19.2: Descripción de las celdas electroquímicas

Objetivos de aprendizaje

• Distinguir entre celdas galvánicas y electrolíticas.

En cualquier proceso electroquímico, los electrones fluyen de una sustancia química a otra, impulsados por una reacción de oxidación-reducción (redox). Como describimos en el Capítulo 7, se produce una reacción redox cuando los electrones se transfieren de una sustancia que se oxida a una que se está reduciendo. El reductor (una sustancia que es capaz de donar electrones y en el proceso se oxida) es la sustancia que pierde electrones y se oxida en el proceso; el oxidante (Una sustancia que es capaz de aceptar electrones y en el proceso se reduce) es la especie que gana electrones y se reduce en el proceso. La energía potencial asociada está determinada por la diferencia de potencial entre los electrones de valencia en átomos de diferentes elementos.

Debido a que es imposible tener una reducción sin una oxidación y viceversa, una reacción redox puede describirse como dos medias reacciones (reacciones que representan la mitad de oxidación o la mitad de reducción de una reacción de oxidación-reducción (redox)), una que representa el proceso de oxidación y otra la proceso de reducción. Para la reacción del zinc con bromo, la reacción química general es la siguiente:

\[ Zn\left ( s \right ) + Br_{2}\left ( l \right ) \rightarrow Zn^{2+}\left ( aq \right ) + 2Br^{-}\left ( aq \right ) \tag{19.1.1} \]

Las semirreacciones son las siguientes:

\[ reduction\;half\;reaction: Br_{2}\left ( l \right )+2e^{-} \rightarrow 2Br^{-}\left ( aq \right ) \tag{19.1.2} \]

\[ oxidation\;half\;reaction: Zn\left ( s \right ) \rightarrow Zn^{2+}\left ( aq \right ) +2e^{-} \tag{19.1.3} \]

Cada media reacción está escrita para mostrar lo que realmente está ocurriendo en el sistema; el Zn es el reductor en esta reacción (pierde electrones), y Br ₂ es el oxidante (gana electrones). La adición de las dos medias reacciones da la reacción química global (Ecuación 19.1). Una reacción redox se equilibra cuando el número de electrones perdidos por el reductor es igual al número de electrones obtenidos por el oxidante. Como cualquier ecuación química equilibrada, el proceso general es eléctricamente neutro; es decir, la carga neta es la misma en ambos lados de la ecuación.

Tenga en cuenta el patrón

En cualquier reacción redox, el número de electrones perdidos por el reductor es igual al número de electrones obtenidos por el oxidante.

En la mayoría de nuestras discusiones sobre reacciones químicas, hemos asumido que los reactivos están en contacto físico íntimo entre sí. Las reacciones ácido-base, por ejemplo, generalmente se llevan a cabo con el ácido y la base dispersos en una sola fase, tal como una solución líquida. Con reacciones redox, sin embargo, es posible separar físicamente las semi-reacciones de oxidación y reducción en el espacio, siempre que exista un circuito completo, incluyendo una conexión eléctrica externa, como un cable, entre las dos medias reacciones. A medida que avanza la reacción, los electrones fluyen del reductor al oxidante a través de esta conexión eléctrica, produciendo una corriente eléctrica que puede ser utilizada para hacer el trabajo. Un aparato que se utiliza para generar electricidad a partir de una reacción redox espontánea o, por el contrario, que usa electricidad para impulsar una reacción redox no espontánea se llama celda electroquímica (un aparato que genera electricidad a partir de una oxidación-reducción espontánea (redox) reacción o, por el contrario, utiliza la electricidad para impulsar una reacción redox no espontánea).

Existen dos tipos de celdas electroquímicas: celdas galvánicas y celdas electrolíticas. Una celda galvánica (voltaica) (una celda electroquímica que utiliza la energía liberada durante una reacción espontánea de oxidación-reducción (redox) (ΔG ^o) para generar electricidad). Las células galvánicas llevan el nombre del físico y médico italiano Luigi Galvani (1737—1798), quien observó que los músculos disecados de las piernas de rana se contrajeron cuando se aplicó una pequeña descarga eléctrica, demostrando la naturaleza eléctrica de los impulsos nerviosos. utiliza la energía liberada durante una reacción redox espontánea (Δ G < 0) para generar electricidad. Este tipo de célula electroquímica a menudo se llama célula voltaica después de su inventor, el físico italiano Alessandro Volta (1745—1827). En contraste, una celda electrolítica Una celda electroquímica que consume energía eléctrica de una fuente externa para impulsar una reacción no espontánea (ΔG ^o) oxidación-reducción (redox). consume energía eléctrica de una fuente externa, utilizándola para provocar una reacción redox no espontánea (Δ G > 0). Ambos tipos contienen dos electrodos Un metal sólido conectado por un electrolito y un circuito externo que proporciona una conexión eléctrica entre sistemas en una celda electroquímica (galvánica o electrolítica). , que son metales sólidos conectados a un circuito externo que proporciona una conexión eléctrica entre las dos partes del sistema (Figura 19.1.1). La semi-reacción de oxidación ocurre en un electrodo (el ánodo Uno de los dos electrodos en una celda electroquímica, es el sitio de la semirreacción de oxidación. ), y la semirreacción de reducción ocurre en la otra (el cátodo Uno de los dos electrodos en una celda electroquímica, es el sitio de la semirreacción de reducción. ). Cuando el circuito está cerrado, los electrones fluyen desde el ánodo hasta el cátodo. Los electrodos también están conectados por un electrolito, una sustancia iónica o solución que permite la transferencia de iones entre los compartimentos de los electrodos, manteniendo así la neutralidad eléctrica del sistema. En esta sección, nos centramos en las reacciones que ocurren en las celdas galvánicas. Se discuten las celdas electrolíticas en la Sección 19.7.

Figura 19.1.1 Celdas Electroquímicas Una celda galvánica (izquierda) transforma la energía liberada por una reacción redox espontánea en energía eléctrica que puede ser utilizada para realizar trabajos. Las medias reacciones oxidativas y reductoras suelen ocurrir en compartimentos separados que están conectados por un circuito eléctrico externo; además, es necesaria una segunda conexión que permita que los iones fluyan entre los compartimentos (mostrada aquí como una línea discontinua vertical para representar una barrera porosa) para mantener neutralidad eléctrica. La diferencia de potencial entre los electrodos (voltaje) hace que los electrones fluyan del reductor al oxidante a través del circuito externo, generando una corriente eléctrica. En una celda electrolítica (derecha), se utiliza una fuente externa de energía eléctrica para generar una diferencia de potencial entre los electrodos que obliga a los electrones a fluir, impulsando una reacción redox no espontánea; solo se emplea un solo compartimento en la mayoría de las aplicaciones. En ambos tipos de celdas electroquímicas, el ánodo es el electrodo en el que se produce la semirreacción de oxidación, y el cátodo es el electrodo en el que se produce la semirreacción de reducción.

Celdas Galvánicas (Voltáicas)

Para ilustrar los principios básicos de una celda galvánica, consideremos la reacción del zinc metálico con el ion cúprico (Cu ²⁺) para dar cobre metálico y el ion Zn ²⁺. La ecuación química equilibrada es la siguiente:

\( Zn\left ( s \right ) + Cu^{2+}\left (aq \right ) \rightarrow Zn^{2+} \left (aq \right ) + Cu \left ( s \right ) \tag{19.1.4} \)

Podemos hacer que esta reacción ocurra insertando polvo de zinc en una solución acuosa de sulfato de cobre (II). A medida que avanza la reacción, el zinc se disuelve y se forma una masa de cobre metálico (Figura 19.1.2). Estos cambios ocurren espontáneamente, pero toda la energía liberada es en forma de calor más que en una forma que pueda ser utilizada para hacer el trabajo.

Figura 19.1.2 La Reacción del Zinc Metálico con Iones Acuosos de Cobre (II) en un Solo Compartimento Cuando se inserta polvo de zinc en un vaso de precipitados que contiene una solución acuosa de sulfato de cobre (II), se produce una reacción redox espontánea: el electrodo de zinc se disuelve para dar Zn ²⁺ iones (aq), mientras que los iones Cu ²⁺ (aq) se reducen simultáneamente a cobre metálico. La reacción ocurre tan rápidamente que el cobre se deposita como partículas muy finas que aparecen negras, en lugar del color rojizo habitual del cobre. La demostración de reacción comienza a las 3:00 en el video, la química de la reacción se discute en los primeros tres minutos y al final

Esta misma reacción se puede llevar a cabo utilizando la celda galvánica ilustrada en la parte (a) en la Figura 19.1.3. Para ensamblar la celda, se inserta una tira de cobre en un vaso de precipitados que contiene una solución 1 M de iones Cu ²⁺, y se inserta una tira de zinc en un vaso de precipitados diferente que contiene una solución 1 M de iones Zn ²⁺. Las dos tiras metálicas, que sirven como electrodos, están conectadas por un cable, y los compartimentos están conectados por un puente de sal (un tubo en forma de U insertado en ambas soluciones de una celda galvánica que contiene un líquido concentrado o electrolito gelificado y completa el circuito entre el ánodo y cátodo), un tubo en forma de U insertado en ambas soluciones que contiene un líquido concentrado o electrolito gelificado. Los iones en el puente salino se seleccionan para que no interfieran con la reacción electroquímica al ser oxidados o reducidos ellos mismos o formando un precipitado o complejo; los cationes y aniones comúnmente utilizados son Na ⁺ o K ⁺ y NO ₃ ⁻ o SO ₄ ²⁻, respectivamente. (Los iones en el puente salino no tienen que ser los mismos que los del par redox en ninguno de los dos compartimentos). Cuando se cierra el circuito, se produce una reacción espontánea: el zinc metálico se oxida a iones Zn ²⁺ en el electrodo de zinc (el ánodo), y los iones Cu ²⁺ se reducen a metal Cu en el electrodo de cobre (el cátodo). A medida que avanza la reacción, la tira de zinc se disuelve y la concentración de iones Zn ²⁺ en la solución de Zn ²⁺ aumenta; simultáneamente, la tira de cobre gana masa y la concentración de iones Cu ²⁺ en la solución de Cu ²⁺ disminuye (parte (b) en la Figura 19 .1.3). Así hemos llevado a cabo la misma reacción que la que hicimos con un solo vaso de precipitados, pero esta vez las medias reacciones oxidativas y reductoras están físicamente separadas entre sí. Los electrones que se liberan en el ánodo fluyen a través del cable, produciendo una corriente eléctrica. Por lo tanto, las celdas galvánicas transforman la energía química en energía eléctrica que luego se puede usar para hacer el trabajo.

Figura 19.1.3 La reacción del zinc metálico con iones de cobre acuoso (II) en una celda galvánica (a) Se puede construir una celda galvánica insertando una tira de cobre en un vaso de precipitados que contiene una solución acuosa 1 M de iones Cu ²⁺ y una tira de zinc en un vaso de precipitados diferente que contiene una solución acuosa 1 M de iones Zn ²⁺. Las dos tiras metálicas están conectadas por un cable que permite que fluya la electricidad, y los vasos de precipitados están conectados por un puente de sal. Cuando se cierra el interruptor para completar el circuito, el electrodo de zinc (el ánodo) se oxida espontáneamente a iones Zn ²⁺ en el compartimento izquierdo, mientras que los iones Cu ²⁺ se reducen simultáneamente a cobre metálico en el electrodo de cobre (el cátodo). (b) A medida que avanza la reacción, el ánodo de Zn pierde masa a medida que se disuelve para dar iones Zn ²⁺ (aq), mientras que el cátodo de Cu gana masa a medida que los iones Cu ²⁺ (aq) se reducen a cobre metálico que se deposita sobre el cátodo.

El electrolito en el puente salino sirve para dos propósitos: completa el circuito portando carga eléctrica y mantiene la neutralidad eléctrica en ambas soluciones al permitir que los iones migren entre ellas. La identidad de la sal en un puente salino no es importante, siempre y cuando los iones componentes no reaccionen o sufran una reacción redox bajo las condiciones de operación de la célula. Sin tal conexión, la carga positiva total en la solución de Zn ²⁺ aumentaría a medida que el zinc metálico se disuelve, y la carga positiva total en la solución de Cu ²⁺ disminuiría. El puente salino permite neutralizar las cargas mediante un flujo de aniones hacia la solución de Zn ²⁺ y un flujo de cationes hacia la solución de Cu ²⁺. En ausencia de un puente salino o alguna otra conexión similar, la reacción cesaría rápidamente porque no se podía mantener la neutralidad eléctrica.

Una celda galvánica. Esta celda galvánica ilustra el uso de un puente salino para conectar dos soluciones generando una tensión.

Se puede utilizar un voltímetro para medir la diferencia de potencial eléctrico entre los dos compartimentos. Al abrir el interruptor que conecta los cables al ánodo y al cátodo se evita que fluya una corriente, por lo que no se produce ninguna reacción química. Sin embargo, con el interruptor cerrado, el circuito externo se cierra, y una corriente eléctrica puede fluir desde el ánodo hasta el cátodo. El potencial (_celda E) Relacionado con la energía necesaria para mover una partícula cargada en un campo eléctrico, es la diferencia en el potencial eléctrico entre dos medias reacciones. de la celda, medida en voltios, es la diferencia de potencial eléctrico entre las dos medias reacciones y está relacionada con la energía necesaria para mover una partícula cargada en un campo eléctrico. En la celda que hemos descrito, el voltímetro indica un potencial de 1.10 V (parte (a) en la Figura 19.1.3). Debido a que los electrones de la semi-reacción de oxidación se liberan en el ánodo, el ánodo en una celda galvánica está cargado negativamente. El cátodo, que atrae electrones, está cargado positivamente.

No todos los electrodos experimentan una transformación química durante una reacción redox. El electrodo puede estar hecho de un metal inerte y altamente conductor como el platino para evitar que reaccione durante un proceso redox, donde no aparece en la reacción electroquímica general. Este fenómeno se ilustra en el Ejemplo 1.

Tenga en cuenta el patrón

Una célula galvánica (voltaica) convierte la energía liberada por una reacción química espontánea en energía eléctrica. Una celda electrolítica consume energía eléctrica de una fuente externa para impulsar una reacción química no espontánea.

Ejemplo 19.1.1

Un químico ha construido una celda galvánica compuesta por dos vasos de precipitados. Un vaso de precipitados contiene una tira de estaño sumergida en ácido sulfúrico acuoso, y el otro contiene un electrodo de platino sumergido en ácido nítrico acuoso. Las dos soluciones están conectadas por un puente de sal, y los electrodos están conectados por un cable. La corriente comienza a fluir, y aparecen burbujas de un gas en el electrodo de platino. La reacción redox espontánea que se produce se describe mediante la siguiente ecuación química equilibrada:

3Sn (s) + 2NO ₃ ⁻ (aq) + 8H ⁺ (aq) → 3Sn ²⁺ (aq) + 2NO (g) + 4H ₂ O (l)

Para esta celda galvánica,

1. escribir la media reacción que ocurre en cada electrodo.
2. indicar qué electrodo es el cátodo y cuál es el ánodo.
3. indicar qué electrodo es el electrodo positivo y cuál es el electrodo negativo.

Dado: celda galvánica y reacción redox

Preguntado por: medias reacciones, identidad de ánodo y cátodo, y asignación de electrodos como positiva o negativa

Estrategia:

A Identificar la semireacción de oxidación y la semirreacción de reducción. Luego identificar el ánodo y el cátodo a partir de la media reacción que se produce en cada electrodo.

B Desde la dirección del flujo de electrones, asigne cada electrodo como positivo o negativo.

Solución:

1. A En la media reacción de reducción, el nitrato se reduce a óxido nítrico. (El óxido nítrico reaccionaría entonces con el oxígeno en el aire para formar NO ₂, con su característico color rojo-marrón). En la semireacción de oxidación, el estaño metálico se oxida. Las medias reacciones correspondientes a las reacciones reales que ocurren en el sistema son las siguientes: reducción: NO ₃ ⁻ (aq) + 4H ⁺ (aq) + 3e ⁻ → NO (g) + 2H ₂ O (l) oxidación: Sn (s) → Sn 2+ (aq) + 2e ⁻

   Así, el nitrato se reduce a NO, mientras que el electrodo de estaño se oxida a Sn ²⁺.

2. Debido a que la reacción de reducción ocurre en el electrodo de Pt, es el cátodo. Por el contrario, la reacción de oxidación ocurre en el electrodo de estaño, por lo que es el ánodo.
3. B Los electrones fluyen desde el electrodo de estaño a través del cable hasta el electrodo de platino, donde se transfieren a nitrato. El circuito eléctrico se completa con el puente salino, que permite la difusión de cationes hacia el cátodo y aniones hacia el ánodo. Debido a que los electrones fluyen desde el electrodo de estaño, debe ser eléctricamente negativo. En contraste, los electrones fluyen hacia el electrodo Pt, por lo que ese electrodo debe ser eléctricamente positivo.

Ejercicio

Considera una simple celda galvánica compuesta por dos vasos de precipitados conectados por un puente de sal. Un vaso de precipitados contiene una solución de _{MnO 4} ⁻ en ácido sulfúrico diluido y tiene un electrodo de Pt. El otro vaso contiene una solución de Sn ²⁺ en ácido sulfúrico diluido, también con un electrodo de Pt. Cuando los dos electrodos están conectados por un cable, la corriente fluye y se produce una reacción espontánea que se describe mediante la siguiente ecuación química equilibrada:

2MnO ₄ ⁻ (aq) + 5Sn ²⁺ (aq) + 16H ⁺ (aq) → 2Mn ²⁺ (aq) + 5Sn ⁴⁺ (aq) + 8H ₂ O (l)

Para esta celda galvánica,

1. escribir la media reacción que ocurre en cada electrodo.
2. indicar qué electrodo es el cátodo y cuál es el ánodo.
3. indicar qué electrodo es positivo y cuál es negativo.

Contestar

1. MnO ₄ ⁻ (aq) + 8H ⁺ (aq) + 5e ⁻ → Mn ²⁺ (aq) + 4H ₂ O (l); Sn ²⁺ (aq) → Sn ⁴⁺ (aq) + 2e ⁻
2. El electrodo de Pt en la solución de permanganato es el cátodo; el de la solución de estaño es el ánodo.
3. El cátodo (electrodo en vaso de precipitados que contiene la solución de permanganato) es positivo, y el ánodo (electrodo en vaso de precipitados que contiene la solución de estaño) es negativo.

Construcción de un diagrama de celdas

Debido a que es algo engorroso describir cualquier celda galvánica dada en palabras, se ha desarrollado una notación más conveniente. En esta notación lineal, denominada diagrama celular, la identidad de los electrodos y el contenido químico de los compartimentos se indican por sus fórmulas químicas, con el ánodo escrito en el extremo izquierdo y el cátodo en el extremo derecho. Los límites de fase se muestran mediante líneas verticales simples, y el puente de sal, que tiene dos límites de fase, por una línea vertical doble. Así, el diagrama de celdas para la celda Zn/Cu que se muestra en la parte (a) en la Figura 19.1.3 se escribe de la siguiente manera:

Figura 19.1.4 Un diagrama de celdas incluye las concentraciones de solución cuando se proporcionan.

Las celdas galvánicas pueden tener arreglos distintos a los ejemplos que hemos visto hasta ahora. Por ejemplo, el voltaje producido por una reacción redox se puede medir con mayor precisión usando dos electrodos sumergidos en un solo vaso de precipitados que contiene un electrolito que completa el circuito. Esta disposición reduce los errores causados por la resistencia al flujo de carga en un límite, llamado potencial de unión. Un ejemplo de este tipo de celda galvánica es el siguiente:

\( Pt\left (s \right )\mid H_{2}\left (g \right )\mid HCl\left (aq \right )\mid AgCl\left (s \right )\mid Ag\left (s \right ) \tag{19.1.5} \)

Este diagrama de celdas no incluye una línea vertical doble que represente un puente de sal porque no hay un puente de sal que proporcione una unión entre dos soluciones diferentes. Además, no se han especificado las concentraciones de solución, por lo que no se incluyen en el diagrama celular. Las semi-reacciones y la reacción global para esta célula son las siguientes:

\( cathode\;reaction: AgCl\left (s \right ) + e^{-} \rightarrow Ag \left (s \right ) + Cl^{-}\left (aq \right ) \tag{19.1.6} \)

\( anode\;reaction: \dfrac{1}{2}H_{2}\left (g \right ) \rightarrow H^{+} \left (aq \right ) + e^{-} \tag{19.1.7} \)

\( overall: AgCl\left (s \right ) +\dfrac{1}{2}H_{2}\left (g \right ) \rightarrow Ag \left (s \right ) + Cl^{-}\left (aq \right ) + H^{+} \left (aq \right ) \tag{19.1.8} \)

Una celda galvánica de un solo compartimento exhibirá inicialmente el mismo voltaje que una celda galvánica construida usando compartimentos separados, pero se descargará rápidamente debido a la reacción directa del reactivo en el ánodo con el miembro oxidado del par redox catódico. En consecuencia, las celdas de este tipo no son particularmente útiles para producir electricidad.

Ejemplo 19.1.2

Dibuje un diagrama de celdas para la celda galvánica descrita en el Ejemplo 1. La reacción química equilibrada es la siguiente:

3Sn (s) + 2NO ₃ ⁻ (aq) + 8H ⁺ (aq) → 3Sn ²⁺ (aq) + 2NO (g) + 4H ₂ O (l)

Dado: celda galvánica y reacción redox

Preguntado por: diagrama de celdas

Estrategia:

Usando los símbolos descritos, escribe el diagrama de celdas comenzando con la media reacción de oxidación a la izquierda.

Solución:

El ánodo es la tira de estaño, y el cátodo es el electrodo Pt. Comenzando por la izquierda con el ánodo, indicamos el límite de fase entre el electrodo y la solución de estaño mediante una barra vertical. El compartimiento del ánodo es así Sn (s) Sn ²⁺ (aq). Podríamos incluir H ₂ SO ₄ (aq) con el contenido del compartimento anódico, pero el ion sulfato (como HSO ₄ ⁻) no participa en la reacción global, por lo que no necesita indicarse específicamente. El compartimento catódico contiene ácido nítrico acuoso, el cual sí participa en la reacción global, junto con el producto de la reacción (NO) y el electrodo de Pt. Estos se escriben como HNO ₃ (aq) NO (g) Pt (s), con barras verticales simples que indican los límites de fase. Combinando los dos compartimentos y usando una barra vertical doble para indicar el puente de sal,

Sn (s) Sn ²⁺ (aq) HNO ₃ (aq) NO (g) Pt (s)

No se especificaron las concentraciones de la solución, por lo que no se incluyen en este diagrama celular.

Ejercicio

Dibuja un diagrama de celdas para la siguiente reacción, asumiendo que las concentraciones de Ag ⁺ y Mg ²⁺ son cada una de 1 M:

Mg (s) + 2Ag ⁺ (aq) → Mg ²⁺ (aq) + 2Ag (s)

Respuesta: Mg (s) Mg ²⁺ (aq, 1 M) Ag ⁺ (aq, 1 M) Ag (s)

Resumen

La electroquímica es el estudio de la relación entre la electricidad y las reacciones químicas. La reacción de oxidación-reducción que se produce durante un proceso electroquímico consiste en dos medias reacciones, una que representa el proceso de oxidación y otra el proceso de reducción. La suma de las medias reacciones da la reacción química global. La reacción redox global se equilibra cuando el número de electrones perdidos por el reductor es igual al número de electrones obtenidos por el oxidante. Se produce una corriente eléctrica a partir del flujo de electrones del reductor al oxidante. Una celda electroquímica puede generar electricidad a partir de una reacción redox espontánea o consumir electricidad para impulsar una reacción no espontánea. En una celda galvánica (voltaica), la energía de una reacción espontánea genera electricidad, mientras que en una celda electrolítica, se consume energía eléctrica para impulsar una reacción redox no espontánea. Ambos tipos de celdas utilizan dos electrodos que proporcionan una conexión eléctrica entre sistemas que están separados en el espacio. La semirreacción oxidativa ocurre en el ánodo, y la semirreacción reductora ocurre en el cátodo. Un puente salino conecta las soluciones separadas, permitiendo que los iones migren a cualquiera de las soluciones para asegurar la neutralidad eléctrica del sistema. Un voltímetro es un dispositivo que mide el flujo de corriente eléctrica entre dos medias reacciones. El potencial de una celda, medido en voltios, es la energía necesaria para mover una partícula cargada en un campo eléctrico. Una celda electroquímica se puede describir usando notación lineal llamada diagrama de celdas, en la que las líneas verticales indican límites de fase y la ubicación del puente salino. La resistencia al flujo de carga en un límite se llama potencial de unión.

Llave para llevar

• Una celda galvánica (voltaica) utiliza la energía liberada durante una reacción redox espontánea para generar electricidad, mientras que una celda electrolítica consume energía eléctrica de una fuente externa para forzar que ocurra una reacción.

Problemas conceptuales

1. ¿Es 2NaOH (aq) + H ₂ SO ₄ (aq) → Na ₂ SO ₄ (aq) + 2H ₂ O (l) una reacción de oxidación-reducción? ¿Por qué o por qué no?

2. Si dos medias reacciones están físicamente separadas, ¿cómo es posible que ocurra una reacción redox? ¿Cuál es el nombre del aparato en el que se llevan a cabo dos medias reacciones simultáneamente?

3. ¿Cuál es la diferencia entre una celda galvánica y una celda electrolítica? ¿Cuál usarías para generar electricidad?

4. ¿Cuál es el propósito de un puente de sal en una celda galvánica? ¿Siempre es necesario usar un puente de sal en una celda galvánica?

5. Un criterio para un buen puente salino es que contiene iones que tienen velocidades de difusión similares en solución acuosa, como lo hacen los iones K ⁺ y Cl ⁻. ¿Qué pasaría si las tasas de difusión de los aniones y cationes difirieran significativamente?

6. A menudo es más preciso medir el potencial de una reacción redox sumergiendo dos electrodos en un solo vaso de precipitados en lugar de en dos vasos de precipitados. ¿Por qué?

Contestar

5. Una gran diferencia en las velocidades de difusión catiónica/anión aumentaría la resistencia en el puente salino y limitaría el flujo de electrones a través del circuito

Problemas numéricos

1. El sulfato de cobre (I) forma una solución azul brillante en agua. Si se coloca una pieza de zinc metálico en un vaso de precipitados de solución acuosa de CuSO ₄, el color azul se desvanece con el tiempo, la tira de zinc comienza a erosionarse y se forma un sólido negro alrededor de la tira de zinc. ¿Qué está pasando? Escribe medias reacciones para mostrar los cambios químicos que están ocurriendo. ¿Qué pasará si se coloca una pieza de cobre metálico en una solución acuosa incolora de ZnCl ₂?

2. Considere la siguiente reacción redox espontánea: NO ₃ ⁻ (aq) + H ⁺ (aq) + SO ₃ ²⁻ (aq) → SO ₄ ²⁻ (aq) + HNO ₂ (aq).

   1. Escribe las dos medias reacciones para esta reacción general.
   2. Si la reacción se lleva a cabo en una celda galvánica utilizando un electrodo inerte en cada compartimento, ¿qué electrodo corresponde a qué media reacción?
   3. ¿Qué electrodo está cargado negativamente y cuál está cargado positivamente?

3. La reacción Pb (s) + 2VO ²⁺ (aq) + 4H ⁺ (aq) → Pb ²⁺ (aq) + 2V ³⁺ (aq) + 2H ₂ O (l) ocurre espontáneamente.

   1. Escribe las dos medias reacciones para esta reacción redox.
   2. Si la reacción se lleva a cabo en una celda galvánica utilizando un electrodo inerte en cada compartimento, ¿qué reacción ocurre en el cátodo y cuál ocurre en el ánodo?
   3. ¿Qué electrodo está cargado positivamente y cuál está cargado negativamente?

4. La fenolftaleína es un indicador que se vuelve rosado en condiciones básicas. Cuando se coloca una uña de hierro en un gel que contiene [Fe (CN) ₆] ³⁻, el gel alrededor de la uña comienza a ponerse rosado. ¿Qué está ocurriendo? Escribe las medias reacciones y luego escribe la reacción redox general.

5. El sulfato se reduce a HS ⁻ en presencia de glucosa, que se oxida a bicarbonato. Escribe las dos medias reacciones correspondientes a este proceso. ¿Cuál es la ecuación para la reacción general?

6. Escriba las medias reacciones espontáneas y la reacción general para cada diagrama celular propuesto. Indicar qué semirreacción ocurre en el ánodo y cuál ocurre en el cátodo.

   1. Pb (s) PbSO ₄ (s) SO ₄ ²⁻ (aq) Cu ²⁺ (aq) Cu (s)
   2. Hg (l) Hg 2 Cl ₂ (s) Cl ⁻ (aq) Cd 2+ (aq) Cd ²⁺ (aq) Cd (s)

7. Para cada celda galvánica representada por estos diagramas de celdas, se determinan las medias reacciones espontáneas y la reacción general. Indicar qué reacción ocurre en el ánodo y cuál ocurre en el cátodo.

   1. Zn (s) Zn ²⁺ (aq) H ⁺ (aq) H ₂ (g), Pt (s)
   2. Ag (s) AgCl (s) Cl ⁻ (aq) H ⁺ (aq) H ₂ (g) Pt (s)
   3. Pt (s) H ₂ (g) H ⁺ (aq) Fe ²⁺ (aq), Fe ³⁺ (aq) Pt (s)

8. Para cada reacción redox, escriba las medias reacciones y dibuje el diagrama de celdas para una celda galvánica en la que la reacción global ocurre espontáneamente. Identificar cada electrodo como positivo o negativo.

   1. Ag (s) + Fe ³⁺ (aq) → Ag ⁺ (aq) + Fe ²⁺ (aq)
   2. Fe ³⁺ (aq) + 1/2H ₂ (g) → Fe ²⁺ (aq) + H ⁺ (aq)

9. Escriba las medias reacciones para cada reacción global, decida si la reacción ocurrirá espontáneamente y construya un diagrama de celdas para una celda galvánica en la que ocurrirá una reacción espontánea.

   1. 2Cl ⁻ (aq) + Br ₂ (l) → Cl ₂ (g) + 2Br ⁻ (aq)
   2. 2NO ₂ (g) + 2OH ⁻ (aq) → NO ₂ ⁻ (aq) + NO ₃ ⁻ (aq) + H ₂ O (l)
   3. 2H ₂ O (l) + 2Cl ⁻ (aq) → H ₂ (g) + Cl ₂ (g) + 2OH ⁻ (aq)
   4. C ₃ H ₈ (g) + 5O ₂ (g) → 3CO ₂ (g) + 4H ₂ O (g)

10. Escriba las medias reacciones para cada reacción global, decida si la reacción ocurrirá espontáneamente y construya un diagrama de celdas para una celda galvánica en la que ocurrirá una reacción espontánea.

    1. Co (s) + Fe ²⁺ (aq) → Co ²⁺ (aq) + Fe (s)
    2. O ₂ (g) + 4H ⁺ (aq) + 4Fe ²⁺ (aq) → 2H ₂ O (l) + 4Fe ³⁺ (aq)
    3. 6Hg ²⁺ (aq) + 2NO ₃ ⁻ (aq) + 8H ⁺ → 3Hg ₂ ²⁺ (aq) + 2NO (g) + 4H ₂ O (l)
    4. CH ₄ (g) + 2O ₂ (g) → CO ₂ (g) + 2H ₂ O (g)

RESPUESTAS

5. reducción: SO ₄ ²⁻ (aq) + 9H ⁺ (aq) + 8e ⁻ → HS ⁻ (aq) + 4H ₂ O (l) oxidación: C ₆ H ₁₂ O ₆ (aq) + 12H ₂ O (l) → 6HCO ₃ ⁻ (g) + 30H ⁺ (aq) + 24e ⁻ en general: C ₆ H ₁₂ O ₆ (aq) + 3SO ₄ ²⁻ (aq) → 6HCO ₃ ⁻ (g) + 3H ⁺ (aq) + 3HS ⁻ ( aq)
7. 1. reducción: 2H ⁺ (aq) + 2e ⁻ → H ₂ (aq); cátodo;

      oxidación: Zn (s) → Zn ²⁺ (aq) + 2e ⁻; ánodo;

      global: Zn (s) + 2H ⁺ (aq) → Zn ²⁺ (aq) + H ₂ (aq)

   2. reducción: AgCl (s) + e ⁻ → Ag (s) + Cl ⁻ (aq); cátodo;

      oxidación: H ₂ (g) → 2H ⁺ (aq) + 2e ⁻; ánodo;

      global: AgCl (s) + H ₂ (g) → 2H ⁺ (aq) + Ag (s) + Cl ⁻ (aq)

   3. reducción: Fe ³⁺ (aq) + e ⁻ → Fe ²⁺ (aq); cátodo;

      oxidación: H ₂ (g) → 2H ⁺ (aq) + 2e ⁻; ánodo;

      global: 2Fe ³⁺ (aq) + H ₂ (g) → 2H ⁺ (aq) + 2Fe ²⁺ (aq)

Colaboradores

• Anonymous

Modificado por Joshua B. Halpern

Figura 9.1.2 la reacción entre Zn y Cu ²⁺ de YouTube cortesía de UC Berkeley Chemistry y Respect Chemistry

Demostración de Galvanic Cell de YouTube cortesía de Angela Stott