Profesor: Pedro Miranda Meza Química Electivo PSU 2015

Presentación del tema: "Profesor: Pedro Miranda Meza Química Electivo PSU 2015"— Transcripción de la presentación:

1 Profesor: Pedro Miranda Meza Química Electivo PSU 2015
Electroquímica Profesor: Pedro Miranda Meza Química Electivo PSU 2015

2 Michel Faraday Fundador de la electroquímica actual.
Luigi Galvani estudio la naturaleza eléctrica del impulso nervioso. John Frederick Daniell , trabajo en una pila mejorada para su época.

3 Definición Electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. Si una reacción química es conducida mediante una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la caída de potencial eléctrico, es creada como consecuencia de una reacción química , se conoce como un "acumulador de energía eléctrica", también llamado batería o celda galvánica. El intercambio electrónico que se produce en una reacción de óxido-reducción se aprovecha para establecer dispositivos que convierten en energía eléctrica la energía liberada en un proceso REDOX. En un dispositivo que consume energía el ánodo es positivo y el cátodo negativo, y en un dispositivo que proporciona energía el ánodo es negativo y el cátodo es positivo.

4 Celdas electroquímicas
Las celdas electroquímicas se pueden clasificar en: a) Celdas galvánicas. También se denominan celdas voltaicas o pilas. Aprovechan una reacción redox espontánea para producir energía eléctrica. Esto significa que se transforma energía química en energía eléctrica. Desde el punto de vista termodinámico, el sistema realiza trabajo sobre el entorno. b) Celdas electrolíticas. Requieren una fuente externa de energía eléctrica para generar una reacción química redox no espontánea. Termodinámicamente, en el fenómeno electrolítico el medio externo realiza trabajo sobre el sistema.

5 ESQUEMA DE FUNCIONAMINTO DE UNA PILA
Al conectar las placas metálicas con el hilo conductor ocurre el flujo de electrones evidenciado por un voltímetro que mide la diferencia de potencial de la pila (diferencia entre los electrodos, FEM). Con el transcurso del tiempo se observa que la placa de cobre (Cu) aumenta su masa, mientras que la placa de cinc (Zn) se disuelve (pierde masa).

6 Por lo tanto… Según el proceso REDOX que ocurra, tendremos las siguientes situaciones: Cátodo Reacción de Reducción Ánodo Reacción de Oxidación

7 Notación para designar una pila
De acuerdo a las reacciones que ocurren en una determinada celda, se utiliza un tipo de notación, asumiendo que en el cátodo ocurre reacción de reducción y en el ánodo una reacción de oxidación. Para la reacción anterior el esquema es el siguiente: OXIDACION REDUCCION Zn / Zn+2 (1M) // Cu+2 (1M) / Cu ANODO CATODO

8 Potencial de Reducción de los electrodos
Ante la imposibilidad de medir por separado el potencial de cada semirreacción, el valor aproximado de cada una se puede establecer midiendo el potencial de una semietapa respecto de un electrodo común establecido como referencia (electrodo patrón). Este electrodo arbitrario es el electrodo de hidrógeno. Este potencial estándar se establece a 1 atm y 25ºC.

9 Tabla de Potenciales de Reducción
Los sistemas con valores de potencial negativo (menor que 0) cuando forman la pila con el electrodo de referencia actúan de ánodo y se oxidan. Lo contrario ocurre con los sistemas que presentan valores de potencial positivo. Si una pila se confecciona con 2 semiceldas en donde ninguno de los electrodos es de hidrógeno, el valor de potencial de ella viene dado por:

10 Relación ∆Eº y ∆Gº

11 Ejemplo 1 Dados los siguientes potenciales de oxidación
1. Zn Zn2+ + 2e- E° = +0,76 volts 2. Cu Cu2+ + 2e- E° = - 0,34 volts ¿Cuál es el valor del potencial de la pila ( ∆E°pila) para la oxidación del Zn? a) - 1,10 b) +0,42 c) – 0,42 d) +1,10 e) +0,68

12 Ejemplo 2 Dados los potenciales Mg Mg2+ + 2e- E° = + 2,370 volts
Sn Sn2+ + 2e- E° = + 0,136 volts Cu Cu2+ + 2e E° = - 0,337 volts ¿Cuál de las siguientes reacciones de óxido – reducción es (son) posible(s)? I) Mgº + Sn Mg2+ + Snº II) Snº+ Cu Sn2+ + Cuº III) Cu2+ + Mgº Cuº + Mg2+ A) Sólo I. B) Sólo II. C) Sólo I y II. D) Sólo II y III. E) I, II y III

13 EJERCICIO DE APLICACIÓN
De acuerdo con los siguiente valores de potencial de oxidación Zn / Zn ,76 V Mg / Mg ,37 V a) ¿Quién oxida a quién? b) Escriba la notación correcta de la pila c) Escriba la reacción REDOX espontánea d) Calcule el ΔEº para el proceso REDOX anterior

14 Electrolisis Es el proceso mediante el cual a partir de sustancias químicas pueden obtenerse otras utilizando como fuente de energía la corriente eléctrica. Ej. Electrolisis de Cloruro de Sodio ¿Cómo se podría representar la electrolisis de NaCl?

15 Celda electrolítica Una cuba o celda electrolítica, se compone de:
Una disolución de NaCl que proporciones iones Electrodos: Cátodo y Ánodo. En estos además ocurrirán las reacciones REDOX. Una fuente de energía (externa) para que se produzca el proceso.

16 Galvanizado Galvanizado es el proceso electroquímico por el cual se puede cubrir un metal con otro. El procedimiento deriva de los trabajos de Galvani.

17 Pilas y Baterías. Una Aplicación de los fenómenos REDOX
1. Pilas Primarias: Son dispositivos que no pueden ser recargados, pues las reacciones que ocurren en su interior son irreversibles, por lo tanto son desechables y se les denomina simplemente pilas. Un ejemplo son las pilas para relojes de Cinc y Mercurio (Zn-Hg). 2. Pilas Secundarias: Son dispositivos recargables (pilas recargables) que se denominan convencionalmente acumuladores. En el interior de estas pilas la reacción de transferencia electrónica es reversible y los materiales que la componen son reciclables. Cuando se les suministra energía eléctrica con una fuente externa, estas pilas se cargan nuevamente. 3. Pilas de Combustibles: En estos dispositivos las especies oxidantes y reductoras que transfieren electrones se suministran en forma continua. Son bastante similares a las pilas convencionales (primarias) y emplean una corriente constante de combustible como hidrógeno, carbón, hidrocarburos, etc. El mejor ejemplo son las pilas utilizadas en naves espaciales de Hidrogeno y Oxigeno.

18 FIN… ACTIVIDADES