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Electroquímica

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Presentation Transcript

  1. Se tiene la siguiente reacción: H2(g) + I2(g) <-> 2 HI(g) T = 355ºC KP = 54,4La cantidad en moles de I2 se puede aumentar si:I) Se agregan moles de HI al reactor.II) Se retira desde el reactor H2.III) Se aumenta la concentración H2.IV) Aumentado la presión total sobre el reactor.Son verdaderas: A) Sólo I B) Sólo III C) II y IV D) I y II E) Ninguna de las anteriores

  2. Para la neutralización de 25 mL de una disolución de NaOH se necesitaron 50 mL de disolución 0,05 M de ácido clorhídrico. La molaridad de la solución de NaOH era:A) 0,1 B) 0,2C) 0,3D) 0,4E) 0,5

  3. De las siguientes afirmaciones, son verdaderas:I) Un ácido débil es aquél ácido cuyas disoluciones son diluidasII) Las bases débiles en solución se encuentran totalmente disociadasIII) La disociación de un ácido fuerte en solución acuosa es totalIV) Una base fuerte tiene Kb aproximadamente igual a infinitoA) sólo IIIB) sólo II C) III y IV D) I y IVE) I, III y IV

  4. Una solución 5,0 · 10─2 mol/L de ácido cianhídrico HCN tiene un pH de 5,40 a 25ºC. Su Ka será.A) 1,58 x 10─11B) 3,17 x 10-10C) 1,26 x 10─12D) 7,96 x 10─5E) 1,78 x 10─5

  5. Electroquímica

  6. 2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s) 2Mg 2Mg2+ + 4e- O2 + 4e- 2O2- • Los procesos electroquímicosson las reacciones de oxidación-reducción en que: • la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad o • la energía eléctrica se usa para causar una reacción no espontánea 0 0 2+ 2- Oxidación media reacción (pierde e-) Reducción media reacción (gana e-) 19.1

  7. Número de oxidación La carga del átomo que tendría en una molécula (o un compuesto iónico) si los electrones fueran completamente transferidos. • Los elementos libres (estado no combinado) tienen un número de oxidación de cero. Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0 • En los iones monoatómicos, el número de oxidación es igual a la carga en el ion. Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2 • El número de oxidación del oxígeno esnormalmente • –2. En H2O2 y O22- este es –1. 4.4

  8. ¿Los números de oxidación de todos los elementos en HCO3- ? • El número de oxidación del hidrógeno es +1 excepto cuando está enlazado a metales en los compuestos binarios. En estos casos, su número de la oxidación es –1. • Los metales del grupo IA son +1, metales de IIA son +2 y el flúor siempre es–1. 6. La suma de los números de oxidación de todos los átomos en una molécula o ion es igual a la carga en la molécula o ion. HCO3- O = -2 H = +1 3x(-2) + 1 + ? = -1 C = +4 4.4

  9. Fe2+ + Cr2O72- Fe3+ + Cr3+ +2 +3 Fe2+ Fe3+ +6 +3 Cr2O72- Cr3+ Cr2O72- 2Cr3+ Balanceo de las ecuaciones redox ¿La oxidación de Fe2+ a Fe3+ por Cr2O72- en solución ácida? • Escriba la ecuación no balanceada para la reacción en su forma iónica . • Separe la ecuación en dos semirreacciones. Oxidación: Reducción: • Balancee los átomos de otra manera que O y H en cada semirreacción. 19.1

  10. Fe2+ Fe3+ + 1e- 6Fe2+ 6Fe3+ + 6e- 6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O 6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O Balanceo de las rcuaciones redox • Para reacciones en ácido, agregue H2O para balancear los átomos O y H+ para balancear los átomos H. • Agregue electrones a un lado de cada semirreacción para balancear las cargas en la semirreacción. • Si es necesario, iguale el número de electrones en las dos semirreacciones multiplicando las semirreacciones por los coeficientes apropiados. 19.1

  11. 14H+ + Cr2O72- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O 6Fe2+ 6Fe3+ + 6e- 6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O Balanceo de las ecuaciones redox • Sume las dos semirreacciones y balancee la última ecuación por inspección. El número de electrones en ambos lados se debe cancelar. Oxidación : Reducción : • Verifique que el número de átomos y las cargas están balanceadas. 14x1 – 2 + 6x2 = 24 = 6x3 + 2x3 • Para reacciones en disoluciones básicas, agregar OH- en ambos lados de la ecuación para cada H+ que aparezca en la ecuación final. 19.1

  12. Los coeficientes de HClO y IO3─ para la reacción que se indica, una vez que esté balanceada en medio ácido, respectivamente son: HClO + I2 → Cl─ + IO3─ A) 5 ; 2 B) 2 ; 5 C) 1 ; 2 D) 10 ; 2 E) 6 ; 1

  13. Celdas electroquímicas Voltímetro oxidación ánodo Ánodo de zinc Cátodo de cobre Reducción cátodo Puente salino Tapones de algodón Solución de ZnSO4 Solución de CuSO4 Reacción redox espontánea El Zinc se oxida a Zn2+en el ánodo El Cu2+se reduce a Cu en el cátodo Zn(s) Zn2+(ac) + 2e- 2e- + Cu2+(ac)  Cu(s) Reacción neta 19.2 Zn(s) + Cu2+ (ac)  Zn2+(ac) + Cu(s)

  14. Zn (s) + Cu2+(ac) Cu (s) + Zn2+(ac) Celdas electroquímicas • La diferencia en el potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo se llama: • voltaje de la celda • fuerza electromotriz (fem) • potencial de celda Diagrama de celda [Cu2+] = 1 M & [Zn2+] = 1 M Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s) ánodo cátodo 19.2

  15. 2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm) Zn (s) Zn2+ (1 M) + 2e- Zn (s) + 2H+ (1 M) Zn2+ + H2 (1 atm) Potenciales estándares del electrodo Voltímetro Gas H2 a 1 atm Puente salino Electrodo de Pt Electrodo de zinc Electrodo de hidrógeno Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s) Ánodo (oxidación): Cátodo (reducción): 19.3

  16. 2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm) Potenciales estándares del electrodo El potencial estándar de reducción (E0)es el voltaje secundario a una reacción de reducción en un electrodo cuando todos los solutos son 1 M y todos los gases están a 1 atm. Gas H2 a 1 atm Reacción de reducción E0= 0 V Electrodo de Pt Electrodo estándar de hidrógeno (EEH) 19.3

  17. E0 = Ecátodo - Eánodo celda Estándar fem (E0 ) cell 0 0 0.76 V = 0 - EZn /Zn 0 2+ EZn /Zn = -0.76 V 0 2+ Zn2+ (1 M) + 2e- ZnE0 = -0.76 V Potenciales estándares del electrodo E0 = 0.76 V celda Voltímetro Gas H2 a 1 atm Puente salino Electrodo de Pt Electrodo de zinc Electrodo de hidrógeno Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s) E0 = EH /H - EZn /Zn 0 0 2+ + celda 2 19.3

  18. 0 0 0 Ecelda = ECu /Cu – EH /H 2+ + 2 0.34 = ECu /Cu - 0 0 2+ 0 ECu /Cu = 0.34 V 2+ H2 (1 atm) 2H+ (1 M) + 2e- 2e- + Cu2+ (1 M) Cu (s) H2 (1 atm) + Cu2+ (1 M) Cu (s) + 2H+ (1 M) Potenciales estándares del electrodo E0 = 0.34 V celda Voltímetro E0 = Ecátodo - Eánodo 0 0 celda Gas H2 a 1 atm Puente salino Electrodo de Pt Electrodo de hidrógeno Electrodo de cobre Pt (s) | H2 (1 atm) | H+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s) Ánodo (oxidación): Cátodo (reducción): 19.3

  19. E0es para la reacción como lo escrito • Cuanto más positivo E0mayor será la tendencia de la sustancia a reducirse • Las reacciones de semicelda son reversibles • El signo de E0cambia cuando la reacción se invierte • Si se cambia los coeficientes estequiométricos de una reacción de semicelda no cambia el valor deE0 19.3

  20. Cd2+(ac) + 2e- Cd (s)E0 = -0.40 V Cr3+(ac) + 3e- Cr (s)E0 = -0.74 V Cr (s) Cr3+ (1 M) + 3e- E0 = 0.34 V E0 = -0.40 – (-0.74) E0 = Ecátodo - Eánodo celda celda celda 2Cr (s) + 3Cd2+ (1 M) 3Cd (s) + 2Cr3+ (1 M) 0 0 2e- + Cd2+ (1 M) Cd (s) ¿Cuál es el fem estándar de una celda electroquímica formada de un electrodo de Cd en una disolución 1.0 M de Cd(NO3)2y un electrodo de Cr en una disolución 1.0 MdeCr(NO3)3? Cd es el oxidante más fuerte Cd oxidará Cr x 2 Ánodo (oxidación): Cátodo (reducción): x 3 19.3

  21. DG0 = -nFEcell 0 0 0 0 0 = -nFEcell Ecell Ecell Ecell F = 96,500 J RT V • mol ln K nF (8.314 J/K•mol)(298 K) ln K = 0.0257 V 0.0592 V ln K log K n (96,500 J/V•mol) = n n = = Espontaneidad de las reacciones redox DG = -nFEcell n = número de moles de electrones en reacción = 96,500 C/mol DG0 = -RT ln K 19.4

  22. Espontaneidad de las reacciones redox 19.4

  23. 2Ag 2Ag+ + 2e- 0 Ecell 2e- + Fe2+ Fe 0 0 2+ + E0 = EFe /Fe – EAg /Ag E0 = -0.44 – (0.80) ¿Cuál es la constante de equilibrio para la reacción siguientea250C? Fe2+(ac) + 2Ag (s) Fe (s) + 2Ag+(ac) E0 = -1.24 V E0 cell x n = exp K = 0.0257 V 0.0257 V -1.24 V x2 0.0257 V ln K exp n = Oxidación : n = 2 Reducción : K = 1.23 x 10-42 19.4

  24. DG0 = -nFE 0 RT nF E = E0 - ln Q 0 0 E = E = E E 0.0257 V 0.0592 V log Q ln Q n n - - Efecto de la concentracion en fem de la celda DG = DG0 + RT ln Q DG = -nFE -nFE = -nFE0+ RT ln Q La ecuación de Nernst A 298 19.5

  25. Ocurrirá la siguiente reacción en forma espontánea a 250C si [Fe2+] = 0.60 M y [Cd2+] = 0.010 M? Fe2+(aq) + Cd (s) Fe (s) + Cd2+(aq) Cd Cd2+ + 2e- 2e- + Fe2+ 2Fe 0 0 2+ 2+ E0 = -0.44 – (-0.40) E0 = EFe /Fe – ECd /Cd E = -0.04 V E0 = -0.04 V 0.010 0.60 0 E = E 0.0257 V 0.0257 V ln ln Q 2 n - - Oxidación : n = 2 Reducción : E = 0.013 E > 0 Espontánea 19.5

  26. Zn (s) Zn2+ (ac) + 2e- + 2NH4(aq) + 2MnO2(s) + 2e- Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O (l) Zn (s) + 2NH4 (ac) + 2MnO2 (s) Zn2+ (ac) + 2NH3 (ac) + H2O (l) + Mn2O3 (s) Baterías Separador de papel Celda seca Pasta húmeda de ZnCl2 y NH4Cl Celda de Leclanché Capa de MnO2 Cátodo de grafito Ánodo de zinc Ánodo: Cátodo: 19.6

  27. Zn(Hg) + 2OH- (ac) ZnO (s) + H2O (l) + 2e- HgO (s) + H2O (l) + 2e- Hg (l) + 2OH-(ac) Zn(Hg) + HgO (s) ZnO (s) + Hg (l) Baterías Ánodo (contenedor de Zinc) Cátodo de acero Aislante Batería de mercurio Solución electrolítica de KOH, pasta de Zn(OH)2 y HgO Ánodo : Cátodo : 19.6

  28. Pb (s) + SO2- (ac) PbSO4 (s) + 2e- 4 PbO2(s) + 4H+(ac) + SO2-(ac) + 2e- PbSO4(s) + 2H2O (l) 4 Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ (aq) + 2SO2- (ac) 2PbSO4 (s) + 2H2O (l) 4 Baterías Tapa removible Ánodo Cátodo Batería o cumulador de plomo Electrólito de H2SO4 Placas negativas (planchas de plomo llenas con plomo esponjoso) Placas positivas (planchas de plomo llenas con PbO2 Ánodo : Cátodo : 19.6

  29. Baterías Ánodo Cátodo Electrólito sólido Batería de estado sólido de litio 19.6

  30. 2H2 (g) + 4OH- (ac) 4H2O (l) + 4e- O2(g) + 2H2O (l) + 4e- 4OH-(ac) 2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l) Baterías Ánodo Cátodo Una celda de combustible es una celda electroquímica que requiere un aporte continuo de reactivos para su funcionamiento Electrodo de carbón poroso con Ni Electrodo de carbón poroso con Ni y NiO Oxidación Reducción Ánodo : Cátodo : 19.6

  31. Corrosión Aire Agua Herrumbre Hierro Ánodo Cátodo 19.7

  32. Protección catódica de un depósito de hierro Depósito de hierro Oxidación Reducción 19.7

  33. Electrólisis Es el proceso en el cual la energía eléctrica se usa para inducir una reacción química no espontánea . Batería Cátodo Ánodo Na Líquido Na Líquido NaCl fundido Oxidación Reducción Cátodo de hierro Cátodo de hierro Ánodo de carbón 19.8

  34. Electrólisis del agua Batería Cátodo Ánodo Solución de H2SO4 diluido Reducción Oxidación 19.8

  35. Electrólisis y cambios de masa Moles de sustancia reducida u oxidada Granos de sustancia reducida u oxidada Corriente (amperios) y tiempo Número de moles de electrones Carga en culombios carga (C) = corriente (A) x tiempo (s) 1 mol e- = 96,500 C 19.8

  36. ¿Cuánto Ca se producirá en una celda electrolítica de CaCl2fundido si una corriente de 0.452 UN se pasa a través de la celda durante 1.5 horas? 2 mol e- = 1 mol Ca mol Ca = 0.452 x 1.5 hr x 3600 C s 2Cl- (l) Cl2 (g) + 2e- hr s Ca2+(l) + 2e- Ca (s) 1 mol Ca 1 mol e- x x 96,500 C 2 mol e- Ca2+ (l) + 2Cl- (l) Ca (s) + Cl2 (g) Ánodo : Cátodo : = 0.0126 mol Ca = 0.50 g Ca 19.8

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