13 Celda Galvanica - agua mas caldo es un pan de cada dia aja PDF

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U3. TEMA 3

ELECTROQUÍMICA 1: CELDAS GALVÁNICAS 3.1 CELDAS GALVÁNICAS:  Identifica los componentes y describe el funcionamiento de las Celdas Galvánicas.  Representa una celda Galvánica mediante la notación abreviada  Plantea una reacción de óxido reducción espontánea haciendo uso de la tabla de potenciales de reducción. 3.2 POTENCIAL DE UNA CELDA GALVÁNICA A CONDICIÓN ESTÁNDAR:  Determina el potencial de una celda galvánica en condición estándar. 3.3 POTENCIAL DE UNA CELDA GALVÁNICA A CONDICIÓN NO ESTÁNDAR:  Resuelve problemas de sistemas electroquímicos industriales haciendo uso de la ecuación de Nernst. 1

3.1

Celdas Galvánicas

Una Pila o Celda Galvánica, es un dispositivo que permite obtener energía eléctrica a partir de una reacción de óxido reducción espontánea. En otras palabras la energía química es convertida en energía eléctrica. Seguramente estas Celdas Galvánicas están muy cerca de ti en estos momentos, si tienes un celular, un reloj, una calculadora, una laptop o un automóvil es seguro que estas usando celdas Galvánicas. Una celda galvánica debe tener ciertas partes fundamentales para que la reacción redox pueda llevarse a cabo. 1. Semi celda anódica: Partes de una celda Galvánica  Electrodo: ÁNODO (-)  Solución anódica 2. Semi celda catódica  Electrodo: CÁTODO (+)  Solución catódica 3. Conductor externo 4. 5.

Voltímetro Puente salino

En las celdas Galvánicas, las reacciones redox se dividen en dos medias reacciones, cada una de las cuales se produce en dos compartimentos separados, llamados medias celdas o semi celdas. Por ejemplo, consideremos la celda Galvánica formada por una barra de zinc metálico, sumergida en una disolución acuosa de sulfato de zinc, ZnSO4, 1 M y una barra de cobre metálico, Cu, sumergido en una disolución de sulfato de cobre, CuSO4, 1 M. En la media celda anódica se da la oxidación del Zn 0 a Zn+2 y en la media celda catódica se da la reducción de Cu2+ a Cu0, los proceso se dan simultáneamente en dos recipientes separados pero unidos por un puente salino. Los electrones se transfieren del ánodo hacia el cátodo a través del cable metálico externo. Semi celda Anódica (-) (Oxidación) Zn°(s) ® Zn+2(ac) + 2eSemi celda Catódica (Reducción) Cu+2(ac) + 2e- ® Cu°(s)

Reacción total:

Zn°(s) + Cu+2(ac) ® Zn+2(ac) + Cu°(s)

Para tomar en cuenta:

1

 La oxidación siempre ocurre en el ánodo y la reducción en el cátodo.  El puente salino consta de un tubo en forma de "Ո". Contiene una solución muy concentrada de una sal (NaCl, NaNO3, NH4NO3 y KCl). El puente sirve para mantener las soluciones catódicas y anódicas eléctricamente neutras. En la semi celda anódica, los iones Zn+2 se forman continuamente, creando un exceso de iones positivos. Mientras que en la semi celda catódica, los iones Cu +2 se reducen continuamente a Cu, causando una disminución en la concentración de cationes. Para mantener soluciones eléctricamente neutras en ambas semi celdas, los aniones fluyen hacia la semi celda anódica y los cationes fluyen hacia la semi celda catódica.  El voltímetro permite medir el flujo de energía eléctrica generada por el flujo de electrones.  Los electrodos pueden o no participar en las reacciones. Cuando el electrodo participa en la reacción, como es este caso del zinc y el cobre, se denomina electrodo activo.  Si el electrodo no participan de la reacción redox (ni se oxida ni se reduce), se le llama electrodo inerte. Por ejemplo: Ánodo (-)

2 ( Fe°(s) ® Fe+3(ac) + 3e-)

Cátodo (+)

3 ( Cl02(g) + 2e- ®2 Cl- (ac) )

Reacción total:

2Fe° (s) + 3 Cl02(s) ® 2 Fe+3 (ac) +6 Cl-(ac)

El electrodo de platino no se oxida ni se reduce, por lo tanto es un electrodo inerte. H4. Identifica los componentes y describe el funcionamiento de las Celdas Galvánicas. Ejercicio resuelto 3: La siguiente reacción ocurre en una celda galvánica: Ni(s) + 2AgNO3(ac) ® Ni(NO3)2 (ac) + 2 Ag(s) Realiza un esquema indicando cada uno de los componentes de dicha a celda Galvánica. Solución (Estrategia: Coloca EO de cada elemento, identifica cuál de los elementos se oxida y cuál se reduce. Donde se está produciendo la oxidación es el ánodo. Finalmente dibuje la celda con todos sus componentes

S.R Oxidación : S.R Reducción:

Ni(s) ® Ni+2(ac) + 2eAg+(ac) + 1 e-® Ag0(s)

ANODO CATODO

En el ánodo se da la oxidación y en el cátodo la reducción.

Fuerza (F) Presión (P)= Area (A)

¡Ahora tú sólo! Se tiene la siguiente reacción redox: Al (s) + 3 AgCl(ac) ® AlCl3(ac) + 3 Ag(s) ¿Cuál será el ánodo y el cátodo de la Celda Galvánica? Realice un dibujo que represente dicha celda, indica los signos de los electrodos y el sentido del flujo de electrones e iones.

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Notación abreviada de las Celdas Galvánicas Para representar de forma abreviada que procesos han tenido lugar en una celda Galvánica se suele usar la denominada notación abreviada de celda. Para la celda cuya reacción redox es: Zn° + Cu+2 ® Zn+2 + Cu°, su notación abreviada sería: Zn (s) | Zn+2(ac , 1M) || Cu+2 (ac , 1M) | Cu (s) Siempre a la izquierda se escribe el proceso que se da en la media celda anódica y a la derecha el proceso que se da en la media celda catódica.  Una sola línea vertical indica un cambio de fase (de zinc sólido a solución acuosa de Zn +2 o de solución Cu +2 a cobre sólido). Si se tiene más de una solución se pone una coma en lugar de una barra. 

La doble línea vertical indica el puente salino que conecta el compartimiento del ánodo al compartimiento del cátodo. La celda descrita anteriormente a menudo se conoce como una celda estándar. Los parámetros para una celda estándar requieren que la especie en solución tenga una concentración de 1 M, la presión parcial de los gases sea 1 atm y la temperatura sea 25 ° C (298K). H5. Representa una celda Galvánica mediante la notación abreviada Ejercicio resuelto 4: La siguiente reacción ocurre en una celda galvánica: Ni(s) + AgCl(ac) ® NiCl2 (ac) + Ag(s) Escribe la notación abreviada para dicha celda Galvánica Solución:

En la Notación se escribe primero la media celda anódica.

Estrategia: Coloca EO de cada elemento, identifica cuál de los elementos se oxida y cuál se reduce. Escribe las semi reacciones y la reacción global. Finalmente escribe la notación abreviada Ánodo: Oxidación : Ni0(s) ® Ni+2 + 2e +1 Cátodo: Reducción: 2 Ag (ac)+ 2 e-® 2 Ag0(s) Ni0(s) + 2 Ag+1(ac) ® Ni+2 + 2 Ag0(s)

Ni (s) | Ni+2(ac), (1M) || Ag+1 (ac), (1M) | Ag (s)

¡Ahora tú sólo! Para la pila: Zn(s)|Zn+2(ac) ,(1M)||Sn+2(ac),(1M)|Sn (s), escribe las semi reacciones que ocurren en el cátodo y en el ánodo.

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3.2

Potencial de Reducción Estándar

La diferencia de potencial entre el cátodo y el ánodo se denomina potencial de la celda y se mide en voltios (V). Ahora bien, para plantear la reacción de óxido reducción y determinar el potencial de una celda Galvánica necesitamos hacer uso de la tabla de potenciales de reducción estándar que se muestra a continuación: T ABLA DE POTE NCIALES DE REDU CCIÓN ESTÁNDAR (2 5°C)

Semi reacción de reducción El litio tiene menor capacidad para reducirse. Buen agente reductor.

Ve

El flúor tiene mayor capacidad para reducirse. Buen agente oxidante

Potencial estándar de reducción, Eo(V)

Semi celda catódica

Li+ + e- → Li K+ + e- →K Ca2+ + 2e- → Ca Na+ + e- → Na Mg2+ + 2e- → Mg

-3,045 -2,925 -2,866 -2,714 -2,363

Li+|Li K+|K Ca2+|Ca Na+|Na Mg2+|Mg

Al3+ + 3e- → Al Mn2+ + 2e- → Mn 2H2O + 2e- → H2 + 2OHZn2+ + 2e- → Zn S + 2e- → S2Fe2+ + 2e- → Fe Cr3+ + e- → Cr2+ Cd2+ + 2e- → Cd Co2+ + 2e- → Co Ni2+ + 2e- → Ni

-1,662 -1,179 -0,828 -0,763 -0,479 -0,440 -0,408 -0,403 -0,277 -0,250

Al3+|Al Mn2+|Mn H2O,H2 /Pt Zn2+|Zn S /S2- (Pt) Fe2+|Fe Cr3+,Cr2+ | Pt Cd2+|Cd Co2+|Co Ni2+|Ni

Sn2+ + 2e- → Sn Pb2+ + 2e- → Pb Fe3+ + 3e- → Fe 2H+ + 2e- → H2 Sn4+ + 2e- → Sn2+

-0,136 -0,126 -0,037 0,000 +0,150

Sn2+|Sn Pb2+|Pb Fe3+|Fe H+,H2 (Pt) Sn4+,Sn2+|Pt

Cu2+ + e- → Cu+ Cu2+ + 2e- → Cu O2 + 2H2O + 4e- → 4OHCu+ + e- → Cu I2 + 2e- → 2I-

+0,153 +0,336 +0,401 +0,520 +0,535

Cu2+,Cu+|Pt Cu2+|Cu O2, OH-| Pt Cu+|Cu I-, I2/Pt)

Fe3+ + e- → Fe2+ Hg22+ + 2e- → 2Hg Ag+ + e- → Ag Hg2+ + 2e- → Hg Br2 + 2e- → 2Br-

+0,770 +0,788 +0,799 +0,854 +1,066

Fe3+, Fe2+|Pt Hg22+|Hg Ag+|Ag Hg2+|Hg Br2,Br-| Pt

O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O Cℓ2 + 2e- → 2CℓAu3+ + 3e- → Au Au+ + e- → Au Pb4+ + 2e- → Pb2+ Co3+ + e- → Co2+ F2 + 2e- → 2F-

+1,229 +1,359 +1,497 +1,691 +1,693 +1,808 +2,865

O2 ,H2O/Pt Cℓ2,Cℓ-/(Pt) Au3+|Au Au+|Au Pb4+, Pb2+|Pt Co3+, Co2+|Pt F2, F-/ Pt

ctos importantes con respecto a la tabla de de potenciales de reducción estándar:

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 Los potenciales registrados en la tabla se obtuvieron a condiciones estándar. En electroquímica se considera que una pila trabaja en condición estándar cuando:  Las soluciones involucradas tienen una concentración 1M  Si interviene un gas, la presión parcial es 1 atm  La temperatura de trabajo es 25°C o 298 K.  Para la construcción de la tabla se tomó como referencia al electrodo de hidrógeno, al que por convención se le asignó el potencial de 0,000 V.  Las semi reacciones que aparecen en la tabla son reversibles. La reacción directa es de reducción y la inversa es de oxidación. Por ejemplo: Reacción de reducción:

Au3+(ac) + 3e- → Au0(s)

Reacción de oxidación: Au0(s) → Au3+(ac)+ 3e En la tabla de potenciales de reducción las sustancias están ordenadas de acuerdo a su capacidad para reducirse. Cuanto mayor sea el potencial estándar de reducción de una especie química mayor será su capacidad para reducirse, es decir mayor será su poder oxidante. Si observamos la tabla por ejemplo, el flúor es la especie química que tiene mayor capacidad para reducirse y actuar como agente oxidante, mientras que el litio es la especie química que tiene la menor capacidad para reducirse, se oxida con más facilidad y actúa como agente reductor.  Si elegimos dos especies químicas y formamos una celda Galvánica con ellas ¿Qué especie química se reducirá? ¿Quién actuará como cátodo? Sencillamente, la especie que tenga un mayor potencial estándar de reducción (E° red) se reducirá y actuará como cátodo. El que tenga menor E° red se oxidará y actuará como ánodo.  Los E°red son magnitudes intensivas (no dependen de la cantidad de materia), por lo tanto su valor no cambia aunque cambien los coeficientes estequiométricos d e las semireacciones. Analizando los datos de la tabla podemos explicar, por ejemplo, por qué una cadena de hierro expuesta a la intemperie se oxida fácilmente mientras que no ocurre lo mismo con una de oro. H6. Plantea una reacción de óxido reducción espontánea haciendo uso de la tabla de potenciales de reducción Ejercicio resuelto 5:

¿Qué sustancia se reducirá con mayor facilidad el ion Na+ ó el ion Ag+? Solución: (Estrategia: extraemos los E°red de la tabla de potenciales de reducción estándar y determinamos quien se reducirá).

De la tabla de potenciales, extraemos el E°red de cada elemento:

¿Qué especie química se reducirá? Sencillamente, la especie que tenga un mayor potencial estándar de reducción (E°red) se reducirá

Na+/ Na E°red = -2,714 V Ag+/ Ag E°red = +0,799 V Observamos que el potencial de reducción de la plata es mayor que del sodio, por tanto el ion plata debe reducirse. La semi reacción de reducción es: Ag+(ac) + e- ® Ag°(s) H6. Plantea una reacción de óxido reducción espontánea haciendo uso de la tabla de potenciales de reducción Ejercicio resuelto 6: Para que el cadmio se oxide espontáneamente, ¿qué especie debe reducirse, el ion K + o ion Ni+2?

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Solución: (Estrategia: extraemos los E°red de la tabla de potenciales de reducción estándar y determinamos quien se reducirá).

Para que el cadmio (Cd) se oxide, el K + o Ni+2 deben tener un potencial de reducción mayor que del cadmio. De tabla de potenciales estándar: Cd2+ / Cd E°red = -0,403 V + K /K E°red = -2,925 V Ni2+ / Ni E°red = -0,250 V Observamos que el potencial de reducción del ion Ni +2 es mayor que del Cd, por tanto el ion Ni +2 debe reducirse y el cadmio oxidarse. El ion K + un potencial de reducción menor que del cadmio por lo que no podrá oxidar al cadmio. S: R reducción es: Ni+2(ac) + 2e- ® Ni°(s)

¡Ahora tú sólo! Usando la tabla de potenciales de reducción estándar determina y justifica: a) Qué metal tiende a oxidarse con mayor facilidad, ¿el Na o el Zn?

b) Cuando el hierro se oxida (a Fe+2), qué ion se reducirá en simultáneo, ¿el Mn +2 o el Cu+2?

Podemos usar la tabla de potenciales de reducción para identificar que sustancia se reducirá, cuál se oxidará y plantear la reacción de óxido reducción que se producirá en una celda Galvánica. H7. Plantea una reacción de óxido reducción espontánea haciendo uso de la tabla de potenciales de reducción Ejercicio resuelto 7: Si se tiene una celda Galvánica formada por las siguientes componentes: Ag +/ Ag y Fe2+ /Fe , determine usted cuál de las especies se reducirá y cuál se oxidará. Plantee la reacción de óxido reducción correspondiente. Solución: (Estrategia: extraemos los E°red de la tabla de potenciales de reducción estándar y determinamos quién se reducirá.). De la tabla de potenciales, extraemos el E°red de cada elemento: ¿Qué especie química se Ag+/ Ag Fe2+/Fe

E°red = + 0,799 V E°red = - 0,440 V

Observamos que el potencial de reducción de la plata es mayor que del hierro, por tanto el ion plata se reducirá y el hierro se oxidará. Semi reacción de reducción: 2 (Ag +(ac) + e- ® Ag°(s)) Semi reacción de oxidación: Fe°(s) ® Fe+2(s) + 2 e+ 2Ag (ac) + Fe°(s) ® 2Ag°(s) + Fe+2(ac)

reducirá? ¿Quién actuará como cátodo? Sencillamente, la especie que tenga un mayor potencial estándar de reducción (E°red) se reducirá y actuará como cátodo

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¡Ahora tú sólo! Complete la siguiente tabla con la información solicitada: Disolución acuosa/ Ánodo Cátodo Electrodo (> E°red) (< E°red) Ag+/Ag

Fe2+/Fe

Zn2+/ Zn

Pb2+/Pb

Ni2+/ Ni

Al3+/Al

Ag (+ 0,799 V)

Fe (- 0,440 V)

Reacción ÓXIDO REDUCCIÓN

Cátodo (S.R reducción): Ag+ + e- ® Ag Ánodo (S.R oxidación): Fe ® Fe2+ + 2e+ Reacción total: 2Ag (ac) + Fe°(s) ® 2Ag°(s) + Fe+2(ac)

Potencial estándar de una celda (E°celda) El potencial de una celda Galvánica se obtiene al restar el potencial estándar de reducción del cátodo menos el potencial de reducción estándar del ánodo:

E0Celda= E0red (cátodo) - E0red (ánodo) Es importante que recordemos:  Una celda Galvánica está en condición estándar cuando:  Las soluciones involucradas tienen una concentración 1M.  Si interviene un gas, la presión parcial es 1 atm.  La temperatura de trabajo es 25°C o 298 °K.  En una reacción de óxido-reducción espontánea siempre se cumplirá que el potencial de celda es positivo: E°celda > 0. Esto hace posible la celda galvánica

H8. Calcula el potencial de una celda galvánica en condición estándar Ejercicio resuelto 8: Calcula el potencial de la celda formada por los siguientes componentes:  Ag0/ Ag+1(ac)  Al0/Al3+ (ac) Si las concentraciones de las soluciones son: [Ag +1]=1 M y [Al+3]=1 M

En una reacción de óxido-reducción espontánea siempre se cumplirá que el potencial de celda es positivo: E°celda > 0.

Solución: (Estrategia: extraemos los E°red de la tabla y determinamos quien se reducirá y quien se oxidará. Luego calculamos el potencial de la celda estándar pues las concentraciones de las soluciones son 1 M).

De la tabla de potenciales, extraemos el E°red de cada elemento: Ag+/ Ag Al3+/Al

E°red = + 0,799 V E°red = - 1,662 V 7

Observamos que el potencial de reducción de la plata es mayor que la del aluminio, por tanto el ion plata se reducirá y el aluminio se oxidará. S.R reducción: 3 (Ag+(ac) + e- ® Ag°(s)) S.R oxidación: Al°(s)® Al+3(ac) + 3 e+ 3Ag (ac) + Al°(s) ® 3 Ag°(s) + Al+3(ac) Calculamos el potencial de la celda: E°celda = E°red (cátodo) - E°red (ánodo) E°celda = +0,799 - (- 1,662) = +2,461 V

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Potencial de celda en condiciones no estándar (E celda) Venimos calculando el potencial de la celda a condición estándar. Pero, ¿qué sucede cuando la celda no está en condiciones estándar? , para determinar el potencial de la celda debemos usar la ecuación de Nernst Ecuación de Nernst: −¿

n e log Q 0,0592V 0 Ecelda=E celda − ¿

Donde: E celda = potencial de la celda en condición no estándar E° celda = potencial de la celda en condición estándar nē = número de electrones transferidos en la reacción Q = cociente de la reacción

¿Qué es Q? El cociente de reacción Q, se define como la división de las actividades de los productos entre las actividades de los reactivos de una reacción en un momento dado, cada uno de ellos elevados a su respectivo coeficiente estequiométrico. Así tenemos que para la reacción siguiente:

a A(ac) + b B(ac) ®

c C(ac)+ d D(ac)

El cociente de reacción Q, es:

productos { A }a {B }b

reactivos

Donde:  a,b,c y d son los coeficientes estequiométricos  {A} y {B} son las actividades de los reactivos  {C} y {D}son las actividades de los productos

La ecuación de Nernst para dicha reacción será: {C c }{ D d } n e−¿ log { A a }{B b } 0,0592V 0 Ecelda=E celda − ¿

(

)

La actividad, no tiene unidades, es un valor numérico adimensional. Se puede considerar que su valor dependerá del estado físico en que se encuentra cada reactivo o producto:

Estado físico del reactivo o producto Solido

(s)

Actividad 1

9

Líquido

(l)

Disoluciones

(ac)

Gas

(g)

1 Concentración molar, M, mol/L Presión parcial, atm

H9. Determina el potencial de una celda galvánica en condición no estándar. Ejercicio resuelto 9: La siguiente reacción se da en una celda Galvánica: Ag +1(ac) + Sn(s) → Ag(s) + Sn+2(ac) Si las concentraciones de las soluciones son: [Ag +1]=0,01 M y [Sn +2]=0,02 M, determine el potencial de la celda. Solución: (Estrategia: Planteamos las ecuaciones de reducción y oxidación. Luego calculamos el potencial de la celda en condición estándar y luego usamos la ecuación de Nernst dado que la celda se encuentra en condición NO estándar).

1. Planteamos las ecuaciones Semi reacción de oxidación: Sn (s) → Sn+2(ac) +2 e+1 Semi reacción de reducción: ( Ag (ac) + 1 e- → Ag(s) )x2 nē : 2 Ecuación balanceada: 2 Ag +1(ac)+ Sn(s) → 2Ag(s) + Sn+2(ac) 2. Determinamos E°celda: Plata: E°red (cátodo) = +0,799 V Estaño: E°red (ánodo) = - 0,136 V E°celda = E°red (cátodo) - E°red (ánodo) E°celda = 0,799 – (–0,136) = 0,935 V 3. Aplicamos la ecuación der Nernst: 2 Ag+1(ac)+ Sn(s) → 2Ag(s) + Sn+2(ac) Actividad: 0,01 1 1 0,02 0

Ecelda=E celda −

Reemplazando:

0,0592V [ Sn+2 ] log ( ) +1 2 n [ Ag ]

Ecelda=0,935V −

(

)

[ 0,02 ] 0,0592V =0,867 V log 2 [ 0,01 ]2

¡Ahora tú sólo! Si se tiene una celda galvánica cuya reacción de óxido reducción es: CuNO3(ac) + Al(s) → Cu(s) + Al(NO3)3(ac) ) a) Calcule el potencial de la celda , si la concentración de las soluciones son: [Cu +1]= 1 M y [Al+3 ] = 1 M

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b) Calcule el potencial de la celda , si [Cu +1]= 0,01 M y [Al+3 ] = 0,001 M ¿Cuál es la

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