REACCIONES DE REDUCCIÓN Y OXIDACIÓN (REDOX) · AJUASTE Y ESTEQUIOMETRÍA REDOX Método...

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES

REACCIONES DE REDUCCIÓN Y OXIDACIÓN

(REDOX)

CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN

Reaccion de oxidación-reducción o redox:proceso en el que tiene lugar una transferencia de electrones

Oxidación: reacción en la que una especie cede electrones

Reducción: reacción en la que una especie gana electrones

Una especie cede electrones a la vez que otra los capta, por lo que se producen dos semirecciones simultáneas

2 2( ) ( ) ( )Ca s Cl g CaCl s

22Ca e Ca 2 2 2Cl e Cl

El Ca ha perdido electronesDecimos que se ha oxidado

El Cl ha ganado electronesDecimos que se ha reducido

Como el Ca se oxida (reductor),el Ca2+ es su forma oxidada

Ca/Ca2+ Par redox conjugado

Como el Cl2 se reduce (oxidante),el Cl es su forma reducida

Cl2/2Cl Par redox conjugado


Una oxidación es una reacción en la que una especie cede electrones

Una reducción es una reacción en la que una especie gana electrones

2 2( ) ( ) ( )Ca s Cl g CaCl s

22Ca e Ca 2 2 2Cl e Cl

22( ) ( ) 2Ca s Cl g Ca Cl

Reacción iónica global

Semireacciónde oxidación

Semireacciónde reducción

Reacciones de oxidación-reducción o redox: procesos en los que tiene lugar una transferencia de electrones

El concepto de transferencia implica que una especie cede electrones a la vez que otra los capta, por lo que se producen dos semirecciones simultáneas

El elemento que se oxida(pierde electrones)

es el reductor

El elemento que se reduce(gana electrones)

es el oxidante


NÚMERO DE OXIDACIÓN:

número de electrones que gana o pierde átomo cuando se combina con otros átomos.

- número de oxidación es positivo cuando pierde electrones- número de oxidación es negativo cuando gana electrones .

El número de oxidación viene a ser prácticamentelo mismo que la valencia con la que actúa

En las reacciones redox cambia el número de oxidación de los elementos que intercambian electrones.

El elemento que cede electrones aumenta su número de oxidación, mientras que el elemento que los gana disminuye su número de oxidación

El número o estado de oxidación de un elemento en una especie química se determina según unas reglas establecidas por convenio de forma arbitraria. Son las siguientes:


El nº de oxidación de cualquier elemento es su estado fundamental es 0

El nº de oxidación de iones formados por un solo elemento es la carga del ión

Al hidrógeno, cuando está combinado, se le asigna un nº de oxidación +1, excepto en los hidruros metálicos en los que se le asigna –1

Al oxígeno se le asigna un nº de oxidación –2, excepto en los peróxidos en los que se le asigna –1 y en los compuestos con flúor que es +2

El nº de oxidación de los metales es su valencia iónica con carga positiva

En los compuestos covalentes se asigna un nº de oxidación negativo al elemento más electronegativo y uno positivo al menos electronegativo en valores

coincidentes con su valencia

La suma de los nº de oxidación de todos los elementos ha de ser cero, si se trata de una especie neutra, o la carga, si se trata de un ión

Por ejemplo, para nuestra reacción redox de muestra:


2 2( ) ( ) ( )Ca s Cl g CaCl s 0 0 +2 1

El elemento cloro reduce su número de oxidación porque gana electrones, por lo tanto

decimos que se reduce actuando como oxidante

El elemento calcio aumenta su número de oxidación porque cede electrones, por lo tanto

decimos que se oxida actuando como reductor

CUESTION 1

Dadas las siguientes reacciones:

CaO + H2O Ca(OH)2

Ag + HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O

NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O

Cu + Cl2 CuCl2

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

Razona:

a) Si son de oxidación-reducción

b) Identifica qué especies se oxidan y qué especies se reducen,cuáles son los agentes oxidantes y cuáles los agentes reductores


AJUASTE Y ESTEQUIOMETRÍA REDOX

Método ión-electrón

A partir de la ecuación sin ajustar, se identifican los átomos que se oxidan y los que se reducen inspeccionando sus números de oxidación

Se escriben por separado las semirreacciones iónicas de oxidación y de reducción

Se ajusta en cada una de ellas el número de átomos de las especies, excepto el oxígeno y el hidrógeno, si aparecen

El oxígeno se ajusta añadiendo H2O en el miembro de la semirreacciónen el que sea necesario

Para el ajuste de hidrógeno, si el medio es ácido, se adiciona el número adecuado de especies H+ en el miembro de la semirreacción que lo necesite, y si el medio es básico, se añade H2O en el miembro que lo precise y en el miembro

opuesto tantas especies OH como hagan falta

1

2

3

4

5



Ajustar la carga eléctrica con electrones en ambos miembros

Se igualan el número de electrones cedidos y ganados multiplicando cada semirreacción por el número natural que sea necesario

Para obtener la ecuación iónica ajustada, se suman ambas semirreacciones eliminando los electrones y las especies comunes que haya en ambos miembros

Para la ecuación molecular ajustada, se reemplazan las especies iónicas de la ecuación iónica anterior por las especies moleculares que intervienen en el

proceso, manteniendo los coeficientes estequiométricos determinados en las etapas anteriores, siendo en algunos casos necesarios ajustar por tanteo

6

7

8

10

Si existieran especies que no intervienen en las semirreacciones,se ajustan por tanteo

9



CUESTIÓN 2

Ajusta la siguiente reacción redox por el método del ión-electrón:

MnO2 + HCl Mn2+ + CI2 + H2O

CUESTIÓN 3

El permanganato de potasio (KMnO4) reacciona con el nitrito de sodio (NaNO2) en medio básico obteniéndose dióxido de manganeso (MnO2) y

nitrato de sodio (NaNO3).

Ajusta la reacción redox por el método del ión-electrón.


PROBLEMA 1Cuando el óxido de manganeso (IV) reacciona con ácido clorhídrico se obtiene

cloro, cloruro de manganeso (II) y agua.a) Ajuste esta reacción por el método del ión-electrón.

b) Calcule el volumen de cloro, medido a 20ºC y 700 mm de Hg de presión, que se obtiene cuando se añade un exceso de ácido clorhídrico sobre 20 g de un mineral que contiene un 75% en peso de riqueza en dióxido de manganeso.Datos. R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1 Masas atómicas: O = 16; Mn = 55

PROBLEMA 2

En medio ácido, el ión cromato oxida al ión sulfito según la ecuación:

a) Ajuste la ecuación iónica por el método del ión-electrón

b) Si 25 mL de una disolución de Na2SO3 reaccionan con 28’1 mL de disolución 0’088 M de K2CrO4, calcule la molaridad de la disolución de Na2SO3

2 2 3 24 3 4 2CrO SO H Cr SO H O

VALORACIONES REDOX

Las valoraciones redox son análogas en su desarrollo experimental a las valoraciones ácido-base ya estudiadas. Cuando la reacción es

completa se alcanza también un punto de equivalencia

La única diferencia es que el punto de equivalencia de lavaloración se puede determinar ahora de dos maneras:

Con el cambio de color que sufre un indicador redox cuando pasa de su forma oxidada a su forma

reducida (y viceversa)

Ejemplos

Azul de metileno: azul / incoloroRojo neutro: rojo / incoloroFerroína: rojo / azul pálido

Con el cambio de color que experimentan las propias

disoluciones de oxidante y reductor

Por ejemplo:

24 ( ) ( )MnO rosa Mn incoloro

VALORACIONES REDOX

A la hora de realizar los cálculos en las valoraciones redox se puede hacer por dos vías diferentes:

La relación estequiométrica en la propia reacción de valoración redox debidamente ajustada

permite establecer las relaciones entre el número de moles de la especie que se oxida (a) y el

número de moles de la especie que se reduce (b) en el punto de

equivalencia.Es como lo hacíamos con las

valoraciones ácido-base

Utilizando una nueva herramientamuy útil denominada

equivalente químico

Se define el equivalente químico de un proceso redox como la masa de una sustancia (Meq), expresada en gramos, capaz de aceptar o ceder

un mol de electrones

A B

ox redn n

a b ox ox red redc V c V

a b

VALORACIONES REDOX

Utilizando una nueva herramientamuy útil denominada

equivalente químico

Se define el equivalente químico de un proceso redox como la masa de una sustancia (Meq), expresada en gramos, capaz de aceptar o ceder

un mol de electrones

B

El cálculo del equivalente químico (Meq) de un agente oxidante o

reductor, implica el conocimiento previo de la semirreacción redox en

la que interviene

En el punto de equivalenciase cumple que:

(Nº eq)ox = (Nº eq)red

Se define la normalidad (N) como el número de equivalentes de soluto por litro de disolución

ºN eqN

V

En el punto de equivalencia se cumple:

ox ox red redN V N V

VALORACIONES REDOX

Vamos a realizar un ejercicio de valoración redox por los dos procedimientos

PROBLEMA 3

En una valoración, 31’25 mL de una disolución 0’1 M de Na2C2O4 (oxalato de sodio) en medio ácido consumen 17’38 mL de una disolución de KMnO4 de

concentración desconocida. Sabiendo que el oxalato pasa a CO2 y el permanganato a Mn2+:

a) Ajusta la ecuación iónica por el método del ión-electrón.b) Calcula la concentración de la disolución de KMnO4

sin hacer uso del concepto de equivalente químico

PROBLEMA 4

Calcula la concentración de la disolución de KMnO4 del problemaanterior haciendo uso del concepto de equivalente químico

Datos: Masas atómicas: O = 16; K = 39; Mn = 55; Na = 23; C = 12

VALORACIONES REDOX

PROBLEMA 5

Dada la reacción:

KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 . MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

a) ¡¡¡ Ajusta la reacción anterior por el método del ión-electrón !!!

b) Calcula los mL de disolución 0’5 M de KMnO4 necesarios paraque reaccionen completamente con 2’4 g de FeSO4

Datos. Masas atómicas: O = 16; S = 32; Fe = 56.

PROCESOS ELECTROQUÍMICOS

Una reacción redox es una reacción en la que se establece una transferencia de electrones de una especie química a otra. Si esta

transferencia de electrones se produce a través de un cable conductor, en vez de hacerlo mediante contacto directo entre las especies

químicas, la reacción redox estará asociada a una corriente eléctrica.En estos casos hablamos de procesos electroquímicos

e

e

Si la reacción redox ocurre de manera espontánea se generará una

corriente eléctrica gracias a ella.Habremos construido una pila

electroquímica

Si la reacción redox no es espontánea tendremos que

suministrar desde el exterior la corriente eléctrica necesaria para

que se produzca la reacción.Estaremos produciendo una

electrólisis


Desde un punto de vista energético, un proceso electroquímico es una reacción redox mediante la cual se puede transformar energía química en

energía eléctrica o energía eléctrica en energía química.

La energía libre que se libera en los procesos electroquímicos

espontáneos se transforma en energía eléctrica. Esto ocurre en unos dispositivos electroquímicos

denominados pilas o celdas galvánicas (o voltaicas)

La energía eléctrica que se aplica a un proceso electroquímico no espontáneo para provocar la

reacción química, se realiza en unos dispositivos denominados cubas o

celdas electrolíticas


Las celdas electroquímicas (pilas galvánicas y cubas electrolíticas) son dispositivos formados por dos electrodos sólidos sumergidos en una

disolución determinada. Los electrodos están interconectados mediante un circuito eléctrico externo a través del cuál se produce la

transferencia de electrones del reductor al oxidante

En el CÁTODO, los cationes capturan electrones y se reducen,

por lo que en el cátodo se produce la semirreacción de reducción

En el ÁNODO, los aniones ceden electrones y se oxidan, por lo que

en el ánodo se produce la semirreacción de oxidación

Y todo esto independientemente de que sean los electrodos de una pila galvánica o de una cuba electrolítica

ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS

Una pila galvánica (voltaica o electroquímica) es un dispositivo que permite producir energía eléctrica a partir de una reacción redox espontánea

Los precursores en este campo de la Química fueron científicos como:

Luigi GalvaniItalia (1737-1798)

Alessandro VoltaItalia (1745-1827)

John Frederic DaniellInglaterra (1790-1845)

Volta dessarrolló la primera pila eléctrica en 1800, pero Daniell la perfeccionó en 1836 construyendo la que se conoce como pila Daniell, precursora de las

actuales pilas eléctricas


PILA DANIELL


Las celdas galvánicas se representan simbólicamente mediante una notación o diagrama de pila. Ejemplo de diagrama de la pila Daniell:

4 4( ) ( ) ( ) ( )Zn s ZnSO ac CuSO ac Cu s

Una doble barra (││) indica un tabique poroso

o un puente salino

Una barra vertical (│) indica un cambio de fase entre las

especies que separa

A la izquierdase representa

el ánodo de la pila(de donde salen

los e)

A la derechase representa

el cátodo de la pila(a donde llegan

los e)

A veces en lugar de la especie molecular en disolución, se expresa solo los iones que participan en el proceso redox y su concentración. Por ejemplo:

2 2( ) (0,2 ) (0,5 ) ( )Zn s Zn M Cu M Cu s

2 2Zn Zn e 2 2Cu e Cu Oxidación en el ánodo Reducción en el cátodo


Lo que caracteriza a una pila de cualquier tipo es lo que solemos llamar su voltaje

En Física y en Química, a esta característica de las pilas se les denomina

fuerza electromotriz (fem) o diferencia de potencial (Epila) entre sus polos + y

4,5 V 9 V

1,5 V

Cuando decimos que la fem de una pila es de 4,5 voltios, significa que se transforman 4,5 julios de energía química en energía eléctrica

por cada culombio de carga (6,25x1018 e) que la atraviesa4,5 4,5 JE V C


Podríamos conocer la fuerza electromotriz (fem) o diferencia de potencial (ΔEpila) de una pila galvánica si se conocieran de antemano los

potenciales de cada uno de los electrodos (Eelectrodo).

A cada electrodo le corresponde un potencial ( potencial de electrodo), que por definición es el potencial que se genera cuando un electrodo se

pone en contacto con una disolución de sus propios iones

El potencial de electrodo dependerá de la naturaleza del metal, de la concentración de la disolución de sus iones, de la presión y de la temperatura.

Ello conduce a que se establezcan unas condiciones termoquímicas fijadas


Por convenio,

se ha establecido que las concentraciones de los iones que participan en la reacción redox sea 1 M, la presión de las sustancias gaseosas (si es

que interviene alguna) de 1 atmósfera y la temperatura de 25ºC

A estas condiciones se les denomina condiciones estándar a 25ºC

Así pues, el potencial de electrodo en estas condiciones se denomina potencial estándar de electrodo, E0

electrodo, a 25ºC

Como el potencial estándar de un electrodo aislado no se puede medir directamente, se recurre a medir la diferencia de potencial que se

establece entre el mismo y otro potencial estándar de electrodo que se establece como referencia


Por convenio también,

se ha establecido como electrodo de referencia el electrodo estándarde hidrógeno, que consiste en un electrodo de platino (metal inerte) sumergido en una disolución ácida 1 M de iones H+, a través del cual

burbujea gas hidrógeno (H2) a la presión parcial de 1 atmósfera

Así, para determinar el potencial estándar del par Xn+/X, consideramos un electrodo formado por un elemento metálico X sumergido en una

disolución acuosa 1 M de uno de sus iones, Xn+, y medimos la diferencia de potencial de este electrodo frente al electrodo estándar de hidrógeno

una vez construida la pila siguiente:

2( ) ( ) (1 ) (1 ) ( )nPt s H g H M X M X s


Dependiendo del electrodo que se utilice en la celda, el electrodoestándar de hidrógeno puede actuar como ánodo o como cátodo.

En ambos casos, y por convenio, se considera que el potencialestándar de hidrógeno como ánodo o como cátodo es:

E0 = 0’00 V

La diferencia de potencial de la pila medida en esas condicionesnos daría un valor de:

ΔE0pila = E0

cátodo – E0ánodo

De esta manera, los potenciales de reducción estándar a 25ºC

para diversos electrodos, E0(Xn+/X) están tabulados

· pilaG q E


Por otro lado, consideraciones energéticas nos permiten deducir que:

GEnergía libre liberada en

la reacción redox espontánea de la pila

por cada mol de e que se transfiere del

reductor al oxidante

Se expresa en J/mol

Epila

Energía química transformada en la pila por cada culombio de carga que la atraviesa

Se expresa en J/C(Voltios)

qEs la carga de un

mol de e expresada en culombios

(96.400 C/mol e)

El signo “–” viene determinado por el valor negativo de

la carga del e


En el caso particular de condiciones estándares a 25 ºC:

0 0· pilaG q E

Con esta expresión, y a partir de los valores y signos de los potenciales de reducción estándar tabulados de dos pares redox,

se puede establecer la espontaneidad o no espontaneidad de la reacción redox que implica a ambos pares:

Si para los dos pares ΔE0 > 0 entonces ΔG0 < 0 para la reacción redox entre ellos, lo que implica

que el proceso redox considerado es espontáneo

Si para los dos pares ΔE0 < 0 entonces ΔG0 > 0 para la reacción redox entre ellos, lo que implica

que el proceso redox considerado no es espontáneo

¡¡¡ Esto es básicamente lo que hay que tener en cuenta para resolver todas las cuestiones que se os planteen sobre pilas galvánicas !!!


En el caso de la pila Daniell tenemos:

0 2( / ) 0,76E Zn Zn V

Potencial dereducción estándar

2 2Zn e Zn

Semirreacciónde reducción

0 2( / ) 0,34E Cu Cu V 2 2Cu e Cu

Potencial deoxidación estándar

Semirreacciónde oxidación

2 2Cu Cu e 0 2( / ) 0,34E Cu Cu V

2 2Zn Zn e 0 2( / ) 0,76E Zn Zn V

¿Quién reduce a quién?

En la reacción redox en la que el Cu reduce al Zn

tenemos:

0 1,10E V

0 0E

0 0G

¡¡Reacción no espontánea!!

Habría que suministrar energía, por lo que no puede ser la que ocurra en la pila

0 ( 0,34 ) ( 0,76 )E V V



0 2( / ) 0,76E Zn Zn V

Potencial dereducción estándar

2 2Zn e Zn

Semirreacciónde reducción

0 2( / ) 0,34E Cu Cu V 2 2Cu e Cu

Potencial deoxidación estándar

Semirreacciónde oxidación

2 2Cu Cu e 0 2( / ) 0,34E Cu Cu V

2 2Zn Zn e 0 2( / ) 0,76E Zn Zn V


En la reacción redox en la que el Zn reduce al Cu

tenemos:

¡¡Reacción espontánea!!

Se libera energía, por lo que esa es la reacción redox que

ocurre en la pila

0 ( 0,76 ) ( 0,34 )E V V

0 1,10E V 0 0E

0 0G



0 2( / ) 0,34E Cu Cu V 2 2Cu e Cu

La reacción redox global es

2 2Zn Zn e 0 2( / ) 0,76E Zn Zn V


En la reacción redox en la que el Zn reduce al Cu

tenemos:

¡¡Reacción espontánea!!

Se libera energía, por lo que esa es la reacción redox que

ocurre en la pila

0 ( 0,76 ) ( 0,34 )E V V

0 1,10E V 0 0E

0 0G

2 2Zn Cu Zn Cu 0 1,10E V

2 2( ) ( ) ( ) ( )Zn s Zn ac Cu ac Cu s

¡¡ Diagrama de la pila !!


CUESTIÓN 4

Si se introduce una lámina de cinc en una disolución de sulfato de cobre (II) se observa que el cobre se deposita en la lámina, se pierde el color azul

de la disolución y la lámina de cinc se disuelve.

a) Explique razonadamente este fenómenob) Escriba las reacciones observadas

CUESTIÓN 5

Explique, mediante la correspondiente reacción, qué sucede cuando en unadisolución de sulfato de hierro (II) se introduce una lámina de: a) Cd; b) Zn

Datos:

E0(Zn2+/Zn) = 0’76 V; E0(Fe2+/Fe) = 0’44 V; E0(Cd2+/Cd) = 0’40 V


CUESTIÓN 6

Razone, a la vista de los siguientes potenciales de reducción estándar:

E0(Na+/Na) = 2’71 V; E0(H+/H2) = 0’00 V; E0(Cu2+/Cu) = + 0’34 V

a) Si se desprenderá hidrógeno cuando se introduce una barrade sodio en una disolución 1 M de ácido clorhídrico

b) Si se desprenderá hidrógeno cuando se introduce una barrade cobre en una disolución 1 M de ácido clorhídrico

c) Si el sodio metálico podrá reducir a los iones Cu (II)

CUESTIÓN 7

Se construye una pila con los pares Fe2+/Fe y Sn4+/Sn2+.

a) Indique qué par actúa como ánodo, qué par actúa como cátodoy escriba las reacciones que tienen lugar en cada electrodo

b) Calcule la f.e.m. de la pila

Datos: E0(Fe2+/Fe) = 0’45 V; E0(Sn4+/Sn2+) = 0’15 V


CUESTIÓN 8

Sabiendo que:

Zn (s) Zn2+(1M) H+(1M) H2(1atm) Pt(s) ; ΔE0pila = 0’76 V

Zn(s) Zn2+(1M) Cu2+(1M) Cu(s) ; ΔE0pila = 1’10 V

Calcule los siguientes potenciales normales de reducción:

a) E0(Zn2+/Zn) b) E0(Cu2+/Cu)

CUESTIÓN 9

Se construye una pila, en condiciones estándar, con un electrodo de cobre y un electrodo de aluminio.

a) Indique razonadamente cuál es el cátodo y cuál el ánodo.b) Escriba el diagrama de la pila y calcule la f.e.m de la misma.

Datos: E0(Cu2+/Cu) = 0’34 V ; E0(Al3+/Al) = 1’65 V

ELECTROQUÍMICA II: ELECTRÓLISIS

Si a una pila galvánica, se le opone una fem numéricamente mayor que la que proporciona, entonces la reacción química redox espontánea de la pila se invierte y tiene lugar un proceso electroquímico no espontáneo denominado electrolisis

Una electrólisis es pues un proceso en el que se hace

pasar una corriente eléctrica a través de una disolución o de un electrólito fundido para producir una reacción redox

no espontánea

Electrólito

aniones

cationeselectrolíticaCuba

ÁNODOCÁTODO Electrodos

Bateríaee


Proporciona la corriente eléctrica, que ha de ser continua y con voltaje suficiente para que tenga lugar la reacción redox. Proporciona la energía

necesaria para poner a los electrones en movimiento. Finalmente esa energía se transformará en energía química en el proceso

Electrodo hacia el que se dirigen

los cationes para captar electrones y reducirse.

En el cátodo se da la reacción de reducción

Electrodo hacia el que se dirigen

los aniones para ceder

electrones y oxidarse.

En el ánodo se da la reacción de oxidación

Puede ser una sustancia fundida

o en disolución

Recipiente que contiene al electrólito Electrólito

aniones

cationeselectrolíticaCuba

ÁNODOCÁTODO Electrodos

Bateríaee


Cuando vimos la pila Daniell indicamos que el voltaje generado por dicha pila era:

En una electrólisis, para que se produzca la reacción inversa,

se necesitará aportar un voltaje externo superior 1,103V.

Así pues, simplemente invirtiendo el sentido del flujo de electronestransformamos una pila galvánica en una cuba electrolítica

2 2( ) (1 ) (1 ) ( )Zn s Zn M Cu M Cu s 0 1,103E V

2 2( ) ( ) ( ) ( )Cu s Zn aq Cu aq Zn s

¡¡¡ Y esa conclusión es válida para cualquier proceso redox !!!


EJEMPLO


EJEMPLO

Se añade H2SO4 para lograr que el agua sea lo suficientemente

conductora, ya que el agua pura lo es muy poco

ELECTRÓLISIS

DEL H2O


EJEMPLO

ELECTRÓLISIS

DEL NaCl fundido

Teniendo en cuenta que la reacción no es espontánea,

el voltaje que debe aportar la batería para que se produzca

la electrólisis será, en este caso, como mínimo:

E0 = E0Cl-E0

Na = (+1,36V) – (-2,71V) = 4,07V


En una electrólisis es muy importante poder calcular la cantidad de masa que se deposita de un metal en un

electrodo o el volumen de gas que se desprende en un electrodo

A partir de resultados experimentales rigurosos sobre procesos electrolíticos, Michael Faraday estableció en 1832 una serie de conclusiones que se conocen como leyes de Faraday y que resumen los aspectos cuantitativos de los

procesos lectrolíticos. Estas conclusiones son:


2ª LEY

Para una determinada cantidad de electricidad Q, la masa m de sustancia depositada o liberada en un electrodo es directamente proporcional a su

equivalente químico Meq

1ª LEY

La masa m de sustancia depositada o liberada en un electrodo al paso de una corriente eléctrica es directamente proporcional a la cantidad de electricidad Q

que circule, donde Q = I·t

3ª LEY

La cantidad de electricidad necesaria para depositar o liberar un equivalente químico de cualquier sustancia es siempre constante e igual a la carga de un

mol de electrones, que resulta ser 96.500 C

Esta cantidad recibe el nombre de constante de Faraday:

F = 96.500 C/mol


Estas tres leyes se resumen en la siguiente expresión cuantitativa:

eq

I tm M

F

I·t es la carga que circula en un tiempo t cuando la intensidad de

corriente que circula es I

Como la unidad de intensidad es el amperio (A=C/s) y la de tiempo el segundo (s), la unidad de carga

resulta en culombios (C)

F es la constante de Faraday, es decir, la carga de un mol de electrones. Por tanto,

la carga que debe de circular por cada equivalente químico de sustancia que se genere en el electrodo correspondiente.

Así pues, su valor es 96.500 C/eq

m es la masa de sustancia

(expresada en g) generada en un

electrodo

Meq es la masa equivalente de la sustancia en cuestión.

Es decir, la masa de sustancia generada en un electrodo por cada mol de

electrones que circula.Se expresa en g/eq

A s g C gg

C Ceq eqeq eq


Hay que tener en cuenta que si tenemos varias cubas electrolíticas en serie con electrólitos diferentes, por todas ellas pasa la misma

cantidad de carga


APLICACIONES DE LA ELECTRÓLISIS

Los procesos electrolíticos son ampliamente empleados en la industria, a pesar del alto consumo de energía eléctrica que suponen.

Algunas de sus aplicaciones más importantes son:

1. PRODUCCIÓN DE ALGUNOSELEMENTOS QUÍMICOS

Algunos elementos químicos como el Na, K, Ca, Mg, Al, Cl2,

etc., se obtienen por electrólisis.

Por ejemplo:

2 3 22 ( ) 4 ( ) 3 ( )Al O l Al l O g



2. PRODUCCIÓN DE COMPUESTOSDE IMPORTANCIA COMERCIAL

Por ejemplo, la obtención de NaOH a partir del NaCl en disolución acuosa:

22 ( ) 2NaCl ac H O

2 22 ( ) ( ) ( )NaOH ac H g Cl g



3. RECUBRIMIENTOS METÁLICOS

Se trata de cubrir un metal barato con otro metal más noble con fines decorativos

(dorado, plateado, croamdo, etc.) o para proteger de la corrosión (gavanizando

con Zn, por ejemplo)

Se utiliza como cátodo el elemento a bañar y como electrólito una disolución que contenga cationes del metal con el

que se quiere cubrir.Dorado



4. PURIFICACIÓN DE METALES

Por ejemplo, la purificación del cobre es muy útil porque su conductividad

eléctrica depende de su pureza.

El cobre que queremos purificar se usa de ánodo, de cátodo una barra de cobre puro, y como electrólito una disolución

de CuSO4. El trozo de cobre impuro disminuye mientras aumenta la barra de

cobre puro.


CUESTIÓN 10Tres cubas electrolíticas conectadas en serie contienen disoluciones acuosas de

AgNO3 la primera, de Cd(NO3)2 la segunda y de Zn(NO3)2 la tercera. Cuando las tres cubas son atravesadas por la misma cantidad de corriente, justifique

si serán ciertas o no las siguientes afirmaciones:a) En el cátodo se depositará la misma masa en las tres cubas

b) En las cubas segunda y tercera se depositará el doble número de equivalentes gramo que en la primera

c) En las cubas segunda y tercera se depositarán la misma cantidad desustancia

CUESTIÓN 11Indique, razonadamente, los productos que se obtienen en el ánodo y en elcátodo de una celda electrolítica al realizar la electrolisis de los siguientes compuestos. Calcula, además, el potencial de cada reacción global y explica

por qué las reacciones no son espontáneas.a) Bromuro de cinc fundido (ZnBr2)

b) Disolución acuosa de HClc) Cloruro de niquel fundido (NiCl2)

Datos: E0(Zn2+/Zn) = 0’76 V ; E0(Br2/Br) = + 1’09 V ;E0(Cl2/Cl) = + 1’36 V ; E0(Ni2+/Ni) = 0’25 V


PROBLEMA 6

Para cada una de las siguientes electrolisis, calcule:a) La masa de cinc metálico depositada en el cátodo al pasar por una disolución acuosa de Zn2+ una corriente de 1’87 amperios durante 42’5

minutos.b) El tiempo necesario para que se depositen 0’58 g de plata tras pasar por

una disolución acuosa de AgNO3 una corriente de 1’84 amperios.Datos: F = 96.500 C Masas atómicas: Zn = 65’4 ; Ag = 108

PROBLEMA 7a) ¿Qué cantidad de electricidad es necesaria para que se deposite en el

cátodo todo el oro contenido en un litro de disolución 0’1 M de cloruro de oro (III)?

b) ¿Qué volumen de cloro, medido a la presión de 740 mm de mercurio y 25º C, se desprenderá en el ánodo?

Datos: F = 96.500 C; R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1 Cl = 35’5; Au = 197


PROBLEMA 8

Se desea conocer la cantidad de electricidad que atraviesa dos cubaselectrolíticas conectadas en serie, que contienen disoluciones acuosas de

nitrato de plata, la primera, y de sulfato de hierro (II), la segunda. Para ello se sabe que en el cátodo de la primera se han depositado 0'810 g

de plata.a) Calcule la cantidad de electricidad que ha atravesado las cubas y la

cantidad de hierro depositada en el cátodo de la segunda cuba.b) Indique alguna aplicación de la electrólisis.

Datos: F = 96.500 C Masas atómicas: Fe = 56; Ag = 108

REACCIONES DE REDUCCIÓN Y OXIDACIÓN (REDOX) · AJUASTE Y ESTEQUIOMETRÍA REDOX Método...

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