Celdas electroquímicas

Presentación del tema: "Celdas electroquímicas"— Transcripción de la presentación:

1 Celdas electroquímicas
4° medio Año 2012

2 ¿Qué es la electroquímica?
Es el estudio de las reacciones rédox que generan o utilizan energía eléctrica. Estas reacciones se producen en celdas electroquímicas

3 Algunos conceptos Electrodo: es una barra de C o de metal que se puede introducir en un gas, solución o sólido iónico fundido y que es capaz de conducir corriente eléctrica entre la celda y el entorno Cátodo: electrodo donde se lleva a cabo la reducción Ánodo: electrodo donde se lleva a cabo la oxidación Semicelda: es la mitad de una celda electroquímica Puente salino: es un compuesto que cumple 3 funciones Permite el contacto entre las dos semi-celdas o soluciones Mantiene la neutralidad eléctrica en cada semi-celda Evita la mezcla de soluciones

4 Celdas Celdas galvánicas: también denominadas voltaicas o pilas. Aprovechan la reacción redox espontánea para producir energía eléctrica Celdas electrolíticas: requieren de una fuente externa de energía eléctrica para generar una reacción química redox no espontánea.

5 Celdas galvánicas Las pilas o celdas galvánicas esta formada por dos compartimentos: las semiceldas. En una de las semiceldas se produce la oxidación y en la otra la reducción Cada semicelda esta formada por un electrodo sumergido en una solución iónica Las semiceldas están conectadas por un circuito externo, que conduce los electrones generados en la semicelda de la oxidación y por un puente salino, que generalmente tiene la forma de una U invertida, que cierra el circuito eléctrico

6 Celdas galvánicas

7 Potencial de celda La celda convierte la energía que se genera de forma espontánea (∆G) en esta reacción en energía cinética de los electrones, lo que da lugar a la corriente eléctrica Esta corriente fluye desde el electrodo negativo (ánodo) hacia el cátodo (electrodo positivo). Este flujo se debe a una diferencia de voltaje o potencial eléctrico entre los dos electrodos de la celda, lo cual se conoce como potencial de celda (E celda) o fuerza electromotriz (fem)

8 Potenciales de electrodos
Cada uno de los electrodos introducidos posee un potencial determinado, pero estos no se pueden medir de forma aislada, asi que su valor se determina respecto a un electrodo estándar(1 atm de presión y 25° C) al que se le asigna un valor arbitrario que es = 0

9 Electrodo de hidrógeno
Este corresponde al potencial de referencia estándar del hidrógeno, que se describe en la siguiente semi-reacción: 2H+(1M) + 2e-  H2 (1atm) E°=0,00 V

10 Electrodo de hidrógeno
Si se construye una celda con electrodo de cobre y otro con electrodo estándar de hidrógeno, se obtiene experimentalmente un potencial de celda de +0,34 V. Las semirreacciones de la celda son: SRO: H2(g) 2H+(ac)+2e- E°cátodo=0,00 V SRR:Cu2+(ac)+ 2e-  Cu(s) E°ánodo=? Reaccion de celda: Cu2+(ac)+H2(g)Cu(s)+2H+(ac) E° celda= 0,34V

11 Electrodo de hidrógeno
Al sumar los potenciales de las semi- reacciones tal como están escritas E° ánodo + E° cátodo : E° celda E° cátodo= 0,34 V

12 Tabla de potenciales Forma oxidada + n°electronesforma reducida
Por ejemplo: Zn2+ (ac) + 2 e-  Zn (s)

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14 Espontaneidad de reacciones redox
Las reacciones redox que proceden sin la ayuda de factores externos de denominan espontáneas Los potenciales de electrodo se pueden estudiar como funciones termodinámicas, ya que el signo de la fem de la celda nos da a conocer si efectivamente la reacción redox es espontanea o no.

15 Espontaneidad de reacciones redox
Para que una ecuación redox sea espontánea, la suma de sus potenciales de reducción de media celda debe ser positiva. Por ejemplo, considere la reacción del cobre metálico con el ion plata. Los valores de potencial de media celda son: Cu 2+(ac) + 2e- Cu(s) E°=+0,34 Ag+(ac) + e- Ag(s) E°=+0,80

16 Espontaneidad de reacciones redox
La semicelda que posea el potencial de reducción mas positivo será el agente oxidante mas fuerte, por lo tanto sufrirá reducción. Ag+(ac) + e- Ag(s) E°=+0,80

17 Espontaneidad de reacciones redox
Todo lo contrario pasara con la semicelda que posea el potencial mas bajo o negativo, ya que pasara a ser el agente reductor y se oxidará, por ende Cu 2+(ac) + 2e- Cu(s) E°=+0,34 Pasará a ser: Cu(s)  Cu 2+(ac) + 2e- E°=-0,34

18 Espontaneidad de reacciones redox
Luego se procede a utilizar E° ánodo + E° cátodo= E° celda (-0,34 V)+(+0,80 V)= E° celda E° celda = +0,46 V

19 Espontaneidad de reacciones redox
Para la reacción: Ag+(ac) + e- Ag(s) Cu(s)  Cu 2+(ac) + 2e- /x2 /x1 Electrones en juego: 2 E°celda Proceso ∆G° >0 Espontáneo <0 No espontáneo = 0 En equilibrio Es espontánea!!!!

20 Pilas y baterias de uso comercial
Pila seca o de Leclanché Pilas alcalinas Pila de litio Acumulador de plomo

21 Pila seca o de Leclanché
Usos: linternas o radios 1,5 V

22 Reacción Oxidación (ánodo): Zn(s)  2e- + Zn2+ Reducción (cátodo):
2 MnO2 (s)+ 2 NH4+ (ac) + 2e-  Mn2O3(s) + 2NH3(ac) + H2O(l) Reacción global: Zn (s) + 2 MnO2(s)+ 2 NH4 +(ac)  Zn2++ Mn2O3(s) + H2O(l) + 2 NH3(AC)

23 Pila alcalina 1,5 V Mayor duración
Se diferencia con la pila seca que su pasta esta compuesta por hidróxido de potasio y dióxido de manganeso

24 Pila de litio A: Li(s) Li+ + e- C: MnO2(s)+e- MnO2-(s)

25 Acumulador de plomo

26 Reacción Cátodo: ¿Reacción Global?
PbO2(s) + 4H+(ac)+SO e-  PbSO4(s) + 2H2O(l) ánodo: Pb(s)+SO42- PbSO4(s) +2e- ¿Reacción Global?

27 Celdas electrolíticas
Electrólisis: Es cuando en una celda se utiliza electricidad de una fuente externa para producir una reacción química no espontánea. Por ejemplo: Produccion de sodio fundido Producción de Cl2 e H2 en solución de NaCl Electrorrefinación del Cu

28 Producción de sodio fundido o celda de Down
Reacción en el ánodo 2Cl-(ac)  Cl2(g) + 2e- Reacción en el cátodo 2Na+(ac) + 2e- 2Na(l)

29 Producción de Cl2 e H2 en solución de NaCl

30 Electro -refinación del Cu
R.A= Cu(s)Cu2+(ac)+ 2e- R.C=Cu2+(ac)+2e- Cu(s)

31 Corrosión Proceso natural redox por el cual se destruye la superficie de un metal. Esta se asimila a una celda electrolítica El Hierro expuesto al aire húmero se oxida a ion ferroso (Fe+2) Los electrones liberados en el ánodo reducen al oxígeno atmosférico a agua en el cátodo Los iones Fe2+ son oxidados por el oxígeno a Fe3+ en presencia de agua, transformándose en óxidos hidratados, lo que se llama herrumbre

32 Tabla de especificaciones
Contenidos Conocimiento Comprensión Aplicación Total Estados de oxidación 6 2 10 18 Igualación de ecuaciones por método ion- electrón en medio ácido y básico 4 Celdas electroquímicas y determinación de fem y espontaneidad de reacciones rédox 8 12 Pilas Completación Alternativas Desarrollo Total:40