Electroquímica

ELECTROQUÍMICA

INTRODUCCIÓN

La electroquímica es la rama de la química que se ocupa de las relaciones entre la electricidad y las reacciones químicas. En un sentido más amplio, la electroquímica es el estudio de las reacciones químicas espontáneas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes, es decir de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa.

Todas las reacciones químicas son fundamentalmente de naturaleza eléctrica puesto que hay electrones involucrados en todos los tipos de enlaces químicos. Sin embargo, la electroquímica es primordialmente el estudio del fenómeno de oxido-reducción.

Las relaciones entre cambios químicos y energía eléctrica tienen importancia teórica y practica. Las relaciones químicas pueden utilizarse para producir energía eléctrica (en pilas que se llaman pilas voltaicas o galvánicas). La energía eléctrica puede utilizarse para realizar transformaciones químicas (en celdas electrolíticas). Además el estudio de los procesos electroquímicos lleva a la comprensión y a la sistematización de los fenómenos de oxido-reducción que ocurren fuera de las pilas (corrosión de metales).

1. REACCIONES DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN O REDOX

Las reacciones de óxido - reducción (reacciones redox) son aquellas en las cuales se produce una transferencia de electrones de una especie química a otra (átomo o grupo de átomos o ion). Son las reacciones donde se producen cambios en el número de oxidación de algunos elementos.

Oxidación: es un proceso en el cual una especie química pierde electrones, aumentando el nº de oxidación de algún elemento contenido en la misma.

Reducción: es un proceso en el cual especie química gana electrones, disminuyendo el nº de oxidación de algún elemento contenido en la misma.

Para que una sustancia se oxide (pierda electrones) es necesario que se halle en contacto con otra que se reduzca (gane electrones), es decir, que la oxidación y la reducción deben ocurrir simultáneamente y el número total de electrones cedido debe ser igual al ganado.

Decimos entonces que una reacción redox se conforma de dos hemireacciones: oxidación y reducción, las cuales se producen simultáneamente.

Ejemplo: si en una solución acuosa de CuSO4 se introduce un trozo de Fe, éste se recubre de un de cobre metálico y la solución de CuSO4 se va decolorando gradualmente.

El Fe pasa de hierro metálico (nºde ox.:0) a ión hierro (II) (nºdeox.:2), proceso en el cual cada átomo de Fe cede dos electrones:

Fe → Fe2+ + 2 e-. El Fe, que es la especie química que cede electrones (oxidación), es la que se oxida y por lo tanto es el agente reductor.

El ion cobre (nºdeox.:2) se separa de la solución como cobre metálico (nºdeox.:0), proceso en el cual cada ion cobre gana dos electrones:

Cu2+ + 2 e- → Cu°. El Cu2+ es la especie química que acepta electrones (reducción), por lo tanto se reduce y es el agente oxidante.

Sumando ambas ecuaciones:

Fe° + Cu2+ → Fe2+ + Cu° tenemos la reacción de reducción – oxidación o redox.

Las especies reducida y oxidada de una hemireacción forman juntas el par redox. El par redox tiene la forma ox/red, donde ox es la forma oxidada y red es la forma reducida.

En el ejemplo anterior, tenemos los pares redox: Fe2+/Fe y Cu2+/Cu.

Agente Reductor: es la especie química (átomo o grupo de átomos o ion) que al reaccionar cede electrones, es la especie que se oxida.

Agente Oxidante: es la especie química (átomo o grupo de átomos o ion) que al reaccionar gana electrones, es la especie que se reduce

1. 1 IGUALACIÓN DE LAS ECUACIONES REDOX

Igualar una ecuación redox suele ser complicado cuando tienen lugar en solución acuosa, donde el agua puede formar parte de la reacción y obliga entonces a incluir H2O, H+ y OH- . En estos casos conviene separar la reacción en sus dos hemirreacciones de oxidación y reducción. Luego se pueden igualar las hemirreacciones en forma separada y sumarlas para obtener la ecuación igualada de la reacción completa. Cuando sumamos las dos hemirreacciones, igualamos el número de electrones liberados en la oxidación con el número de electrones utilizados en la reducción.

Método del Ion-Electrón:

Para igualar la ecuación química de una reacción redox se trabaja a partir de las hemirreacciones.

1) Escribir la ecuación en forma iónica completa.

2) Colocar los números de oxidación sobre los elementos e identificar las especies que se oxidan y se reducen a partir de los cambios en sus números de oxidación.

3) Escribir las dos ecuaciones esquemáticas (sin igualar) para las hemirreacciones de oxidación y reducción.

4) Igualar todos los elementos de las hemirreacciones excepto los O y H.

5) En solución ácida: iguale los O utilizando H2O, y luego los H agregando H+.

En solución básica: iguale los O utilizando H2O, luego iguale los H agregando H+(como el procedimiento en medio ácido). Luego, por cada H+ agregue OH- de cada lado de la hemirreacción. Los H+ con los OH- formarán agua.

6) Igualar las cargas eléctricas agregando electrones a la izquierda en las reducciones y a la derecha en las oxidaciones.

7) Multiplicar las hemirreacciones por factores que igualen el número de electrones de las mismas.

8) Sumar ambas hemirreacciones y cancelar las especies que aparezcan a ambos lados de la flecha.

9) Agregar las especies expectantes (que no participan de la reacción) a ambos lados de la flecha para armar la ecuación molecular.

10) Sumar escribiendo la ecuación iónica completa y luego la molecular.

Ejemplo: Igualación de una ecuación redox en solución ácida

1) El permanganato de potasio, KMnO4, reaccionan con el ácido oxálico H2C2O4, en solución acuosa ácida (H2SO4), produciendo iones manganeso (II) y dióxido de carbono. En medio ácido el ion oxalato se transforma en el ácido no disociado.

MnO4- (ac) + H2C2O4(ac)  Mn2+ (ac) + CO2(g)

2) Los iones ioduro reaccionan en medio ácido con el peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) para dar yodo.

H2O2 + I- (ac)  I2 + H2O(l)

Ejemplo: Igualación de una ecuación redox en solución básica

1) Los productos de la reacción entre los iones bromuro y los iones permanganato, MnO4- , en solución acuosa básica son el óxido de manganeso (IV) sólido, MnO2 y los iones bromato.

Br-(ac) + MnO4-(ac)  MnO2(s) + BrO3-(ac)

2) El ión hipoclorito (I) reacciona en medio básico con el cromito (III) para dar cromato (VI) y iones cloruro.

ClO-(ac)

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