UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD ESCUELA DE CIENCIAS BÁSICAS, TECNOLOGÍA E INGENIERÍA Actividad 4. Lección evaluativa unidad UNO: 401538 – ELECTROQUÍMICA

Actividad 4. Leccion evaluativa de la unidad UNO

En una reacción de oxidación/reducción a veces llamadas reacciones redox, los electrones se transfieren de un reactivo a otro. Ocurren reacciones de oxidación– reducción (redox) cuando las sustancias que se combinan intercambian electrones. De manera simultánea, con dicho intercambio, tiene lugar una variación en el número de oxidación (estado de oxidación) de las especies químicas que reaccionan. El manejo del número de oxidación es imprescindible para el balanceo de las reacciones redox. El número de oxidación puede definirse como la carga real o virtual que tienen las especies químicas (átomos, moléculas, iones) que forman las sustancias puras. Esta carga se determina con base en la electronegatividad de las especies según las reglas siguientes. Número de oxidación de un elemento químico. El número de oxidación de un elemento químico es de cero ya sea que este se encuentre en forma atómica o de molécula polinuclear. Ejemplos: Na0, Cu0, Fe0, H20, Cl20, N20, O20, P40, S80 Número de oxidación de un ion monoatómico. El número de oxidación de un ion monoatómico (catión o anión) es la carga eléctrica real, positiva o negativa, que resulta de la pérdida o ganancia de electrones, respectivamente. Ejemplos: Cationes: Na+, Cu2+, Hg2+, Cr3+, Ag+, Fe2+, Fe3+ Aniones: F-, Br-, S2-, N3-, O2-, As3Número de oxidación del hidrógeno. El número de oxidación del hidrógeno casi siempre es de 1+, salvo en el caso de los hidruros metálicos donde es de 1–. Número de oxidación del oxígeno. El número de oxidación del oxígeno casi siempre es de 2–, (O2–) salvo en los peróxidos, donde es de 1–, (O22–) y en los hiperóxidos donde es de ½– (O21–). Números de oxidación de los elementos que forman compuestos covalentes binarios. Los números de oxidación de los elementos que forman compuestos covalentes binarios (compuestos que se forman entre no metales) son las cargas virtuales que se asignan con base en la electronegatividad de los elementos combinados. Al elemento más electronegativo se le asigna la carga negativa total (como si fuera carga iónica), al otro elemento del compuesto se le asigna carga positiva (también como si fuera carga iónica).

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En los compuestos binarios covalentes, la carga virtual se asigna según la secuencia que aparece a continuación. El elemento que llevará la carga virtual negativa se halla a la derecha de la lista y los que le preceden llevarán la carga positiva. Asignación de la carga negativa Si, B, Sb, As, P, H, C, N, Te, Se, I, Br, Cl, O, F Asignación de la carga positiva Número de oxidación de un catión o anión poliatómicos. El número de oxidación de un catión o anión poliatómicos es la carga virtual que se asigna a los elementos combinados con base en la electronegatividad de dichos elementos. La carga virtual que se asigna se considera como si fuera el resultado de la trasferencia total de electrones (carga iónica). Por ejemplo: en el ion nitrato, NO3–, los estados de oxidación del nitrógeno y del oxígeno son [N5+O32–] = [N5+3O2–] = N5+ y O2– = la sumatoria +5 + 3(2−) = −1, siempre debe ser igual a la carga del ion. Estos estados de oxidación no son cargas reales y se les puede considerar como cargas virtuales. En el ion sulfato, SO42−, puede verse que los estados de oxidación del S y del oxígeno son [S6+O42−] = [S6+4O2−] = S6+ y O2– = la sumatoria +6 + 4(2−) = −2. De manera semejante, en el ion amonio, NH4+, los estados de oxidación del nitrógeno y del hidrógeno son [N3−H4+] = [N3−4H+] = N3− y H+ = la sumatoria −3 + 4(+1) = +1. Carga de los iones poliatómicos. Es la carga iónica que resulta cuando se suman los números de oxidación de los elementos que forman dicho ion. Por ejemplo, la carga del ion nitrato resulta de sumar los números de oxidación del nitrógeno y del oxígeno, 3

=

-2 3

=

[

3(-2)]= -1

De igual manera se calcula los números de oxidación para los iones sulfato y amonio. Números de oxidación y cargas en compuestos iónicos poliatómicos. Cuando se tiene la fórmula completa de un compuesto iónico, la suma tanto de los números de oxidación como de las cargas debe ser de cero:

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Por ejemplo: Na2SO4 Números de oxidación: a2

4

=

a2 1

-2 4

= a2

[ 2 4

4(-2)]=

Números de oxidación en compuestos orgánicos. El número de oxidación de los elementos que forman los compuestos orgánicos también se asigna con base en la electronegatividad. Sin embargo, aquí se sugiere escribir las fórmulas desarrolladas de dichos compuestos.

Reacciones Redox En una reacción química redox el donador o aceptor de electrones, es el electrodo (al que se comunica un potencial eléctrico) donde se realiza la transferencia electródica, cambiando de un medio homogéneo (reacción química) a un medio heterogéneo (reacción electroquímica). El proceso electroquímico puede estar controlado por el transporte de masa (es decir por la rapidez con que se le suministra materia al electrodo) o por la velocidad de transferencia de carga. Por ello comúnmente se habla de procesos controlados por transporte (de masa) o por cinética (de transferencia de carga).

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Las reacciones de este tipo en las cuales se transfieren uno o más electrones se llaman reacciones de óxido-reducción o reacciones redox. La oxidación se define como pérdida de electrones y la reducción es la ganancia de electrones. Al reaccionar el cloro y el sodio elementales, cada átomo de sodio pierde un electrón y forma un ion 1+; por tanto, se dice que el sodio se oxida. Cada átomo de cloro gana un electrón y forma un ion cloruro negativo, y por tanto se reduce. Siempre que un metal reacciona con un no metal para formar un compuesto iónico se transfieren electrones del metal al no metal; en consecuencia, estas reacciones siempre son de óxido-reducción y el metal se oxida (pierde electrones) y el no metal se reduce (gana electrones). Ejemplo: En las siguientes reacciones identifique el elemento que se oxida y el que se reduce: a. 2Mg(s) + O2(g) → 2Mg b. 2Al(s) + 3I2(s) → 2AlI3(s)

(s)

Solución: a. Se sabe que los metales del grupo 2 forman cationes 2 + y los no metales del grupo 6 forman aniones 2¯, por lo que se predice que el óxido de magnesio contiene iones Mg2+ y O2− esto significa que en la presente reacción cada Mg pierde dos electrones para formar Mg2+ y por tanto se oxida. Además cada O gana dos electrones para formar O2− y se reduce. b. El ioduro de aluminio contiene iones Al3+ e I− de manera que los átomos de aluminio pierden electrones (se oxidan) y los de yodo ganan electrones (se reducen). Ejemplo: Considera la reacción: Cu(s) + 2Ag+(ac) → Cu+2(ac) + 2Ag(s) a. b. c. d.

Escribe las semirreacciones de oxidación y de reducción Indica el agente oxidante y el reductor Escribe el esquema de la pila que se puede formar con dicha ecuación Indica el ánodo y el cátodo de la pila

Solución: a. b. c. d.

Oxidación: Cu(s) → Cu+2(ac) + 2e; Reducción: 2Ag+(ac) + 2 e → 2Ag(s) El agente oxidante: Ag (se reduce) y el agente reductor: Cu (se oxida) Cu(s) | Cu+2(ac) || Ag+(ac) | Ag(s) El ánodo: Cu y el cátodo: Ag

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Link de consulta: http://catedras.quimica.unlp.edu.ar/correlacion/Info_Promo/Material%20Compleme ntario/Diapos/Naturales/ElectroquimicaNaturales.pdf http://www.librosq.com/2012/05/pilas-electroquimicas-teoria-y.html?spref=bl http://www.heurema.com/ApuntesFQ/AQuimica/EquilibrioRedox/Pilas%20electroq u%EDmicas.pdf

A continuación se resume el método para balanceo de reacciones de óxidoreducción en solución acuosa:    

Se separa la reacción en una semirreacción de oxidación y otra de reducción Se balancean las semirreacciones por separado Se iguala el número de electrones que se ganan y se pierden Se suman las semirreacciones para obtener la ecuación general balanceada

La mayoría de las reacciones de óxido-reducción se verifican en soluciones de tipo decididamente básico o ácido. Sólo se estudiarán los casos de solución ácida por ser los más comunes. El procedimiento para balanceo de ecuaciones de reacciones de óxido-reducción en solución ácida se indica a continuación: PASO 1 Se escriben las ecuaciones de las semirreacciones de oxidación y reducción. PASO 2 Para cada semirreacción:  Se balancean todos los elementos con excepción de hidrógeno y oxígeno.  Se balancea el oxígeno empleando H2O.  Se balancea el hidrógeno empleando H+.  Se balancea la carga usando los electrones. PASO 3 En caso necesario, se multiplica una o ambas semirreacciones balanceadas por algún número entero para igualar el número de electrones que se transfieren entre ambas. PASO 4 Se suman las semirreacciones y se cancelan las especies idénticas que aparecen a ambos lados. PASO 5 Se comprueba que los elementos y sus cargas estén balanceadas. Ejemplo:

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Balancee la ecuación de la reacción entre permanganato e iones hierro (II) en solución ácida. La ecuación iónica neta de la reacción es: MnO4−(ac) + Fe2+(ac) → Fe3+(ac) + Mn2+(ac) Esta reacción se emplea para analizar mineral de hierro y determinar su contenido de este metal. Solución: PASO 1 Se identifican y se escriben las ecuaciones de las semirreacciones. Los estados de oxidación en la semirreacción en que participa el ion permanganato indican que el manganeso se reduce. MnO4− → Mn2+(ac) Estados de oxidación: [Mn+7O4−2]− → Mn2+ Obsérvese que el lado Izquierdo contiene oxígeno pero el lado derecho no. Esto se toma en cuenta posteriormente al añadir agua. Como el estado de oxidación del manganeso varia de +7 a +2, se reduce. Por tanto ésta es la semirreacción de reducción. La otra semirreacción es la oxidación de hierro (II) a hierro (III) y es la semirreacción de oxidación. Fe2+ → Fe3+ PASO 2 Se balancea cada semirreacción:  Para la reacción de reducción se tiene que MnO4− → Mn2+  El manganeso ya está balanceado.  Se balancea el oxígeno añadiendo 4H2O al lado derecho de la ecuación. MnO4− → Mn2+ + 4H2O  A continuación se balancea el hidrógeno añadiendo 8H+ al lado izquierdo. El H+ procede de la solución ácida en la cual se efectúa la reacción 8H+ + MnO4− → Mn2+ + 4H2O  Todos los elementos están balanceados pero es necesario balancear las cargas usando electrones. De momento se tienen las siguientes cargas para reactivos y productos en la semirreacción de reducción.

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8H+ + MnO4− → Mn2+ + 4H2O 8 (−1) → 2 +7 → 2 Se igualan las cargas añadiendo cinco electrones al lado izquierdo. 5e + 8H+ + MnO4− → Mn2+ + 4H2O −5 7 → 2 +2 → 2 Ahora tanto los elementos como las cargas se encuentran balanceados por lo que ésta es una semirreacción de reducción balanceada. El hecho de que aparezcan cinco electrones del lado de los reactivos de la ecuación es lógico porque se requieren cinco electrones para reducir de MnO4− (en donde Mn tiene estado de oxidación de +7) a Mn2+ (en donde Mn tiene estado de oxidación de +2). Para la reacción de oxidación: Fe2+ → Fe3+ Los elementos se encuentran balanceados, por lo que sólo hay que balancear la carga. Fe2+ → Fe3+ 2→ 3 Se necesita un electrón del lado derecho para tener carga neta +2 en ambos lados. Fe2+ → Fe3+ + e 2 → 3 (−1) 2 → 2 PASO 3 Se iguala el número de electrones que se transfieren en las dos semirreacciones. Como en la semirreacción de reducción hay transferencia de cinco electrones y en la semirreacción de oxidación sólo se transfiere un electrón, hay que multiplicar la semirreacción de oxidación por 5. 5Fe2+ → Fe3+ + 5e PASO 4 Se suman las semirreacciones: 5e + 8H+ + MnO4− → Mn2+ + 4H2O + 5Fe2+ → 5Fe3+ + 5e  + − 2+ 2+ 5e + 8H + MnO4 + 5Fe → Mn + 5Fe3+ + 4H2O + 5e

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Obsérvese que los electrones se cancelan (como es lógico) para obtener la ecuación final balanceada. MnO4−(ac) + 5Fe2+(ac) + 8H+(ac) → Mn2+(ac) + 5Fe3+(ac) + 4H2O(l) Se indican los estados físicos de reactivos y productos (ac) y (l) en este caso únicamente en la ecuación final balanceada. PASO 5 Verificar que los elementos y las cargas estén balanceados: Elementos: Fe, 1Mn, 8H → Fe, 1Mn, 8H Cargas: 17 → 17+ La ecuación se encuentra balanceada.

Una reacción electroquímica la podemos definir como una reacción redox en la que el intercambio de electrones tiene lugar en un electrodo. El cambio químico es producido por el intercambio de electrones realizado entre un electrodo y un aceptor o donador de electrones en una disolución

En una reacción de oxidación/reducción a veces llamadas reacciones redox, los electrones se transfieren de un reactivo a otro. Un ejemplo es la oxidación de los iones de hierro (II) por medio de iones de Cerio (IV). La reacción se describe por medios de la ecuación Ce4+ + Fe2+

Ce3+ + Fe3+

(1.1)

En esta reacción, un electrón es transferido desde el Fe 2+ al Ce4+ para formar iones Ce3+ y Fe3+. Una sustancia que tiene una fuerte afinidad por los electrones, como es el caso de Ce4+, se conoce como agente oxidante, u oxidante (es un aceptor de electrones y se disminuye su estado de oxidación). Un agente reductor, o reductor, es una especie, como el Fe2+, que fácilmente dona electrones a otras especies (es un donador de electrones y se aumenta su estado de oxidación). Para describir el comportamiento químico representado por la ecuación 1.1, se dice que el Fe2+ es oxidado por el Ce4+; de forma similar, el Ce4+ es reducido por el Fe2+. Se puede dividir cualquier ecuación de oxidación/reducción en dos semirreacciones que muestran qué especies ganan electrones y cuales pierden.

Ejemplo: En las siguientes reacciones identifique el elemento que se oxida y el que se reduce: a.

2Mg(s) + O2(g)

2MgO(s)

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b. 2Al(s) + 3I2(s)

2AlI3(s)

Solución: a. Se sabe que los metales del grupo 2 forman cationes 2 + y los no metales del grupo 6 forman aniones 2¯, por lo que se predice que el óxido de magnesio contiene iones Mg2+ y O2− esto significa que en la presente reacción cada Mg pierde dos electrones para formar Mg2+ y por tanto se oxida. Además cada O gana dos electrones para formar O2− y se reduce. b. El ioduro de aluminio contiene iones Al3+ e I− de manera que los átomos de aluminio pierden electrones (se oxidan) y los de yodo ganan electrones (se reducen).

Celdas electroquímicas

Se puede estudiar convenientemente el equilibrio de oxidación/reducción midiendo los potenciales de las celdas electroquímicas en las cuales participan las dos semirreacciones que alcanzan el equilibrio (en el equilibrio, las dos semirreacciones en una celda continúan, pero sus velocidades se igualan). Por esta razón, deben considerarse algunas características de las celdas electroquímicas. Una celda electroquímica consta de dos conductores llamados electrodos, cada uno de los cuales esta sumergido en una solución electrolítica. En la mayoría de las celdas que interesan, las soluciones que rodean los dos electrodos son diferentes y deben estar separadas para evitar la reacción directa entre los reactivos. La forma mas común de evitar que se mezclen es insertar un puente salino entre las soluciones, como en la figura 1.2. La conducción de electricidad de una solución electrolítica a la otra se presenta entonces debido a la migración de iones de potasio en el puente en una dirección y de iones cloruro en la otra. Sin embargo, se evita el contacto directo entre el metal de cobre y los iones de plata. Los electrodos en algunas celdas comparten un electrolito común; estas se conocen como celdas sin contacto líquido. Un ejemplo de dicha celda se muestra en la figura 1.3.

Explique razonablemente si los metales cobre y manganeso reaccionaran con acido clorhídrico 1M. Escriba en cual caso la reacción espontanea tiene lugar entre el metal y el ácido. Datos: E0 (Mn2+/Mn) = ‒1,18V; E0 (Cu2+/Cu) = 0,34V Solucion:

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HCl → H+ + Cl‒ En el siguiente enlace encontrara la descripcion del electrodo de hidrogeno: http://www.youtube.com/watch?v=oiXv-2usgUA&feature=channel&list=UL Primeramente se debe determinar que semipila actua como ánodo y cual como catodo. Para ello se debe analizar los potenciales estandar de reduccion de ambas. 2H+ + 2e‒ → H2 Mn2+ + 2e‒ → Mn

E0 = 0,0 V E0 (Mn2+/Mn) = ‒1,18V

Con el manganeso: 2H+ + 2e‒ → H2 Sera el catodo. El manganeso sera el ánodo, cambiamos el sentido de la semirreaccion anterior a oxidacion, queda: Mn → Mn2+ + 2e‒ Sumando: Mn + 2H+ + 2e‒ → Mn2+ + H2 + 2e‒ Anulando los electrones: Mn + 2H+ → Mn2+ + H2 E0 = Ecátodo − Eánodo = 0 – (−1,18V) = 1,18V >

→ la reacción es espontanea

Con el cobre: 2H+ + 2e‒ → H2 Cu → Cu2+ + 2e‒

Sera el catodo.

Sumando: Cu + 2H+ + 2e‒ → Cu2+ + 2e‒ + H2 Anulando los electrones: Cu + 2H+ → Cu2+ + H2 E0 = Ecátodo − Eánodo = 0 – ( ,34V) = − ,34V <

→ la reacción no es espontanea

Las celdas electroquímicas pueden ser galvánicas o electrolíticas. También se pueden clasificar como reversibles o irreversibles. Las celdas galvánicas o voltaicas, almacenan energía eléctrica. Las baterías generalmente están hechas de varias celdas de ese tipo, conectadas en serie para producir voltajes más altos que lo que puede producir una sola celda. Las reacciones en los dos electrodos de tales celdas tienden a ocurrir espontáneamente y producen un flujo de electrones que va del ánodo al cátodo por un conductor externo. Las celdas galvánicas funcionan espontáneamente y la reacción neta durante la descarga se conoce como reacción de celda espontánea. La reacción de celda espontanea viene dada por la ecuación (figura 1.2b): 2Ag+ + Cu(s)

2Ag(s) + Cu2+

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Una celda electrolítica, en contraste con una celda voltaica, requiere una fuente externa de energía eléctrica para funcionar. La celda de este tipo puede operar electrolíticamente conectando el terminal positivo de una fuente de voltaje externa con un potencial algo mayor de 0.412V con el electrodo de plata y el terminal negativo de la fuente con el electrodo de cobre, como muestra la figura 1.2c.

Puesto que el terminal negativo de la fuente de voltaje externo es rico en electrones, estos electrones fluyen desde este terminal hacia el electrodo de cobre, donde sucede la reducción del Cu2+ a Cu(s). La corriente se mantiene debido a la oxidación de Ag(s) a Ag+ en el electrodo de la derecha, produciendo electrones que fluyen hacia el terminal positivo de la fuente de voltaje.

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Observe que en una celda electrolítica, la dirección de la corriente es inversa con respecto a la de la celda galvánica de la figura 1.2b, y que las reacciones en los electrodos también son inversas. El electrodo de plata es forzado a convertirse en el ánodo, mientras que el electrodo de cobre es forzado a convertirse en el cátodo. La reacción neta que ocurre cuando se aplica un voltaje mas alto que el voltaje de la celda galvánica, es opuesta a la reacción de celda espontanea. O sea, 2Ag(s) + Cu2+

2Ag++ Cu(s)

Los químicos frecuentemente utilizan una notación abreviada para describir las celdas electroquímicas. La celda de la figura 1.2a, por ejemplo, se describe como Cu | Cu2+ (0.020M) || Ag+ (0.020M) | Ag Por convenio, una sola línea vertical indica un límite de fase, o interfase (el limite de fase entre un electrodo y su solución se conoce como interfase), a la cual se genera un potencial. Por ejemplo, la primera línea vertical en este esquema indica que un potencial se genera en el límite de fase entre el electrodo de cobre y la disolución de sulfato de cobre. La línea vertical doble representa dos límites de fase, una a cada extremo del puente salino. Un potencial de contacto-liquido se desarrolla en cada una de estas interfases. El potencial de contacto resulta de las diferencias de las velocidades a las cuales migran los iones de los compartimentos de la celda y del puente salino a través de las interfases. Un potencial de contactoliquido puede alcanzar hasta varios cientos de voltios pero puede ser tan pequeño que sea insignificante si el electrolito del puente salino tiene un anión y un catión que migran a una velocidad parecida. Una disolución saturada de cloruro de potasio, KCl, es un electrolito que se usa comúnmente; puede reducir el potencial de contacto hasta unos cuantos milivoltios o menos. Para nuestros fines, despreciaremos la contribución de los potenciales contacto-liquido respecto al potencial total de la celda. Hay también varios ejemplos de celdas que no tienen contacto líquido y, por lo tanto no requieren de un puente salino. Una forma alternativa de escribir la celda mostrada en la figura 1.2a es Cu | CuSO4 (0.020M) || AgNO3 (0.020M) | Ag Observe que para la misma celda escrita en la dirección opuesta Ag | AgNO3 (0.020M) || CuSO4 (0.020M) | Cu el potencial de celda medido seria Ecelda = –0.412V, y la reacción considerada es 2Ag(s) + Cu2+ 2Ag++ Cu(s). Esta reacción no es la reacción de celda espontanea puesto que Ecelda es negativo y ΔG es por lo tanto positiva.

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Una celda electroquímica consta de dos conductores llamados electrodos, cada uno de los cuales esta sumergido en una solución electrolítica. Cátodos y ánodos. El cátodo de una celda electroquímica es el electrodo en el cual ocurre la reducción. El ánodo es el electrodo en el cual ocurre la oxidación. Entre los ejemplos de reacciones catódicas típicas se encuentran, Ag+ + e− Ag(s) Fe3+ + e− Fe2+ ¯ + − NO3 + 10H + 8e NH4+ + 3H2O Podemos hacer que se presente una reacción deseada aplicando un potencial adecuado a un electrodo hecho de un material no reactivo como el platino. Observe que la reducción de NO3¯ en la tercera reacción indica que los aniones pueden emigrar hacia un cátodo y ser reducidos. Entre las reacciones anódicas típicas se encuentran, Cu(s) 2Cl− Fe2+

Cu2+ + 2e− Cl2(g) + 2e− Fe3+ + e−

El electrodo Componente de un circuito eléctrico que conecta el cableado convencional del circuito a un medio conductor como un electrólito o un gas. Los electrodos de las baterías pueden ser del tipo elemental, por ejemplo, metales nobles o no metales como los electrodos de carbón, o pueden ser placas que tienen dos partes: a) La rejilla. b) El material activo. Electrodo negativo. También llamado ánodo, es el que durante la descarga de la batería se oxida y los electrones producidos en la reacción salen al circuito exterior. Electrodo positivo. También llamado cátodo es el que, durante la descarga, se reduce aceptando electrones del circuito exterior. La palabra electrodo se usa en electroquímica con dos connotaciones diferentes. Primero, se la usa para designar al material conductor de electricidad (a menudo un metal) a través del cual los electrones entran o salen de la celda, por ejemplo, un alambre de platino, una varilla de carbón etc. La segunda connotación se refiere al uso de semiceldas; dispositivo este constituido por un material conductor

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de electricidad inmerso en una solución electrolítica y que posee un potencial definido. El ejemplo obvio lo constituyen los electrodos de referencia. El electrodo de referencia estándar de hidrógeno Para que los datos sobre potencial de electrodo relativo sean aplicables y de amplia utilidad, debemos tener una semicelda de referencia generalmente aceptada con la cual se comparen todas las demás. Dicho electrodo debe ser fácil de construir, reversible y altamente reproducible en su comportamiento. El electrodo estándar de hidrógeno (SHE, por sus siglas en inglés) cumple con todas estas especificaciones y ha sido utilizado en todo el mundo durante muchos años como un electrodo de referencia universal. Es un electrodo de gas común. La semirreacción causante del potencial que se desarrolla en este electrodo es 2H+(ac) + 2e− → H2(g) se puede representar simbólicamente como Pt, H2 (p = 1 atm) | ([H+] = xM) || El electrodo de hidrógeno es reversible. La reacción de la ecuación incluye dos equilibrios: 2H+ + 2e− → H2(ac) H2(ac) → H2(g) Por convenio, el potencial que se le asigna al electrodo patrón de hidrógeno es un valor de 0.000V a cualquier temperatura (a pH2 = 1.00 y aH+ = 1.00). Potenciales de semicelda. El potencial de una celda es la diferencia entre dos semiceldas o potenciales de un solo electrodo, uno asociado con la semirreacción del electrodo derecho (Ederecho), el otro asociado con la semirreacción del electrodo izquierdo (Eizquierdo). De acuerdo con el convenio de signos de la IUPAC, si el potencial de la unión liquida es despreciable o no hay unión liquida, podemos escribir el potencial de celda Ecelda como Ecelda = Ederecho – Eizquierdo Un potencial de electrodo se define como el potencial de una celda en la cual el electrodo en cuestión es el electrodo derecho y el electrodo estándar de hidrógeno es el electrodo izquierdo. Un potencial de electrodo se define como el potencial de una celda en la cual el electrodo en cuestión es el electrodo derecho y el electrodo estándar de hidrógeno es el electrodo izquierdo. De modo que si se desea obtener el potencial de un electrodo de plata en contacto con una solución que contiene iones plata; el electrodo izquierdo es el electrodo patrón de hidrógeno. Puesto que el electrodo izquierdo es el electrodo patrón de hidrógeno con un potencial al que se le ha asignado un valor de 0.000V, se puede escribir

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Ecelda = Ederecho – Eizquierdo = EAg – ESHE = EAg – 0.000 = EAg El potencial estándar de electrodo, Eo, de una semirreacción se define como su potencial de electrodo cuando las actividades de los reactivos y productos sean la unidad. La celda se puede representar simbólicamente como Pt, H2 (p = 1.00 atm) | H+ (aH+ = 1.00) || Ag+ (aAg+ = 1.00) | Ag o también como SHE || Ag+ (aAg+ = 1.00) | Ag Esta celda galvánica genera un potencial de +0.799V con el electrodo de plata de la derecha; o sea que la reacción de celda espontanea es la oxidación en el compartimiento de la izquierda y una reducción en el compartimiento de la derecha: 2Ag+ + H2(g)

2Ag(s) + 2H+

Puesto que el electrodo de plata esta a la derecha, el potencial medido es, por definición, el potencial estándar de electrodo para la semirreacción de la plata, o par de plata.

Ejemplo: Se construye una pila en la cual uno de los electrodos está constituido por una chapa de oro metálico sumergido en una disolución acuosa que contiene iones Au3+ en concentración 0,01 M. El otro electrodo es Pt metálico sumergido en una disolución de iones Cr3+ y Cr2+ en concentraciones 0,0025 M y 0,055 M, respectivamente. Dibujar el esquema de la pila indicando detalladamente todos los elementos. Solución: Primeramente se debe determinar qué semipila o semicelda actúa como ánodo y cúal como cátodo. Para ello se deben analizar los potenciales estándar de reducción de ambas. La que tenga mayor potencial de reducción se reducirá y, por lo tanto, actuará como cátodo y viceversa. Eo(Au3+/Au)= 1,5V Eo(Cr3+/Cr2+)= 0,41V

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD ESCUELA DE CIENCIAS BÁSICAS, TECNOLOGÍA E INGENIERÍA Actividad 4. Lección evaluativa unidad UNO: 401538 – ELECTROQUÍMICA

En este caso la semicelda de oro será el cátodo y la de cromo el ánodo; por lo tanto, el esquema de la pila será el siguiente:

El esquema de la pila, también se puede indicar de la siguiente manera: Pt(s) | Cr2+ (0,055M) | Cr3+ (0,0025M) | | Au3+ (0,01M) | Au (s)

http://www.quimitube.com/ejercicios-redox/ http://www.quimitube.com/videos/calculo-fueza-electromotriz-pila-galvanicacadmio-plata/ http://www.quimitube.com/videos/espontaneidad-reacciones-redox-cloro-yodohierro/ http://www.quimitube.com/videoscategory/videos-redox/ Ejercicios resueltos y por resolver: 

La electroquímica, parte de la Ciencia que se dedica al estudio de los procesos y factores que afectan el transporte de masa a través de la interfase formada entre dos fases, generalmente un electrodo y una disolución en contacto con él. FALSO, la electroquímica parte de la Ciencia que se dedica al estudio de los procesos y factores que afectan el transporte de carga, no de masa.

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Una reacción electroquímica la podemos definir como una reacción redox en la que el intercambio de electrones tiene lugar en un electrodo. El cambio químico es producido por el intercambio de electrones realizado entre un electrodo y un aceptor o donador de electrones en una disolución. VERDADERO

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De la siguiente reacción: 8HNO3

3Cu → 3Cu(

3)2

+ 2NO + 4H2O

¿Es una reacción redox? Realice la determinación de los números de oxidación.

UNIVERSIDAD NACIONAL ABIERTA Y A DISTANCIA – UNAD ESCUELA DE CIENCIAS BÁSICAS, TECNOLOGÍA E INGENIERÍA Actividad 4. Lección evaluativa unidad UNO: 401538 – ELECTROQUÍMICA

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Sabiendo que el E0(Ag+/Ag) = 0.80V y el E0(Cu2+/Cu) = 0.34V, la siguiente afirmación es falsa o verdadera:

El cobre (Cu) reduce a la plata (Ag+). RTA: Cu + 2Ag+ → 2Ag Cu2+ E0 = E cátodo – E ánodo = 0.80 – ( .34) = .4 V → reacción espontanea El cobre se oxida y reduce a la plata. 

Sabiendo que el E0(Ag+/Ag) = 0.80V y el E0(Cu2+/Cu) = 0.34V, la siguiente afirmación es falsa o verdadera:

El polo negativo de una pila formada por ambos electrodos seria Ag+/Ag. RTA: Cu + 2Ag+ → 2Ag Cu2+ E0 = Ecatodo – Eanodo = 0.80 – ( .34) = .4 V → reacción espontanea El cobre se oxida (ANODO-polo negativo) y reduce a la plata (CATODO-polo positivo). 

Sabiendo que el E0(Ag+/Ag) = 0.80V y el E0(Cu2+/Cu) = 0.34V, la siguiente afirmación es falsa o verdadera:

De las reacciones señaladas, el ion Ag+ es el oxidante mas fuerte. El potencial de reducción de la plata es mayor. El ion Ag+ es el oxidante mas fuerte porque el potencial de reducción de la plata es mayor. 

Sabiendo que el E0(Ag+/Ag) = 0.80V y el E0(Cu2+/Cu) = 0.34V, la siguiente afirmación es falsa o verdadera:

La reacción 2Ag + Cu2+ → Cu 2Ag+ se produce espontáneamente. RTA: Cu 2Ag → 2Ag Cu2 E0 = E cátodo – E ánodo = 0.80 – ( .34) = .4 V → reacción espontanea 

Considere el equilibrio establecido al sumergir una pieza de cobre en una solución diluida de nitrato de plata: 2Ag+ + Cu(s)

2Ag(s) + Cu2+

La constante de equilibrio de esta reacción es: