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1 Electroquímica. 2 Definiciones Se denomina electroquímica a la parte de la química que estudia la interconversión entre energía eléctrica y energía.

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1 1 Electroquímica

2 2 Definiciones Se denomina electroquímica a la parte de la química que estudia la interconversión entre energía eléctrica y energía química. Se denomina electroquímica a la parte de la química que estudia la interconversión entre energía eléctrica y energía química. E. Eléctrica E.química En las celdas galvánicas, se aprovecha la energía liberada por una reacción química espontánea para obtener energía eléctrica. En las celdas galvánicas, se aprovecha la energía liberada por una reacción química espontánea para obtener energía eléctrica. En las celdas electrolíticas, se utiliza energía eléctrica para realizar una reacción química no espontánea. En las celdas electrolíticas, se utiliza energía eléctrica para realizar una reacción química no espontánea.

3 3 Reacciones Redox Todas las procesos electroquímicos implican la transferencia de electrones, y son por lo tanto reacciones de óxido-reducción o reacciones redox. Todas las procesos electroquímicos implican la transferencia de electrones, y son por lo tanto reacciones de óxido-reducción o reacciones redox. Oxidación: Se pierden e-. Oxidación: Se pierden e-. Aumenta el Número de Oxidación Aumenta el Número de Oxidación Reducción: Se ganan e-. Reducción: Se ganan e-. Disminuye el Número de Oxidación Disminuye el Número de Oxidación

4 4 Reacciones Redox (Ejemplo) Ataque del Mg por ácido clorhídrico Ecuación molecular: Mg + 2 HCl MgCl 2 + H 2 Ecuación iónica: Mg + 2 H + Mg 2+ + H 2 (Los Cl - son iones espectadores) Semiecuación de reducción: 2 H + +2e- H 2 Semiecuación de oxidación: Mg Mg e-

5 Electroquímica. Jorge Garcia5 Proceso redox (Zn +Cu 2+ Zn 2+ +Cu) Zn CuSO 4

6 Electroquímica. Jorge Garcia6 Proceso redox (Zn +Cu 2+ Zn 2+ +Cu) Depósito de cobre sobre la lámina de zinc.

7 7 Celdas Galvánicas En el ejemplo anterior, los electrones se transfieren directamente desde el Zn al Cu 2+. En el ejemplo anterior, los electrones se transfieren directamente desde el Zn al Cu 2+. Si se pudieran separar físicamente el oxidante del reductor, se podría forzar el paso de e- por un conductor. Si se pudieran separar físicamente el oxidante del reductor, se podría forzar el paso de e- por un conductor. De esta forma se generaría una corriente eléctrica. (se está realizando Trabajo Eléctrico. De esta forma se generaría una corriente eléctrica. (se está realizando Trabajo Eléctrico.

8 8 Celda galvánica Cu Zn CuSO 4 ZnSO4 Los dos vasos están conectados en la parte inferior por una membrana que permite el pasaje de iones. (Puente salino)

9 9 Celda Galvánica Puente salino Cobre (cátodo) Zinc (ánodo)

10 10 Electrodos En el electrodo de cobre se produce una reducción. Se denomina cátodo. En el electrodo de cobre se produce una reducción. Se denomina cátodo. En el electrodo de zinc se produce una oxidación. Se denomina ánodo. En el electrodo de zinc se produce una oxidación. Se denomina ánodo. Se llama fuerza electromotriz o fem a la diferencia de potencial entre los electrodos de una celda. Se llama fuerza electromotriz o fem a la diferencia de potencial entre los electrodos de una celda.

11 11 Diagrama de pila Para esquematizar una pila se comienza por el ánodo y se va indicando todas las especies químicas presentes, marcando con barras las interfases. Zn | Zn 2+ (aq, 1 M) | NaSO 4 (sat) | Cu 2+ | Cu

12 12 Potencial estándar de electrodo Cu Zn CuSO 4 ZnSO4 Cuando las concentraciones iónicas son 1 M, el potencial observado en esta pila es de 1,10 V. Este valor puede obtenerse sumando los valores de potencial de cada semi-celda. Estos valores se obtienen enfrentando el electrodo con el electrodo normal de Hidrógeno

13 13 Electrodo normal de Hidrógeno Eº = 0,00V

14 Electroquímica. Jorge Garcia14

15 15 Calculo de la Fem de una pila En condiciones estándar (1M,25ºC), se suman los potenciales de cada electrodo, teniendo en cuenta si es una oxidación o reducción. En condiciones estándar (1M,25ºC), se suman los potenciales de cada electrodo, teniendo en cuenta si es una oxidación o reducción. (Eº celda = Eº ox + Eº red ) (Eº celda = Eº ox + Eº red ) Los potenciales de electrodo son propiedades intensivas, no se multiplican al multiplicar los coeficientes de la ecuación) Los potenciales de electrodo son propiedades intensivas, no se multiplican al multiplicar los coeficientes de la ecuación)

16 Ejemplos Calcular la fem para la celda: Zn (s) + Cu 2+ (ac) Zn 2+ (ac) + Cu (s) 2. Calcular la fem para la celda: Zn (s) + 2 Ag + (ac) Zn 2+ (ac) + 2 Ag (s)

17 Electroquímica. Jorge Garcia17 Pilas

18 Electroquímica. Jorge Garcia18 Pilas

19 19 Espontaneidad de las reacciones redox ΔG = w max ΔG = w max En las celdas galvánicas, En las celdas galvánicas, w elec = - q. ΔV = - n.F. E celda w elec = - q. ΔV = - n.F. E celda 1 F =96485 cou = q de 1 mol de e- 1 F =96485 cou = q de 1 mol de e- W elec = w max, por lo tanto, W elec = w max, por lo tanto, ΔG = - n.F. E celda Y en condiciones estándar: ΔGº = - n.F. Eº celda Y en condiciones estándar: ΔGº = - n.F. Eº celda

20 Relacion entre fem, energia libre y constante de equilibrio En condiciones estándar: ΔGº = - n.F. Eº celda En condiciones estándar: ΔGº = - n.F. Eº celda Y como ΔGº = - RTlnK c, queda Y como ΔGº = - RTlnK c, queda Eº celda = (RT/nF). ln K c = 0,06/n log K c E celda =Eº -0,06/n log Q c Ecuación de Nernst Ecuación de Nernst 20

21 Electroquímica. Jorge Garcia21 Espontaneidad ΔGº K E celda Espontaneidad Negativo>1PositivoSí 010Equilibrio Positivo>1NegativoNo

22 Ejemplos El potencial estándar (fem) a 25 o C es 0.92 V para la siguiente celda: Al (s) + Cr 3+ (ac) Al 3+ (ac) + Cr (s) Calcular el cambio de energía libre estándar ( ΔGº ) para esta reacción a 25 o C. 2. Usando la ecuación de Nernst, calcular la fem para la celda: Cu (s) + 2 Fe 3+ (ac) Cu 2+ (ac) + 2 Fe 2+ (s) Si las concentraciones de las especies a 25 o C son: [Fe 3+ ] = 1.0 x [Cu 2+ ] = 0.25 [Fe 2+ ] = Usando los potenciales estándar de reducción de la tabla, calcular la constante de equilibrio a 25 o C para la reacción: 6 Br - (ac) + Cr 2 O 7 2- (ac) + 14 H + (ac) 3 Br 2 (ac) + 2 Cr 3+ (ac) + 7 H 2 O (l)

23 23 Electrólisis Es el proceso por el cual se usa la energía eléctrica para provocar una reacción química no espontánea. Es el proceso por el cual se usa la energía eléctrica para provocar una reacción química no espontánea. USOS: USOS: Manufactura de metales Manufactura de metales Producción de hidrógeno Producción de hidrógeno recubrimiento recubrimiento

24 Electroquímica. Jorge Garcia24 Electrólisis del cloruro de sodio fundido

25 25 Electrólisis del agua


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