Electroquimica Y Reacciones Redox

Electroquímica y reacciones redox

Objetivo:

Comprender el proceso de óxido reducción y aplicarlo a celdas galvánicas y electrolíticas.

Introducción

Rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interface de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido.

Si una reacción química es provocada por una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la diferencia de potencial eléctrico es creada como consecuencia de la reacción química, se conoce como un "acumulador de energía eléctrica", también llamado batería o celda galvánica.

Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la electroquímica es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan electricidad o en caso contrario, son producidos como consecuencia de ella.

En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o temporalmente, se encuentran en un entorno conectado a un circuito eléctrico.

Material Reactivos

• Vaso de precipitados de 100ml • NaCl al 3.5%

• Manguera de aire • CuSO4 al 0.5M

• Pieza de Zinc • ZnSO4 al 0.5M (3.2287g de ZnSO4)

• Caimán

• Clavo

• Cobre metálico

• Vaso de precipitados de 50ml.

Experimento 1: Celdas voltaicas y corrosión

a. Corrosión

• Preparar una solución de NaCl al 3.5%, utilizando 2.1 g de este en 60 ml.

• Introducir una manguera de aire en el vaso de precipitados.

• Dejar que burbujee

• Conectar el clavo y una pieza de zinc a cada extremo de un caimán

• Sumergir en la solución y agregar aire, dejar reposar durante 10 minutos.

• Observar los resultados

• Preparar una solución de CuSO4 al 0.5M (con 6.4172g de CuSO4 en 40 ml de agua); introducir la pieza de zinc metálico en la solución.

• Dejar reposar durante un minuto y posteriormente enjuagar la pieza con agua destilada.

• Finalmente, colocar 40 ml de una solución de ZnSO4 al 0.5M (3.2287g de ZnSO4) en un vaso de precipitados de 50 ml.

• Introducir un pedazo de cobre metálico en la solución, dejar pasar un minuto y lavarlo con agua destilada.

b. Celdas galvánicas

• Montar la celda galvánica, utilizando los vasos de precipitados de 50ml para este proceso.

• Realizar las pruebas para el zinc y el cobre.

• Realizar lecturas para cada caso en intervalos de cinco minutos

• Realizar las mismas pruebas para el hierro y zinc.

Cuestionario

1. ¿De qué se ocupa la electroquímica?

De los cambios químicos producidos mediante la corriente eléctrica y de la producción de electricidad mediante reacciones químicas. Todas las reacciones electroquímicas implican la transferencia de electrones y son por lo tanto reacciones de oxidación-reducción.

2. ¿Qué es un ION?

Es una partícula con carga eléctrica positiva o negativa, que resulta de que un átomo o grupo de átomos haya perdido o ganado electrones.

3. ¿Qué es una SOLUCIÓN IÓNICA?

Es aquella que contiene iones en solución. El soluto es un electrolito.

4. ¿Qué es una pila galvánica?

Pila electroquímica en la que ocurre una reacción redox espontánea y la energía química producida se convierte en energía eléctrica.

5. ¿Qué es el potencial estándar de un electrodo (E°)?

Es el voltaje de un electrodo o hemi-celda obtenido en condiciones estándar, cuando se lo determina tomando como referencia el electrodo normal de hidrógeno (ENH). El signo de E° es positivo si el electrodo en estudio se comporta como cátodo y es negativo si el electrodo en estudio se comporta como ánodo.

6. ¿Qué es una pila electrolítica?

Pila en la que una reacción de oxidación-reducción no espontánea puede ocurrir por el suministro de energía eléctrica proveniente de una fuente externa.

7. Describa los tipos de conducción de la corriente eléctrica que ocurren durante el funcionamiento de la pila electrolítica.

La corriente eléctrica se puede conducir a través de metales y de electrolitos líquidos puros o disoluciones conteniendo electrolitos. Hay tres tipos de conducción:

1. Conducción metálica o electrónica en los electrodos y en el circuito externo.

2. Conducción iónica en la solución electrolítica.

3. Acople de la conducción iónica y la conducción electrónica en la interface electrodo– solución

8. ¿Qué es la electrólisis?

Es la descomposición de una sustancia química (electrolito) por acción de una corriente eléctrica.

9. En la electrólisis de soluciones acuosas trabajando con electrodos inertes son posibles tres tipos de reacciones en los electrodos. ¿Cuáles son?

a. Reacción en la que los iones que transportan la corriente son las especies que reaccionan en los electrodos. (Electrólisis de una solución acuosa de HCl)

b. Reacción de anión de difícil descarga, en cuyo caso se produce la oxidación del agua en el ánodo con desprendimiento de oxígeno. (Electrólisis de una solución acuosa de H2SO4)

c. Reacción de catión de difícil descarga, en cuyo caso se produce la reducción del agua en el cátodo con desprendimiento de hidrógeno. (Electrólisis de una solución acuosa de IK)

10. ¿Qué es la sobretensión en la electrólisis?

Es el exceso de voltaje que se debe aplicar a los electrodos para vencer la resistencia de la interface gas/ solución y facilitar la transferencia de electrones entre el electrolito y el electrodo. Generalmente es necesario aumentar la FEM hasta un punto considerablemente superior al potencial de descomposición necesario en la reacción para poder provocarla con velocidad apreciable. A este exceso de potencial también se lo denomina sobrevoltaje.

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