−(ac) + 8 H+
(ac) → 2 MnO2(s) + Cu2+(ac) + 4 H2O(l)
40
[MnO4−] = 2.0 M, [H+] = 1.0 M [Cu2+] = 0.010 M
ox: {Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e− }x3 E° = −0.34 V
red: {MnO4−
(aq) + 4 H+(aq) + 3 e− → MnO2(s) + 2 H2O(l) }x2 E° = +1.68 V
tot: 3Cu(s) + 2MnO4−
(aq) + 8H+(aq) → 2MnO2(s) + 3Cu2+
(aq) + 4H2O(l)) E° = +1.34 V
Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
Ecelda > E°celda según se espera porque [MnO4−] > 1 M y [Cu2+] < 1 M
32
02 8
4
0.0592logcelda celda
CuE E
n MnO H
3
2 8
0.0100.05921.34 log 1.41
6 2.0 1.0celdaE V
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Práctica – Calcule Ecelda para la reacción a 25C si la concentración de todoslos iones es 0.10 M: 2IO3
–(ac) + 12H+(ac) + 10 I−(ac) → 6I2(s) + 6H2O(l)
Media reacción de reducción Ered, V
F2(g) + 2e− 2 F−(ac) +2.87
IO3−(ac) + 6 H++ 5e− ½I2(s) + 3H2O(l) +1.20
Ag+(ac)+ 1e− Ag(s) +0.80
I2(s) + 2e− 2 I−(ac) +0.54
Cu2+(ac) + 2e− Cu(s) +0.34
Cr3+(ac) + 1e− Cr2+(ac) −0.50
Mg2+(ac) + 2e− Mg(s) −2.37
41Tro: Chemistry: A Molecular Approach, 2/e
ox : {2 I−(s) → I2(ac) + 2e−}x5 Eº = −0.54 Vred: {IO3
−(ac) + 6 H+(ac) + 5e− → ½ I2(s) + 3H2O(l)}x2 Eº = 1.20 Vtot: 2IO3
−(ac) + 12H+
(ac) + 10I−(ac) → 6I2(s) + 6H2O(l) Eº = 0.66 V
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Celdas Electroquímicas
• En una celda electroquímica, la oxidación ocurreen el ánodo y la reducción en cátodocelda voltaicaEl ánodo es la fuente de e─ y tiene carga (−)
El cátodo atrae e─ y tiene carga (+)
celda electrolíticaLos e─ se sacan del ánodo, por lo que debe tener un
lugar para liberar e─, el terminal + de la batería
Los e─ se dirigen al cátodo, por lo que debe tener unafuente de e─, el terminal (−) de la batería
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Celda Voltaica Celda Electrolítica
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Celda Voltaica Celda Electrolítica
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Electrólisis• Reacción en la dirección opuesta a la espontánea
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) espontánea
2 H2O(l) 2 H2(g) + O2(g) electrólisis
• Algunas aplicaciones
Extracción de metales y purificación
producción de H2 para celdas combustibles
Electrodeposición de metales
• Electrolito: (1) solución acuosa de sal; (2) sal fundida iónica
• Los cationes van al cátodo y los aniones al ánodo
Los cationes rx con e─ del cátodo y se reducen
Los aniones liberan e─ al ánodo y se oxidan
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Electrólisis
• Uso de energía eléctrica para:
llevar a cabo una reacción no espontánea
para romper un compuestoSeparar elementos de sus
compuestos.
• Ocurre en celda electrolítica
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Electrólisis de agua
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Oxígenogaseoso
Hidrógenogaseoso
Burbujasde Oxígeno
Burbujas de hidrógeno Fuente externa
Agua con sales solubles
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Electrólisis de NaCl(l)
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Electrodoinerte
Electrodoinerte
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Electrodeposición El electrodo de trabajo esel cátodo
Los cationes se reducen en el cátodo y se depositan en la superficie del electrodode trabajo
El ánodo está hecho de una placa de metal. El ánodo se oxida y remplaza los cationesdel metal en solución.
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Electrodode Ag
Objeto a ser enchapado
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Estequiometría de la electrólisis• En una celda electrolítica, la cantidad de producto equivale a los # e─ transferidos
El # de moles que fluyen depende de la corriente (i) y el tiempo (t)1 Amp = 1 C/s
1 mol de e− = 96,485 Co Constante de Faraday
• # moles de e─ = n = (Q x t)/F
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Ejemplo18.10: Calcule la masa de Au que se electrodeposita en 25 min usando 5.5 A para la media reacción :Au3+(ac) + 3 e− → Au(s)
3 moles e− : 1 mol Au, corriente = 5.5 amps, tiempo = 25 minDado:
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molesespecie = (Q x t)/neF1A = C/s
Q = 5.5 A= 5.5 C/s; F = 96,485 C/mol e─
601min5.5 25min
3 96,4850.02850
C ss
Cemol e
x xQxtn xF mol e x
moles moles Au
0.0285 196.97 5.6gAu Aumolg Au moles Au x PA moles Au x g
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Calcule el amperaje necesario para depositar 2.5 g de Au en 1 hora (3600 sec) Au3+(aq) + 3 e− → Au(s)
molesespecie = (Q x t)/neF1A = C/se en xF n xFg
t PA tQ moles x x
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Electrólisis de soluciones acuosas• reacciones catódicas reducción de catión de metal reducción de agua a H22 H2O + 2 e−H2 + 2 OH− E° = −0.83 V a cond. estand.
E° = −0.41 V a pH 7
• reacciones anódicasoxidación del anión a un elementooxidación de H2O a O22 H2O O2 + 4 e− + 4H+ E° = −1.23 V a cond estand.
E° = −0.82 V a pH 7oxidación de un electrodoparticularmente Cugrafito no se oxida
• La media reacción que resulte en un Ecelda menosnegativo ocurrirá A menos que ocurra sobrevoltaje
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