QUÍMICA INORGÁNICA ELECTROQUIMICA CUESTIONARIO Y RESPUESTAS

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1 1 QUÍMICA INORGÁNICA ELECTROQUIMICA CUESTIONARIO Y RESPUESTAS 1. De qué se ocupa la electroquímica? Qué tipos de reacciones intervienen en los procesos electroquímicos? La ELECTROQUIMICA se ocupa de los cambios químicos producidos mediante la corriente eléctrica y de la producción de electricidad mediante reacciones químicas. Todas las reacciones electroquímicas implican la transferencia de electrones y son por lo tanto reacciones de oxidación-reducción. 2. Defina: ION: es una partícula con carga eléctrica positiva o negativa, que resulta de que un átomo ó grupo de átomos haya perdido o ganado electrones. CATION: partícula cargada positivamente. ANION: partícula cargada negativamente. SOLUCIÓN IÓNICA: es aquella que contiene iones en solución. El soluto es un electrolito. REACCIONES DE OXIDACIÓN - REDUCCIÓN: son aquellas en las que las sustancias experimentan cambios en el número de oxidación. 3. Qué es una pila galvánica? Haga el esquema de la pila cinc - cobre. Indique el ánodo y el cátodo con sus respectivos signos. Indique la dirección del movimiento de los electrones y de los iones durante el funcionamiento de la pila. Describa el puente salino y comente la función que cumple. PILA GALVANICA es una pila electroquímica en la que ocurre una reacción redox espontánea y la energía química producida se convierte en energía eléctrica. Voltímetro electrones ánodo (-) (+) cátodo oxidación reducción Puente salino Zn Cu Zn ++ Cu ++ especies = SO 4 Zn 2+ Cu 2+ = SO 4 químicas H 2 O H 2 O PILA GALVANICA (CROA) (PILA DE DANIELL) PUENTE SALINO: consiste en un tubo en forma de U lleno de una solución saturada de KCl en agar. Zn 2+ SO 4 2-2Cl - 2K + Cumple la función de: Permitir el contacto eléctrico entre las dos soluciones. Evita la mezcla de las disoluciones de los electrodos. Mantiene la neutralidad eléctrica en cada hemicelda a medida que los iones fluyen dentro o fuera del puente salino.

2 2 4. Qué es el potencial o voltaje ( E) de una pila? Escriba la expresión matemática correspondiente. Indique la unidad SI de esta magnitud. E: es la diferencia de potencial que genera una celda galvánica. El potencial o voltaje de una pila también se lo define como el trabajo eléctrico que realiza la celda cuando por los electrodos pasa un coulombio de electricidad. W Joule J E = ; Dimensiones: = Voltio ó = V q Culomb C El Potencial o voltaje ( E) de una pila: es la diferencia entre el potencial del electrodo que actúa como cátodo y el potencial del electrodo que actúa como ánodo. E = Ec - Ea 5. Qué es el potencial estándar ( E 0 ) de una pila? Cuáles son las condiciones estándares? E : es la fem de una pila medida en condiciones estándar. Es una medida de la fuerza impulsora de una reacción cuando los reactivos y productos están en condiciones estándar. La magnitud del potencial de una celda mide la espontaneidad de su reacción redox. Las condiciones estándar son: Concentración de las soluciones: 1M Temperatura: 25 ºC Presión: 1 atm si intervienen gases 6. Qué es el potencial estándar de un electrodo (E 0 )? E : es el voltaje de un electrodo o hemi-celda obtenido en condiciones estándar, cuando se lo determina tomando como referencia el electrodo normal de hidrógeno (ENH). El signo de Eº es positivo si el electrodo en estudio se comporta como cátodo y es negativo si el electrodo en estudio se comporta como ánodo. 7. Escriba la expresión matemática que permite el cálculo de E 0 a partir de los valores de E 0. E 0 = E c 0 - E a 0 8. Con qué magnitud representa la fuerza impulsora de: a) una reacción redox b) una semirreacción de reducción? Considere condiciones estándar en ambos casos. a) E o ; b) Ered o 9. Escriba la expresión matemática que vincula: a) G con E. b) E 0 con K (constante de equilibrio de la reacción) a) - G = W W = n. F. E - G = n. F. E ó G = - n. F. E Donde: W : trabajo eléctrico; F: constante de Faraday = C/mol e - ; E : potencial de pila en condiciones de no equilibrio ; n: número de mol de electrones transferidos. o E = E - log Q n Ecuación de Nernst b) En el equilibrio, el potencial de la pila E se hace cero, y la relación Q será la constante de equilibrio K:

3 3 o o 0 = E - log K ; n E = log K n n. E o K = Cómo utiliza el signo de E como criterio de espontaneidad de las reacciones redox? Fundamente la respuesta. Cuando E > 0 G < 0 Reacción espontánea Cuando E < 0 G > 0 Reacción no espontánea, la reacción inversa es espontánea Cuando E = 0 G = 0 Reacción en equilibrio 11. Considere la pila Zn Zn 2+ (0,1M) Cu 2+ (1M) Cu. Calcule el cambio de energía libre ( G) y el trabajo eléctrico (W) máximo que puede obtenerse en la reacción de esta pila. Reacción de la pila: Zn (s) + Cu 2+ (ac) Zn 2+ (ac) + Cu (s) E 0 c (Cu 2+ /Cu) = 0,34 V E 0 a (Zn 2+ /Zn) = -0,76 V E 0 = E 0 c - E 0 a = 0,34V - (- 0,76V) = 1,10 V o E = E - log Q ; E = 1.10 V - log n 2 1 = 1.10 V V = V = 1,13 V G = - n. F. E G = -2 mol x C/mol x 1,13 J/C G = ,1 J/mol G = - W W = ,1 J/mol 12. Qué es una pila electrolítica? Haga un esquema general con las referencias completas. PILA ELECTROLITICA es una pila electroquímica en la que una reacción de oxidación-reducción no espontánea puede ocurrir por el suministro de energía eléctrica proveniente de una fuente externa. FTR electrones ánodo (+) (-) cátodo oxidación reducción (-) (+) PILA ELECTROLITICA (CROA) FTR : fuente transformadora ( transforma de 220V a x V), y rectificadora de corriente eléctrica (rectifica corriente alterna a contínua )

4 4 13. Describa los tipos de conducción de la corriente eléctrica que ocurren durante el funcionamiento de la pila electrolítica. La corriente eléctrica se puede conducir a través de metales y de electrolitos líquidos puros o disoluciones conteniendo electrolitos. Hay tres tipos de conducción : 1. Conducción metálica o electrónica en los electrodos y en el circuito externo. 2. Conducción iónica en la solución electrolítica. 3. Acople de la conducción iónica y la conducción electrónica en la interfase electrodo solución 14. Qué es la electrólisis? Es la descomposición de una sustancia química (electrolito) por acción de una corriente eléctrica. 15. Qué es un electrodo inerte y qué es un electrodo reactivo? De ejemplos. Los electrodos son superficies sobre las que tienen lugar las hemireacciones de oxidación y de reducción. Pueden participar o no en las reacciones. Aquellos que no reaccionan se denominan electrodos inertes (grafito, platino). Los que reaccionan se denominan electrodos reactivos (cobre, cinc). 16. En la electrólisis de soluciones acuosas trabajando con electrodos inertes son posibles tres tipos de reacciones en los electrodos. Cuáles son? De ejemplos. a. Reacción en la que los iones que transportan la corriente son las especies que reaccionan en los electrodos. (electrólisis de una solución acuosa de HCl) b. Reacción de anión de difícil descarga, en cuyo caso se produce la oxidación del agua en el ánodo con desprendimiento de oxígeno. (electrólisis de una solución acuosa de H 2 SO 4 ) c. agua en el cátodo con desprendimiento de hidrógeno. (electrólisis de una solución acuosa de IK) 17. Qué es la sobretensión en la electrólisis? Es el exceso de voltaje que se debe aplicar a los electrodos para vencer la resistencia de la interfase gas/ solución y facilitar la transferencia de electrones entre el electrolito y el electrodo. Generalmente es necesario aumentar la FEM hasta un punto considerablemente superior al potencial de descomposición necesario en la reacción para poder provocarla con velocidad apreciable. A este exceso de potencial también se lo denomina sobrevoltaje. 18. Escriba las ecuaciones de la hemireacciones y la ecuación de la reacción global que ocurre cuando se electroliza una solución acuosa de: Análisis de los potenciales de reducción de las especies químicas que circundan el electrodo. Selección de la especie que sufre el proceso redox. E ( H + H 2 ) = 0,00V a. HI Reacción en la que los iones que transportan la corriente son las especies que reaccionan en los electrodos E ( I 2 I - ) = 0, 54V Cátodo 2H + + 2e - H 2 Ánodo 2I - I 2 + 2e - 2H + + 2I - H 2 + I 2 E 0 = E c 0 - E a 0 = 0,000 V 0,540 V = - 0,540 V

5 5 E ( K + K ) = -2,93V E ( I 2 I - ) = 0, 54V E ( Cu 2+ Cu ) = 0,34V E (S 2 O 8 2- SO 4 2- ) = 2.01V E ( H + H 2 ) = 0,00V E (S 2 O 8 2- SO 4 2- ) = 2,01V E ( H + H 2 ) = 0,00V E (Cl 2 Cl - ) = 1,36V E ( Na + Na ) = -2,71V E (Cl 2 Cl - ) = 1,36V b. KI agua en el cátodo con desprendimiento de hidrógeno. Cátodo 2H 2 O + 2e - H 2 + 2OH - Ánodo 2I - I 2 + 2e - 2H 2 O + 2I - H 2 + I 2 + 2OH - E 0 = E c 0 - E a 0 = -0,826 V 0,540 V = - 1,366 V c. CuSO 4 Reacción de anión de difícil descarga, en cuyo caso se produce la oxidación del agua en el ánodo con desprendimiento de oxígeno. Cátodo Cu e - Cu Ánodo H 2 O ½ O 2 + 2H + + 2e - Cu 2+ + H 2 O Cu + ½ O 2 + 2H + E 0 = E c 0 - E a 0 = 0,340 V 1,230 V = - 0,890 V d. H 2 SO 4 Reacción de anión de difícil descarga, en cuyo caso se produce la oxidación del agua en el ánodo con desprendimiento de oxígeno. Cátodo 2H + + 2e - H 2 Ánodo H 2 O ½ O 2 + 2H + + 2e - H 2 O H 2 + ½ O 2 E 0 = E c 0 - E a 0 = 0,000 V 1,230 V = - 1,230 V e. HCl Reacción en la que los iones que transportan la corriente son las especies que reaccionan en los electrodos. La sobretensión del depósito de oxígeno en el ánodo supera al potencial requerido para la reacción de ion cloruro, por lo que ocurre la oxidación del ion cloruro en el ánodo. Cátodo 2H + + 2e - H 2 Ánodo 2Cl - Cl 2 + 2e - 2H Cl - H 2 + Cl 2 E 0 = E c 0 - E a 0 = 0,000 V 1,360 V = - 1,360 V f. NaCl agua en el cátodo con desprendimiento de hidrógeno. La sobretensión del depósito de oxígeno en el ánodo supera al potencial requerido para la reacción de ion cloruro, por lo que ocurre la oxidación del ion cloruro en el ánodo. Cátodo 2H 2 O + 2e - H 2 + 2OH - Ánodo 2Cl - Cl 2 + 2e - 2H 2 O + 2Cl - Cl 2 + H OH - E 0 = E c 0 - E a 0 = -0,826 V 1,360 V = - 2,186 V

6 6 E ( K + K ) = -2,93V E (O 2 OH - ) = 0,40V g. KOH agua en el cátodo con desprendimiento de hidrógeno. Cátodo 2H 2 O + 2e - H 2 + 2OH - Ánodo 2OH - ½ O 2 + H 2 O + 2e - H 2 O H 2 + ½ O 2 E 0 = E c 0 - E a 0 = -0,826 V 0,40 V = - 1,226 V E ( K + K ) = -2,93V E (NO 3 - NO ) = -0.96V h. KNO 3 agua en el cátodo con desprendimiento de hidrógeno. La sobretensión del depósito de NO en el ánodo supera al potencial requerido para la reacción del agua, por lo que ocurre la oxidación del agua en el ánodo Cátodo 2H 2 O + 2e - H 2 + 2OH - ) Ánodo 2OH - ½ O 2 + H 2 O + 2e - H 2 O H 2 + ½ O 2 E 0 = E c 0 - E a 0 = -0,826 V 1.23 V = - 2,056V 19. Complete el siguiente cuadro: PILA Signo (+) o (-) Espontaneidad de la ÁNODO E G W reacción GALVÁNICA (+) (-) (+) (-) (+) Espontánea ELECTROLÍTICA (-) (+) (-) (+) (-) No espontánea Bibliografía aconsejada: - BROWN, T.L., LeMAY, H.E. Jr. Química. La Ciencia Central. 3ra. Edición. México. Prentice- Hall Hispanoamericana. - MAHAN, B.M., MYERS, R.J. Química. Curso Universitario. 4ta. Edición. Versión en español. E.E.U.U. Addison-Wesley Iberoamericana. - MASTERTON, W.L. SLOWINSKI, E. J., STANITSKI, C.L. Química General Superior. 6ta. Edición. México. McGraw-Hill Interamericana. - WHITTEN, K.W., GAILEY, K.D., DAVIS, R.E. Química General. 3ra. Edición. México. McGraw- Hill Intermericana.