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Tema 10 Reacciones electroquímicas. Rama de la química que estudia la interconversión entre la energía eléctrica y la energía química. Electroquímica.

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1 Tema 10 Reacciones electroquímicas

2 Rama de la química que estudia la interconversión entre la energía eléctrica y la energía química. Electroquímica Trata del uso De las reacciones químicas para producir electricidad (pila) De la electricidad para producir reacciones químicas (electrólisis)

3 CONTENIDO 1.- Reacciones redox. 2.- Termodinámica de sistemas electroquímicos. Pilas galvanicas. 3.- Fuerza electromotriz de las pilas. Potenciales de electrodo. 4.- Dependencia de la fem con las concentraciones. Ecuación de Nernst. 5.- Tipos de electrodos. 6.- Aplicación: pilas y baterías. 7.- Corrosión.

4 REACCIONES REDOX. 1 Reacción de oxidación-reducción: Aquélla en la que ocurre una transferencia de electrones. Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Semirreacción de oxidación Zn pierde electrones: se oxida; es el agente reductor Semirreacción de reducción Cu 2+ gana electrones: se reduce; es el agente oxidante Zn Zn e - Cu e - Cu Intervienen dos pares redox conjugados Zn 2+ /Zn Cu 2+ /Cu

5 CO + ½ O 2 CO 2 ¿Cómo poner de manifiesto la transferencia electrónica? Mediante los estados de oxidación A cada elemento se le asigna un estado de oxidación: Una reacción será redox si hay cambios en dichos estados. CO + ½ O 2 CO Ventajas Proporciona un mecanismo para reconocer reacciones redox Ayuda a ajustar reacciones redox [Bachiller]

6 TERMODINÁMICA DE SISTEMAS ELECTROQUÍMICOS. PILAS GALVÁNICAS. 2 Sistemas electroquímicos: Aquéllos en los que ocurren reacciones de transferencia de electrones. Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Zn Cu 2+ SO 4 2- Zn 2+ Cu Reacción por contacto directo. Así no es un dispositivo útil para generar corriente eléctrica. Pila electroquímica: Dispositivo en el que se produce una corriente eléctrica (flujo de e - a través de un circuito) gracias a una reacción espontánea (pila galvánica o voltaica) o en que se utiliza corriente eléctrica para llevar a cabo una reacción química no espontánea (célula electrolítica).

7 Luigi Galvani ( ) Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta ( )

8 John Frederic Daniell ( ) Zn Zn e - Oxidación Cu e - Cu Reducción Zn (s) | Zn 2+ (1 M) || Cu 2+ (1 M) | Cu(s) (-)(+) Pila Daniell

9 FUERZA ELECTROMOTRIZ DE LAS PILAS. POTENCIALES DE ELECTRODO. 3 La corriente eléctrica fluye debido a una diferencia de potencial entre los dos electrodos, llamada fuerza electromotriz (fem, ). (-)(+) Unidades: voltios (V) G = W elec = q [Petrucci, p.796 y 833] Fuerza impulsora G q = n F ; F = C mol -1 G = n F

10 Michael Faraday ( ) G = n F Reacción espontánea: G < 0 Reacción no espontánea: G > 0 (la reacción espontánea será la inversa) Equilibrio: G = 0 (no se produce energía eléctrica; la pila se ha agotado) En condiciones estándar: Gº = n F º (Concentraciones de los iones = 1 M) º es una propiedad intensiva

11 En lugar de tabular valores de º de todas las pilas, tabulamos potenciales de electrodo Se escoge un electrodo de referencia al que por convenio se le asigna el valor de potencial cero: Electrodo estándar de hidrógeno. 2 H + (aq) + 2 e - H 2 (g) º = 0.00 V Se construyen pilas con un electrodo de hidrógeno y otro que cuyo potencial queramos averiguar y se mide la fem de la pila. Dicha fem será el potencial estándar del otro electrodo.

12 Se tabulan potenciales estándar ( º) de reducción Serie electroquímica A mayor º, mayor tendencia a reducirse tiene la especie oxidada del par redox (más oxidante es). p.ej.: Zn e - Zn º = 0.76 V Cu e - Cu º = V Más tendencia a reducirse; más oxidante La fem de una pila se calcula como: º = º(cátodo) º(ánodo) [reducción][oxidación] Para que funcione la pila (reacción espontánea): º > 0 p.ej.: 0.34 – ( 0.76) = 1.10 V

13 DEPENDENCIA DE LA FEM CON LAS CONCENTRACIONES. ECUACIÓN DE NERNST. 4 Si las condiciones no son estándar ¿cuánto vale la fem? G = Gº + RT ln Q [Tema 5] G = n F Gº = n F º n F n F º + RT ln Q Ecuación de Nernst A 25ºC :

14 [http://www.nobel.se/chemistry/laureates/1920/index.html] Walther Hermann Nernst ( ) En reconocimiento a su trabajo en termoquímica Premio Nobel de Química

15 Otras aplicaciones de la ecuación de Nernst a) Obtención de constantes de equilibrio de reacciones redox En el equilibrio: = 0 y Q = K eq b) Obtención de º en condiciones no estándar

16 c) Determinación de productos de solubilidad. Se usa cuando se conocen los potenciales de dos semirreacciones que combinadas dan el equilibrio de solubilidad buscado. AgCl (s) + 1e - Ag (s) + Cl - (aq) º = V Ag + (aq) + 1e - Ag (s) º = V AgCl (s) + 1e - Ag (s) + Cl - (aq) Ag (s) Ag + (aq) + 1e - AgCl (s) Ag + (aq) + Cl - (aq) º = = V

17 TIPOS DE ELECTRODOS Electrodos activos. Participan en la reacción química de la pila. Se consumen o forman a medida que se produce la reacción. p.ej.: pila Daniell Varillas de Zn y Cu (Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu) 5.2. Electrodos inertes. No participan en la reacción química de la pila. Sólo proporcionan el soporte donde ocurre la transferencia de e - p.ej.: Varilla de Pt (Cu + 2 Fe 3+ Cu Fe 2+ ) 5.3. Electrodos de gas. En él participa una especie gaseosa. p.ej.: electrodo de hidrógeno

18 APLICACIÓN: PILAS Y BATERÍAS. 6 Pila seca Batería de plomo Pila de botón Batería de níquel-cadmio Células de combustible Baterías primarias. Baterías secundarias. Baterías de flujo y células de combustible. Baterías Ejemplos [Petrucci, tema 21, p ]

19 CORROSIÓN. 7 ¿En qué consiste? ¿Cuáles son las semirreacciones implicadas? ¿Qué reacciones posteriores originan la herrumbre? ¿Cómo afecta el pH? ¿Cómo se puede prevenir? - Recubrimientos - Galvanizado - Protección catódica [Petrucci, tema 21, p ]


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