Departamento de Química.Electoquimica

UNEFM

Departamento de Química

Química II

Unidad 4

ELECTROQUÍMICA

1. Definición de Electroquímica:
2. Proceso de Oxidación y Reducción

1. Número de Oxidación
2. Agente Reductor y Agente Oxidante
3. Balanceo de Ecuaciones de oxido – reducción

A. Método del Número de Oxidación

B. Método del Ión Electrón

1. Celdas Electroquímicas

1. Electrodos
2. Tipos de celdas Electroquímicas.

A. Celdas Electrolíticas

• Unidades eléctricas principales
• Leyes de Faraday

          Ejercicio de la 1º ley  

          Ejercicio de la 2º ley

• Aplicaciones

B. Celdas Galvánicas o Voltaicas

• Representación esquemática de las Celdas Galvánicas
• Tipos de Celdas Galvánicas

• Celdas primarias (pila seca
• Celdas secundarias (acumulador de plomo

• Puente salino
• Fuerza Electromotriz
• Fuerza Electromotriz Estándar o Potencial Estándar (Eº)

Potencial Estándar de Electrodo

Electrodo de Normal o Estándar de Hidrógeno

Potencial Estándar de Celda

• Efecto de la concentración o presión parcial sobre los potenciales. Ecuación de Nernst
• Aplicaciones

C. Diferencias entre Celdas Electrolíticas y Celdas Galvánicas

ELECTROQUÍMICA

1. Definición de Electroquímica:

La electroquímica es la parte de la química que estudia los cambios químicos que produce la corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas.

Los procesos electroquímicos tienen una importancia práctica en la química y en la vida cotidiana.  Por ejemplo: los relojes digitales, los encendidos de los automóviles y los marcapasos cardíacos, son algunos dispositivos que dependen de la potencia electroquímica.  Muchos metales se purifican, se platean en joyería mediante métodos electroquímicos.  La corrosión de los metales es un proceso electroquímico.  

1. Proceso de Oxidación y Reducción

Muchas de las reacciones implican la transferencia de electrones de una especie a otra. El proceso de oxidación implica un cambio químico en el que una sustancia pierde electrones, aumentando su número de oxidación; mientras que, el proceso de reducción implica la ganancia de electrones, disminuyendo su número de oxidación. La oxidación y la reducción se presentan siempre simultáneamente y el número total de electrones perdidos en la oxidación debe ser igual al número de electrones ganados en la reducción. Estas reacciones se conocen como reacciones de oxidación-reducción, o reacciones “redox”.

1. Número de Oxidación: es un número entero, positivo o negativo que se utiliza para describir la capacidad de combinación de un elemento en un compuesto.  Se asigna con base en ciertas reglas, las cuales nos proporcionan un método útil para diagnosticar rápidamente la oxidación o reducción de átomos particulares en especies compuestas, tales como: MnO2, H2SO4.

Las principales reglas para determinar números de oxidación son:

1. El nº de oxidación de un elemento sin combinar es cero; ej: Cu, H2, P4, S8 ⇒0.
2. El nº de oxidación del hidrógeno en los compuestos que forma es +1, por ejemplo: H3PO4 (ácido) y KOH (base), con excepción de los hidruros metálicos donde es –1, por ejemplo AlH3. 
3. El nº de oxidación del oxígeno es –2, por ej: H2O, excepto en los peróxidos que es –1, por ej: H2O2.
4. La suma algebraica de los nº de oxidación de todos los elementos presentes en la fórmula de un compuesto neutro es igual a cero, por ej: H2SO4  ⇒0.
5. El nº de oxidación de un ión monoatómico se considera igual a su carga iónica. Ej: Al3+ ⇒+3,   S2- ⇒ -2.
6. La suma algebraica de los nº de oxidación de todos los átomos que se encuentran en un ión poli-atómico es igual a su carga iónica, por ej: CO3-2  ⇒-2.

Escala de los números de oxidación.

Esta representación tiene como finalidad ayudar a determinar con facilidad los cambios producidos en los números de oxidación de los elementos en una reacción. La escala comprende los números enteros desde –7 hasta +7, pasando por cero, estado en que el elemento se encuentra aislado, ya sea en forma atómica o molecular. En la escala se observan 2 flechas, una desde –7 hasta +7 donde el elemento ha experimentado oxidación (ha perdido electrones) y la otra desde +7 hasta –7 los elementos se han reducido (ganado electrones).[pic 1]

Uso de la Tabla Periódica para predecir los números de oxidación:

La tabla  periódica puede ser muy útil para predecir las cargas iónicas de los cationes y los aniones.  En general, el número romano, representa el máximo número de oxidación positivo, que tienen los elementos que pertenecen al grupo.  Por ejemplo:  el aluminio, se encuentra en el grupo IIIA (13) y por lo tanto tiene un Nº de oxidación= 3+

En los no metales, el número romano representa el máximo número de oxidación positivo.  Para los no metales, también podemos calcular el máximo número de oxidación negativo, este se obtiene restando 8 unidades al número romano del grupo.  Por ejemplo,  el cloro se encuentra en el grupo VIIA (17) tiene un número de oxidación (max)= 7+ (grupo VIIA) en el KClO4  y tiene un número de oxidación negativo (max) de 1- (VII-8= -1) en el KCl.

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