reacciones de transferencia de electrones

REACCIONES DE REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE TRANSFERENCIA DE

ELECTRONES ELECTRONES (Reacciones Redox)(Reacciones Redox)

Contenidos (1)Contenidos (1)1.- 1.- Estado de oxidación.Estado de oxidación.

2.- 2.- Concepto de oxidación y reducción.Concepto de oxidación y reducción. 2.1. 2.1. Oxidantes y reductores.Oxidantes y reductores.

3.-3.- Ajuste de ecuaciones redox. Ajuste de ecuaciones redox. 3.1.3.1. Reacciones en medio ácido.Reacciones en medio ácido.

3.2.3.2. Reacciones en medio básico.Reacciones en medio básico.

4.-4.- Valoraciones de oxidación-reducción.Valoraciones de oxidación-reducción.

5.-5.- Pilas electroquímicas.Pilas electroquímicas.5.1.5.1. Tipos de electrodosTipos de electrodos

5.2. 5.2. Pilas DaniellPilas Daniell

5.3.5.3. Pilas y baterías comerciales.Pilas y baterías comerciales.

6.-6.- Potenciales de reducción estándar.Potenciales de reducción estándar.6.1.6.1. Determinación del voltaje de una pila. Determinación del voltaje de una pila.

6.2.6.2. Electrodo de Hidrógeno. Pilas con HidrógenoElectrodo de Hidrógeno. Pilas con Hidrógeno

6.3.6.3. Espontaneidad de las reacciones redox. Espontaneidad de las reacciones redox.

7.-7.- Electrólisis.Electrólisis.7.1.7.1. AplicacionesAplicaciones

7.2.7.2. Comparación polaridad en pilas y electrólisis.Comparación polaridad en pilas y electrólisis.

7.3.7.3. Ecuación de FaradayEcuación de Faraday

8.-8.- Aplicaciones industriales redox:Aplicaciones industriales redox:8.1.8.1. Electrólisis del cloruro de sodio.Electrólisis del cloruro de sodio.

8.2.8.2. Siderurgia y obtención de metales.Siderurgia y obtención de metales.

8.3.8.3. Corrosión.Corrosión.

8.4.8.4. Protección catódica.Protección catódica.

HistoriaHistoria

El términoEl término OXIDACIÓNOXIDACIÓN comenzó a comenzó a usarse para indicar que un compuesto usarse para indicar que un compuesto incrementaba la proporción de átomos de incrementaba la proporción de átomos de Oxígeno.Oxígeno.

Igualmente, se utilizó el termino de Igualmente, se utilizó el termino de REDUCCIÓNREDUCCIÓN para indicar una para indicar una disminución en la proporción de oxígeno.disminución en la proporción de oxígeno.

Estado de oxidación (E.O.) Estado de oxidación (E.O.) (También número de oxidación).(También número de oxidación).

““Es la carga que tendría un átomo si Es la carga que tendría un átomo si todos sus todos sus enlaces fueran iónicos”.enlaces fueran iónicos”.

En el caso de enlaces covalentes polares habría que En el caso de enlaces covalentes polares habría que suponer que la pareja de electrones compartidos están suponer que la pareja de electrones compartidos están totalmente desplazados hacia el elemento más totalmente desplazados hacia el elemento más electronegativo.electronegativo.

El E.O. no tiene porqué ser la carga real que tiene un átomo, El E.O. no tiene porqué ser la carga real que tiene un átomo, aunque a veces coincide.aunque a veces coincide.

REPASO

REPASO

Principales estados de Principales estados de oxidación.oxidación.

Todos los elementos en estado neutro Todos los elementos en estado neutro tienen E.O. = 0.tienen E.O. = 0.

El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales oxácidas tiene E.O. = –2.sales oxácidas tiene E.O. = –2.

El hidrógeno (H) tiene E.O. = –1 en los El hidrógeno (H) tiene E.O. = –1 en los hidruros metálicos y +1 en el resto de hidruros metálicos y +1 en el resto de los casos que son la mayoría.los casos que son la mayoría.

Los metales formando parte de Los metales formando parte de moléculas tienen E.O. positivos.moléculas tienen E.O. positivos.

REPASO

REPASO

Cálculo de Cálculo de estado de oxidación (E.O.).estado de oxidación (E.O.).

La suma de los E.O. de una molécula neutra es La suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0.siempre 0.

EjemploEjemplo: Calcular el E.O. del S en ZnSO: Calcular el E.O. del S en ZnSO44

E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2;E.O.(Zn) = +2; E.O.(O) = –2;

+2 + E.O.(S) + 4 · (–2) = 0 +2 + E.O.(S) + 4 · (–2) = 0 E.O.(S) = +6 E.O.(S) = +6

Si se trata de un ion monoatómico es igual a su Si se trata de un ion monoatómico es igual a su carga.carga.

REPASO

REPASO

Ejemplos de cálculo de Ejemplos de cálculo de estados de oxidación (E.O.).estados de oxidación (E.O.).

COCO2 2 : el átomo de C forma dos enlaces covalentes : el átomo de C forma dos enlaces covalentes

con dos átomos de O más electronegativo que con dos átomos de O más electronegativo que él. Comparte los 4eél. Comparte los 4e– – , pero para saber cuales son , pero para saber cuales son los E.O. hay que suponer que el C los pierde, y los E.O. hay que suponer que el C los pierde, y que el O los gana, con lo cual la carga que que el O los gana, con lo cual la carga que tendría el C sería “+4” y la del O “–2” tendría el C sería “+4” y la del O “–2”

E.O. (C) = +4; E.O. (C) = +4; E.O. (O) = –2. E.O. (O) = –2.

REPASO

REPASO

Definición actualDefinición actual OXIDACIÓN:OXIDACIÓN: Pérdida de electrones Pérdida de electrones

(o aumento en el número de oxidación).(o aumento en el número de oxidación).

EjemploEjemplo: Cu : Cu Cu Cu2+2+ + 2e + 2e––

REDUCCIÓN:REDUCCIÓN: Ganancia de electrones Ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación).(o disminución en el número de oxidación).

EjemploEjemplo: Ag: Ag++ + 1e + 1e– – AgAg

Siempre que se produce una Siempre que se produce una oxidaciónoxidación debe producirse debe producirse simultáneamentesimultáneamente una una reducciónreducción..

Cada una de estas reacciones se denomina Cada una de estas reacciones se denomina semirreacciónsemirreacción..

Ejemplo: Cu +AgNOEjemplo: Cu +AgNO33

Introducimos un electrodo de cobre Introducimos un electrodo de cobre en una disolución de AgNOen una disolución de AgNO33

De manera espontánea el cobre se De manera espontánea el cobre se oxidará pasando a la disolución oxidará pasando a la disolución como Cucomo Cu2+2+, mientras que la Ag, mientras que la Ag++ de de la misma se reducirá pasando a ser la misma se reducirá pasando a ser plata metálica: plata metálica:

a) Cu a) Cu Cu2 Cu2++ + 2e + 2e–– (oxidación) (oxidación)

b) Agb) Ag++ + 1e + 1e–– Ag (reducción). Ag (reducción). Imagen cedida por © Grupo ANAYA S.A. Química 2º de bachillerrato

Ejemplo: Zn + Pb(NOEjemplo: Zn + Pb(NO33))22

Al introducir una láminaAl introducir una lámina de cinc en de cinc en una disolución de Pb(NOuna disolución de Pb(NO33))22 la la

lámina de Zn se recubre de una lámina de Zn se recubre de una capa de plomo: capa de plomo:

a) Zn a) Zn ZnZn2+2+ + 2e + 2e–– (oxidación) (oxidación)

b) Pbb) Pb2+2+ + 2e + 2e–– Pb (reducción). Pb (reducción).

Imagen cedida por © Grupo ANAYA S.A. Química 2º de bachillerrato

Ejemplo:Ejemplo: Comprobar que la reacción de formación Comprobar que la reacción de formación de hierro: Fede hierro: Fe22OO33 + 3 CO + 3 CO 2 Fe + 3 CO 2 Fe + 3 CO22 es una es una

reacción redox. Indicar los E.O. de todos los reacción redox. Indicar los E.O. de todos los elementos antes y después de la reacciónelementos antes y después de la reacción

FeFe22OO33 + 3 CO + 3 CO 2 Fe + 3 CO 2 Fe + 3 CO22

E.O.: +3 –2 +2 –2 0 +4 –2 E.O.: +3 –2 +2 –2 0 +4 –2

ReducciónReducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0” : El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0” luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3 luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones).electrones).

Oxidación:Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4” El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4” luego se oxida (en este caso pasa de compartir luego se oxida (en este caso pasa de compartir 2e2e– – con el O a compartir los 4 electrones).con el O a compartir los 4 electrones).

Oxidantes y reductoresOxidantes y reductores

OXIDANTES:OXIDANTES: El la sustancia capaz de oxidar a otra, El la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que ésta se reduce.con lo que ésta se reduce.

REDUCTORES:REDUCTORES: El la sustancia capaz de reducir a El la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que ésta se oxida.otra, con lo que ésta se oxida.

Ejemplo:Ejemplo:

Zn + 2AgZn + 2Ag++ Zn Zn2+2+ + 2Ag + 2Ag

OxidaciónOxidación: Zn (reductor) : Zn (reductor) Zn Zn2+2+ + 2e + 2e––

ReducciónReducción: Ag: Ag++ (oxidante) + 1e (oxidante) + 1e– – Ag Ag

Ejercicio A:Ejercicio A: Formule, complete y ajuste Formule, complete y ajuste las siguientes reacciones, justificando de las siguientes reacciones, justificando de

que tipo son: que tipo son: a)a) Cloruro de hidrógeno más amoniaco. Cloruro de hidrógeno más amoniaco.b) b) Carbonato cálcico más calor. Carbonato cálcico más calor. c) c) Cloro más sodio.Cloro más sodio.d) d) Ácido sulfúrico más zinc metalÁcido sulfúrico más zinc metal

a)a) HCl + NH HCl + NH33 NH NH44ClCl

Ácido-baseÁcido-base. No cambia ningún E.O.. No cambia ningún E.O.

b)b) CaCO CaCO3 3 CaO + CO CaO + CO22 ( (H<0)H<0)

DescomposiciónDescomposición. No cambia ningún E.O.. No cambia ningún E.O.

c)c) ½ Cl ½ Cl22 + Na + Na NaCl NaCl

E.O.: E.O.: 0 0 +1 –1 0 0 +1 –1 RedoxRedox

d)d) HH22SOSO44 + Zn + Zn ZnSO ZnSO4 4 + H+ H22

E.O.:E.O.: +1 +6 –2 0 +2 +6 –2 0+1 +6 –2 0 +2 +6 –2 0 RedoxRedox

Cuestión de Selectividad(Marzo 98)

Cuestión de Selectividad(Marzo 98)

Ajuste de reacciones redox Ajuste de reacciones redox (método del ion-electrón)(método del ion-electrón)

Se basa en la conservación tanto de la masa Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga (los electrones que se como de la carga (los electrones que se pierden en la oxidación son los mismos que los pierden en la oxidación son los mismos que los que se ganan en la reducción).que se ganan en la reducción).

Se trata de escribir las dos semirreacciones Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y después igualar el nº de eque tienen lugar y después igualar el nº de e–– de ambas, para que al sumarlas los electrones de ambas, para que al sumarlas los electrones desaparezcan. desaparezcan.

Etapas en el ajuste redoxEtapas en el ajuste redoxEjemplo:Ejemplo: Zn + AgNO Zn + AgNO3 3 Zn(NO Zn(NO33))22 + Ag + Ag

Primera:Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O. Identificar los átomos que cambian su E.O.

Zn(0) Zn(0) Zn(+2); Zn(+2); Ag (+1) Ag (+1) Ag (0) Ag (0) Segunda:Segunda: Escribir semirreacciones con Escribir semirreacciones con moléculas o moléculas o

iones que existan realmente en disolucióniones que existan realmente en disolución ajustando ajustando el nº de átomos: (Zn, Agel nº de átomos: (Zn, Ag++, NO, NO33

––, Zn, Zn2+2+, Ag), Ag)

Oxidación:Oxidación: Zn Zn Zn Zn2+2+ + 2e + 2e––

ReducciónReducción: Ag: Ag++ + 1e + 1e– – Ag Ag

Tercera:Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan.desaparezcan.En el ejemplo se consigue multiplicando la segunda semirreacción por 2.En el ejemplo se consigue multiplicando la segunda semirreacción por 2.

OxidaciónOxidación: : Zn Zn Zn Zn2+2+ + 2e + 2e––

ReducciónReducción: : 2Ag2Ag++ + 2e + 2e– – 2Ag 2Ag

R. globalR. global: : Zn + 2AgZn + 2Ag++ + 2e + 2e– – Zn Zn2+2+ + 2Ag + 2e + 2Ag + 2e––

Cuarta:Cuarta: Escribir la reacción química completa Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox (en el directamente en la reacción redox (en el ejemplo, el ion NOejemplo, el ion NO33

––) y comprobando que toda ) y comprobando que toda

la reacción queda ajustada:la reacción queda ajustada:

Zn + 2 AgNOZn + 2 AgNO3 3 Zn(NO Zn(NO33))22 + 2 Ag + 2 Ag

Ajuste de reacciones en disolución Ajuste de reacciones en disolución acuosa ácida o básica.acuosa ácida o básica.

Si en una disolución aparecen iones poliatómicos con O (ej Si en una disolución aparecen iones poliatómicos con O (ej SOSO44

2–2–), el ajuste se complica pues aparecen también iones H), el ajuste se complica pues aparecen también iones H++, ,

OHOH– – y moléculas dey moléculas de HH22O.O.

En medio ácido: En medio ácido: Los átomos de O que se pierdan en la reducción van a parar al agua Los átomos de O que se pierdan en la reducción van a parar al agua

(los que se ganen en la oxidación provienen del agua). (los que se ganen en la oxidación provienen del agua). Los átomos de H provienen del ácido.Los átomos de H provienen del ácido.

En medio básico:En medio básico: Los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierdan en la Los átomos de O que se ganan en la oxidación (o pierdan en la

reducción) provienen de los OHreducción) provienen de los OH––,, necesitándose tantas moléculas de necesitándose tantas moléculas de HH22O como átomos de oxígeno se ganen o pierdan.O como átomos de oxígeno se ganen o pierdan.

Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio ácidoAjuste redox en medio ácidoKMnOKMnO44 + H + H22SOSO44 + KI + KI MnSO MnSO44 + I + I2 2 + K+ K22SOSO44 + H + H22OO

Primera:Primera: Identificar los átomos que cambian su Identificar los átomos que cambian su E.O.:E.O.:

+1 +1 +7+7 –2 +1+6–2 +1 –2 +1+6–2 +1 –1–1 +2+2 +6 –2 +6 –2 0 0 +1 +6 –2 +1 –2 +1 +6 –2 +1 –2

KMnOKMnO44 + H + H22SOSO44 + KI + KI MnSO MnSO44 + I + I2 2 + K+ K22SOSO44 + H + H22OO

Moléculas o iones existentes en la disolución:Moléculas o iones existentes en la disolución: KMnOKMnO4 4 K K++ + MnO + MnO44

– – HH22SOSO4 4 2 H2 H++ + SO + SO44

2–2–

KI KI K K++ +I +I– –

MnSOMnSO4 4 MnMn2+2+ + SO + SO442–2–

KK22SOSO4 4 2K 2K++ + SO + SO442– 2–

II2 2 y Hy H22O están sin disociar.O están sin disociar.


Segunda:Segunda: Escribir semirreacciones con Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en moléculas o iones que existan realmente en disolucióndisolución ajustando el nº de átomos: ajustando el nº de átomos:

Oxidación:Oxidación: 2 I2 I–– I I22 + 2e + 2e––

ReducciónReducción:: MnOMnO44– – + 8 H+ 8 H++ + 5e + 5e– – Mn Mn2+ 2+ + 4 H+ 4 H22OO

Los 4 átomos de O del MnOLos 4 átomos de O del MnO44– – han ido a parar al Hhan ido a parar al H22O, O,

pero para formar ésta se han necesitado además 8 pero para formar ésta se han necesitado además 8 HH++. .


Tercera:Tercera: Ajustar el nº de electrones de Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan:éstos desaparezcan:

Ox.Ox.:: 5 5 xx ( (2 I2 I–– I I22 + 2e + 2e––))

Red.Red.:: 2 2 xx ( (MnOMnO44– – + 8 H+ 8 H+ + + 5e+ 5e– – Mn Mn2+ 2+ + 4 H+ 4 H22OO

Reacción globalReacción global::

10 I10 I–– + 2 MnO + 2 MnO44– – 5 I 5 I22 + 2 Mn + 2 Mn2+ 2+ + 8 H+ 8 H22O O

+ 16 H+ 16 H+ + + 10 e+ 10 e– – + 10 e+ 10 e– –


Cuarta:Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox:no intervienen directamente en la reacción redox:

22 KMnO KMnO44 + + 8 8 H H22SOSO44 22 MnSO MnSO44 + + 55 I I2 2 ++

++1010 KI KI 6 K 6 K22SOSO44 + + 88 H H22O O

La 6 moléculas de KLa 6 moléculas de K22SOSO4 4 (sustancia que no interviene en la (sustancia que no interviene en la

reacción redox) se obtienen por tanteo.reacción redox) se obtienen por tanteo.

Ejercicio B:Ejercicio B: a)a) Ajuste la siguiente reacción Ajuste la siguiente reacción escribiendo las semirreacciones de oxido- escribiendo las semirreacciones de oxido-

reducción que se producen HClO + NaCl reducción que se producen HClO + NaCl NaClO + H NaClO + H22O + O +

ClCl2 2 b)b) Calcule el volumen de disolución de ácido hipocloroso Calcule el volumen de disolución de ácido hipocloroso

0,10,1M que sería necesario utilizar para obtener 10 gramos M que sería necesario utilizar para obtener 10 gramos de cloro. Datos: Masas atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y de cloro. Datos: Masas atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H=1H=1a)a) Oxidación: Oxidación: 2 Cl 2 Cl–– – 2 e – 2 e–– Cl Cl22ReducciónReducción: 2 ClO: 2 ClO– – + 4 H+ 4 H++ + 2 + 2 ee–– Cl Cl2 2 + 2 H+ 2 H22OO

R. global:R. global: 2 Cl 2 Cl– – + 2 ClO+ 2 ClO– – + 4 H+ 4 H+ + 2 Cl 2 Cl2 2 + 2 H+ 2 H22OO

4 4 HClOHClO + + 22 NaCl NaCl 22 Cl Cl2 2 ++ 2 2 NaClO + NaClO + 22 H H22OO

Se pueden dividir por 2 todos los coeficientes:Se pueden dividir por 2 todos los coeficientes:2 HClO + NaCl 2 HClO + NaCl Cl Cl22 + NaClO + H + NaClO + H22OO

b) b) 2 mol 2 mol 71 g 71 g———— = ——— ———— = ——— n(HClO) = 0, 28 mol n(HClO) = 0, 28 mol n(HClO) n(HClO) 10 g 10 g

V= n/Molaridad = 0, 28 mol/0,1 molV= n/Molaridad = 0, 28 mol/0,1 molxxll–1–1 = = 2,8 L2,8 L

Problema de Selectividad

(Septiembre 98)

Problema de Selectividad

(Septiembre 98)

Ejemplo:Ejemplo: Ajuste redox en medio básicoAjuste redox en medio básicoCrCr22(SO(SO44))33 + KClO + KClO33 + KOH + KOH K K22CrOCrO44 + KCl + KCl + K+ K22SOSO44 + H + H22OO

Primera:Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:Identificar los átomos que cambian su E.O.: +3+3 +6 –2 +1 +6 –2 +1 +5+5 –2 +1–2 +1 +1 –2 +1–2 +1 +1 +6+6 –2 +1 –2 +1 –1–1 +1 +6 –2 +1 –2 +1 +6 –2 +1 –2

CrCr22(SO(SO44))33 + KClO + KClO33 + KOH + KOH K K22CrOCrO44 + KCl + KCl + K+ K22SOSO44 + H + H22OO

Moléculas o iones existentes en la disolución:Moléculas o iones existentes en la disolución: CrCr22(SO(SO44))33 2Cr 2Cr3+3+ + 3 SO + 3 SO44

2– 2–

KClOKClO33 K K++ +ClO +ClO33

––

KOHKOH KK++ + OH + OH––

KK22CrOCrO44 2 K 2 K++ + CrO + CrO44

2–2–

KClKCl KK++ + Cl + Cl––

KK22SOSO4 4 2K 2K++ + SO + SO442– 2–

HH22O está sin disociar.O está sin disociar.


Segunda:Segunda: Escribir semirreacciones con Escribir semirreacciones con moléculas o iones moléculas o iones que existan realmente en disoluciónque existan realmente en disolución ajustando el nº de ajustando el nº de átomos:átomos:

Oxidación:Oxidación: CrCr3+ 3+ + 8 OH+ 8 OH–– CrO CrO442– 2– + 4 H+ 4 H22O + 3eO + 3e––

Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrOLos 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO44– – provienen provienen

de los OHde los OH–– existentes en el medio básico. Se necesitan el doble pues existentes en el medio básico. Se necesitan el doble pues la mitad de éstos van a parar al Hla mitad de éstos van a parar al H22O junto con todos los átomos de H.O junto con todos los átomos de H.

ReducciónReducción:: ClOClO33– – + 3 H+ 3 H22O + 6eO + 6e– – Cl Cl– – + 6 OH+ 6 OH––

Se precisan tantas moléculas de HSe precisan tantas moléculas de H22O como átomos de O se pierdan. O como átomos de O se pierdan. Así habrá el mismo nº de O e H.Así habrá el mismo nº de O e H.


Tercera:Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan:sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan:

Ox.Ox.:: 2 2 xx ((CrCr3+ 3+ + 8 OH+ 8 OH–– CrO CrO442– 2– + 4 H+ 4 H22O + 3eO + 3e––))

Red.Red.:: ClOClO33– – + 3 H+ 3 H22O + 6eO + 6e– – Cl Cl– – + 6 OH+ 6 OH––

Reacción globalReacción global::

2 Cr2 Cr3+3+ + 16 OH + 16 OH–– + ClO + ClO33– – 2 CrO 2 CrO44

2– 2– + 8 H+ 8 H22O O

+ 3 H+ 3 H22O + 6 eO + 6 e– – + 6 e+ 6 e– – + Cl+ Cl– – + 6 OH+ 6 OH––

2 Cr2 Cr3+3+ + 10 OH + 10 OH–– + ClO + ClO33– – 2 CrO 2 CrO44

2– 2– + 5 H+ 5 H22O + ClO + Cl– –


Cuarta:Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox:que no intervienen directamente en la reacción redox:

11 Cr Cr22(SO(SO44))33 + + 10 10 KOH KOH ++ 1 1 KClO KClO33

22 K K22CrOCrO44 + + 55 H H22O + O + 11 KCl + 3 K KCl + 3 K22SOSO44

La 3 moléculas de KLa 3 moléculas de K22SOSO4 4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se (sustancia que no interviene en la reacción redox) se

obtienen por tanteo.obtienen por tanteo.

Valoración redoxValoración redoxSimilar a la valoración ácido base, debiendo Similar a la valoración ácido base, debiendo determinar el determinar el número de moles de especie oxidante y reductora que número de moles de especie oxidante y reductora que reaccionan entre sí. reaccionan entre sí.

El nº de moles de eEl nº de moles de e que pierde el oxidante es igual a los que que pierde el oxidante es igual a los que gana el reductor.gana el reductor.

Si “Si “aa” es el nº de e” es el nº de e que captura el oxidante y “ que captura el oxidante y “bb” los que pierde el reductor, ” los que pierde el reductor, sabremos que “sabremos que “aa” moles de reductor reaccionan con “” moles de reductor reaccionan con “bb” moles de oxidante.” moles de oxidante.

Se necesita conocer qué especies químicas son los productos y Se necesita conocer qué especies químicas son los productos y no sólo los reactivos.no sólo los reactivos. - -( nº e perd) (nº e gan.)×[ ]× = ×[ ]× ox redV oxidante b V reductor a

Todavía puede verse, al igual que en ácido-base, el concepto de Todavía puede verse, al igual que en ácido-base, el concepto de masa equivalente, y el de normalidad.masa equivalente, y el de normalidad.

Para calcular la Para calcular la masa equivalentemasa equivalente de una sustancia oxidante o de una sustancia oxidante o reductora hay que dividir su masa molecular por el nº de ereductora hay que dividir su masa molecular por el nº de e–– ganados o perdidos: ganados o perdidos:

De esta manera:De esta manera: nneqeq(oxidante(oxidante ) = n) = neqeq(reductora)(reductora)

Es decir:Es decir:

Para saber cual es la masa equivalente, además de saber de Para saber cual es la masa equivalente, además de saber de qué sustancia se trata, es necesario conocer en qué sustancia se qué sustancia se trata, es necesario conocer en qué sustancia se transforma (semirreacción).transforma (semirreacción).

× = × ox ox red redV N V N

=ºeq

MM

n de e

Ejemplo:Ejemplo: Se valoran 50 ml de una disolución de Se valoran 50 ml de una disolución de FeSOFeSO44 aciduladaacidulada con Hcon H22SOSO44 con 30 ml de KMnO con 30 ml de KMnO44

0,25 M.¿Cuál será la concentración del FeSO0,25 M.¿Cuál será la concentración del FeSO4 4 si el si el

MnOMnO44– – pasa a Mnpasa a Mn2+2+??

Red.Red.:: MnOMnO44– – + 8 H+ 8 H+ + + 5e+ 5e– – Mn Mn2+ 2+ + 4 H+ 4 H22OO

Oxid.Oxid.:: Fe Fe2+2+ Fe Fe3+3+ + 1e + 1e– –

Como el MnOComo el MnO44– – precisa de 5eprecisa de 5e– – para reducirse:para reducirse:

N (KMnON (KMnO44) = 0,25 M ) = 0,25 M xx 5 = 1,25 N 5 = 1,25 N

nneqeq(MnO(MnO44– – ) = n) = neqeq(Fe(Fe2+2+) )

V (KMnOV (KMnO44) ) xx N (KMnO N (KMnO44) = V (FeSO) = V (FeSO44) ) xx N (FeSO N (FeSO44) ) 30 ml 30 ml xx 1,25 N 1,25 N

N (FeSO N (FeSO44) = —————— = 0,75 N ; ) = —————— = 0,75 N ; 0,75 M0,75 M 50 ml 50 ml

Ejercicio C:Ejercicio C: Cuando se hace reaccionar Cuando se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido clorhídrico se permanganato de potasio con ácido clorhídrico se obtienen, entre otros productos, cloruro de obtienen, entre otros productos, cloruro de

manganeso (II) y cloro molecular. manganeso (II) y cloro molecular. a)a) Ajuste y complete la reacción. Calcule los pesos equivalentes del oxidante y Ajuste y complete la reacción. Calcule los pesos equivalentes del oxidante y del reductor. del reductor. b) b) Calcule el volumen de cloro, medido en condiciones normales, Calcule el volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de permanganato de potasio con que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de permanganato de potasio con

exceso de ácido clorhídrico.exceso de ácido clorhídrico. Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H= 1,0. R = 0,082 atm L KH= 1,0. R = 0,082 atm L K-1-1 mol mol-1-1..

a) a)

Oxidación: (2 ClOxidación: (2 Cl– – – 2 e – 2 e–– Cl Cl22)·5)·5

Reducción: (MnOReducción: (MnO44–– + 8 H + 8 H++ + 5 e + 5 e–– Mn Mn2+2+ + 4 H + 4 H22O)·2O)·2

R. global: 2 MnOR. global: 2 MnO44– – + 16 H+ 16 H++ + 10 Cl + 10 Cl– – 2 Mn 2 Mn2+2+ + 5 Cl + 5 Cl22

2 KMnO2 KMnO44 + 16 HCl + 16 HCl 2 MnCl 2 MnCl22 + 8 H + 8 H22O + 5 ClO + 5 Cl22 +2 KCl +2 KCl

Problema de Selectividad(Reserva 98)

Problema de Selectividad(Reserva 98)

Masa equivalenteMasa equivalente

Oxidante: KMnOOxidante: KMnO44 (158/5) g/eq = (158/5) g/eq = 31,6 g/eq31,6 g/eq

Reductor: HClReductor: HCl (36,5/1) g/eq = (36,5/1) g/eq = 36,5 g /eq36,5 g /eq

b)b)

2 KMnO2 KMnO44 + 16 HCl + 16 HCl 5 Cl 5 Cl22 + 2 MnCl + 2 MnCl22 + 8 H + 8 H22O +2 KClO +2 KCl

2·158 g2·158 g 5·22,4 L 5·22,4 L———— = ———— ———— = ———— V(Cl V(Cl22) = ) = 35,44 L35,44 L 100 g 100 g V(Cl V(Cl22))

Tipos de reacciones redox Tipos de reacciones redox (según su espontaneidad).(según su espontaneidad).

Reacciones espontáneasReacciones espontáneas (se produce energía (se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada en una eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química):reacción química):

Pilas voltaicasPilas voltaicas Reacciones no espontáneasReacciones no espontáneas (se producen (se producen

sustancias químicas a partir de energía sustancias químicas a partir de energía eléctrica suministrada):eléctrica suministrada):

ElectrólisisElectrólisis

Pilas voltaicas.Pilas voltaicas.

Si se introduce una barra de Zn en una disolución Si se introduce una barra de Zn en una disolución de CuSOde CuSO44 (Cu (Cu2+2+ + SO + SO4 4

2–2–) se producirá ) se producirá espontáneamente la siguiente reacción:espontáneamente la siguiente reacción:

CuCu2+2+ (aq) + Zn (s) (aq) + Zn (s) Cu (s) + Zn Cu (s) + Zn2+ 2+ (aq)(aq)El Zn se oxida (pierde electrones) y el CuEl Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+2+ se reduce (los se reduce (los gana).gana).

Si hacemos que las Si hacemos que las reacciones reacciones de oxidación y de oxidación y reducción se reducción se produzcan en produzcan en recipientes recipientes separados, separados, los electrones los electrones circularán circularán (corriente eléctrica).(corriente eléctrica).

Pilas voltaicas.Pilas voltaicas.

Tipos de electrodos.

Se llama así a cada barra metálica sumergida en una Se llama así a cada barra metálica sumergida en una disolución del mismo metal. En una pila hay dos disolución del mismo metal. En una pila hay dos electrodos:electrodos:

Ánodo (-)Ánodo (-): Se lleva a cabo la : Se lleva a cabo la oxidaciónoxidación Allí van los aniones. Allí van los aniones. En el ejemplo anterior sería el electrodo de Zn.En el ejemplo anterior sería el electrodo de Zn.

Cátodo (+)Cátodo (+): Se lleva a cabo la : Se lleva a cabo la reducción reducción Allí van los cationes. Allí van los cationes. En el ejemplo anterior sería el electrodo de Cu.En el ejemplo anterior sería el electrodo de Cu.

Pila Daniell. Pila Daniell.

Consta de dos Consta de dos semiceldassemiceldas

Una con un electrodo Una con un electrodo de Cu en una de Cu en una disolución de CuSOdisolución de CuSO44

Otra con un electrodo Otra con un electrodo de Znde Znen una disolución de en una disolución de ZnSOZnSO44..

© E

d. E

CIR

. Quí

mic

a 2º

Bac

h.

Están unidas por un Están unidas por un puente salino que evita puente salino que evita que se acumulen que se acumulen cargas del mismo cargas del mismo signo en cada signo en cada semicelda. semicelda.

Entre los dos Entre los dos electrodos se genera electrodos se genera una diferencia de una diferencia de potencial que se puede potencial que se puede medir con un medir con un voltímetro.voltímetro.

© Ed. ECIR. Química 2º Bach.

Representación esquemática de Representación esquemática de una pilauna pila

La pila anterior se representaría:La pila anterior se representaría:

Ánodo Ánodo Puente salinoPuente salino Cátodo Cátodo

Zn (s) Zn (s) ZnSO ZnSO4 4 (aq) (aq) CuSO CuSO4 4 (aq) (aq) Cu (s) Cu (s)

ÁnodoÁnodo se lleva a cabo la se lleva a cabo la oxidación:oxidación:Zn – 2 e Zn – 2 e – – Zn Zn2+2+..

CátodoCátodo se lleva a cabo la se lleva a cabo la reducción:reducción:CuCu2+2+ + 2 e + 2 e – – Cu. Cu.

Pilas comerciales.Pilas comerciales.

(Imágenes cedidas por © Grupo ANAYA. S.A. Química 2º Bachillerato)

Alcalina De mercurio (botón) Salina

Potencial de reducción.Potencial de reducción.Las pilas producen una diferencia de potencial (Las pilas producen una diferencia de potencial (εεpilapila) que ) que

puede considerarse como la diferencia entre los puede considerarse como la diferencia entre los potenciales de reducción de los dos electrodos que la potenciales de reducción de los dos electrodos que la conforman. conforman.

Consideraremos que cada semirreacción de reducción Consideraremos que cada semirreacción de reducción viene dada por un potencial de reducción. Como en el viene dada por un potencial de reducción. Como en el cátodo se produce la reducción, en todas las pilas cátodo se produce la reducción, en todas las pilas εε catodo catodo > >

εε ánodoánodo..

pila catodo cnodoE E E

Cada pareja de sustancia oxidante-reductora Cada pareja de sustancia oxidante-reductora tendrá una mayor o menor tendencia a estar en tendrá una mayor o menor tendencia a estar en su forma oxidada o reducida.su forma oxidada o reducida.

El que se encuentre en una u otra forma El que se encuentre en una u otra forma dependerá de la otra pareja de sustancia dependerá de la otra pareja de sustancia oxidante-reductora.oxidante-reductora.

¿Qué especie se reducirá?¿Qué especie se reducirá?

Sencillamente, la que tenga un mayor potencial Sencillamente, la que tenga un mayor potencial de reducción.de reducción.

Electrodos de Hidrógeno.Electrodos de Hidrógeno.

Al potencial de reducción del electrodo de Al potencial de reducción del electrodo de hidrógeno se le asigna por convenio un hidrógeno se le asigna por convenio un potencial de 0’0 V para [Hpotencial de 0’0 V para [H++] = 1 M.] = 1 M.

Reacción de reducción:Reacción de reducción: 2 H 2 H+ + + 2 e+ 2 e– – H H22

εεHH++/H/H2 2 = 0 V (a 25º C)= 0 V (a 25º C)

Un electrodo de hidrógeno es una lámina Un electrodo de hidrógeno es una lámina de de platino sobre el que se burbujea Hplatino sobre el que se burbujea H22 a una a una

presión de 1 atm a través de una presión de 1 atm a través de una disolución 1 disolución 1 M de HM de H++..

Tabla de Tabla de potenciales de potenciales de reducciónreducción

Sistema Semirreacción E° (V)

Li+ / Li Li+ 1 e– Li –3,04

K+ / K K+ + 1 e– K –2,92

Ca2+ /Ca Ca2++ 2 e– Ca –2,87

Na+ / Na Na++ 1 e– Na –2,71

Mg2+ / Mg Mg2++ 2 e– Mg –2,37

Al3+ / Al Al3+ + 3 e– Al –1,66

Mn2+ / Mn Mn2+ + 2 e– Mn –1,18

Zn2+ / Zn Zn2++ 2 e– Zn –0,76

Cr3+ / Cr Cr3+ + 3 e– Cr –0,74

Fe2+ / Fe Fe2+ + 2 e– Fe –0,41

Cd2+ / Cd Cd2+ + 2 e– Cd –0,40

Ni2+ / Ni Ni2+ + 2 e– Ni –0,25

Sn2+ / Sn Sn2+ + 2 e– Sn –0,14

Pb2+ / Pb Pb2+ + 2 e– Pb –0,13

H+ / H2 2 H+ + 2 e– H2 0,00

Cu2+ / Cu Cu2+ + 2 e– Cu 0,34

I2 / I– I2 + 2 e– 2 I– 0,53

MnO4–/MnO2 MnO4

– `+ 2 H2O + 3 e– MnO2 + 4 OH– 0,53

Hg2+ / Hg Hg2+ + 2 e– 2 Hg 0,79

Ag+ / Ag Ag+ + 1 e– Ag 0,80

Br2 / Br– Br2 + 2 e– 2 Br– 1,07

Cl2 / Cl– Cl2 + 2 e– 2 Cl– 1,36

Au3+ / Au Au3+ + 3 e– Au 1,500

MnO4– / Mn2+ MnO4

– `+ 8 H++ 5 e– Mn2+

+ 2 H2O 1,51

Metales frente a ácidos.Metales frente a ácidos.Según sea el potencial de reducción del metal menor o mayor Según sea el potencial de reducción del metal menor o mayor que 0 reaccionará o no reaccionará con los ácidos para [H+] que 0 reaccionará o no reaccionará con los ácidos para [H+] = 1 M. = 1 M. Toda pareja oxidante-reductora que tenga más tendencia a Toda pareja oxidante-reductora que tenga más tendencia a reducirse que los Hreducirse que los H++ tendrán un potencial de reducción tendrán un potencial de reducción εε > 0. > 0.Así, el Cu no reacciona con ácidos en concentraciones normales: Así, el Cu no reacciona con ácidos en concentraciones normales:

Cu + 2 HCu + 2 H++ no reacciona. no reacciona.

Toda pareja oxidante-reductora que tenga menos tendencia a Toda pareja oxidante-reductora que tenga menos tendencia a reducirse que los Hreducirse que los H++ tendrán un potencial de reducción tendrán un potencial de reducción εε < 0. < 0.Así, el Zn reacciona con ácidos desprendiendo hidrógeno: Así, el Zn reacciona con ácidos desprendiendo hidrógeno:

Zn + 2 HZn + 2 H++ Zn Zn2+2+ + H + H22

Ejemplo:Ejemplo: Decir si será espontánea la siguiente Decir si será espontánea la siguiente reacción redox: reacción redox: ClCl22(g) + 2 I(g) + 2 I–– (aq) (aq) 2Cl 2Cl–– (aq) + I (aq) + I22 (s) (s)

La reacción dada es la suma de las siguientes La reacción dada es la suma de las siguientes semirreacciones:semirreacciones:

RedRed. (cátodo): . (cátodo): ClCl22(g) + 2e(g) + 2e–– 2Cl 2Cl––(aq) (aq) Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo): 2 I 2 I––(aq) (aq) I I22 (s) + 2e (s) + 2e– –

Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que εε pilapila > 0: > 0: εεpila pila = = εε cátodo cátodo – – εεánodo ánodo = +1’36 V – 0’54 V = = +1’36 V – 0’54 V =

= +0’72 V > 0= +0’72 V > 0

luego es luego es espontáneaespontánea (las moléculas de Cl(las moléculas de Cl22 tienen más tendencia a reducirse que las de I tienen más tendencia a reducirse que las de I22).).

Ejercicio D:Ejercicio D: Una pila consta de un electrodo de Mg Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NOintroducido en una disolución 1 M de Mg(NO33))22 y un y un

electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNOelectrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO3 3 . .

¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál ¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será el voltaje de la pila correspondiente?será el voltaje de la pila correspondiente?

¿Qué especie se reduce?¿Qué especie se reduce?

La que tenga mayor potencial de reducción. En este La que tenga mayor potencial de reducción. En este caso la Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg.caso la Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg.

RedRed. (cátodo): . (cátodo): AgAg++(aq) + 1e(aq) + 1e–– Ag(s) Ag(s)

Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo): Mg(s) Mg(s) Mg Mg2+2+(aq) + 2e(aq) + 2e– –

εεpila pila = = εε catodo catodo – – εεánodo ánodo = +0,80 V – (–2,37 V)= +0,80 V – (–2,37 V)

εεpila pila = 3,17 V= 3,17 V

Ejercicio E:Ejercicio E: Dada laDada la siguiente tabla de potencia- siguiente tabla de potencia-

les normales expresados en voltios:les normales expresados en voltios:a)a) Escriba el nombre de: Escriba el nombre de: -La forma reducida del oxidante más -La forma reducida del oxidante más fuerte. fuerte. -Un catión que pueda ser oxidante-Un catión que pueda ser oxidante y reductor. y reductor. -La especie más reductora.-La especie más reductora.-Un anión que pueda ser oxidante y reductor. -Un anión que pueda ser oxidante y reductor. b)b) Escriba y ajuste dos reacciones que sean espontaneas Escriba y ajuste dos reacciones que sean espontaneas entre especies de la tabla que correspondan a:entre especies de la tabla que correspondan a:-Una oxidación de un catión por un anión. -Una oxidación de un catión por un anión.

-Una reducción de un catión por un anión. -Una reducción de un catión por un anión.

Cuestión de Selectividad

(Junio 98)

Cuestión de Selectividad

(Junio 98)

Par redox E0 (V)Cl2 / Cl– 1,35 ClO4

–/ClO3– 1,19

ClO3–/ClO2

– 1,16Cu2+/Cu0 0,35 SO3

2–/ S2– 0,23SO4

2– / S2– 0,15 Sn 4+/Sn2+ 0,15 Sn2+ / Sn0 -0,14

Cl–

Sn2+

ClO3–

ClO3– + Sn2+ + 2 H+ ClO2

– + Sn4+ + H2O

S2– + 4 Cu2+ + 4 H2O SO42– + 8 H+ + 4 Cu

Sn0

ElectrólisisElectrólisisCuando la reacción redox no es espontánea Cuando la reacción redox no es espontánea

en un sentido, podrá suceder si desde el en un sentido, podrá suceder si desde el exterior se suministran los electrones.exterior se suministran los electrones.

En el ejercicio D anterior en el que el electrodo de Magnesio En el ejercicio D anterior en el que el electrodo de Magnesio hacía de ánodo y se oxidaba frente al de plata que hacía de hacía de ánodo y se oxidaba frente al de plata que hacía de cátodo formando una pila de f.e.m = 3,17 V, se puede forzar cátodo formando una pila de f.e.m = 3,17 V, se puede forzar la formación de Mg(s) (reducción) la formación de Mg(s) (reducción) si desde el exterior se si desde el exterior se suministran los 3,17 V que se necesitan vencer suministran los 3,17 V que se necesitan vencer (por ejemplo usando una pila que proporcione mayor voltaje).(por ejemplo usando una pila que proporcione mayor voltaje).

Aplicaciones de la electrólisis.Aplicaciones de la electrólisis.

Se utiliza industrialmente Se utiliza industrialmente para obtener metalespara obtener metales a partir de sales de dichos metales utilizando la a partir de sales de dichos metales utilizando la electricidad como fuente de energía.electricidad como fuente de energía.

Se llama Se llama galvanoplastiagalvanoplastia al proceso de recubrir al proceso de recubrir un objeto metálico con una capa fina de otro un objeto metálico con una capa fina de otro metal:metal:Ejemplo:Ejemplo: Zn Zn2+2+ + 2 e + 2 e– – Zn (cincado) Zn (cincado)(en este caso los electrones los suministra la (en este caso los electrones los suministra la corriente eléctrica)corriente eléctrica)

Aplicaciones de la electrólisis.Aplicaciones de la electrólisis.

© Editorial ECIR. Química 2º Bachillerato.

Electrorrefinado del Cu. Electrodeposición de Ag.

Comparación de la polaridad de los Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.electrodos en pilas y electrólisis.

© ECIR. Química 2º Bachillerato

Electrólisis. Ecuación de Faraday.Electrólisis. Ecuación de Faraday.

La La carga de un electróncarga de un electrón es de es de 1’6 1’6 xx 10 10–19–19 C C y y

la de la de 1 mol de electrones1 mol de electrones (6’02 (6’02 xx 10 102323) es el producto de ) es el producto de ambos números: ambos números: 96500 C = 1 F96500 C = 1 F..

Con un mol de electrones se es capaz de reducir 1 mol Con un mol de electrones se es capaz de reducir 1 mol de metal monovalente o ½de metal monovalente o ½mol de metal divalente, es mol de metal divalente, es decir, un equivalente del metal (Mdecir, un equivalente del metal (Matat/valencia)./valencia).

1 equivalente precisa 96500 C1 equivalente precisa 96500 Cnneqeq (m (g)/M (m (g)/Meqeq) precisarán Q) precisarán Q

De la proporción anterior se deduce:De la proporción anterior se deduce: m Qm Q

nneqeq = —— = ————— = —— = ————— M Meqeq 96500 C/eq 96500 C/eq

De donde, sustituyendo Q por I · t (más fáciles De donde, sustituyendo Q por I · t (más fáciles de medir) y despejando “m” se obtiene:de medir) y despejando “m” se obtiene:

-( )

96500 º 96500eq at

M I t M I tm g

n e

Ejemplo:Ejemplo: Se realiza la electrólisis de un Se realiza la electrólisis de un disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la cantidad de hierro depositado en el cátodo.cantidad de hierro depositado en el cátodo.

El tricloruro en disolución estará disociado:El tricloruro en disolución estará disociado: FeCl FeCl33 3 Cl 3 Cl–– + Fe + Fe3+3+

La reducción será: FeLa reducción será: Fe3+3+ + 3 e + 3 e–– Fe Fe MMeqeq xx I I xx t (55,8/3) g/eq t (55,8/3) g/eq xx 10 A 10 A xx 3 3 xx 3600 3600

ssm (g) = ————— = —————————————m (g) = ————— = ————————————— 96500 C/eq 96500 C/eq 96500 C/eq96500 C/eq

m (g) = 20,82 gm (g) = 20,82 g

Ejercicio F:Ejercicio F: Una corriente de 4 amperiosUna corriente de 4 amperioscircula durante 1 hora y 10 minutos a través de circula durante 1 hora y 10 minutos a través de

dos células electrolíticas que contienen, respectivamente, dos células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio,sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio, a)a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.ambas células electrolíticas.b)b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq -1-1

a)a) Cu Cu2+2+ + 2 e + 2 e–– Cu Cu ; ; AlAl3+3+ + 3 e + 3 e–– Al Al

b)b)

MMeqeq · I · t (63,5/2) g/eq·4 A· 4200 s · I · t (63,5/2) g/eq·4 A· 4200 sm (Cu) = ————— = ——————————— =m (Cu) = ————— = ——————————— = 5,53 g5,53 g 96500 C/eq 96500 C/eq 96500 C/eq 96500 C/eq

MMeqeq · I · t (27,0/3) g/eq·4 A· 4200 s · I · t (27,0/3) g/eq·4 A· 4200 sm (Al) = ————— = ——————————— = m (Al) = ————— = ——————————— = 1,57 g1,57 g 96500 C/eq 96500 C/eq 96500 C/eq 96500 C/eq

Problema Selectividad

(Junio 98)

Problema Selectividad

(Junio 98)

Ejercicio F:Ejercicio F: La figura adjunta representaLa figura adjunta representauna celda para la obtención de cloro una celda para la obtención de cloro

mediante electrólisis. Conteste a las siguientes mediante electrólisis. Conteste a las siguientes cuestiones:cuestiones:a)a) Escriba las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el Escriba las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo. cátodo. b)b)Señale cuál es la de oxidación y cuál la de reducción. Señale cuál es la de oxidación y cuál la de reducción. c)c)La disolución inicial de cloruro sódico tiene un pH = 7. Se La disolución inicial de cloruro sódico tiene un pH = 7. Se produce modificación del pH durante la electrólisis? ¿Por qué? produce modificación del pH durante la electrólisis? ¿Por qué? d)d) ¿Por qué se obtiene hidrógeno en lugar de sodio metálico? ¿Por qué se obtiene hidrógeno en lugar de sodio metálico?

Cuestión Selectividad (Reserva 98)

Cuestión Selectividad (Reserva 98)

a)a) Ánodo:Ánodo: 2 Cl 2 Cl– – (aq) (aq) Cl Cl2 2 (g) + 2 e(g) + 2 e–– (1)(1)

Cátodo: Cátodo: 2 H2 H+ + (aq)(aq) + 2 e+ 2 e– – H H2 2 (g) (2) (g) (2)

b)b) Oxidación: Oxidación: ánodo ánodo (1)(1). Reducción: cátodo . Reducción: cátodo (2)(2).. c)c) Al ir disminuyendo [HAl ir disminuyendo [H+ + ], el pH va aumentando puesto que ], el pH va aumentando puesto que

los OHlos OH– – traspasan el diafragma poroso para compensar la traspasan el diafragma poroso para compensar la perdida de Clperdida de Cl––..

d)d) Porque el potencial de reducción del HPorque el potencial de reducción del H22 es mayor que el es mayor que el

del Na. y se precisa menos voltaje para que se produzca la del Na. y se precisa menos voltaje para que se produzca la electrólisis. electrólisis. El del HEl del H2 2 [2 H[2 H+ + (aq)(aq) + 2e+ 2e– – H H22 (g)] es 0,0 V y se toma como (g)] es 0,0 V y se toma como

unidad, mientras que el del Na unidad, mientras que el del Na [Na[Na+ + (aq)(aq) + 1e+ 1e– – Na (s)] es negativo (el Na, al ser un metal Na (s)] es negativo (el Na, al ser un metal alcalino es muy fácilmente oxidable).alcalino es muy fácilmente oxidable).

Electrólisis del NaClElectrólisis del NaClLa reacción 2 Na + ClLa reacción 2 Na + Cl2 2 2 NaCl es una reacción espontánea puesto que 2 NaCl es una reacción espontánea puesto que

E(ClE(Cl22/2Cl/2Cl––) > E(Na) > E(Na++/Na) /Na)

Y lógicamente, la reacción contraria será no espontánea: 2 NaCl Y lógicamente, la reacción contraria será no espontánea: 2 NaCl 2 Na + 2 Na +

ClCl2 2

RedRed. (cátodo): . (cátodo): 2 Na2 Na++(aq) + 2e(aq) + 2e– – 2 Na (s) 2 Na (s)

Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo): 2Cl2Cl––(aq) (aq) Cl Cl22(g) + 2e(g) + 2e––

EEpila pila = E= Ecatodo catodo – E– Eánodo ánodo = –2’71 V – 1’36 V = – 4’07 V= –2’71 V – 1’36 V = – 4’07 V

El valor negativo de EEl valor negativo de Epila pila reafirma que la reacción no es espontánea. Pero suministrando reafirma que la reacción no es espontánea. Pero suministrando

un voltaje superior a 4’07 V se podrá descomponer el NaCl en sus elementos: Na y Clun voltaje superior a 4’07 V se podrá descomponer el NaCl en sus elementos: Na y Cl 22

Corrosión. Corrosión.

Gota de agua corroyendo una superficie de hierro.

© Ed. Santillana. Química 2º

Un problema muy importante es la Un problema muy importante es la corrosión de los metales; por corrosión de los metales; por ejemplo, el hierro:ejemplo, el hierro:

Oxid.Oxid. (ánodo):(ánodo): Fe (s) Fe (s) Fe Fe2+2+(aq) + 2e(aq) + 2e– –

RedRed. (cátodo): . (cátodo): OO22(g) + 4 H(g) + 4 H++(aq) + 4e(aq) + 4e– – 2 H 2 H22O(l)O(l)

En una segunda fase el FeEn una segunda fase el Fe2+2+ se se oxida a Feoxida a Fe3+3+ : :4 Fe4 Fe2+2+(aq) + O(aq) + O22(g) + 4 H(g) + 4 H22O(l) O(l) 2 Fe 2 Fe22OO33(s) (s)

+ 8 H+ 8 H++(aq)(aq)

Protección catódica.Protección catódica.Sirve para prevenir la Sirve para prevenir la corrosión.corrosión.

Consiste en soldar a la Consiste en soldar a la tubería de hierro a un tubería de hierro a un ánodo de Mg que ánodo de Mg que forma una pila con el forma una pila con el Fe y evita que éste se Fe y evita que éste se oxide, ya que que oxide, ya que que quien se oxida es el quien se oxida es el Mg.Mg.

Tubería protegida por un ánodo de Magnesio.

© Grupo ANAYA S.A. Química 2º.

reacciones de transferencia de electrones

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