QUIMICA APLICADA

QUIMICA APLICADA REDOX Y PILAS

REACCIONES REDOX 4 Fe (s) + 3 O2(g) → 2 Fe2O3(s) Ejemplo 1: Formación de herrumbre Ejemplo 2: Reacciones de combustión C (s) + O2(g) → CO2(g) Ejemplo 3: Reacciones de desinfección con lavandina Ejemplo 4: Reacciones de desinfección con H2O2

2 H + + 2 e- → H2 Análisis de una reacción de óxido-reducción (REDOX) Zn (s) + HCl (ac) → ZnCl2(ac) + H2 (g) oxidación Zn → Zn2+ + 2 e- (pierde electrones  aumenta su estado de oxidación) reducción (gana electrones  disminuye su estado de oxidación) El cinc y el hidrógeno cambian su estado de oxidación

Carga que un átomo tendría en un compuesto iónico o en una molécula si los electrones fueran transferidos completamente. Estado de oxidación - En elementos libres es igual a 0 - En iones monoatómicos es igual a la carga del ión - En el Oxígeno es igual a -2 (salvo en peróxidos -1) - En el Hidrógeno es igual a +1 (salvo en hidruros metálicos -1) - Los metales tienen estados de oxidación positivo - Los metales del grupo IA tienen EO igual a +1 - Los metales grupo IIA tienen EO igual a +2 - ∑ estados de oxidación es igual a 0 para una molécula - ∑ estados de oxidación es igual a la carga del ión (iones poliatómicos)

Método ion-electrón Reacción redox (no balanceada): KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O 1) Plantear las hemi-reacciones de la especie que se reduce y la especie que se oxida en sus formas iónicas (ionizan ácidos, bases y sales) MnO4-→ Mn2+ Cl - → Cl2

2 3) Realizar el balance de los oxígenos en ambas reacciones con H2O MnO4-→ Mn2+ + 4 H2O 2Cl - → Cl2 2) Realizar el balance de masa en ambas reacciones (excluyendo el oxígeno y el hidrógeno) MnO4-→ Mn2+ Cl - → Cl2

5) Realizar el balance de carga en ambas reacciones con electrones (e-) 5 e-+ 8 H+ +MnO4-→ Mn2+ + 4 H2O 2Cl - → Cl2 + 2 e- 4) Realizar el balance de los hidrógenos en ambas reacciones con protones (H+) 8 H++MnO4-→ Mn2+ + 4 H2O 2Cl - → Cl2

6) Igualar la cantidad de electrones en ambas reacciones (5 e-+ 8 H+ +MnO4-→ Mn2+ + 4 H2O).2 ( 2Cl - → Cl2 + 2 e-).5 7) Sumar ambas reacciones (5 e- + 8 H+ + MnO4-→ Mn2+ + 4 H2O).2 ( 2 Cl - → Cl2 + 2 e- ).5 10 e- + 16 H+ + 2 MnO4- + 10Cl -→ 2 Mn2+ + 8 H2O + 5Cl2 +10 e- Revisar que se mantenga el balance de carga: en este caso hay 4 cargas positivas en ambos lados de la ecuación

8) Completar la ecuación con los iones espectadores 16 H+ + 2 MnO4- + 10 Cl -→ 2 Mn2+ + 8 H2O + 5 Cl2 6 H+ + 10 HCl + 2 MnO4-→ 2 Mn2+ + 8 H2O + 5 Cl2 6 HCl + 10 HCl + 2 KMnO4→ 2 MnCl2+ 8 H2O + 5 Cl2 + 2 KCl Ecuación redox global balanceada: 6 HCl + 10 HCl + 2 KMnO4→ 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 + 2 KCl

Pila de Daniell

Descripción de la pila de Daniell: Ánodo Zn (s)→ Zn2+(ac) + 2 e- ( oxidación) ( reducción) Cátodo Cu2+ (ac) + 2 e-→ Cu (s) _____________________________________ Zn (s) + Cu2+ (ac)→ Cu (s) + Zn2+ (ac) [Cu2+] = 1 M [Zn2+] = 1 M Notación: Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s) ánodocátodo

Electrodo Normal de Hidrógeno ¿Cómo se mide la tendencia de las especies a reducirse? Por convención se usa el electrodo normal de hidrógeno como referencia al cual se le asigna de manera arbitraria un potencial de 0 V (cero voltio) 2 e- + 2 H+ (1 M) → H2 (1 atm) Eo= 0 V Los potenciales de las demás especies se calculan respecto a él.

EZn ++ /Zn = -0,76 V ECu ++ /Cu = 0,34 V

Tabla de Potenciales de reducción - Es la tendencia de la sustancia a ser reducida. - Las reacciones son reversibles - Al invertir la reacción cambia el signo - Variación de coeficientes estequiométricos no modifica el valor de E° - El potencial de reducción (o de oxidación) es una propiedad intensiva.

Descripción de la pila de Daniell: Oxidación Zn (s)→ Zn2+(ac) + 2 e- Eo = + 0,76 V Eo = + 0,34 V Reducción Cu2+ (ac) + 2 e-→ Cu (s) _____________________________________ ____________ Zn (s) + Cu2+ (ac)→ Cu (s) + Zn2+ (ac) Eo = + 1,1 V Conservar el signo del potencial informado en la tabla de potenciales de reducción Si Eo > 0  Reacción espontánea (Celda galvánica o pila) Si Eo < 0  Reacción no espontánea (Celda electrolítica) Eocelda = Eocatódico - Eoanódico

Celdas electroquímicas Galvánicas (pilas o baterías):las reacciones químicas espontáneas generan electricidad y la suministran a un circuito externo. Energía Química → Energía eléctrica Electrolíticas:la energía eléctrica de una fuente externa hace que ocurran reacciones químicas no espontáneas Energía eléctrica → Energía química

Electrodos • La diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo se llama: • - Voltaje de la celda • - Fuerza electromotriz ( fem) • - Potencial de la celda Superficies en la cuales tienen lugar las hemirreacciones de oxidación y reducción y pueden participar o no en las reacciones. Cátodo:ocurre la reducción (recibe electrones) Ánodo:ocurre la oxidación (pierde electrones)

Energía libre y potencial de la celda DEelect = DE° x Q 1J = 1v x 1C Carga eléctrica total = Q = nF n = num. de e- transferidos en la redox F = Cte. De Faraday = 96500 C/mol e- DEelect = DE°nF DEelect→ wmax wmax = -nFDE° como wmax = DG° DG° = -nFDE°

Energía libre y potencial de la celdaDGo = -nFEocelda

Equilibrio químico y potencial de la celda DG0 = -RT ln K Reemplazando enDG° = -nFDE° -nFDE° = -RT ln K Multiplicando por -1 y despejando: DE° = (RT/nF) ln K

Para calcular el potencial de celda en condiciones no estándares se utiliza la ecuación de Nernst: Eo  potencial normal (iones 1M, gases 1 atm, T = 25oC) Ecuación de Nernst E = DE° -( RT/ nF) ln Q Moles de electrones que se transfieren en la reacción

¿Tendrá lugar la siguiente reacción de forma espontánea a 25 °C si [Fe2+] = 0,60 M y [Cd2+] = 0,010 M?Fe2+(ac) + Cd (s) → Fe (s) + Cd2+(ac) 0,059 V 0,010 E = log -0.04 V - 2 0,60 E = 0,012 V Reacción espontánea Cd → Cd2+ + 2e- Eo = + 0,40 V Fe2+ +2e- → Fe Eo = - 0,44 V Fe2+ + Cd → Fe + Cd2+Eo = - 0,04 V Eo = - 0,04 V

Celdas de concentración: celda electroquímica con dos semiceldas del mismo material pero que tienen distinta concentración Ag(s) | Ag+ (0,01 M) || Ag+ (1 M) | Ag (s) 0,059 V 0,01 M log - E = 0,12 V E = 1 1 M Ejemplo: Electrodo pH 0,059 V [H+]exterior log - E = 1 [H+]interior Concentración fija Ag → Ag+ + 1e- Eo = - 0,80 V Ag+ +1e- → AgEo = + 0,80 V Ag+ + Ag → Ag + Ag+Eo = 0 V

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