ÓXIDO REDUCCIÓN III

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ÓXIDO REDUCCIÓN III Unidad Nº 9 de Química Electivo TEMAS 1.- Celdas electroquímicas 2.- Definición de los electrodos 3.- Ejemplos de Celdas Galvánicas 4.- Predicción de las reacciones 5.- Diferencia neta de potencial 1. Celdas electroquímicas Como hemos visto, una reacción redox se verifica con la transferencia de electrones desde un agente reductor hacia un agente oxidante. Ahora bien, cuando ambos reactivos se encuentran en la misma solución, la transferencia de electrones tiene lugar directamente desde un átomo o ión al otro.  Sin embargo, cuando se logra separar el oxidante y el reductor en recipientes aislados y el sistema se dispone de tal forma que los electrones pueden fluir a través de un conductor que une ambos electrodos, se generan las celdas electroquímicas. En general, estas celdas se clasifican en celdas galvánicas y en celdas electrolíticas. La primera es de uso común en radios, linternas, juguetes, etc., mientras que la segunda se utiliza para la refinación de metales.  A continuación, revisaremos las características más importantes de cada una de ellas. Celda Galvánica En general, este tipo de celdas presenta las siguientes características: Produce energía eléctrica. Los electrones fluyen desde el ánodo hacia el cátodo. En el ánodo se verifica la semirreacción de oxidación. Zn°  ?    Zn+2   +   2?,             E° = + 0,76 volts En esta reacción se entregan electrones y se forman iones. En el cátodo se verifica la semirreacción de reducción. Cu+2  +  2?   ? Cu°,           E°= + 0,33 volts En esta reacción, los iones aceptan electrones. Por lo tanto, la reacción total que rige a esta pila en particular, se puede obtener de la suma de ambas semirreacciones, entonces:            Cu+2  + 2?      ?  Cu°             E° = + 0,33 volts       +    Zn°  ?   Zn+2  + 2?              E° = + 0,76 volts           ______________________________________________              Zn° + Cu+2  ? Cu° + Zn+2         E° = + 1,09 volts Por último, debemos decir que el puente salino que posee toda celda galvánica tiene por finalidad impedir la acumulación de carga neta en cualquiera de los vasos, de modo que los iones negativos que quedan en una de las soluciones puedan difundirse o bien, migrar al vaso donde hay exceso de iones positivos. Y, al mismo tiempo, los iones positivos puedan difundirse o migrar al vaso donde hay exceso de iones negativos. |Regresar a Temas| 2. Definición de los electrodos Para efecto de cualquier tipo de celda electroquímica, se han dado las siguientes definiciones y características para cada uno de los electrodos que forma parte de este sistema. Ánodo Es el polo positivo de un sistema. A este electrodo llegan los aniones y es él quien emite o produce electrones, por lo tanto, en él ocurre la oxidación.   Físicamente, se representa con un signo negativo. Cátodo Es el polo negativo de un sistema. Este electrodo recibe  o consume los electrones, por lo tanto, en él ocurre la reducción.   Físicamente, se representa con un signo positivo. |Regresar a Temas| 3. Ejemplos de Celdas Galvánicas Pila Común Esta pila o celda posee las siguientes características: En el ánodo se utiliza Zn como reactivo, y para el cátodo se utiliza una mezcla de MnO2 y C. La solución del electrolito presente es: NH4Cl + ZnCl2. Entonces, en cada electrodo se verifican las reacciones dadas a continuación:             Ánodo:              Zn  +  2 HO¯    ?    ZnO  +  H2O  +  2 ?      Cátodo:            MnO2  +  H2O  +  2 ?   ?  MnO  +  2 HO¯                        _____________________________________________                                                      Zn  +  MnO2  ?  ZnO  +  MnO Pila Alcalina   Esta pila o celda posee las siguientes características: En el ánodo se utiliza Zn como reactivo, y para el cátodo se utiliza una mezcla de MnO2 y C. La solución del electrolito presente es: una solución de KOH al 30%. En este caso, se verifica la siguiente reacción anódica: Zno  +  4 HO-       ?       Zn(OH)4-2   +   2 ? Pila botón de mercurio En esta pila o celda se verifican las siguientes reacciones en cada electrodo: Ánodo:        Zn  +  4 HO¯    ?    Zn(OH)4   +   2 ?   Cátodo:        HgO  +  H2O  +  2 ?   ?   Hg  +  2 HO¯ Celda electrolítica En general, este tipo de celdas presenta las siguientes características: Se requiere energía eléctrica para que funcione. En el ánodo se produce la oxidación según: Cu°   ?  Cu+2   +   2 ? En el cátodo se produce la reducción según:     Cu+2   +  2 ?   ?   Cu° Se emplea en la refinación del cobre. La electrólisis se puede aplicar no sólo al cobre, sino que a otros elementos y compuestos. Para la refinación o electrólisis del cobre, éste se  funde y se amolda en ánodos, los que se depositan en una solución de sulfato de cobre (CuSO4). Este electrodo (ánodo) se deshace, dejando en solución iones de cobre (II) (Cu+2). Los iones cúpricos existentes en dicha solución se depositan sobre una lámina de cobre denominada cátodo, la cual comienza a engrosarse a medida que transcurre la reacción. De este modo, se obtiene el cobre electrolítico con una pureza del 99,9%.   |Regresar a Temas| 4. Predicción de las reacciones Como sabemos, en toda reacción de óxido reducción existe una transferencia de electrones, la que produce una diferencia de potencial medible.  Como en este tipo de reacciones existe el agente oxidante y el agente reductor, cada uno de ellos tiene asociado un potencial relacionado con una semirreacción y que corresponde a la capacidad intrínseca de cada uno para aceptar electrones.  Dicho potencial se conoce como Potencial Normal de Reducción.  En general, los valores de estos potenciales se encuentran tabulados y se midieron considerando al hidrógeno como sustancia patrón por lo que se le asignó un valor igual a cero. Entonces, mientras mayor sea el valor del potencial de un elemento, éste tendrá mayor poder reductor.  Un ejemplo de esto, lo constituye el electrodo de Pt/ Br2 / Br-, cuya reacción es           Br20   +  2 é       ?     2 Br- ,  Eº = + 1,065 volt. Por el contrario, mientras menor sea el valor del potencial de un elemento, éste tendrá mayor poder oxidante.  Un ejemplo de esto, lo constituye el electrodo de Li+ / Li, cuya reacción es   Li+ +  é     ?      Li,    Eº = - 3,045 volt. |Regresar a Temas| 5. Diferencia neta de potencial Como recordaremos, toda reacción redox tiene asociada una diferencia neta de potencial, la que se establece de acuerdo a cada semirreacción. Esta diferencia de potencial puede ser mayor, menor o igual a cero y da una idea de la espontaneidad de la reacción. ?Eº > 0 Esta diferencia de potencial indica que la dirección espontánea de la reacción es de izquierda a derecha.  Dicha reacción provoca un movimiento de electrones desde el ánodo hacia el cátodo.  Si las semirreacciones se paran y se conectan mediante una membrana o puente salino y además se introducen electrodos en cada una de ellas, podremos canalizar la transferencia de electrones (corriente eléctrica) por los conductores de los electrodos.   Este tipo de reacciones es característico de las pilas galvánicas. ?Eº < 0 Esta diferencia de potencial indica que la dirección espontánea de la reacción es de derecha a izquierda, es decir, desde el cátodo hacia el ánodo.  Como esta reacción necesita energía para que suceda en el sentido propuesto, es característica de los procesos electrolíticos. ?Eº = 0 En este caso, la reacción no es espontánea, por lo tanto, habrá que entregarle energía eléctrica.  Por lo tanto, también es característica de los sistemas electrolíticos. |Regresar a Temas|

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Última modificación: viernes, 18 de abril de 2008, 17:37

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