Capıtulo 20: Electroquımica
Dr. Alberto Santana
Universidad de Puerto Rico
Recinto Universitario de Mayaguez
Departamento de Quımica
Quimica general II, Electroquımica – p.1
Cosas importantes
Electroquımica
• oxidacion: cuando una especie quımica pierde
electrones. Ca → Ca2+ + 2e−
• reduccion: cuando una especie quımica gana
electrones. F + e− → F−
• Un proceso electroquımico envuelve ambas
partes, una especie que se oxida y otra que se
reduce.
Fe2+(ac) + MnO−
4 (ac) → Fe3+(ac) + Mn2+(ac)
• medias reacciones: rxns que representan la
oxidacion y reduccion de las especies por
separado.Quimica general II, Electroquımica – p.2
Balanceo de medias rxns
En medio acido.
Reglas:
1. Asignar numeros de oxidacion
2. Separar las dos medias rxns en ox y red
3. Balancear atomos EXCEPTO O e H.
4. Balancear O anadiendo H2O a un lado de la
ecuacion
5. Balancear H anadiendo H+ a un lado de la
ecuacion
6. Balancear la carga anadiendo electrones al
lado mas positivo
Quimica general II, Electroquımica – p.3
cont.
7. Multiplicar las rxns por el factor necesario para
que los electrones cancelen. Combinar ambas
ecuaciones y cancelar cualquier cosa que
aparezca en ambos lados. Simplificar los
coeficientes.
Ejercicio 20.1:
I2(s) + NO−
3 (ac) → IO−
3 (ac) + NO2(g)
8H+ + I2 + 10NO−
3 → 2IO−
3 + 10NO2 + 4H2O(l)
Problema 20.29 (b):
Cu(s) + NO−
3 (ac) → NO(g) + Cu2+(ac)
8H+ + 3Cu + 2NO−
3 → 2NO + 3Cu2+ + 4H2O
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Balanceo en medio basico
Reglas:
1. Hago lo que ya se
2. Anado, en ambos lados de la ecuacion, tantos
OH− como H+ tenga y simplifico. Recuerde que
OH− + H+ → H2O(l)
Ejercicio 20.2: H2O2 + ClO2 → ClO−
2 + O2
2OH− + H2O2 + 2ClO2 → 2ClO−
2 + O2 + 2H+ + 2OH−
︸ ︷︷ ︸
2H2O(l)
2OH− + H2O2 + 2ClO2 → 2ClO−
2 + O2 + 2H2O(l)
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Celdas voltaicas simples
• Consiste de dos medias rxns “aisladas” por un
puente salino
• Este puente permite al paso de iones entre las
semiceldas
• Tienen un anodo, donde ocurre la oxidacion y
un catodo donde ocurre la reduccion
• Algunas tienen electrodos inertes como el
electrodo de hidrogeno.
2H+(ac) + 2e− → H2(g) o H2(g) → 2H+(ac) + 2e−
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Convencion para celdas
Se tiene la rxn redox
Ag+(ac, 1.0M) + Cu(s) → Ag(s) + Cu2+(ac, 1.0M)
La forma compacta de representarla es
oxidacion||reduccion o anodo||catodo.
Cu(s)|Cu2+(ac, 1.0M)||Ag+(ac, 1.0M)|Ag(s)
donde la lınea vertical (|) significa separacion entre
fases y las dos lıneas (||) significan puente salino.
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Celdas comerciales
• baterıas primarias: una vez se usan y se agotan,
se mueren. No se recargan (baratas). Ejs.
baterıas secas, no hay fase lıquida, solo una
pasta de NH4Cl, ZnCl2 y MnO2
• baterıas secundarias: se pueden recargar, la rxn
que ocurre es reversible. Baterıa de se carro (si
tiene), niquel-cadmio.
• Celda de combustible: tienen un suministro
continuo de combustible y oxidante. Ej. Celda
de hidrogeno-oxıgeno
O2(g) + 2H2O(l) + 4e− → 4OH−(ac)
H2(g) → 2H+(ac) + 2e−Quimica general II, Electroquımica – p.8
FEM• Diferencia en potencial: diferencia en potencial
electrico entre dos puntos. Se mide en voltios,
(V).
• Fuerza electromotriz (FEM): diferencia en
potencial maxima entre los electrodos de una
celda voltaica.
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Potenciales estandar• Los potenciales de medias celdas se miden a
condiciones estandar. Liq o solidos puros, solns.
1.0 M y gases a 1.0 atm y usualmente 298 K.
• Para una celda se usa el sımbolo E◦
celda.
• Se define E◦
celda = E◦
catodo − E◦
anodo, donde E◦
catodo y
E◦
anodo son los potenciales reduccion estandar.
• Si E◦
celda es positivo, la rxn favorece los productos.
• Por convenio, el electrodo estandar de
hidrogeno tiene un E◦ = 0.00 V
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Pots. de reduccion estandar• Se escriben las rxns como reducciones y se
comparan con el valor de electrodo de
hidrogeno. especie oxidada + electrones →
especie reducida. Mientras mas positivo es el
valor de E◦, mayor sera la capacidad de
oxidacion de la especie en el lado izquierdo.
• Mientras mas negativo el valor de E◦, menos
probable que la rxn ocurra tal y como esta
escrita.
• Si se invierte la direccion de la rxn, el signo de E◦
cambia.
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Pots. de reduccion estandar, cont
• la rxn de cualquier sustancia de lado izquierdo
en la tabla con cualquier sustancia en el lado
derecho y que este por debajo de ella sera
favorecida en productos.
Ej.
I2(s) + 2e− → 2I−(ac)
Cu2+(ac) + 2e− → Cu(s)
2H+(ac) + 2e− → H2(g)
Fe2+(ac) + 2e− → Fe(s)
Zn2+(ac) + 2e− → Zn(s)
el Zn puede reducir Fe2+, 2H+, Cu2+ e I2 pero el
Cu solo puede reducir el I2 Quimica general II, Electroquımica – p.12
Pots. de reduccion estandar
• Los coeficientes estequiometricos no afectan el
valor de E◦
Quimica general II, Electroquımica – p.13
Calculo de E◦celda
Ejercicio 20.6
Calcule el potencial de la celda, E◦
celda para
Zn(s) + 2Ag+(ac) → Zn2+(ac) + 2Ag(s)
Identifico que rxn ocurre en el anodo y catodo.
rxn anodo: Zn(s) → Zn2+(ac) + 2e−
rxn catodo: 2Ag+(ac) + 2e− → 2Ag(s)
E◦
celda = E◦
cat − E◦
an
= +0.80 − (−0.763) = +1.56 V
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Agentes oxidantes y reductores
¿Que metal debe ser mas facil de oxidar? Fe, Ag, Zn,
Mg o Au ¿Cual debe ser mas facil de reducir?
Mg debe ser el mas facil de oxidar (Mg(s) esta mas
bajo en la Tabla). Au debe ser el mas facil de reducir
(Au esta mas alto en la Tabla)
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Ejercicio 20.8
Determine que rxn sera favorecida en productos.
a) Ni2+(ac) + H2(g) → Ni(s) + 2H+(ac)
b) 2Fe3+(ac) + 2I−(ac) → 2Fe2+(ac) + I2(s)
c) Br2(l) + 2Cl−(ac) → 2Br−(ac) + Cl2(g)
Solucion:
a) Sera favorecida en productos si el Ni2+ esta mas
alto en la Tabla que H+. NO.
b) Esta favorecida en productos
c) NO
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Electroquımica y trabajo
• Se define wmax = nFE donde n es el numero de
moles de electrones, F es la constante de
Faraday (96500 C/mol e) y E es el potencial de
la celda.
• ∆G se define como la cantidad de trabajo
maxima que se puede obtener de un proceso,
ası que puedo decir que ∆G◦ = −nFE◦.
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Ejercicio 20.11
Calcule ∆G◦ para H2(g) + Zn2+(ac) → Zn(s) + 2H+(ac).
Zn2+(ac) + 2e− → Zn(s), E◦ = −0.763 V
2H+(ac) + 2e− → H2(g), E◦ = 0.00 V
E◦
celda = −0.763 − 0.000 = −0.763 V
∆G◦ = −(2����mol e)(96500 C/����mol e)(−0.763 V) = 147, 000 J
Use la conversion de 1C V = 1 J
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Electrolisis
Cambio quımico usando electricidad.
• Electrolisis de sales fundidas: se pasa una
corriente por una sal derretida para llevar a
cabo una rxn.
NaCl derretido:
2Na+ + 2e− → 2Na(l), E◦ = −2.714 V
2Cl− → Cl2(g) + 2e−, E◦ = 1.360 V
2Na+ + 2Cl− → 2Na(l) + Cl2(g), E◦
celda = −4.074 V
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Electrolisis en solucion
Hay que tomar en cuenta el agua.
Electrolisis de NaI en solucion: Na+, I− y H2O(l)
Posibles reducciones (catodo)
Na+ + 1e− → Na(s), E◦ = −2.714 V
2H2O(l) + 2e− → H2(g) + 2OH−, E◦ = −0.8277 V
Posibles oxidaciones (anodo)
2I− → I2(ac) + 2e−, E◦ = 0.5354 V
2H2O(l) → O2(g) + 4H+ + 4e−, E◦ = 1.229 V
¿Que pasara? Se dan las rxns con los E’s mas cercas
de 0.Quimica general II, Electroquımica – p.20
Ejercicio 20.14
Electrolisis de NaOH en solucion: Na+, OH− y H2O(l)
Posibles reducciones (catodo)
Na+ + 1e− → Na(s), E◦ = −2.714 V
2H2O(l) + 2e− → H2(g) + 2OH−, E◦ = −0.8277 V
Posibles oxidaciones (anodo)
4OH− → O2(g) + 2H2O(l) + 4e−, E◦ = 0.40 V
2H2O(l) → O2(g) + 4H+ + 4e−, E◦ = 1.229 V
Rxn neta: 4H2O(l) + 4OH− → 2H2(g) + 4OH− + O2(g) +
2H2O(l)
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Ejercicio 20.14, cont
Reduccion (catodo)
2H2O(l) + 2e− → H2(g) + 2OH−, E◦ = −0.8277 V
Oxidacion (anodo)
4OH− → O2(g) + 2H2O(l) + 4e−, E◦ = 0.40 V
Rxn neta:
2 �4H2O(l) +����4OH− → 2H2(g) +����4OH− + O2(g) +�����2H2O(l)
2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g), E◦
celda = −0.8277 − 0.40 = −1.23 V
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