1. Tema 7 Reaccions electroquímiques

2. Part de la química que estudia la interconversió entre l’energia elèctrica i l’energia química. Electroquímica Tracta de l’us De les reaccions químiques per a produir electricitat (pila) De l’electricitat per a produir reaccions químiques (electròlisi)

3. El terme oxidació va començar a utilitzar-se per indicar que un compost augmentava la proporció d’àtoms d’oxígen. Igualment, es va utilizar el terme de reducció per indicar una disminució a la proporció d’oxígen. Actualment: Oxidació : Pérdua d’electrons o augment en el número d’oxidació Cu  Cu 2+ + 2e – Reducció :Guany d’electrons o disminució en el número d’oxidació. Ag + + 1e –  Ag Sempre que es produeix una oxidació ha de produir-se simultániament una reducció .Cada una d’aquestes reaccions es denominen semirreaccions . 7.0. Concepte d’oxidació-reducció: número d’oxidació

8. 7.1. Introducció a les reaccions REDOX Reacció d’oxidació-reducció: Aquella reacció en què es dóna una transferència d’electrons entre dues espècies químiques. Zn + Cu 2+  Zn 2+ + Cu Semireacció d’oxidació Zn perd electrons: s’oxida; augmenta el número d’oxidació, és l’agent reductor Semireacció de reducció Cu 2+ guanya electrons: es redueix; disminueix el número d’oxidació, és l’agent oxidant Zn  Zn 2+ + 2e - Cu 2+ + 2e -  Cu Intervenen dos parells redox conjugats Zn 2+ /Zn Cu 2+ /Cu

9. CO + ½ O 2  CO 2 Com podem saber si estem davant una reacció redox? Mitjançant els estats d’oxidació A cada element li assignem un estat d’oxidació: Una reacció és redox si hi ha canvis en els estats d’oxidació CO + ½ O 2  CO 2 0 -2 -2 +2 +4 Avantatges Proporciona un mecanisme per reconéixer reaccions redox Ajuda a ajustar reaccions redox

21. 7.3 Cel.les Galvàniques o Piles Sistemes electroquímics: on tenen lloc reaccions de transferència d’electrons . Zn + Cu 2+  Zn 2+ + Cu Zn 2+ Reacció per contacte directe. Així no és un dispositiu útil per generar corrent elèctric. Pila electroquímica : Dispositiu en el qual es produeix un corrent elèctric (flux d’e - a través d’un circuit) gràcies a una reacció espontània (pila galvànica o voltaica) o en el qual s’utilitza corrent elèctric per dur a terme una reacció química no espontània (cèl  lula electrolítica) . Zn Cu 2+ SO 4 2- Cu

22. Procés redox (Zn +Cu 2+ -> Zn 2+ +Cu)

23. Es deposita Cu sobre la làmina de Zn

25. Luigi Galvany (1737-1798) Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta (1745-1827)

26. John Frederic Daniell (1790-1845) Zn  Zn 2+ + 2e - Oxidació Cu 2+ + 2e -  Cu Reducció (-) (+) Pila Daniell

27. Necessitat del pont sali

28. Cu Zn CuSO 4 ZnSO4

30. Piles comercials . Alcalina de mercuri (botó) Salina

32. Electrode de gasos

33. Electrode de gasos Electrode metàl.lic Zn (s) | Zn 2+ (1 M) || 2H + (1 M) | H 2 (g)(1atm) (Pt)

36. Es tabulen potencials estàndard (  º) de reducció: sèrie electroquímica pag 188 A més gran  º, major tendència a reduir-se té l’espècie oxidada del parell redox (més oxidant és). p.ex.: Zn 2+ + 2e -  Zn  º =  0.76 V Cu 2+ + 2e -  Cu  º = +0.34 V El Cu 2+ té més tendència a reduir-se; més oxidant La fem d’una pila es calcula com :  º =  º(càtode)   º(ànode) Perquè funcioni la pila (reacció espontània):  º > 0 p.ex.: 0.34 – (  0.76) = 1.10 V [reducció] [oxidació]

37. Taula de potencials de reducció 1,51 MnO 4 – ` + 8 H + + 5 e –  Mn 2+ + 2 H 2 O MnO 4 – / Mn 2+ 1,500 Au 3+ + 3 e –  Au Au 3+ / Au 1,36 Cl 2 + 2 e –  2 Cl – Cl 2 / Cl – 1,07 Br 2 + 2 e –  2 Br – Br 2 / Br – 0,80 Ag + + 1 e –  Ag Ag + / Ag 0,79 Hg 2+ + 2 e –  2 Hg Hg 2+ / Hg 0,53 MnO 4 – ` + 2 H 2 O + 3 e –  MnO 2 + 4 OH – MnO 4 – /MnO 2 0,53 I 2 + 2 e –  2 I – I 2 / I – 0,34 Cu 2+ + 2 e –  Cu Cu 2+ / Cu 0,00 2 H + + 2 e –  H 2 H + / H 2 – 0,13 Pb 2+ + 2 e –  Pb Pb 2+ / Pb – 0,14 Sn 2+ + 2 e –  Sn Sn 2+ / Sn – 0,25 Ni 2+ + 2 e –  Ni Ni 2+ / Ni – 0,40 Cd 2+ + 2 e –  Cd Cd 2+ / Cd – 0,41 Fe 2+ + 2 e –  Fe Fe 2+ / Fe – 0,74 Cr 3+ + 3 e –  Cr Cr 3+ / Cr – 0,76 Zn 2+ + 2 e –  Zn Zn 2+ / Zn – 1,18 Mn 2+ + 2 e –  Mn Mn 2+ / Mn – 1,66 Al 3+ + 3 e –  Al Al 3+ / Al – 2,37 Mg 2+ + 2 e –  Mg Mg 2+ / Mg – 2,71 Na + + 1 e –  Na Na + / Na – 2,87 Ca 2+ + 2 e –  Ca Ca 2+ /Ca – 2,92 K + + 1 e –  K K + / K – 3,04 Li + 1 e –  Li Li + / Li E° ( V ) Semirreacción Sistema

39. Electròlisis de l’aigua L’aigua pura NO és conductora, però si se l’afegeix un àcid i corrent elèctrica, es genera a: Ànode: oxigen (oxidació) Càtode: hidrogen (reducció)

40. Comparació signe: piles i electròlisis - + Càtode (reducció) + - Ànode (oxidació) electròlisis Piles

41. . Electrorrefinat del Cu. Electrodeposició de Ag.

43. 7.7 Espontaneïtat de les reaccions redox El corrent elèctric flueix a causa d’una diferència de potencial entre els dos elèctrodes, anomenada força electromotriu ( fem,  ). Unitats: volts (V)  G = W elec =  q   Força impulsora   G  G =  n F  (-) (+) q = n F ; F = 96485 C  mol -1

45. No - <1 + Equilibri 0 1 0 Sí + >1 - Espontània? E º K Δ Gº