Modulo de autoaprendizaje
Electroquímica

-Explica el concepto de electroquímica relacionándolos con ejemplos cotidianos

-Emplear técnicas que ayuden al estudiante a comprender de manera eficaz el área de electroquímica

-Identificar la utilidad de la transformación de energía química en energía eléctrica

-Describir los procesos que ocurren durante las reacciones químicas presentes

1. ¡Veamos algunos ejemplos de reacciones de oxidación-reducción que están presentes a tu alrededor!

2. Oxidación y reducción

Estas reacciones se refieren a aquella transferencia de electrones. En la reacción, mientras una especie pierde electrones, otra los gana. Cuando una especie se oxida pierde electrones, por lo que es un agente reductor ya que hace que la otra especie se reduzca. Cuando una especie gana electrones se reduce y se convierte en un agente oxidante, ya que hace que la otra especie se oxide.

Las reacciones de reducción-oxidación, también conocidas de forma abreviada como reacciones redox.

Según el texto anterior ¿Qué debe ocurrir en estas reacciones para que sea un proceso redox? Deja tus comentarios aquí.

3. Números de oxidación

En una reacción redox, el estado de oxidación de las especies cambia en algunos elementos, esto nos indica quién se reduce y se oxida, ejemplo:

El hidrógeno gaseoso cambia de un estado de oxidación 0 a 1+ y el oxígeno gaseoso de 0 a 2-.

¿Qué ocurre con el estado de oxidación de hidrógeno y el oxígeno?

Piensa un momento... Los electrones son partículas cargadas negativamente, para que hidrógeno gaseoso pase de tener número de oxidación 0 a +1. ¿Tuvo que perder o ganar electrones?

Con el fin de que recuerdes los términos oxidación y reducción importantes en este tema y aprendas a diferenciarlos en una reacción puedes apoyarte en lo siguiente:

Observe la siguiente reacción:

Primero debes observar cómo varían los estados de oxidación. Puedes ver que el azufre pasa de 0 a 2-, es decir, pasa a un estado negativo.
Experimentó una reducción al ganar electrones.

El estado de oxidación del estaño pasa de 2+ a 4+, por lo que se vuelve más positivo
Experimentó una oxidación al perder electrones.

Actividad 1: Responde correctamente las preguntas: ¿Cómo identificarías en una reacción cuál especie se oxida y cuál se reduce? Apóyate con un ejemplo si lo desea ¿Cuándo una especie se oxida?¿Cuándo una especie se reduce?

Actividad 2: En las siguientes reacciones redox identifica la especie oxidada y reducida, además indica los cambios en los estados de oxidación.

1. Balanceo de reacciones redox: Balancear una reacción química es igualar el número de moléculas, átomos e iones en una reacción. El balanceo esta regido por la ley de conservación de las masas. La cual establece que:

La electroquímica implica la transferencia de electrones y para eso estudiamos las reacciones redox, al igual que en los demás tipos de reacciones, la misma cantidad de elemento debe ser igual en cada lado de de la reacción, en las redox también se debe balancear los electrones.

En la unidad 1, aprendimos a identificar que especie se oxida y que especie se reduce, entre otros conceptos importantes. ¡Ahora conozcamos un método de balanceo! Esto te servirá mas adelante para comprender el mundo de la electroquímica.

2. Método de semireacciones

Actividad 1. Balancea de manera correcta las siguientes reacciones químicas

Recuerda seguir los pasos estudiados anteriormente

De la reacción anterior escriba:

a) ¿Cuál es el agente oxidante?

b) ¿Cuál es el agente reductor?

Balancea esta reacción química, para que se te haga mas sencillo recuerda lo siguiente:

Investiga y define con tus propias palabras los siguientes conceptos: electroquímica, celda, electrodo, cátodo, ánodo, electrolito

1. Electroquímica en la vida diaria

Actividad 1.

A. Considera lo siguiente: Una batería es una fuente de energía electroquímica que puede estar constituida por uno o más celdas voltaicas. Cuando estas celdas se unen en serie la batería logra general un voltaje que no es mas que la suma de los voltajes de cada una de las celdas. Para las baterías, el cátodo se representa con el signo más y el ánodo con el signo menos. Observe la siguiente imagen y define sus partes.

¡Muy bien, ahora que has investigado, sabes que las baterías funcionan con celdas voltaicas!

Pero… ¿Qué es una celda voltaica?

2. Concepto de celdas voltaicas y electrolíticas

La electroquímica es la trasformación de energía química en energía eléctrica, a través de las reacciones redox. Ambas celdas contienen electrodos.

Las celdas se pueden clasificar en electrolíticas y voltaicas. Los electrodos pueden ser el cátodo (donde ocurre la reducción) y el ánodo (donde ocurre la oxidación).

Actividad 2

A. Observa la siguiente imagen de una celda y las reacciones que ocurren en ella

Investiga y define con tus propias palabras los siguientes conceptos: potencial estándar de celda, aniones y cationes

1. Potencial estándar en celdas voltaicas: en la unidad pudimos ver el concepto de celdas voltaicas. Veamos el siguiente esquema acerca del potencial estándar:

2. Condiciones estándar: en las celda voltaicas la diferencia de potencial es positiva y la magnitud de ésta va a depender de las reacciones que se lleven a cabo.

Cuando las condiciones son estándar, se le denomina potencial o fem estándar E° Celda

Veamos el siguiente sistema, el cual se lleva acabo en condiciones estándar:

Actividad 1. En la imagen anterior observas un puente salino. Investiga que función tiene

¿Hacia dónde migran los aniones y cationes

Escriba las reacciones de oxidación y reducción que se llevan a cabo. Ayúdate de la ecuación total que se muestra en la figura

3. Potencial estándar de reducción: el potencial que se elige de cada electrodo, para calcular la fem estándar es el potencial de reducción. Para condiciones estándar se calcula de la siguiente forma:

Es decir, que el potencial estándar, es el potencial estándar de reducción de la reacción que ocurre en el cátodo (reducción), menos el potencial estándar de reducción de la reacción que ocurre en el ánodo (oxidación).

Estos valores de potencial estándar los puedes encontrar en internet, pero para facilitar un poco el trabajo se te proporcionará la siguiente tabla, la cual fue tomada del Libro de la Ciencia Central (Brown, T., 2014, tabla 20.1)

Veamos un ejemplo para calcular el potencial estándar de celda:

Ahora, bien tenemos que tomar en cuenta la reacción que se lleva a cabo en cada electrodo. Para este caso vemos que el zinc se está oxidando. Recordemos que en el ánodo ocurre la oxidación, por lo que el potencial que nos da el problema es el ánodo. Entonces nos corresponde determinar el potencial del cátodo donde ocurre la reducción del ion Cu (II) a Cu sólido. Utilizaremos la ecuación del punto 3 de la unidad.

Ecuación para calcular la fem estándar.

Actividad 2. Para una celda voltaica su potencial estándar es igual a 1.46 V. Las reacciones que se llevan a cabo son las siguientes:

Investiga y define con tus propias palabras los siguientes conceptos: energía libre de Gibbs, constante de Faraday, constante R y potencial de celda.

La ecuación de Nernst está relacionada con la energía de libre de Gibbs, por el efecto que tiene la concentración sobre el cambio en la energía libre de Gibbs. Veamos como se relaciona el cambio de energía libre con el potencial de celda:

Ahora reemplazamos DG= -nFE en la ecuación 1 del cuadro anterior y tenemos que:

Despejamos E:

Y nos queda de la siguiente forma, la cual corresponde a la ecuación de Nernst:

Esta ecuación suele expresarse en términos de logaritmos de base 10:

Cuando la temperatura es igual a 298.15 K, la ecuación de Nernst se simplifica:

Veamos un ejemplo:

Observemos la siguiente ecuación:

Calcule el potencial de celda a 298 K que genera en esa celda voltaica:

Antes de calcular el potencial de celda, debemos obtener el potencial estándar y el coeficiente de Q

}

Actividad 1.

Calcule la fem para la siguiente reacción a 298 K:

Investiga y define con tus propias palabras los siguientes conceptos: celda de combustible, electrolito, catalizador, disociar, combustible y comburente.

En unidades anteriores has estudiado las celdas voltaicas y electrolíticas, pero cada día la ciencia avanza. Hace mucho tiempo atrás el físico Grove mostró, los primeros experimentos acerca de este tipo de celdas, y en la actualidad existen diversas celdas de combustible con aplicaciones variadas, siendo otro gran aporte de la ciencia. Veamos un pequeño esquema acerca de estas

Veamos la siguiente imagen de una celda

Tanto en la oxidación de hidrógeno como la reducción del oxígeno se dan de manera más rápida por la presencia de un catalizador. El hidrógeno se disocia en electrones y protones; el oxígeno en iones con carga negativa, Una vez que esto sucede, se vuelven a recombinar, produciendo agua y energía.