Monografias.com > Química
Descargar Imprimir Comentar Ver trabajos relacionados

Introducción a la Electroquímica




Enviado por Pablo Turmero



Partes: 1, 2, 3

    Introducción a la Electroquímica
    La electroquímica es la rama de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química

    Monografias.com

    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

    Monografias.com

    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).

    Monografias.com

    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.

    Monografias.com

    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-?

    Monografias.com

    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-

    Monografias.com

    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.

    Monografias.com

    (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

    Monografias.com

    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.

    Monografias.com

    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+

    Monografias.com

    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

    Monografias.com

    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-

    Monografias.com

    Monografias.com

    Monografias.com

    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

    Monografias.com

    Las celdas electroquímicas se clasifican en:

    Partes: 1, 2, 3

    Página siguiente 

    Nota al lector: es posible que esta página no contenga todos los componentes del trabajo original (pies de página, avanzadas formulas matemáticas, esquemas o tablas complejas, etc.). Recuerde que para ver el trabajo en su versión original completa, puede descargarlo desde el menú superior.

    Todos los documentos disponibles en este sitio expresan los puntos de vista de sus respectivos autores y no de Monografias.com. El objetivo de Monografias.com es poner el conocimiento a disposición de toda su comunidad. Queda bajo la responsabilidad de cada lector el eventual uso que se le de a esta información. Asimismo, es obligatoria la cita del autor del contenido y de Monografias.com como fuentes de información.

    Categorias
    Newsletter