REACCIONES ELECTROQUÍMICAS

REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN

Veamos la siguiente reacción: el cloruro de sodio se forma al reaccionar sodio elemental con cloro.


2Na(s) + Cl2(g) ----> 2NaCl(s)

Como el sodio y el cloro elementales contienen átomos neutros y se sabe que el cloruro de sodio contiene iones Na+ y Cl- , en esta reacción debe efectuarse una transferencia de electrones de los átomos de sodio a los de cloro.
Las reacciones de este tipo en las cuales se transfieren uno o más electrones se llaman reacciones de óxido-reducción o reacciones redox.
La oxidación se define como pérdida de electrones y la reducción es la ganancia de electrones.
Al reaccionar el cloro y el sodio elementales, cada átomo de sodio pierde un electrón y forma un ion 1+; por tanto, se dice que el sodio se oxida. Cada átomo de cloro gana un electrón y forma un ion cloruro negativo, y por tanto se reduce. Siempre que un metal reacciona con un no metal para formar un compuesto iónico se transfieren electrones del metal al no metal; en consecuencia, estas reacciones siempre son de óxido-reducción y el metal se oxida (pierde electrones) y el no metal se reduce (gana electrones).

Aunque las reacciones entre metales y no metales se identifican como redox, es más difícil decidir si una reacción entre no metales es también de este tipo. De hecho en la mayoría de las reacciones redox importantes participan solamente no metales. Por ejemplo, en reacciones de combustión, como la de metano con oxígeno:


CH4(g) + 2O2(g)-------->CO2(g) + 2H2O(g) + energía


son procesos de óxido-reducción. Aunque ninguno de los reactivos o productos de la reacción es iónico si hay una transferencia de electrones del carbono al oxígeno. Para explicar lo anterior es necesario introducir el concepto de estados de oxidación.

El concepto de estados de oxidación (llamados en ocasiones números de oxidación) permite saber qué ocurre con los electrones en las reacciones de óxido-reducción asignando cargas a los diversos átomos de un compuesto. En ocasiones estas cargas son aparentes. Por ejemplo, en un compuesto iónico binario los iones tienen cargas que se identifican fácilmente: en el cloruro de sodio, el sodio es + 1 y el cloro es -1; en el óxido de magnesio el oxígeno es -2 y el magnesio es +2; y así sucesivamente. En estos compuestos iónicos binarios los estados de oxidación son simplemente las cargas de los iones.

Ion  Estado de oxidación
Na+ 
+1
Cl- 
-1
Mg2+ 
+2
O2- 
-2

En un elemento puro todos los átomos son neutros. Por ejemplo el sodio metálico contiene átomos de sodio neutros y el cloro gaseoso está constituido por moléculas Cl2, que contienen dos átomos de cloro neutros. Por lo tanto un átomo de un elemento puro no tiene carga y se le asigna
el estado de oxidación de cero.

En un compuesto covalente como el agua aunque no hay iones presentes en realidad, es de utilidad asignar cargas imaginarias a los elementos. Los estados de oxidación de los elementos en estos compuestos son iguales a las cargas imaginarias que se determinan suponiendo que el átomo más electronegativo del enlace controla o atrae ambos electrones compartidos. Por ejemplo en el enlace O—H del agua se supone, con el fin de asignar estados de oxidación, que el átomo de oxigeno por ser más electronegativo controla ambos electrones compartidos en cada enlace. Así el oxígeno completa sus ocho electrones de valencia.

En efecto, se dice que cada hidrógeno pierde su electrón frente al oxígeno. Así el hidrógeno queda con estado de oxidación +1 y el oxígeno con estado de oxidación -2 (el átomo de oxigeno gana formalmente dos electrones). Prácticamente en todos los compuestos covalentes se asigna al oxígeno un estado de oxidación de -2 y al hidrógeno un esta do de oxidación de +1. Como el flúor es tan electronegativo siempre se supone que controla los electrones compartidos, para completar su octeto de electrones y se le asigna el estado de oxidación de -1.
Es decir, para asignar estados de oxidación siempre se supone que el flúor es F- en compuestos covalentes.

Los elementos más electronegativos son F, O, N y Cl. En general a estos elementos se les asigna un estado de oxidación igual a la carga del anión (-1 para el flúor, -1 para el cloro, -2 para el oxígeno y -3 para el nitrógeno). Cuando dos de estos elementos se encuentran en un mismo compuesto se les asignan cargas por orden de electronegatividad, comenzando por el que tiene mayor electronegatividad.


F > O > N > Cl

Mayor electronegatividad -------- Menor electronegatividad


Por ejemplo en el compuesto NO2, como el oxígeno tiene mayor electronegatividad que el nitrógeno se le asigna el estado de oxidación -2. Así queda una "carga" total de -4 (2x-2) en los dos átomos de oxígeno. Como la molécula NO2 tiene carga neutra total N debe ser +4 para equilibrar exactamente la carga de -4 en los oxígenos. Por tanto en NO2 el estado de oxidación de cada oxígeno es -2 y el del nitrógeno es +4.

ELECTRÓLISIS

Electrolisis, parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la electrolisis es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes.

La mayoría de los compuestos inorgánicos y algunos de los orgánicos se ionizan al fundirse o cuando se disuelven en agua u otros líquidos; es decir, sus moléculas se disocian en componentes cargados positiva y negativamente que tienen la propiedad de conducir la corriente eléctrica. Si se coloca un par de electrodos en una disolución de un electrolito (o compuesto ionizable) y se conecta una fuente de corriente continua entre ellos, los iones positivos de la disolución se mueven hacia el electrodo negativo y los iones negativos hacia el positivo. Al llegar a los electrodos, los iones pueden ganar o perder electrones y transformarse en átomos neutros o moléculas; la naturaleza de las reacciones del electrodo depende de la diferencia de potencial o voltaje aplicado.

La acción de una corriente sobre un electrolito puede entenderse con un ejemplo sencillo. Si el sulfato de cobre se disuelve en agua, se disocia en iones cobre positivos e iones sulfato negativos. Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, los iones cobre se mueven hacia el electrodo negativo, se descargan, y se depositan en el electrodo como elemento cobre. Los iones sulfato, al descargarse en el electrodo positivo, son inestables y combinan con el agua de la disolución formando ácido sulfúrico y oxígeno. Esta descomposición producida por una corriente eléctrica se llama electrólisis.

En todos los casos, la cantidad de material que se deposita en cada electrodo al pasar la corriente por un electrolito sigue la ley descubierta por el químico físico británico Michael Faraday.

LEYES Y CONSTANTE DE FARADAY

Entre 1800-1830 Michael Faraday físico y químico ingles, realizó estudios cuantitativos referente a la relación entre la cantidad de electricidad que pasa por una solución y resultado de sus investigaciones las enuncio entre los años 1833-1834 en las leyes que tienen su nombre.

La primera ley de Faraday "La masa de un elemento depositado en cualquiera de los electrodos durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de carga eléctrica que pasa a través del electrolito".

La segunda Ley, "Las masas de diferentes sustancias producidas por el paso de una corriente son directamente proporcionales a sus pesos equivalentes". También se puede establecer esta ley diciendo que: “La misma cantidad de electricidad producirá cantidades equivalentes químicamente de todas las sustancias". Más aún, el paso de noventa y seis mil quinientos culombios (Un Faraday) separa un equivalente químico de cualquier elemento.

siendo m, los gramos de elemento depositado en un electrodo, PA, el peso atómico del elemento y z, su valencia, F es la constante de Faraday cuyo valor es 96500 culombios / eq-g, PE es el peso equivalente-gramo del elemento, Q la carga eléctrica en culombios, I la intensidad de la corriente en amperios y t el tiempo en segundos

Electrolito: Es toda sustancia iónica que en solución se descompone al pasar la corriente eléctrica. Cuerpo que se somete a electrólisis. Los electrolitos son fuertes cuando dejan pasar fácilmente la corriente eléctrica, pero cuando no lo hacen sino la dejan pasar débilmente, esto es por contener pocos iones, es decir que no son fuertes.

Electrodo: Componente de un circuito eléctrico que conecta el cableado convencional del circuito a un medio conductor como un electrólito o un gas. En el caso más cercano a la electrólisis; son conductores metálicos sumergidos en el electrolito.

La constante de Faraday es la cantidad de carga eléctrica que hay en un mol de electrones. Surge de la multiplicación de número de Avogadro por la carga eléctrica del electrón:

F=6,022×1023 moléculas-1 x 1.602×10−19 culombios= 96484,5561 C/mol

Esta constante fue calculada en base a la cantidad de plata sólida depositada en una reacción electroquímica, en la cual se utilizó una determinada cantidad de corriente eléctrica en un cierto tiempo. El valor de esta constante también fue utilizado para calcular el número de moléculas en un mol, es decir el número de Avogadro.

Para realizar cálculos usando esta constante, tenemos que tener en cuenta las siguientes premisas:

- La cantidad de sustancia producida por electrólisis es proporcional a la cantidad de electricidad usada. Para una cantidad dada de electricidad, la cantidad de sustancia producida es proporcional a su peso.

- La cantidad de corriente o cargas que pasa en un determinado tiempo se puede calcular con la siguiente fórmula:

Q = I x t

Donde Q es la cantidad de cargas en culombios, I es la intensidad de la corriente en amperes y t el tiempo que transcurre, en segundos.

Teniendo en cuenta el valor de la constante de Faraday, se puede calcular la cantidad de electricidad requerida para depositar una determinada cantidad de metal, según la siguiente fórmula:

Q = n(e) x F

Donde Q es la cantidad de cargas en culombios, n (e) es la cantidad de moles de electrones y F la contante de Faraday.

Pongamos por ejemplo el siguiente ejercicio: ¿qué tiempo se necesita para depositar 56 gramos de plata sólida a partir de una solución de nitrato de plata y una corriente de 4.5 ampere?

En la tabla periódica podemos observar que el peso atómico de la plata es de 107,9 gramos por mol. Entonces 56 gramos de plata son 0,519 moles. Para producir tal cantidad de moles de plata, se necesita igual número de moles de electrones, de manera que:

Q= 0,519 x 96500 (constante de Faraday)=50083 culombios

El tiempo necesario para depositar 0,519 moles de plata será entonces:

t=Q/I

t= 50083/4,5 ampere=11129 segundos

En horas: 11129/3600= 3,09 horas.

En este tipo de ejercicio, también podemos incluir la energía eléctrica requerida para depositar una determinada cantidad de sustancia, teniendo en cuenta la siguiente fórmula:

E=QV

Donde E es la energía eléctrica en Joules, Q es la cantidad de cargas en culombios y V es el voltaje.

1 kWH = 3.6 x 106 J

Por ejemplo: Sabiendo que con un voltaje de 4,5 V se quiere producir un kilo de sodio metálico mediante electrólisis, calcular la energía eléctrica necesaria para el procedimiento, expresada en kilowatt/hora.

Si miramos la tabla periódica, veremos que el peso atómico del sodio es 22,99 gramos por mol, por lo tanto un kilogramo de sodio son 43,5 moles.

Según Q = n(e) x F

Tenemos que las cargas eléctricas necesarias son:

Q= 43,5 x 96500=4197750 culombios.

Sabiendo que E=Q.V

E= 4197750 C x 4,5 V=18889875 J

Expresado en kilowatios/hora: 5,25 kwatt/hora.

 

 

 

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