Introducción a la Electroquímica La electroquímica es la rama de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química
Los procesos electroquímicos son reacciones redox, en las cuales, la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad o viceversa: la energía eléctrica se aprovecha para provocar una reacción química no espontanea
Una reacción de óxido-reducción (reacción redox) es una reacción de transferencia de electrones. Los electrones son transferidos desde la especie que se oxida, llamada reductor (porque al oxidarse reduce a otra especie y aumenta su número de oxidación), a la especie que se reduce, llamada oxidante (porque al reducirse oxida otra especie y disminuye su número de oxidación).
Electroquímica Cuando una de estas sustancias se disuelve en agua , se disocian en partículas con carga eléctrica (positiva o negativa) llamadas iones y a la disociación en iones se la denomina ionización. Así un ion se define como átomo o grupo de átomos con carga eléctrica. Un átomo que pierde un electrón forma un ion de carga positiva, llamado catión; un átomo que gana un electrón forma un ion de carga negativa, llamado anión.
Que es el Número de Oxidación:
La carga que parecería poseer un átomo en una molécula (o compuesto iónico) si los electrones de enlace fueran contabilizados según ciertas reglas: “los pares de electrones en un enlace entre dos átomos distintos se cuentan con el elemento más electronegativo, y entre dos átomos idénticos se reparten equitativamente”. Ejemplo: ¿Números de oxidación de todos los átomos en HCO3-?
1.- Los elementos libres (estado sin combinar) tienen un número de oxidación igual a cero. Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4 = 0
2.- En iones monatómicos, el número de oxidación es igual a la carga en el ion. Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2
3.- El número de oxidación del oxígeno es generalmente –2, excepto en peróxidos, en que es –1. Ejemplos: peróxido de hidrógeno o agua oxigenada, H2O2 o sus sales O22-
4.- El número de oxidación del hidrógeno es +1. excepto cuando se enlaza a los metales en compuestos binarios. En estos casos, su número de oxidación es –1.
5.- Los metales del grupo IA son +1, los metales de IIA son +2 y el flúor es siempre –1
6.- La suma de los números de oxidación de todos los átomos en una molécula o un ion es igual a la carga en la molécula o el ion.
(Gp:) 2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s)
(Gp:) 2Mg 2Mg2+ + 4e-
(Gp:) O2 + 4e- 2O2-
Semi-reacción de Oxidación (entrega e-) Semi-reacción de Reducción (acepta e-) 0 0 2+ 2- Las reacciones redox pueden dividirse en dos semirreacciones, una de oxidación y otra de reducción
Ajuste de reacciones redox: método del ión-electrón
Etapas para ajustar una ecuación redox por este método:
Escribir la ecuación sin balancear • Identificar el oxidante y el reductor • Escribir las correspondientes semirreacciones sin ajustar y sin considerar de momento los electrones involucrados. • Ajustar en cada semirreacción todos los elementos de manera que aparezca el mismo número de electrones en ambas. • Se suman las dos semirreacciones, cancelándose los electrones y obteniéndose la reacción neta ajustada.
Balances redox en forma iónica Escribir la ecuación sin balancear en forma iónica. ¿Como se balancea una reacción en la que se oxida el Fe2+ a Fe3+ mediante Cr2O72- en una solución ácida? (Gp:) Fe2+ + Cr2O72- Fe3+ + Cr3+
Separar la ecuación en dos semireacciones. Oxidación: (Gp:) Cr2O72- Cr3+ (Gp:) +6 (Gp:) +3
Reducción: (Gp:) Fe2+ Fe3+ (Gp:) +2 (Gp:) +3
Balancear por inspección todos los elementos que no sean ni oxígeno ni hidrógeno en las dos semireacciones. (Gp:) Cr2O72- 2Cr3+
Para reacciones en medio ácido, agregar H2O para balancear los átomos de O y H+ para balancear los átomos de H. (Gp:) Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
(Gp:) 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
Agregar electrones en el lado apropiado de cada una de las semireacciones para balancear las cargas. (Gp:) Fe2+ Fe3+ + 1e-
(Gp:) 6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
Si es necesario, igualar el número de electrones en las dos semireacciones multiplicando cada una de las reacciones por un coeficiente apropiado. (Gp:) 6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-
(Gp:) 6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
Unir el lado izquierdo de una semireacción con el lado izquierdo de la otra y el derecho con el derecho y eliminar lo que sea posible. El número de electrones en ambas partes debe cancelarse. (Gp:) 6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-
Oxidación: Reducción: (Gp:) 14H+ + Cr2O72- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O
Verificar que el número de átomos y las cargas estén balanceadas. 14×1 – 2 + 6×2 = 24 = 6×3 + 2×3 Para reacciones en solución básica, agregar (OH)- en ambos lados de la ecuación por cada H+ que aparezca en la ecuación. (Gp:) 6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
14H+ + 14OH- + Cr2O72- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O + 14OH- 14H2O + Cr2O72- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O + 14OH- 7H2O + Cr2O72- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 14OH-
Celdas electroquímicas, galvánicas o voltaicas La diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo se llama: -Voltaje de la celda –Fuerza electromotriz (fem) o -Potencial de la celda
Las celdas electroquímicas se clasifican en:
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