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CORPORACIÓN EDUCACIONAL Y CULTURAL EMPRENDER COLEGIO OBISPO ALVEAR – PUENTE ALTO SUBSECTOR: QUÍMICA PROFESORA: GABRIELA OLIVARES LOO – CRISTOFHER CARVAJAL

NOMBRE CURSO

OA 05: Describir las reacciones de óxido-reducción basándose en el intercambio de electrones. OA 06: Comprender el funcionamiento de las celdas electroquímicas y sus aplicaciones.

Objetivos de Clase: - Identificar celdas electroquímicas - Calcular potencial de una celda - Analizar procesos redox

GUÍA DE QUÍMICA III MEDIO REDOX: CELDAS ELECTROQUÍMICAS

CELDAS ELECTROQUÍMICAS Una celda electroquímica es un dispositivo que permite generar energía eléctrica a partir de energía química, es decir, a través de una reacción redox. Donde existe transferencia de electrones desde la especie que se oxida a la que se reduce o desde al ánodo al cátodo y en el caso de la celda electrolítica, a través de un circuito externo, como se observa en la siguiente imagen.

La siguiente ilustración corresponde a la pila de Daniell, la que corresponde a una pila electroquímica.

Una celda electroquímica está formada por:

Puente salino: Tubo en U invertido, que contiene una disolución inerte (KCl) proporcionando un medio conductor. Los extremos de tubo se tapan con algodón para evitar que se mezclen las disoluciones.

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Voltímetro: Mide el potencial eléctrico en volts. El voltímetro ser conecta a los electrodos a través de un alambre por donde fluyen los electrones. Electrodos: superficie donde ocurren las semirreacciones. La oxidación en el ánodo (+) y la reducción en el cátodo (-). La pila consta de dos compartimientos. En uno de ellos se introduce una lámina de zinc en una disolución de sulfato de zinc; y en el otro, se introduce una lámina de cobre en una disolución de sulfato de cobre. Los electrodos se unen mediante un alambre de cobre y las disoluciones, mediante el puente salino. Los electrones circulan desde el electrodo de zinc hasta el electrodo de cobre. La reacción que ocurre provoca que la lámina de zinc se disuelva aumentando la concentración de los iones de Zn+2. La concentración de Cu+2 disminuye, mientras que la masa del electrodo aumenta. Potencial Estándar de Reducción de una celda electroquímica En toda celda electroquímica existe una diferencia de potencial dada por la transferencia de electrones de un electrodo a otro. Esta diferencia de potencial se conoce como fuerza electromotriz o fem () o potencial de celda, y se mide a través del voltímetro. Para obtener el potencial de una celda electroquímica se deben sumar los potenciales estándar de reducción y oxidación. Para ello, se ha convenido una tabla de potenciales estándar de reducción a 25°C, 1M y 1 atm de presión en gases. En el caso de los potenciales estándar de oxidación se invierten las reacciones de reducción y cambia el signo de o. Por ejemplo, el potencial estándar para la pila de Daniell, es:

o celda = o cátodo – o ánodo

o celda = o reducción – o oxidación

Diagrama de Celdas: Con el objeto de no tener que dibujar una celda cada vez que queramos referirnos a una de ellas se utiliza el diagrama de celda que se escribe de la siguiente manera:

ÁNODO CÁTODO Electrodo negativo(s)/especie oxidada (ac) // especie oxidada (ac)/electrodo positivo (s)

La barra / indica separación de fase y la doble barra, // corresponde al puente salino, en los extremos siempre debe ir un electrodo sólido que sirve para captar o ceder electrones, los que son transportados, desde un electrodo al otro, por un cable eléctrico. Para el ejemplo anterior quedaría: Zn(s)/ Zn2+(1M)// Cu2+ (1M)/Cu(s). En este caso las concentraciones son 1M porque están en condiciones estándar. Para acordarnos como es el diagrama de la pila, podemos considerar que cuando funciona la pila el Zn pasa a Zn2+ y el Cu2+ pasa a Cu(s), es decir la reacción ocurre de izquierda a derecha, primero la oxidación (ánodo) y después la reducción (cátodo).

o celda = o cátodo – o ánodo

o celda = (Cu+2 + 2e– → Cu) – (Zn → Zn+2 + 2e–)

o celda = (0,34 v) – (– 0,76 v)

o celda = 1,1 v

Conclusión: la reacción ocurre espontáneamente en el sentido descrito, ya que su ∆o es positivo.

Representación de una Pila Reacción de Oxidación

Reacción de Reducción

Zn/Zn+2//Cu+2/Cu

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Otros ejemplos: Determine si las siguientes reacciones son o no espontáneas

a) Fe+2 + Mg → Fe + Mg+2 Anotar las semireacciones: Fe+2 + 2e– → Fe semirreacción de reducción, ocurre en el cátodo Mg → Mg+2 + 2e– semirreacción de oxidación, ocurre en el ánodo Fe+2 + Mg → Fe + Mg+2 Ecuación iónica Revisamos los potenciales en la tabla de potencial de reducción

o celda = o cátodo – o ánodo

o celda = (Fe+2 + 2e– → Fe) – (Mg → Mg+2 + 2e–)

o celda = – 0,44v – (–2,38 v)

o celda = 1,94 v; es espontánea

b) 2Br–

(ac) + Au+3(ac) → Au(s) + Br2(l)

Anotar las semireacciones: Au+3

(ac) + 3e–→ Au(s) /x2 semirreacción de reducción, ocurre en el cátodo 2Br–

(ac)→ Br2(l) + 2e– /x3 semirreacción de oxidación, ocurre en el ánodo

Amplificar para que ambas reacciones queden con la misma cantidad de electrones 2Au+3

(ac) + 6e–→ 2Au(s) semirreacción de reducción, ocurre en el cátodo 6Br–

(ac)→ 3Br2(l) + 6e– semirreacción de oxidación, ocurre en el ánodo 6Br–

(ac) + 2Au+3(ac) → 2Au(s) + 3Br2(l) Ecuación iónica

o

celda = o cátodo – o ánodo

o celda = (Au+3

(ac) + 3e– → Au(s)) – (2Br–(ac)→ Br2(l) + 2e–)

o celda = 1,52v – (1,07 v)

o celda = 0,45v; es espontánea

c) Na/Na+//Cu+2/Cu

Na → Na+ + 1e– /x2 semirreacción de oxidación, ocurre en el ánodo Cu+2 + 2e– → Cu semirreacción de reducción, ocurre en el cátodo

Amplificar para que ambas reacciones queden con la misma cantidad de electrones

2Na → 2Na+ + 2e– semirreacción de oxidación, ocurre en el ánodo

Cu+2 + 2e– → Cu semirreacción de reducción, ocurre en el cátodo Cu+2 + 2Na → Cu + 2Na+ ecuación iónica

o celda = o cátodo – o ánodo

o celda = (Cu+2 + 2e– → Cu) – (2Na → 2Na+ + 2e–)

o celda = 0,34v – (–2,71 v)

o celda = 3,05v; es espontánea

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POTENCIAL ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN A 25°C

Li+(aq) + e− → Li(s) −3.05 Rb+(aq) + e− → Rb(s) −2.98 K+(aq) + e− → K(s) −2.93 Cs+(aq) + e− → Cs(s) −2.92 Ba2+(aq) + 2e− → Ba(s) −2.91 Sr2+(aq) + 2e− → Sr(s) −2.89 Ca2+(aq) + 2e− → Ca(s) −2.76 Na+(aq) + e− → Na(s) −2.71 Mg2+(aq) + 2e− → Mg(s) −2.38 H2 + 2e− → 2H− −2.25 Be2+(aq) + 2e− → Be(s) −1.85 Al3+(aq) + 3e− → Al(s) −1.68 Ti3+(aq) + 3e− → Ti(s) −1.21 Mn2+(aq) + 2e− → Mn(s) −1.18 2 H2O(l) + 2e– → H2(g) + 2 OH–(aq) −0.83 Zn2+(aq) + 2e− → Zn(s) −0.76 Cr3+(aq) + 3e− → Cr(s) −0.74 Fe2+(aq) + 2e− → Fe(s) −0.44 Cr3+(aq) + e− → Cr2+(aq) −0.42 2H+ + 2e− → H2 −0.41 Cd2+(aq) + 2e− → Cd(s) −0.40 Ni2+(aq) + 2e− → Ni(s) −0.25 Sn2+(aq) + 2e− → Sn(s) −0.13 Pb2+(aq) + 2e− → Pb(s) −0.13 2H+(aq) + 2e− → H2(g) 0.00 Sn4+(aq) + 2e− → Sn2+(aq) +0.15 Cu2+(aq) + e− → Cu+(aq) +0.16 SO4

2−(aq) + 4H+ + 2e− → 2H2O(l) + SO2(aq) +0.17 Cu2+(aq) + 2e− → Cu(s) +0.34 O2(g) + 2H2O(l) + 4e– → 4OH–(aq) +0.40 SO2(aq) + 4H+ + 4e− → S(s) + 2H2O +0.50 Cu+(aq) + e− → Cu(s) +0.52 CO(g) + 2H+ + 2e− → C(s) + H2O +0.52 I2(s) + 2e− → 2I−(aq) +0.54 I3

−(aq) + 2e− → 3I−(aq) +0.54 O2(g) + 2H+ + 2e− → H2O2(aq) +0.70 Tl3+(aq) + 3e− → Tl(s) +0.72 H2SeO3(aq) + 4H+ + 4e− → Se(s) + 3H2O +0.74 Fe3+(aq) + e− → Fe2+(aq) +0.77 Hg2

2+(aq) + 2e− → 2Hg(l) +0.80 Ag+(aq) + e− → Ag(s) +0.80 NO3

–(aq) + 2H+(aq) +e– → NO2(g) + H2O(l) +0.80 Hg2+(aq) + 2e− → Hg(l) +0.85 2Hg2+(aq) + 2e− → Hg2

2+(aq) +0.91 Br2(l) + 2e− → 2Br−(aq) +1.07 Br2(aq) + 2e− → 2Br−(aq) +1.09 O2(g) + 4H+ + 4e− → 2H2O +1.23 MnO2(s) + 4H+ + 2e− → Mn2+(aq) + 2H2O +1.23 Tl3+(aq) + 2e− → Tl+(s) +1.25 Cl2(g) + 2e− → 2Cl−(aq) +1.36 Au3+(aq) + 3e− → Au(s) +1.52 Au+(aq) + 1e− → Au(aq) +1.68 Pb4+(aq) + 2e− → Pb2+(aq) +1.69 H2O2(aq) + 2H+ + 2e− → 2H2O +1.76 Au+(aq) + e− → Au(s) +1.83 Co3+(aq) + e− → Co2+(aq) +1.92 Ag2+(aq) + e− → Ag+(aq) +1.98 F2(g) + 2e− → 2F−(aq) +2.87 F2(g) + 2H+ + 2e− → 2HF(aq) +3.05

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GUÍA EVALUADA CELDA ELECTROQUÍMICA

Nombres: _______________________________________________ Curso: _______________. Fecha: ____________. Pje._____________. Nota: ___________________ Puntaje Máximo de Aprobación: 28 puntos. Puntaje Mínimo de aprobación: 17 puntos.

Instrucciones:

Esta guía evaluada se debe desarrollar en parejas del mismo curso. Lea atentamente el material de apoyo, además puede profundizar los contenidos en el texto de

la asignatura que lo puedes revisar online en el siguiente link https://drive.google.com/drive/folders/1POJnB7EgU-LTd0kdvXDQwLc4ZARNLKA6

Debes trabajar de forma limpia y ordenada Responde las preguntas en esta guía, para convertir el PDF a WORD puedes utilizar la siguiente página:

www.ilovepdf.com Trabaja de forma limpia y ordenada.

I.- SELECCIÓN MÚLTIPLE

- Encierra en un círculo la letra de la alternativa correcta. Si la pregunta requiere desarrollo debes hacerlo en un costado para obtener el puntaje asignado. 1 punto cada respuesta correcta.

1. En la industria química, para obtener sodio metálico se utiliza cloruro de sodio fundido, al

cual se le hace circular una corriente eléctrica de alto potencial La reacción correspondiente es:

2 Na+ (l) + 2Cl– → 2Na (l) + Cl2 (g)

A partir de esta información se puede decir que:

A. la reacción es exergónica B. el cloro se libera por el ánodo C. el sodio se deposita en el fondo del recipiente D. la reacción es espontánea E. el sodio metálico se oxida en el cátodo

2. A continuación se muestra un esquema de una celda galvánica o voltaica

Con respecto al esquema, ¿cuál de las siguientes alternativas es correcta?

A. el flujo de electrones va desde el cátodo al ánodo B. la pared semipermeable permite el flujo de electrones C. en el ánodo ocurre la oxidación de los electrones D. los cationes se oxidan en el cátodo E. la pared semipermeable solo permite el paso del solvente

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3. Se puede afirmar que en una celda de Daniell:

I. Los aniones se mueven hacia el electrodo de cinc y los cationes hacia el electrodo de

cobre. II. La reducción se produce en electrodo positivo. III. La reacción no se detiene si se detiene si se desconecta el puente salino.

Es (son) correcta(s)

A. sólo I B. sólo II C. sólo III D. sólo I y II E. I, II y III

4. Para una celda galvánica formada por un electrodo de cobre y otro de plomo es posible afirmar

que: I. el cátodo es el Pb II. el potencial de la celda es 0,47 v (aprox) III. el cátodo es el Cu IV. el ánodo es el Pb

Son correctas:

A. I y II B. II y III C. I, II y IV D. I, III y IV E. II, III y IV

Lee atentamente el siguiente párrafo y contesta las preguntas 5, 6. La purificación de cobre generalmente se realiza por medio de electrólisis. La técnica consiste en sumergir, en una disolución de CuSO4, una placa de cobre impuro que actúa como ánodo y una placa de cobre puro que funciona como cátodo; luego, deben conectarse a una fuente de energía para generar un flujo de electrones a través de la disolución y las placas, tal como se observa a continuación:

5. Después de llevar a cabo la electrólisis ¿dónde se encuentra adherido el Cu puro?

A. En el ánodo. B. En el cátodo y en el ánodo. C. En el cátodo. D. En la superficie del recipiente. E. El Cu metálico precipita al fondo de la disolución 6. ¿Qué función cumple la disolución de CuSO4 en este proceso?

A. Sirve de cátodo. B. Actúa como ánodo. C. Opera como barro anódico. D. Sirve como puente salino. E. Funciona como electrolito (conductor de electrones)

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DESARROLLO II.- a) Encuentre la diferencia de potencial para Zn/Zn+2//Ag+/Ag. b) Dibuje un esquema para la pila anterior y escriba las reacciones que tienen lugar: qué se oxida y qué se reduce, la polaridad, el sentido de la corriente y el de migración de iones. a) Cálculo diferencia de potencial (2 puntos)

b) Esquema de la pila (5 puntos)

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III.- Utilizando la tabla de potenciales estándar de reducción, identifica la semirreacción que ocurre en el ánodo y en el cátodo, indicando la ecuación iónica. Calcula el potencial estándar de reducción de cada celda, indicando si es espontánea o no lo es. (5 puntos cada ejercicio)

a. Cu + Fe+3 → Cu+2 + Fe+2

b. 2Ag+ + Zn → 2Ag + Zn+2

c. Cu/Cu2+//2H+/H2

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