Química - Cepech

GUÍA PRÁCTICA
Óxido reducción II: electroquímica
Química
Nº
1.
¿Cuál(es) de las siguientes reacciones ocurre(n) en el cátodo?
(M es un metal; X es un no metal)
2.
GUICEL008QM11-A16V1
3.
I)
II)
III)
M → M2+ + 2e
M+ + e → M
X + e → X–
A)
B)
C)
Solo I
Solo II
Solo III
D)
E)
Programa Electivo Ciencias Básicas
Ejercicios PSU
Solo II y III
I, II y III
¿En cuál(es) de las siguientes aplicaciones industriales se verifican procesos redox?
I)
II)
III)
Refinación de metales.
Producción de pilas.
Electrólisis de una disolución de cloruro de sodio.
A)
B)
C)
Solo I
Solo II
Solo III
D)
E)
Solo II y III
I, II y III
La principal característica de una celda galvánica es que
A)
B)
C)
D)
E)
necesita energía eléctrica.
produce energía eléctrica.
hay transferencia de protones.
se aplica en la refinación del cobre.
su reacción no es espontánea.
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4.
En una celda galvánica, ¿cuál de las siguientes aseveraciones corresponden a una característica
del ánodo?
A)
B)
C)
D)
E)
5.
Es el polo positivo.
Emite electrones.
En él ocurre la reducción.
Recibe electrones.
Requiere electricidad.
¿Cuál es la diferencia de potencial (ΔE0) para la siguiente reacción?
Datos:
A)
B)
C)
6.
Zn2+ + Ni → Zn + Ni2+
Zn2+ + 2e Ni2+ + 2e-
→ Zn → Ni – 1,013 volt
– 0,513 volt
+ 0,513 volt
D)
E)
E0 = – 0,763 volt
E0 = – 0,250 volt
+ 1,013 volt
+ 1,263 volt
Si la diferencia de potencial entre las semirreacciones de oxidación y de reducción es cero,
significa que la reacción
A) se produce espontáneamente de derecha a izquierda.
B) no se produce en forma espontánea.
C) no requiere energía eléctrica para su funcionamiento.
D) se produce espontáneamente de izquierda a derecha.
E) se encuentra en estado de equilibrio.
7.
Se introduce una aleación metálica en un vaso con agua en contacto con aire. Al transcurrir un
cierto tiempo se observa que la aleación toma un color café rojizo. Respecto al proceso, se puede
inferir que se ha producido un cambio
A)
B)
C)
D)
E)
8.
¿Cuál(es) de las siguientes sustancias es (son) utilizada(s) como electrolito(s) en una pila común?
A)
B)
C)
2
exotérmico y espontáneo.
físico y espontáneo.
físico y no espontáneo.
químico y espontáneo.
químico y no espontáneo.
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NH4Cl
NaOH
KOH
D)
E)
KOH y ZnCl2
NH4Cl y ZnCl2
GUIA PRÁCTICA
9.
La diferencia entre una pila común y una pila alcalina radica en la sustancia utilizada como
I) cátodo.
II) ánodo.
III)electrolito.
Es (son) correcta(s)
A)
B)
C)
solo I.
solo II.
solo III.
D)
E)
solo I y II.
solo II y III.
10. Si la diferencia de potencial neta (ΔE0) es negativa, implica que la reacción requiere energía. Esto
se puede observar en una pila
A)común.
B) alcalina.
C)recargable.
D)electrolítica.
E) de botón.
11. El parámetro utilizado para predecir la ocurrencia de una reacción redox es el
A)
B)
C)
D)
E)
12.
potencial mecánico.
potencial de hidrógeno.
número de oxidación.
potencial eléctrico.
potencial de electrodo.
¿Cuál(es) de las siguientes alternativas es (son) correcta(s) con respecto a las celdas electrolíticas?
I)
II)
III)
Producen energía eléctrica.
Se utilizan en procesos de refinación de metales.
Necesitan energía eléctrica para su funcionamiento.
A)
B)
C)
Solo I
Solo II
Solo III
D)
E)
Solo I y II
Solo II y III
13. ¿Cuál de las siguientes reacciones se verifica en el cátodo de una pila recargable?
A)
B)
C)
D)
E)
HgO + H2O + 2e → Hg + 2OH–
NiO2 + 2H2O + 2e → Ni(OH)2 + 2OH–
MnO2 + H2O + 2e → MnO + 2OH–
Cu2+ + 2e → Cu
Zn2+ + 2e → Zn
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14. Según los potenciales dados a continuación, ¿cuál de las siguientes reacciones es la más
espontánea en sentido directo?
A)
B)
C)
D)
E)
ΔE0 = + 0,331 (Li-Na)
ΔE0 = – 0,331 (Li-Na)
ΔE0 = + 3,844 (Li-Ag)
ΔE0 = – 3,844 (Li-Ag)
ΔE0 = + 1,135 (Tl-Ag)
15. ¿En cuál(es) de los siguientes compuestos el bromo (Br) tiene estado de oxidación –1?
I) NaBr
II) HBr
III)HBrO
A)
B)
C)
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Solo I
Solo II
Solo III
D)
E)
Solo I y II
I, II y III
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Tabla de corrección
Ítem
Alternativa
Habilidad
1
Comprensión
2
Reconocimiento
3
Reconocimiento
4
Reconocimiento
5
Aplicación
6
Reconocimiento
7
Comprensión
8
Reconocimiento
9
Comprensión
10
Comprensión
11
Reconocimiento
12
Comprensión
13
Comprensión
14
Comprensión
15
Aplicación
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Ciencias Básicas Electivo Química
Resumen de contenidos
Electroquímica
La electroquímica es la rama de la química que estudia la relación entre los fenómenos químicos y
eléctricos, la obtención de electricidad a partir de las reacciones redox y la espontaneidad de dichos
procesos. En la industria, la electroquímica es utilizada en la refinación de metales, en la producción de
pilas y en la electrólisis de sales como el cloruro de sodio (NaCl).
Celdas galvánicas
Las pilas voltaicas o galvánicas corresponden a un dispositivo en el cual se produce espontáneamente
una reacción redox, con la subsiguiente corriente eléctrica (se dice que el proceso es exergónico). Una
celda galvánica muy común es una pila seca de níquel y cadmio (Ni-Cd), que es una pila recargable,
en la cual suceden reacciones de óxido-reducción y en consecuencia, transferencia de electrones.
Esta transferencia espontánea ocurre en virtud de que la diferencia de sus potenciales normales de
reducción es positiva.
Reacción redox
Cd + NiO2 + 2H2O → Cd(OH)2 + Ni(OH)2
Oxidación (sucede en el ánodo/polo negativo)
Cd + 2OH– → Cd(OH)2 + 2e
Reducción (sucede en el cátodo/polo positivo)
NiO2 + 2H2O + 2e → Ni(OH)2 + 2OH–
En el cuadro anterior se indica quiénes participan en la oxidación y reducción, realizándose la
transferencia de electrones correspondiente, además se anulan las especies que aparecen en ambas
semirreaciones, como los electrones y los iones OH-.
La separación de ambos procesos puede realizarse utilizando un tabique poroso, o utilizando dos
recipientes unidos por un puente salino.
Un puente salino es un tubo en forma de U que contiene una disolución concentrada de electrolito
inerte respecto al proceso redox (por ejemplo, KCl). El puente salino cumple tres funciones: permite el
contacto eléctrico entre las disoluciones, impide que se mezclen y mantiene la neutralidad eléctrica en
cada semipila.
Potencial de electrodo
La reacción de la pila de Ni-Cd sucede en el sentido propuesto anteriormente y con las semirreacciones
respectivas, en virtud de sus potenciales normales de electrodo. Estos potenciales son la tendencia
de las especies químicas a aceptar electrones. Habrá especies con una tendencia mayor que otras para
aceptar electrones, por lo que poseerán un mayor potencial de reducción. Existen valores tabulados
para los potenciales de cada semirreacción. Por convenio, es habitual que estén expresados en sentido
de su reducción. En medio ácido o neutro los iones cadmio y níquel poseen los siguientes potenciales:
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Semirreacción de reducción
Potencial de electrodo (E0 / Volt)
-0,40
Cd2+ + 2e → Cd
-0,25
Ni2+ + 2e → Ni
El símbolo E0 indica que estos valores están medidos en condiciones estándar. El menor valor de la
semirreacción del cadmio, indica que es menos probable que la reacción ocurra en el sentido planteado
si se coloca junto al ion níquel. Al replantear la reacción redox, se tiene que
Reacción redox
Cd → Cd2+ + 2e
Ni2+ + 2e → Ni
Ni2+ + Cd → Ni + Cd2+
Potencial de electrodo (E0 / Volt)
+0,40
-0,25
+0,15
Hay que notar que la semirreacción del ion cadmio posee un potencial menor que la del ion niquel,
por lo que cuando ambas especies reaccionan juntas, se invertirá la del cadmio y quedará positivo
su potencial. Dispuestas ambas semirreacciones, oxidación y reducción, se suman sus potenciales.
Esta suma es de +0,15. Al ser este valor positivo, indica que la reacción es espontánea en el sentido
propuesto.
Las pilas no recargables también son celdas galvánicas, ejemplo de ello son la pila común y la alcalina.
En ambas el ánodo está hecho de Zn y el cátodo de MnO2, pero se diferencian en el electrolito que
interviene, siendo una aleación de NH4Cl y ZnCl2 en la pila común y KOH en la alcalina. La diferencia
entre estas pilas y las recargables es que la reacción es reversible dentro de esta útlima, al aplicar
energía desde una fuente externa.
Los potenciales de reducción dependen de la concentración. Cuando la diferencia de los potenciales
se hace cero, se ha alcanzado el equilibrio y la reacción redox se detiene, en virtud de que las
concentraciones ya no permiten que siga avanzando.
Celdas electrolíticas
Hay reacciones redox que solo tienen lugar si se les suministra energía por medio de una corriente
eléctrica aplicada desde el exterior. Este proceso recibe el nombre general de electrólisis, que significa
separación por electricidad.
La electrólisis se realiza en las cubas electrolíticas, que son unos depósitos que contienen el electrólito
disuelto o fundido y dos electrodos. Los electrolitos, disueltos o fundidos, conducen la corriente eléctrica
por medio de los iones positivos y negativos, al mismo tiempo que se produce algún cambio químico
en los electrodos.
En ambos electrodos de una cuba electrolítica se produce una de las semirreacciones del proceso
redox:
•
•
En el ánodo, o electrodo positivo, se descargan los aniones. Se produce la oxidación.
En el cátodo, o electrodo negativo, se descargan los cationes. Se produce la reducción.
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Por ejemplo, en la electrólisis del NaCl fundido cuando se pasa la corriente eléctrica se producen las
siguientes semirreacciones en los electrodos:
Cl2(g)
NaCI
Na líquido
Na líquido
+ Ánodo (oxidación):
2CI- → Cl2 (g) + 2e+
− Cátodo (reducción): 2Na + 2e- → Na (s)
Y el proceso total:
2CI- + 2Na+ → CI2 (g) + 2Na (s)
NaCI
fundido
Cátodo
(Fe)
Ánodo Cátodo
Carbón
(Fe)
Predicción de la evolución de un sistema redox
Las dos cuestiones que hay que considerar para determinar la evolución de un proceso redox son las
siguientes:
•
En condiciones normales se puede establecer que al desglosar la reacción total en dos
semirreacciones, la que tenga un mayor potencial de reducción transcurrirá en ese sentido, es
decir, se producirá la reducción, mientras que la otra se producirá en el sentido inverso, es decir,
la oxidación.
•
Por otra parte, mediante las relaciones que se establecen entre E°pila, ∆G° y K, se pueden
establecer los criterios que quedan resumidos en el siguiente esquema:
∆G°
K
E°
Espontaneidad
<0
>1
>0
Proceso espontáneo en el sentido dado
0
1
0
Estado de equilibrio
>0
<1
<0
Proceso no espontáneo, siendo espontáneo el proceso inverso
Resumen final
Es importante observar que el ánodo, lugar donde se produce la oxidación, es el electrodo positivo en
las cubas electrolíticas, mientras que en las pilas es el electrodo negativo. Mismo análisis se realiza en
el caso del cátodo, presentando signos distintos para cada proceso, pero siempre teniendo claro que
es en el cátodo donde se produce la reducción.
Electrodo
Ánodo
Cátodo
Proceso
Oxidación
Reducción
Pila
–
+
Cuba
+
–
Registro de propiedad intelectual de Cpech.
Prohibida su reproducción total o parcial.
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