Informe Electroquímica

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1 Informe Electroquímica Curso: Profesor: Integrante: IQ Química Inorgánica Franciasco Santamaría Paulo Arriagada

2 Introducción Actualmente la electricidad es la principal forma de energía utilizada en el mundo. El área de la química que se encarga de estudiar la conversión entre energía eléctrica y química es la Electroquímica. Los procesos que se engloban dentro de esta disciplina son reacciones de oxidación-reducción (redox), donde la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad. De esta forma, la electroquímica se transforma en una rama muy importante de la Química. Reacciones redox: Las reacciones de oxidación-reducción son reacciones que involucran una transferencia de electrones, donde una sustancia (ión, molécula, elemento) pierde electrones y otra los gana. La siguiente ecuación sirve para ilustrar lo señalado: Fe 2+ Fe e (1) El número de oxidación corresponde a la carga del elemento químico, es un número arbitrario que se le ha asignado a cada uno, que representa el número de electrones que podría captar, ceder o compartir cuando forma un compuesto. Como se observa en (1), el Fe 2+ se oxida (aumenta su número de oxidación), perdiendo un electrón, para pasar a Fe 3+. Asimismo, en la reacción inversa, el Fe 3+ se reduce (disminuye su número de oxidación), captando un electrón. De esta forma, es posible definir los siguientes conceptos: reductor es la sustancia que cede electrones, y oxidante es la sustancia que capta electrones. Así, se puede escribir una relación como la que sigue: Reductor Oxidante + ne Hay que señalar, también, que se puede establecer una dependencia entre ellos, es decir, cada vez que hay oxidante hay un reductor. La causa de ello es que los electrones nunca quedan libres, sino que los que cede el agente reductor son captados por la sustancia oxidante. Por ello, la siguiente relación es una expresión general de un proceso redox: Algunos ejemplos son: Reductor A + Oxidante B Oxidante A + Reductor B Al + 3H + Al + 1,5 H 2 Fe 3+ + I Fe ,5 I 2

3 Ajuste de Reacciones Redox: Del lado de la ecuación que haga falta oxígeno se agregarán moléculas de agua, y del lado de la ecuación que hagan falta hidrógenos se agregarán hidronios. Por ejemplo, cuando el Manganeso (II) reacciona con el Bismutato de Sodio. Ecuación sin balancear: Oxidación : Reducción : Ahora hay que agregar los hidronios y las moléculas de agua: Oxidación: Reducción: Las reacciones se balancean una vez que se iguala la cantidad de electrones que intervienen en ambas semirreacciones. Así, tenemos: Oxidación: Reducción: Finalmente procedemos a sumar estas semirreacciones, y tenemos la ecuación neta balanceada: Pilas: Las celdas electroquímicas son aparatos utilizados para generar electricidad a partir de una reacción redox espontánea. Se componen de dos electrodos : el ánodo, que es el electrodo donde ocurre la semirreacción de oxidación, y el cátodo, donde ocurre la reducción. En la figura 1 se ilustra un ejemplo clásico de celda, la celda de Daniell.

4 Figura 1: Esquema de la celda de Daniell El funcionamiento de esta pila es una muestra de cómo funcionan todas las pilas. En este ejemplo, los electrodos de cobre y zinc se ponen en contacto por medio de un conductor, por el cual pasa un voltímetro para medir el potencial. Las disoluciones de ZnSO 4 y CuSO 4 se conectan por medio de un puente salino (tubo en forma de U invertida lleno con una disolución de un electrolito inerte como KCl), que proporciona un medio conductor eléctrico entre ambas. De esta forma, el Zn se oxida a Zn 2+ en el ánodo, mientras el Cu 2+ se reduce a Cu en el cátodo. Las reacciones que ocurren se describen a continuación: Electrodo de Zn ánodo Electrodo de Cu cátodo Zn(s) Zn 2+ (ac) + 2e 2e + Cu 2+ (ac) Cu(s) Reacción neta Zn s + Cu 2+ (ac) Zn 2+ (ac) + Cu(s) La diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo que mide el voltímetro es el voltaje de la celda, conocido como potencial de celda. Existe una notación para caracterizar a una celda. La celda de Daniell se denota como sigue: Zn s Zn 2+ 1M Cu 2+ 1M Cu(s)

5 La línea vertical simboliza los límites entre las fases, separando al electrodo de Zn sólido de los iones Zn 2+ en disolución. La doble línea representa al puente salino. El potencial medido en una pila es relativo, pues depende de la fuerza con que una semirreacción ceda electrones y de la otra para aceptarlos. Cuando se enfrentan estas dos semireacciones, lo que se mide es una diferencia de potencial, por ello mismo no se puede obtener un valor absoluto de un solo electrodo. Sin embargo, si se asigna a algún electrodo en particular un valor de cero, de podrían determinar los potenciales relativos de otros electrodos. El sistema elegido para ello es el H + H 2 : una solución de hidrógeno (HCl) 1 molar en contacto con hidrógeno a 1 atm. de presión. A 25 C el potencial se define como cero. Este potencial se define como potencial normal, E. Cuando se enfrentan distintos electrodos al de referencia, existen dos comportamientos: que tengan mayor tendencia a ceder electrones, es decir, que sean más reductores (en tal caso tendrán E > 0) o que se comporten como oxidantes, en cuyo caso tendrán E < 0. Como ejemplo del primer caso se puede escribir la celda Zn Zn 2+ (1M) H + (1M) H 2 Donde se mide una fuerza electromotriz de E=0,76 volts. Como aumenta la concentración de Zn 2+ en solución, el Zn es el agente reductor. De esta forma, se escribe Zn + 2H + Zn 2+ + H 2 Finalmente se escribe E = E red E oxi = 0,76 = E Zn Zn 2+ E H2 H + = E Zn Zn 2+ Para el segundo, se tiene H 2 H + 1M Cu 2+ (1M) Cu Donde E=0,34 volts. En este caso, la masa de Cu aumenta, por lo que el electrodo de cobre es la sustancia oxidante. Así, se tiene Finalmente se escribe H 2 + Cu 2+ 2H + + Cu E = E red E oxi = 0,337 = E H2 H + E Zn Zn 2+ = E Zn Zn 2+ => E Zn Zn 2+ = 0,337

6 Espontaneidad de las reacciones redox: Las reacciones redox incluyen transporte de electrones, por lo que existe un trabajo relacionado. De la termodinámica se sabe que este trabajo se relaciona con la energía libre mediante G = W neto = W máx. El trabajo eléctrico efectuado en un cierto tiempo se obtiene por la diferencia de potencial (E 2 E 1 ) y la cantidad de electricidad (Q): W = E 2 E 1 Q volts coulombs = jouls (2) En una celda electroquímica, la energía química se transforma en energía eléctrica. En este caso, esa energía es producto de la fem de la celda por la carga eléctrica total (en culombios) que pasa a través de la celda: energía eléctrica = volts x coulombs = jouls Asimismo, la carga total será Q = nf, donde n es el número de electrones que cede un reductor o capta un oxidante, y F es la constante de Faraday (1F = coulombs). Sustituyendo en (2), se tiene W = E 1 E 2 nf. Luego G = E 1 E 2 nf => E = E = ( G)/nF Como G está en calorías, se debe pasar a jouls, teniendo en cuenta que 1cal = 4,184 jouls Entonces se escribe E = G(cal ) 4184 (jouls /cal ) n 96494(coulombs ) Para sistemas redox de la forma a Reductor b Oxidante + ne se puede establecer la relación G = EnF Y, además, para cualquier sistema en equilibrio se tiene que G = G + RT lnk donde K es la constante de equilibrio que vale K = De las dos expresiones, reordenando, se tiene que [Oxidant e]b [Reductor ] a

7 E = G nf RT nf lnk Reemplazando los datos E = ( G )/nf, R = 8,31 jouls K Mol, F = coulombs y T = 298[ K] Tenemos, finalmente, convirtiendo de logaritmo natural a decimal, E = E 0,05916 n logk (Ecuación de Nerst) La ecuación de Nerst permite calcular E en función de las concentraciones de os reactivos y los productos en una reacción redox. Algunos ejemplos del uso de esta ecuación se muestran a continuación: 1.- 2I I 2 + 2e Entonces el potencial será: E = 0,53 0, log [I 2] [I ] Zn Zn e En este caso [Zn] se considera constante para una temperatura determinada, por lo que la única variable es [Zn 2+ ] Entonces el potencial será: E = 0,76 0,059 2 log [Zn 2+ ] 3.- Para la celda de Daniell ateriormente descrita, se tienen que Zn s + Cu 2+ (ac) Zn 2+ (ac) + Cu(s) Luego E = 1,10 0,059 2 log [Zn2+ ] [Cu 2+ ] Si el cuociente [Zn2+ ] [Cu 2+ ] es menor que 1, el log [Zn 2+ ] es un número negativo, por lo [Cu 2+ ] que el segundo término del lado derecho es positivo. Bajo este supuesto, E sería mayor que la fem estándar, E. Si el cociente es mayor que uno, entonces E < E.

8 Bibliografía Curso de Química General, Tomo 2, Francisco Santamaría. Química General, Raymond Chang