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09/06/2015
QUÍMICA I
TEMA-11
Electroquímica
Tecnólogo en Minería
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Introducción
Electroquímica
Fenómenos
eléctricos
Fenómenos
químicos
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Introducción
Electroquímica
Fenómenos
eléctricos
Fenómenos
químicos
Área de la Química que estudia la
interconversión
entre
energía
eléctrica y energía química.
►
Estudia las relaciones que se
establecen entre la electricidad y las
reacciones químicas.
►
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Introducción
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Introducción
Electroquímica visible y aplicada:
Baterías y celdas de combustible, como
fuentes de energía eléctrica → relojes digitales,
calculadoras, arranque de autos, marcapasos.
►
Corrosión del hierro y otros metales y
métodos para controlarla.
►
Respiración de los animales y transmisión de
impulsos nerviosos.
►
Electrólisis cosmética, electrólisis percutánea
intratisular.
►
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Introducción
Electroquímica visible y aplicada:
► Manufactura y acción de los blanqueadores.
► Obtención de productos químicos clave.
► Purificación de metales y procesos útiles en
joyería.
► Galvanizado, cromado.
► Electrosíntesis de antiinflamatorios (ibuprofeno).
► Músculos artificiales.
► Tratamiento de efluentes líquidos (eliminación /
recuperación
de
metales)
y
gaseosos
(desulfuración).
► Purificación del aire.
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N úmero de Ox idación (repaso)
Número de oxidación
Número arbitrario que se le ha asignado a
cada elemento químico y que indica la
cantidad de electrones que podría ganar,
perder o compartir cuando forma un
compuesto.
►
Concepto ideado para seguir la pista de los
electrones en las reacciones redox.
►
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N úmero de Ox idación (repaso -tema 4 C N)
Reglas para asignar los números de oxidación
1. El número de oxidación de un átomo en su
forma elemental siempre es cero.
Ejemplo: n° de oxidación de cada uno de los
átomos de H en una molécula de H2 es cero.
2. El número de oxidación de un ion
monoatómico es igual a su carga.
Ejemplo: n° de oxidación de K+ = +1; n° de
oxidación de S2- = -2.
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N úmero de Ox idación (repaso -tema 4 C N)
Reglas para asignar los números de oxidación
3. El número de oxidación del oxígeno
normalmente es -2 en compuestos tanto
iónicos como moleculares. Excepción en los
peróxidos, donde cada átomo de oxígeno
tiene un número de oxidación de -1.
4. El número de oxidación del hidrógeno es
+1 cuando está unido a no metales y -1
cuando está unido a metales.
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N úmero de Ox idación (repaso -tema 4 C N)
Reglas para asignar los números de oxidación
5. El número de oxidación del flúor es de -1 en
todos sus compuestos.
Los demás halógenos tienen un número de
oxidación de -1 en la mayor parte de sus
compuestos binarios, pero cuando se combinan con
oxígeno tienen números de oxidación positivos.
6. La suma de los números de oxidación de todos los
átomos de un compuesto neutro es cero y en un ión
poliatómico es igual a la carga del ion.
Ejemplo: En el H3O+ el n° de oxidación de cada H es
+1 y el del O es -2.
Suma = 3(+1) + (-2) = 1 → carga neta del ion.
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Reacciones de Oxidación-Reducción (Redox)
Conceptos Básicos
Reacciones de oxidación-reducción (redox):
Son aquellas reacciones donde se transfieren
electrones de una sustancia a otra.
► Hay una transferencia de electrones, donde una
sustancia gana electrones y la otra los pierde.
► Esta ganancia o pérdida de electrones se puede
visualizar a través de los números de oxidación
Ejemplo:
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Reacciones de Oxidación-Reducción (Redox)
Conceptos Básicos
Oxidación
Pérdida de electrones por
parte de una sustancia.
Reducción
Ganancia de electrones por
parte de una sustancia.
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Reacciones de Oxidación-Reducción (Redox)
Conceptos Básicos
Oxidación
Reducción
Pérdida de electrones por
parte de una sustancia.
El número de oxidación de
la sustancia aumenta.
Ganancia de electrones por
parte de una sustancia.
El número de oxidación de
la sustancia disminuye.
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Reacciones de Oxidación-Reducción (Redox)
Conceptos Básicos
Oxidación
Reducción
Pérdida de electrones por
parte de una sustancia.
El número de oxidación de
la sustancia aumenta.
La sustancia que pierde
electrones se oxida.
Ganancia de electrones por
parte de una sustancia.
El número de oxidación de
la sustancia disminuye.
La sustancia que gana
electrones se reduce.
Ejemplo:
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Reacciones de Oxidación-Reducción (Redox)
Conceptos Básicos
Oxidación
Reducción
Pérdida de electrones por
parte de una sustancia.
El número de oxidación de
la sustancia aumenta.
La sustancia que pierde
electrones se oxida.
Ganancia de electrones por
parte de una sustancia.
El número de oxidación de
la sustancia disminuye.
La sustancia que gana
electrones se reduce.
En toda reacción redox si una sustancia se oxida,
otra necesariamente se reduce.
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Reacciones de Oxidación-Reducción (Redox)
Conceptos Básicos
► Las reacciones redox se pueden considerar
como la suma de dos etapas, conocidas como
semirreacciones o medias reacciones.
Se tiene así una semirreacción de reducción y
una semirreacción de oxidación.
Ejemplo:
Reacción redox global :
Semirreacción de oxidación:
Semirreacción de reducción:
Nótese que el número de electrones es el mismo en
ambas semirreacciones
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Reacciones de Oxidación-Reducción (Redox)
Conceptos Básicos
Agente Oxidante u Oxidante:
Sustancia que hace posible que otra se
oxide.
► Se reduce en la reacción.
►
Agente Reductor o Reductor:
Sustancia que hace que otra se reduzca.
► Se oxida en la reacción.
►
Ejemplo:
El Fe3+ se reduce → agente oxidante
El Sn2+ se oxida → agente reductor
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Reacciones de Oxidación-Reducción (Redox)
Conceptos Básicos
Agente Oxidante u Oxidante:
Sustancia que hace posible que otra se
oxide.
► Se reduce en la reacción.
►
Agente Reductor o Reductor:
Sustancia que hace que otra se reduzca.
► Se oxida en la reacción.
►
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Reacciones de Oxidación-Reducción (Redox)
Conceptos Básicos
Agente Oxidante u Oxidante:
Sustancia que hace posible que otra se oxide.
► Se reduce en la reacción.
►
Agente Reductor o Reductor:
Sustancia que hace que otra se reduzca.
► Se oxida en la reacción.
►
Cd aumenta n° de oxidación → se oxida → agente reductor
Ni en NiO2 disminuye n° de oxidación → se reduce → agente
oxidante
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C e l d a s Vo l t a i c a s
La energía liberada por una reacción redox
espontánea puede usarse para realizar trabajo
eléctrico.
Obtención de energía eléctrica a partir de
una reacción redox.
►
Esto se puede hacer empleando una celda
voltaica (también llamada celda galvánica).
►
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C e l d a s Vo l t a i c a s
Celda Voltaica o Galvánica:
Dispositivo experimental para generar
electricidad mediante una reacción redox
espontánea.
►
La transferencia de electrones se da a lo
largo de un camino externo y no directamente
entre los reactivos.
►
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C e l d a s Vo l t a i c a s
Ejemplo: Cuando se coloca una lámina de Zn
dentro de una disolución acuosa de Cu2+ se da
la siguiente reacción espontánea
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C e l d a s Vo l t a i c a s
Ejemplo: La misma reacción se puede llevar a
cabo a través del siguiente circuito
La lectura del voltímetro indica
que se obtiene energía eléctrica
útil a partir de la reacción redox
involucrada.
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C e l d a s Vo l t a i c a s
Componentes Generales de una Celda Voltaica
Ánodo:
Electrodo donde ocurre la oxidación.
► Electrodo hacia el cual migran los aniones.
►
Cátodo:
Electrodo donde ocurre la reducción.
► Electrodo hacia el cual migran los cationes.
►
Electrolito:
Disolución
eléctrica.
conductora
de
la
corriente
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C e l d a s Vo l t a i c a s
Componentes Generales de una Celda Voltaica
Puente Salino:
Electrolito inerte (a efectos de las especies
presentes),
separado
físicamente
del
electrolito activo, que permite mantener la
neutralidad eléctrica.
Elementos para completar el circuito externo:
Alambres, voltímetro, interruptor.
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C e l d a s Vo l t a i c a s
Componentes Generales de una Celda Voltaica
En toda celda voltaica los electrones fluyen
desde el ánodo hacia el cátodo por el
circuito externo.
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C e l d a s Vo l t a i c a s
Ejemplo:
Diagrama de la celda voltaica
mostrada anteriormente, basada en la reacción
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C e l d a s Vo l t a i c a s
Potencial de Celda o Fuerza Electromotriz (FEM)
Fuerza motriz que empuja a los electrones a
lo largo del circuito externo.
►
Diferencia de potencial que hace que pase
una corriente desde el electrodo de alto
potencial hasta el de bajo potencial.
►
►
La designaremos como Ecelda y es:
Ecelda = Ecátodo - Eánodo
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C e l d a s Vo l t a i c a s
Potencial de Celda o Fuerza Electromotriz (FEM)
En uno de los ejemplos que
vimos:
Ecelda = Ecátodo - Eánodo
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C e l d a s Vo l t a i c a s
Potencial de Celda o Fuerza Electromotriz (FEM)
Los electrones fluyen del ánodo al
cátodo debido a una diferencia de
energía potencial.
La energía potencial del ánodo es
mayor que la del cátodo.
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C e l d a s Vo l t a i c a s
Potencial de Celda o Fuerza Electromotriz (FEM)
La FEM de una celda depende de:
Las reacciones que se llevan a cabo en el
ánodo y en el cátodo.
►
►
La concentración de reactivos y productos.
►
El potencial estándar de celda, E°.
►
La temperatura.
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C e l d a s Vo l t a i c a s
Potencial de Celda o Fuerza Electromotriz (FEM)
Para una reacción redox del tipo:
aA + bB → cC + dD
RT CCc ·CDd
EE 
·ln a b
nF CA ·CB
0
Ecuación de Nernst
Potencial estándar (de reducción, por convención)
Constante de los gases, R = 8.314 J / mol.K
Temperatura absoluta
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C e l d a s Vo l t a i c a s
Potencial de Celda o Fuerza Electromotriz (FEM)
Para una reacción redox del tipo:
aA + bB → cC + dD
RT CCc ·CDd
EE 
·ln a b
nF CA ·CB
0
Ecuación de Nernst
Cociente de reacción, Q
Cantidad de electrones intercambiados
Constante de Faraday, F = 96500 C / mol
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C e l d a s Vo l t a i c a s
Potencial Estándar de Reducción
Potencial de una celda formada por el
electrodo en cuestión y el electrodo estándar
de hidrógeno, cuando la concentración o
presiones parciales de todas las especies es
igual a 1.
Ejemplo:
►
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C e l d a s Vo l t a i c a s
Potencial Estándar de Reducción
Nivel de referencia.
Por convención: cero voltios
a todas las temperaturas
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C e l d a s Vo l t a i c a s
Potencial Estándar de Reducción
Medida de la tendencia de una especie a
reducirse.
→ Cuanto más positivo es el valor de los E0red
de una media reacción tanto mayor es la
tendencia del reactivo a reducirse y por lo
tanto a oxidar a otras especies.
►
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C e l d a s Vo l t a i c a s
Potencial Estándar de Reducción
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C e l d a s Vo l t a i c a s
Potencial Estándar de Reducción
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