ELECTROQUÍMICA

Es el área de la química que estudia las interconversiones de energía química en energía eléctrica y viceversa, las interconversiones se llevan a cabo en dispositivos llamados CELDAS ELECTROQUÍMICAS

CELDAS ELECTROQUÍMICAS CELDAS GALVANICAS CELDAS ELECTROLÍTICAS Conversión de energía química en eléctrica Conversión de energía eléctrica en química

CONCEPTOS BÁSICOS IÓN: elemento o grupo de elementos con carga eléctrica. ELECTROLITO: Sustancia que en solución acuosa, contiene iones negativos y positivos, los que son capaces de conducir la electricidad ELECTRODO: Dispositivo constituido por un elemento conductor, (puede ser un metal por ejemplo) que se encuentra en contacto con la solución de electrolito

CÁTODO: Dispositivo en donde ocurre el proceso de reducción, tiene signo positivo ya que hacia él se transportan los electrones. ÁNODO: Dispositivo en donde ocurre el proceso de Oxidación, tiene signo negativo porque en él se producen los electrones.

CELDAS GALVÁNICAS En general una reacción redox ocurre cuando un agente oxidante se encuentra en contacto con un agente reductor Si se separan físicamente ambos agentes sería posible que los electrones se condujesen por un medio externo, así al progresar la reacción se generará electricidad.

PILA DE DANIELL

EN RESUMEN… En el ánodo (-) ocurre la oxidación En el cátodo (+) ocurre la reducción Los electrones son transferidos desde el ánodo hacia el cátodo a través de un circuito externo. Por el puente salino se transportan los iones. Los cationes (+) van hacia el cátodo y los aniones (-) hacia el ánodo. El electrodo de Zn se deshace lentamente y el electrodo de cobre aumenta su volumen

FEM (FUERZA ELECTROMOTRIZ) Se requiere trabajo para mover los electrones y a esa fuerza que empuja a los electrones de una celda a otra se le denomina fuerza electromotriz o fem (es una diferencia de potencial) La fem de una celda se mide en volts. En toda reacción espontánea la fem de una celda debe ser positiva

Ya que la fem de la celda depende de dos reacciones (la de oxidación y la de reducción), estos valores se tabulan como potenciales de media celda. Los potenciales de media celda se encuentran tabulados en función de las reacciones de reducción.

CONSIDERACIONES PARA COMPRENDER EL SIGNIFICADO DE LOS POTENCIALES Los valores de E 0 están tabulados para semi-reacciones que están escritas de la forma Forma oxidada + ne → Forma reducida  Al escribir las semi-reacciones como Forma reducida → Forma oxidada + n e su valor es idéntico pero se escribe con el signo contrario

Mientras más positivo sea el valor de E° mayor será la tendencia a ser reducido (poder oxidante) del ión o compuesto de la izquierda. (F 2 es el mejor agente oxidante)  Mientras más negativo sea el valor de E°, mayor será la tendencia a ser oxidado (poder reductor) del ión o compuesto de la derecha.  Los potenciales de electrodo son propiedades intensivas, es decir, no dependen de la cantidad de sustancia.

EJERCICIOS Dados los potenciales estándar de las siguientes reacciones: Cu e → Cu + 0,34 V Zn e → Zn -0,76 V Ni e → Ni -0,25 V ¿Cuál es el potencial estándar de 2 Cu → 2Cu e? El mismo - 0,34 V ¿Cuál es el oxidante más fuerte? Cu +2 ¿Cuál es el reductor más fuerte? Zn

Para Al +3, Sn +4, Cd +2 y Cu +2 Escriba la reacción de reducción Busque sus potenciales de reducción en la tabla Decida si estas reacciones pueden ocurrir en el sentido descrito.

ESPONTANEIDAD DE REACCIONES ELECTROQUÍMICAS Por lo general a las celdas galvánicas se les llama Pilas y es un conjunto formado por una especie que se oxida y otra que se reduce, separadas físicamente. A la reacción global redox se le denomina reacción de la pila A la suma de los potenciales de cada semi-reacción se la llama potencial de la pila.

Para calcular el potencial de una pila se utiliza la ecuación: ΔE pila = E Red cátodo – E Red ánodo Si el resultado de ΔE pila es positivo la reacción será espontánea, es decir, ocurre en el sentido escrito. Si por el contario el valor es negativo entonces la reacción es no espontánea.

EJERCICIOS Predecir si las siguientes reacciones serán o no espontáneas Zn (s) + Cu +2 → Zn +2 (ac) + Cu (s) La primera opción para el cálculo, consiste en invertir la reacción que corresponda para hacerla espontánea y luego sumar algebraicamente los potenciales. Zn(s) → Zn e 0,76 V Oxidación (ánodo) Cu e → Cu 0,34 V Reducción (Cátodo) 1,1 V

Segunda Opción: Utilizando los potenciales de reducción (sin cambiar los signos) se puede aplicar la ecuación para calcular el potencial de la pila: Zn e →Zn(s) -0,76 V Oxidación (ánodo) Cu e → Cu 0,34 V Reducción (Cátodo) ΔE pila= E Red cátodo – E Red ánodo 0,34- (-0,76) 1,1 V ΔE pila > 0 La reacción es espontánea

EJERCICIO 2 Utilizando su tabla de potenciales, prediga si las siguientes reacciones pueden ocurrir o no en forma espontánea. 1) Cd +2 (ac) + Cu(s) →Cd +0 (ac) + Cu +2 (s)

Br 2 (aq) + 2Cl - →2 Br - (aq) + Cl 2 (g)

DIAGRAMAS DE CELDA Para describir una celda galvánica en forma abreviada se utiliza el llamado diagrama de celda. Consiste en escribir a la izquierda la reacción anódica y a la derecha la reacción catódica ÁNODO CÁTODO Ánodo/electrolito//electrolito/cátodo Por ejemplo para la pila de Daniell se escribiría: Zn(s)/Zn +2 // Cu +2 /Cu(s)

Determine los potenciales de las siguientes pilas, escriba las reacciones de oxidación y reducción, busque su potencial, equilibrelas y calcule el potencial de la pila. Mg(s)/ Mg +2 //Ag + /Ag(s) H 2 /H + (1M)//Cu +2 (1M)/Cu(s) Fe +2 (1M)/Fe +3 //Ag + (1M)/Ag(s) Au(s)/Au +3 //Zn +2 (ac)/Zn(s)

CELDAS ELECTROLÍTICAS En este dispositivo ocurre el proceso llamado ELECTROLISIS que por el contrario de las celdas galvánicas, es un proceso en donde la energía eléctrica induce una reacción química que originalmente no podría ocurrir, es decir, es NO espontánea.

PARTES DE UNA CELDA ELECTROLÍTICA Consiste en dos electrodos sumergidos en una sal fundida o una disolución. Se utiliza una fuente externa de corriente eléctrica (bomba que extrae electrones desde el ánodo y los lleva hacia el cátodo) Sigue ocurriendo la reducción en el cátodo y la oxidación en el ánodo pero los signos de los electrodos son opuestos. Ánodo (+) y Cátodo (-)

ELECTROLISIS DEL SODIO FUNDIDO Cátodo: 2 Na + (l) + 2e → 2Na (l) E = -2,71 V Ánodo : 2 Cl - → Cl 2 (g) + 2e E = -1,36 v _______________________________ 2 Na + (l) + 2 Cl - → 2 Na (l) + Cl 2(g)

¿QUÉ OCURRE ? Una fuente de corriente externa extrae electrones desde el ánodo haciendo que los iones cloruro (Cl-) se oxiden a Cl-, asimismo Los iones Na+ se reducen a Na en el cátodo que es el que recibe electrones. Ventajas: se generan las sustancias puras que componen a la sal Desventaja: Se requiere una alta temperatura para fundir estas sales iónicas.

ELECTROLISIS DEL NACL (AC)

Tarea en clases: Utilice su guía u otra herramienta para responder a la siguiente pregunta. ¿Cuál es (son) las ventaja(s) y desventaja (s) de electrolizar soluciones acuosas de sales iónicas?

ELECTROLISIS DEL AGUA Investigue como se lleva a cabo la electrolisis del agua ¿Qué productos se generan?