Según mi libro, los metales quieren "perder" electrones para alcanzar la configuración de gas noble. Pero al mismo tiempo, los iones de cobre en un elemento galvánico van a ganar electrones de un electrodo de zinc. ¿Por qué es así? ¿Es porque uno de ellos TIENE que ganar/perder electrones, y el zinc gana en términos de alcanzar la configuración de gas noble?
Respuestas
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Mike
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Normalmente, cuando se utilizan términos como "le gusta perder" o "le gusta ganar", debemos pensar en esa frase como "le gusta perder en relación con ...". En su caso, cuando pensamos en las configuraciones de los electrones, podría ser más útil pensar que "a los metales les gusta perder en lugar de ganar electrones para lograr una configuración similar a la de los gases nobles". Cuando se comparan dos metales, ambos con tendencia a perder electrones, hay que tener en cuenta diferentes conceptos para responder a la pregunta.
Podemos explicar la transferencia de electrones observando la serie de actividad de los metales, como la de se muestra aquí . La forma de leer esta tabla es que una célula galvánica creada con dos metales tendrá el metal más alto de la lista como ánodo (donde se produce la oxidación) y el otro metal será el cátodo. Así, esperaríamos que el Zn se oxide a Zn(II) y que el Cu(II) se reduzca a Cu. Estas tablas se basan en potenciales de reducción estándar:
$$\ce{Cu^{2+} + 2 e^- -> Cu(s)}\ \tag{E = 0.34 V}$$ $$\ce{Zn^{2+} + 2 e^- -> Zn(s)}\ \tag{E = -0.76 V}$$
Dando la vuelta a la 2ª reacción (cambiando así el signo de E) se obtiene un potencial de célula de aproximadamente 1,1 V; un número positivo que significa que esta reacción se producirá espontáneamente:
$$\ce{Cu^{2+} + Zn(s) -> Cu(s) + Zn^{2+}}\tag{E = 1.1V}$$
Los potenciales de reducción estándar nos dicen que los electrones prefieren estar en el cobre que en el zinc.
Rex Miller
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Los sistemas reactivos buscan el equilibrio de mínima energía libre. En solución acuosa, Zn + Cu(II) tiene mayor energía que Zn(II) + Cu(O) re la serie electromotriz.
Esto se puede manipular. En agua de base de Lewis dura, el ácido de Lewis blando Cu(I) es inestable a la desproporción para dar ácido de Lewis duro Cu(II) y Cu(0). En acetonitrilo de base de Lewis blanda, el Cu(II) y el Cu(0) son inestables a la conproporción a Cu(I). Esto último es toda una reacción. El CuCl2 anhidro y el polvo de cobre (en ligero exceso) se hacen refluir con agitación en MeCN. La solución se vuelve de un color caqui terriblemente opaco y no homogéneo, y luego se vuelve incolora y transparente.
Sería interesante probarlo con Fe(II) y Fe(O).
Adam Hughes
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Los metales quieren perder electrones porque el proceso requiere muy poca energía. Algunos metales requieren más energía que otros, por ejemplo, considere el Cu y el Zn. El Zn necesitará menos energía para perder electrones que el Cu. Esto se ve fácilmente por los mayores valores de potencial de oxidación del Zinc.
Cuando un electrodo metálico se sumerge en un electrolito que contiene su propio ion, entonces puede perder o ganar electrones dependiendo de si tiene un potencial de oxidación negativo o positivo, lo que también implica energía $(W=qV)$ . Así, el Zn que tiene un potencial negativo pierde electrones y el Cu que tiene un potencial positivo gana electrones. Así, un sistema conectado de Zn y Cu permitirá el paso de electrones de Zn a Cu.
