Actividades_09_Complemento_pilas_y_electrolisis

DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA
PROFESOR: LUIS RUIZ MARTÍN
QUÍMICA 2º DE BACHILLERATO
1. REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN (Repaso)
La palabra oxidación es de uso corriente. El hierro, Fe, como muchos metales, se oxida; puede reaccionar con el
oxígeno, O2, dando óxidos de hierro, como FeO o Fe2O3. Antiguamente recibía el nombre de oxidación todo
proceso en el que había fijación de oxígeno. Vamos a escribir una de las posibles reacciones:
Fe (s)+ O2 (g)→ Fe2O3 (s)
El hierro es un sólido
metálico.
El oxígeno es una
sustancia covalente.
Un gas formado por
moléculas diatómicas.
El Fe2O3 es un sólido
iónico formado por
aniones O2– y cationes
Fe3+
Lo sucedido se puede expresar de la siguiente manera:
Fe – 3 electrones → Fe3+
O + 2 electrones → O2–
En estas semirreacciones se ve que el hierro pierde electrones y se convierte en Fe3+, mientras que el oxígeno
los capta y se convierte en O2–
Actualmente no se define la oxidación como un proceso de fijación de oxígeno, sino de la siguiente manera:
Oxidación es un proceso en el que hay ganancia de electrones.
Las sustancias que captan electrones se llaman oxidantes
Observa en el ejemplo que el oxígeno es el oxidante. Al hierro, que es oxidado, se le llama reductor.
Reducción es un proceso en el que hay pérdida de electrones.
Las sustancias que ceden electrones se llaman reductores
De acuerdo con esta definición hay reacciones de oxidación en las que el oxidante no es oxígeno.
EJEMPLO
1.-Indica quien es el oxidante y el reductor en la reacción Fe + S → FeS
Sabemos que el azufre, un no metal, capta electrones, y el hierro, un metal, los cede. Las semireacciones son:
S + 2 electrones → S2– (el azufre es el oxidante, se reduce)
Fe – 2 electrones → Fe2+ (el hierro es el reductor, se oxida)
ACTIVIDADES
1.-Indica en las siguientes reacciones de oxidación-reducción quién es el oxidante y el reductor. Escribe las
correspondientes semirreacciones: a) Fe + Cl2 → FeCl2 b) Zn + O2 → ZnO
Para que una sustancia pueda captar electrones es necesario que otra se los ceda, por lo tanto, los procesos de
oxidación y de reducción deben ser simultáneos.
1
CuCl2 (aq) + Zn (s) → Cu (s) + ZnCl2 (aq)
En disolución:
Cu2+ y Cl–
dispersos
AZUL
Semirreacciones:
Sólido metálico
Sólido metálico
GRIS
ROJO
Cu2+ + 2 e– → Cu
Zn – 2 e– → Zn2+
En disolución:
Zn2+ y Cl–
dispersos
INCOLORO
(El Cu2+ es el oxidante)
(El Zn es el reductor)
El anión Cl– no interviene en la reacción, se llama ion espectador
Esta reacción no podría producirse de manera natural en sentido contrario:
Cu (s) + ZnCl2 (aq) → CuCl2 (aq) + Zn (s)
ACTIVIDADES
2.-¿Por qué se decolora la disolución azulada cuando reacciona el dicloruro de cobre con cinc?
3.-¿Qué son los iones espectadores?
4.-¿Qué es un oxidante? ¿Y un reductor? ¿Puede haber oxidantes sin reductores?
5.-Escribe las semirreacciones de oxidación y reducción indicando quien es el oxidante, el reductor y el ion
espectador:
a) Fe + CuS → Cu + FeS
b) CuO + H2 → Cu + H2O
4. PILAS VOLTAICAS
Hay reacciones químicas que producen electricidad, se utilizan para construir las llamadas pilas
voltaicas o pilas electroquímicas.
Ya sabes que las reacciones de oxidación-reducción
consisten en un intercambio de electrones. Lo normal es
que el oxidante y el reductor estén en contacto directo. Por
ejemplo, al añadir un pedazo de cinc (Zn) a una disolución
de sulfato de cobre (CuSO4), sucede lo siguiente:
Cu2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+ (aq)
La reacción anterior puede dar lugar a una corriente
eléctrica si conseguimos que los electrones pasen del Zn
al Cu2+ a través de un cable en lugar de por contacto
directo.
Lo que tienes al margen es una pila voltaica. La corriente
eléctrica se produce cuando se unen los electrodos de cobre y de cinc por medio de un cable.
Hay un flujo de electrones a través del cable, y un flujo de iones a través de la disolución. (El amperímetro, A,
mide la intensidad de la corriente eléctrica que circula). Durante el proceso sucede lo siguiente:
2
► Los átomos del Zn que forman la lámina pierden
electrones, convirtiéndose en Zn2+ y pasan a la disolución. La
lámina de Zn adelgaza.
► Los electrones perdidos por el Zn pasan a través del cable
exterior hacia la lámina de Cu.
► Los electrones que van llegando a la lámina de Cu son
aceptados por los iones Cu2+ presentes en la disolución, que se
convierten en átomos de Cu, y se depositan en la lámina de
Cu, formando una capa a su alrededor.
► Los iones espectadores, SO42–, emigran hacia la lámina de
Zn.
► La lámina hacia la que fluyen los cationes, (Cu2+ y Zn2+)
se llama cátodo y la lamina hacia la que fluyen los aniones
(SO42–)se llama ánodo.
ACTIVIDADES
6.-En las pilas voltaicas, los electrones circulan hacia el ánodo o hacia el cátodo?
7.-¿Dónde se produce la oxidación en el ánodo o en el cátodo? ¿Y la reducción?
8.-¿Qué sucedería si el cátodo fuera de Pt en lugar de Cu?
9.-Justifica la siguiente afirmación: El Zn2+ no puede oxidar al Cu, pero el Cu2+ sí puede oxidar al Zn
6. ELECTROLISIS
Las pilas se “gastan” cuando se agotan los reactivos. Las pilas gastadas podrían regenerarse si forzamos una
corriente eléctrica en sentido contrario “obligando” a que las cosas vuelvan a como estaban al principio
(regenerando los reactivos). Cuando en la práctica se puede hacer esto, la pila “recargable” se llama batería o
acumulador.
La electrolisis es el proceso por el que, mediante el aporte de energía
eléctrica, conseguimos llevar a cabo reacciones de oxidación-reducción
que espontáneamente se realizan en sentido contrario.
Observa las conexiones en el dibujo del margen y el sentido del flujo
de los electrones. Vamos a estudiar un ejemplo. Supón que se
disuelve en agua un compuesto iónico como el CuCl2:
CuCl2 (aq) → Cu2+ (aq) + 2Cl– (aq)
Ya sabes que los aniones y los cationes se dispersan en el seno del
disolvente. Si introducimos los electrodos en la disolución:
► Los cationes Cu2+ se dirigen al cátodo y se reducen. Se depositan
recubriendo el electrodo:
Cu2+ (aq) + 2 electrones → Cu (s)
► Los aniones Cl– se dirigen al ánodo y se oxidan:
Cl– (aq) – 1 electrón → Cl (aq)
Inmediatamente, el átomo de cloro se une a otro para formar una
unión covalente, dando un gas diatómico, por eso se observa un
burbujeo en el ánodo:
Cl (aq) + Cl (aq) → Cl2 (g)
A partir de un compuesto, el CuCl2, hemos obtenido los elementos constituyentes, el Cu (s) y el Cl2 (g).
3
Observa que para realizar la electrolisis de una sustancia necesitamos una cuba electrolítica (que contiene los
reactivos), una pila o generador de corriente, cables y los dos electrodos. Mediante la electrolisis, a lo largo del
siglo XIX, se descubrieron muchos elementos químicos nuevos.
ACTIVIDADES
10.-El cloro y el sodio, muy reactivos, reaccionan para dar NaCl ¿Cómo podrías recuperar de nuevo estos
elementos? Describe detenidamente el proceso.
11.-Tanto los metales como las disoluciones de compuestos iónicos conducen la electricidad, pero hay una
diferencia fundamental, explícala.
12.-Durante la electrolisis en el ánodo se produce una oxidación o una reducción? ¿Por qué? ¿Y en el cátodo?
Soluciones actividades:
1.-a)
0 0
+2 –1
Fe + Cl2 → FeCl2
Reductor el Fe
Oxidante el Cl2
b)
Fe – 2e– → Fe2+
Cl2 + 2e– → 2Cl–
0
0
+2 –2
Zn + 1/2O2 → ZnO
Reductor el Zn
Oxidante el O2
Zn – 2e– → Zn2+
1/2O2 + 2e– → O2–
2.-El CuCl2(aq), azul, desaparece porque oxida al Zn, reduciéndose a Cu, sólido rojizo.
3.-Son los iones que no intervienen en la reacción redox. Ni se oxidan ni se reducen.
4.-Un oxidante es un átomo que capta electrones. Un reductor es un átomo que cede electrones. No puede haber oxidantes
sin reductores. No hay oxidantes o reductores absolutos. Para que un átomo actúe como oxidante debe enfrentarse con
otro que le ceda electrones.
5.-a)
b)
oxidación (aumenta el nº de oxidación) Fe – 2e– → Fe2+
reducción (se reduce el nº de oxidación) Cu2+ + 2e– → Cu
oxidación H2 – 2e– → 2H+
2+
–
reducción Cu + 2e → Cu
El Fe es el reductor (se oxida)
El Cu2+ es el oxidante (se reduce)
2–
El S es el ion espectador
El H2 es el reductor
El Cu2+ es el oxidante
El O2– es el ion espectador
6.-En las pilas voltaicas, la oxidación no se realiza directamente. Los cationes oxidan a los aniones (les “quitan” los
electrones) a través del cable que los comunica. Los cationes siempre van al electrodo llamando cátodo, donde toman los
electrones a medida que estos van llegando, por tanto, los electrones proceden del ánodo (electrodo donde se van
descargando los aniones) y circulan hacia el cátodo.
7.-Lo primero de todo: Al ánodo van los aniones y al cátodo van los cationes. Esto es siempre así, ya sea una pila o una
cuba electrolítica.
–
–La oxidación es la pérdida de electrones. Esto es lo que les sucede a los aniones, como el Cl , que va a perder electrones
–
–
en cuanto llegue al ánodo. Luego en el ánodo se produce la oxidación: 2Cl – 2e → Cl2.
–La reducción se produce en el cátodo, porque hacia él acuden los cationes (oxidantes), como el Cu2+ para ser reducidos:
2+
–
Cu + 2e → Cu
8.-Nada. El cátodo, ya sea de Pt o de Cu, no influye en el proceso. No es ni el oxidante ni el reductor. A través de él llegan
los electrones procedentes del ánodo.
9.-La reacción Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+ es espontánea (ΔG < 0). La reacción contraria, por tanto, no lo es.
10.-Mediante el procedimiento llamado electrolisis, el cual se realiza en una cuba electrolítica. Se debe utilizar una pila con
una fuerza electromotriz superior a la del proceso espontáneo de la reacción del cloro con el sodio, colocada de tal manera
que oxide al anión cloruro a cloro elemental y reduzca al catión sodio a sodio elemental.
11.-La conducción en los metales es eléctrica, es decir, circulan electrones a través del metal. En las disoluciones de los
compuestos iónico, lo que circula a través de la disolución son iones, los cuales cargan o descargan los electrones en los
electrodos.
12.-Durante la electrolisis, los electrones procedentes de la pila van a ser recogidos por los cationes (o por la sustancia que
+
–
va a ser reducida), por tanto, en el cátodo se produce la reducción (Na + e → Na).
Por otra parte los electrones que recoge la pila proceden de los aniones (o por la sustancia que va a ser oxidada), por tanto
–
–
en el ánodo se produce la oxidación (2Cl – 2e → Cl2).
4