ELECTROQUIMICA La electroquímica es la rama de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química bitacoramedica.com/.../

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1 ELECTROQUIMICA La electroquímica es la rama de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química bitacoramedica.com/.../

2 CONCEPTOS PREVIOS Potenciales Estándares Electrodo Normal De Hidrógeno Ecuación De Nernst

3 POTENCIALES ESTÁNDAR Para evaluar los potenciales de las semirreaciones, se adoptan condiciones estándar de reactivos y productos y se comparan con el potencial estandar del electrodo normal de hidrógeno al que se atribuye el valor de 0,00 voltios Todos los potenciales se refieren al E.N.H. Las especies disueltas son 1 M Las especies poco solubles son saturantes Los gases están bajo presión de 1 atmósfera Cualquier metal presenta conexión eléctrica Los sólidos están en contacto con el electrodo. Pt platinado SURGE ASÍ LA TABLA DE POTENCIALES ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN de las distintas semirreaciones

4 TABLA DE POTENCIALES La tabla permite: 1. Comparar la fuerza REDOX
TABLA DE POTENCIALES La tabla permite: 1. Comparar la fuerza REDOX de los sistemas (semireacciones) enfrentados: a mayor potencial, mayor poder Oxidante ( menor poder reductor) y viciversa Ejemplo : Fe2+ y Ce4+ en medio ácido 2. Predecir el sentido de la reacción cuando se enfrentan dos sistemas Ce4+ + e- = Ce3+ (2) (2) oxida a (1) La reacción que tiene lugar, sería: Ce4+ + Fe2+ Ce3+ + Fe3+

5 ECUACIÓN DE NERNST Aox + nAe- Ared EAo = E Aox / Ared 0.059 nA log -
*Los valores de Eº siempre están referidos a condiciones estandar. *Esto presupone que la concentración de la especie activa o de cualquier otra involucrada en la reacción electroquímica sea 1 M. *Si la concentración es diferente, el potencial cambia. *Los cambios del potencial con la concentración se expresan por medio de la ecuación de NERST Aox + nAe Ared EAo = E Aox / Ared 0.059 nA log - Aox Ared Eo

6 Dependencia del potencial con la concentración
Ejemplos 1 Calcular el potencial de un electrodo de Pt, inmerso en una disolución 0.1 M en Sn4+ Y 0.01 M en Sn2+ 2 Calcular el potencial de otro electrodo de Pt en un medio de HCl (pH=0.00), Cr2O72- O.05 M y Cr M. solución solución

7 Relación potencial-concentración
Teóricamente es posible usar la relación de Nerst para determinar concentraciones El ejemplo más claro es la relación ente el potencial de un electrodo inmerso En una disolución que contiene iones del mismo: Ejemplo ¿Qué concentración de Ag+ existe bajo un potencial de V vs E.NH.? En cualquier caso, los métodos potenciométricos ( lección siguiente) se usan preferentemente como indicadores de cambio de concentración mas que como métodos absolutos de medir concentraciones.

8 Electroquímica La electroquímica estudia las aplicaciones de las reacciones Redox. Las reacciones redox son aquellas en las que se transfieren electrones de una sustancia a otra. Una celda electroquímica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox (celda galvánica o voltaica).

9 Celda electrolítica es aquella que requiere de energía eléctrica
Una celda electroquímica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox (celda galvánica o voltaica). Celda Galvánica es aquella en la que la reacción química ocurre de manera espontánea produciéndose energía eléctrica. Celda electrolítica es aquella que requiere de energía eléctrica para que la reacción química se lleve a cabo.

10 Una celda galvánica es un sistema que permite obtener energía a partir de una reacción química de óxido-reducción. Dicha reacción es la resultante de 2 reacciones parciales (hemirreacciones) El diseño está hecho de tal manera que cada una de estas 2 hemirreacciones ocurra en “compartimentos” independientes llamados Hemiceldas pero unidos a través de un puente salino. A su vez, cada hemicelda está constituida por un electrodo metálico y una solución de una de las sales del metal. Los electrones se movilizan desde el agente reductor al agente oxidante pero a través de un circuito externo y se genera una corriente eléctrica

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12 Electrodo :Superficie donde ocurre la oxidación o la reducción
Ánodo (-): Electrodo negativo donde ocurre la oxidación Cátodo(+): Electrodo positivo donde ocurre la reducción Puente Salino: Conecta las disoluciones Generalmente contiene disoluciones inertes ( KNO3, NH4NO3, KCl). Permite mantener la neutralidad de la Disolución Permite mantener la concentración 1M de las disoluciones en ambas hemiceldas

13 El potencial eléctrico generado en una celda se obtiene mediante la suma de los potenciales de electrodo o bien restando el potencial del ánodo menos el potencial del cátodo , tomando los potenciales de reducción que se encuentran en las tablas. fisica3ugm.blogspot.com

14 Es imposible medir el potencial de un solo electrodo, pero arbitrariamente se le ha dado el valor de cero al electrodo de hidrógeno, que se toma como referencia. El hidrógeno gaseoso se burbujea en una disolución de ácido clorhídrico con un electrodo de platino que proporciona la superficie para que el hidrógeno se disocie y además sirve como conductor eléctrico. Para la reducción 2H+ + 2e H2 (1 atm) E0 = 0 Volts E0 se conoce como potencial estándar de reducción cuando la concentración de la solución es 1M y todos los gases están a 1 atm de presión. A este electrodo de hidrógeno se llama electrodo estándar de hidrógeno EEH.

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16 por lo tanto: E0Zn / Zn2+ = 0.76 V
Este electrodo se puede utilizar para medir los potenciales de otros electrodos. Por ejemplo, para medir el potencial de electrodo del Zn se mide el potencial de la celda Zn (s) | Zn2+ (1M) || H+ (1M), H2 (1 atm) | Pt Que da: E0celda = E0 Zn + E0H+ 0.76 V = E0Zn + 0 por lo tanto: E0Zn / Zn2+ = 0.76 V y para la oxidación de Zn, el potencial de electrodo de reducción será el mismo pero con signo cambiado E0 Zn2+ / Zn = v

17 La reacción global de la celda es igual a la suma de las 2 reacciones de semi-celda y la fem de la celda es igual a la suma de los potenciales eléctricos en cada electrodo así para la celda de Daniell. Ánodo Zn – 2e Zn EZn Cátodo Cu2+ + 2e Cu ECu Zn + Cu Zn2+ + Cu Ecelda = EZn + ECu

18 Electrodo de zinc Znº Zn+2 +2 e- O,76 Electrodo de H2 2H+2e- H2 0,OO
En las celdas ocurren las siguientes reacciones: Eº Electrodo de zinc Znº Zn+2 +2 e O,76 Electrodo de H H+2e H ,OO ΔEº 0,76 Electrodo de Cu Cuº Cu+2 +2 e O,34 Electrodo de H H+2e H ,OO Δ Eº -0,34 Esta última ocurre en el sentido contrario Las reacciones ocurren sólo cuando el potencial es positivo

19 E0 celda = E0 cátodo – E0 ánodo
Entonces E0 celda = E0 cátodo – E0 ánodo books.google.es/books?isbn=

20 Cuando la fem o potencial estándar de la celda es positivo indica que la reacción redox en ese sentido es espontánea. Si la fem es negativa, la reacción es espontánea en la dirección opuesta. Un E0 celda negativo no significa que la reacción no ocurra sino que cuando se alcanza el equilibrio, estará desplazado hacia la izquierda.

21 Espontaneidad de las reacciones Redox
En una celda eléctrica la energía química se transforma en energía eléctrica que esta dada por el producto de la fem de la celda por la carga eléctrica. Energía eléctrica = fem (volts) x carga (coulombs) E eléctrica = E0 x q La carga está determinada por el número de moles de electrones (n) que pasan a través del circuito. q = nF Donde: F = constante de Faraday (carga eléctrica contenida en un mol de electrones) 1 F = Coulomb / mol

22 Entonces Δ G = E elec. = W elec. (trabajo eléctrico) = - E0nF El signo es negativo cuando el trabajo lo realiza el sistema sobre los alrededores y ΔG es la energía libre que tiene el sistema para realizar el trabajo eléctrico. ΔG0 = -n F E0celda Como ΔG0 tiene que ser negativo para un proceso espontáneo y n y F son positivos, entonces E0 celda tiene que ser positivo ΔG0 = -R T ln K = - n F E0 celda E0 celda = - R T ln K -n F

23 E0 celda = -(8.314 J/kmol)(298 k )(2.3) log K = 0.06 log K
n (96500 J/mol) n Por lo tanto, si se conoce cualquiera de las cantidades ΔG0, K, E0 celda, las otras 2 se pueden calcular. La siguiente tabla nos da una relación entre esas cantidades ΔG Negativa K >1 Eo Celda + Reacción Espontanea = 1 En equilibrio Positiva - No espontanea

24 Para una semicelda: Esemicelda= E log [reduce] = Eosemicelda = Eo log [ reduce ] n [ oxida ] n [ Oxida ] Esta ecuación es conocida como Ecuación de Nernst y permite calcular la fem de la celda a condiciones no estándar.

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26 books.google.es/books?isbn=8429175202

27 Eº(Fe+3/Fe+2)= 0.77v Eº(Ag+/Ag) = 0.80v
celdaselectroquimicas09.blogspot.com/2009_05_... Eº(Fe+3/Fe+2)= 0.77v Eº(Ag+/Ag) = 0.80v

28 Para calcular el potencial cuando la concentración de la solución de la semicelda no es 1 M, se usa la ecuación de Nernst: E = Eo Log [reduce] n [Oxida] Eo = potencial de la semicelda de reducción (tablas) n = número de electrones transferidos

29 Escritura simbólica de los electrodos de una Celda Galvánica
La reacción de oxidación se escribe a la izquierda, y la reacción de reducción a la derecha anotando el cambio de número de oxidación separando con una barra simple y el puente salino se simboliza con una doble barra. Znº /Zn+2 // H+/ H2 /Pt

30 Ejercicios: Calcule el potencial estándar de la siguiente celda galvánica a) Mgº /Mg+2 // H+/ H2 /Pt . dibújela indicando el ánodo, el cátodo y signo de los electrodos. b) Znº /Zn+2 // Cl-/ Cl2 /Pt, dibuje la celda indicando el ánodo, el cátodo y signo de los electrodos c) Simbolice la celda galvánica de acuerdo a las siguientes reacciones Ca +2H Ca+2 + H2 Cu +Ag Cu+2 + Agº

31 Celdas electrolíticas
Se aplica un potencial eléctrico externo y se fuerza a que ocurra una reacción redox no espontánea. • La reducción ocurre en el cátodo y la oxidación en el ánodo (igual que en las pilas). • En las celdas electrolíticas el cátodo es negativo y el ánodo es positivo (al revés que en las pilas).

32 Obtención de metales activos mediante electrólisis de sólidos
Ejemplo: descomposición de NaCl C: 2 Na+ (ac) + 2e Naº Eºred= -2,71 V Reducción A: 2 Cl- (ac) Cl2º(g) + 2e Eºoxi= -1,36 V Oxidación 2Na+(ac)+ 2Cl-(ac) Naº+ Cl2º(g) ΔEº = - 4,07 V

33 Electro que hace referencia a electricidad
La palabra electrólisis procede de dos radicales: Electro que hace referencia a electricidad lisis que quiere decir ruptura. En definitiva lo que ha ocurrido es una reacción de oxidación-reducción, donde la fuente de alimentación eléctrica ha sido la encargada de aportar la energía necesaria

34 Electrodepositación La electrodepositación es una técnica de análisis, en la que se deposita el metal a analizar por electrólisis y por peso se determina la cantidad de este. La cantidad de metal depositado se rige por la ley de Faraday. Ley de Faraday.- La masa del producto formado o el reactivo consumido en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad transferida al electrodo y a la masa molar de la sustancia en cuestión. Por consiguiente; y a manera de ejemplo se dice que: 1F reduce un mol de Na+ 2F reducen un mol de Mg2+ 3F reducen un mol de Al3+

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37 books.google.es/books?isbn=8429175202
Electroquimica La corriente en los metales es transportada por los electrones, cada uno de los cuales porta una carga negativa e. La oxidación es una perdida de electrones. La reducción es una ganancia de electrones.

38 El principio fundamental que rige el comportamiento de las celdas electroquímicas en su carácter de fuentes de corriente eléctrica, está basado en las reacciones químicas que se llevan a cabo entre los electrodos sumergidos en las soluciones electrolíticas por efecto del paso de la corriente eléctrica.

39 Electroquimica Oxidación:
html.rincondelvago.com Electroquimica Oxidación: Un elemento se oxida cuando en un cambio químico su número de oxidación aumenta Reducción: Un elemento se reduce cuando en un cambio químico su número de oxidación disminuye

40 Electroquímica Las reacciones de oxidación-reducción pueden ser el resultado de una transferencia directa de electrones de un dador a un aceptor. Si se sumerge Zn metálico en una solución, que tenga CU(SO4)2, los iones Cu(II) emigran hacia la superficie del Zn y e reducen: Cu+2 + 2e Cu(s) A la vez que se oxida una cantidad equivalente de Zn Zn(s) + Cu+2 Zn+2 + Cu(s) La ecuación global se obtiene sumando las dos semireacciones

41 Ecuaciones Redox

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43 ELECTROQUÍMICA Se subdivide en dos clases:
ELECTROQUÍMICA Se subdivide en dos clases: 1) Estudia las reacciones químicas que producen una corriente eléctrica (batería). 2) Estudia las reacciones químicas que son producidas por una corriente eléctrica (electrólisis). Las reacciones electroquímicas son reacciones de oxidorreducción.

44 CELDA ELECTROQUIMICA Conjunto de 2 electrodos, cada uno se encuentra en una solución de electrolito, y están unidos por un puente salino. Los reactivos no se juntan y el puente mantiene el contacto eléctrico entre las dos semireacciones

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47 CELDA ELECTROQUIMICA Un electrodo es un conductor eléctrico.
Un puente salino es un tubo que va de una celda a otra con un tapón poroso en cada extremo, y contiene una disolución saturada de electrolito, normalmente KCl. Así se consigue que pasen iones de una celda a otra y no líquido, volviéndose a compensar las cargas, ya que se desequilibran al producirse una reacción de oxidación en una celda y otra de reducción en la otra.

48 CELDA ELECTROQUIMICA Para que circule corriente en la celda es necesario: Que pueda haber una reacción de transferencia de electrones en cada uno de los electrodos. Que dichos electrodos estén conectados mediante un conductor eléctrico. Que las 2 celdas estén unidas mediante un puente salino.

49 Reacciones Químicas Espontáneas

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51 Para la reacción Se sabe que es espontánea debido a los potenciales estándar de oxidación y de reducción. E0 celda = E0 oxidación + E0 reducción E0 celda = E0 Zn + E0 Cu E0 celda = E0 celda = V Por lo que la reacción es espontanea.

52 Electroquímica Electrolisis
artrus.wordpress.com Electroquímica Electrolisis Si el sulfato de cobre se disuelve en agua, se disocia en iones cobre positivos e iones sulfato negativos. Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, los iones cobre se mueven hacia el electrodo negativo, y se depositan como átomos de cobre. Los iones sulfato, al descargarse en el electrodo positivo, son inestables y se combinan con el agua de la disolución formando acido sulfúrico y oxígeno.

53 Electroquímica Para producir una corriente eléctrica a partir de una reacción química, es necesario tener un oxidante, es decir, una sustancia que gane electrones fácilmente, y un reductor, es decir, una sustancia que pierda electrones con facilidad.

54 Electroquimica El funcionamiento de un tipo sencillo de Pila electroquímica. Al colocar una varilla de cinc en una disolución diluida de ácido sulfúrico, el cinc, que es un reductor, se oxida fácilmente, pierde electrones y los iones cinc positivos se liberan en la disolución, mientras que los electrones libres se quedan en la varilla de cinc. En esta pila se requiere una fuente exterior de electricidad :

55 Electroquímica Celdas galvanicas:
Electroquímica Celdas galvanicas: Una celda voltaica aprovecha la electricidad de la reacción química espontánea para encender una lamparita, es decir, convierte energía potencial química en energía eléctrica CELDA VOLTAICA                                                                                                                                                                 

56 Electroquimica Las tiras de cinc y cobre, dentro de soluciones de ácido sulfúrico diluido y sulfato de cobre respectivamente, actúan como electrodos (el derecho actúa como cátodo y el izquierdo como ánodo).                                                                                                                                                                 

57 Electroquimica El puente salino (en este caso cloruro de potasio) permite a los electrones fluir entre las cubetas sin que se mezclen las disoluciones. Cuando el circuito entre los dos sistemas se completa, la reacción genera una corriente eléctrica.

58 Electroquímica Si ambas soluciones se conectan mediante un voltímetro su lectura acusará 1,10 V, esto debido a que el potencial de oxidación del Zn++ es 0,763 V y el del Cu++ es de -0,337 V, por lo tanto el cinc (de mayor potencial) le cede electrones al cobre (de menor potencial).

59 Electroquimica El metal de la tira de cinc se consume (oxidación) y la tira desaparece. La tira de cobre crece al reaccionar los electrones con la disolución de sulfato de cobre para producir metal adicional (reducción). Si se sustituye la lamparita por una batería la reacción de una se invertirá, creando una celda electrolítica, convirtiendo energía eléctrica en energía potencial química

60 Electroquímica La hemicelda del ánodo adquiere un exceso de iones de Zn positivos (para mantener la neutralidad eléctrica necesita iones negativos). La hemicelda del cátodo consume iones de Cu (para mantener la neutralidad, éste debe eliminar iones negativos). Los iones SO4= atraviesan la pared porosa para satisfacer la neutralidad eléctrica de ambas hemiceldas. Los tipos de celdas más comunes son: las pilas y el acumulador de plomo.

61 Electroquimica Potenciales:
No hay manera de medir la energía potencial de una hemicelda, sin embargo, la diferencia de potencial entre dos hemiceldas de una celda voltaica puede medirse con un voltímetro. Esta diferencia de potencial es una medida de la tendencia relativa de las dos sustancias para absorber electrones

62 Electroquímica El potencial de un electrodo se refiere siempre al potencial de un proceso de semipila que ha sido descrito como una reducción. El potencial de una pila es la diferencia entre dos potenciales de electrodo, uno asociado con el cátodo, y otro con el ánodo. E pila = E cátodo – E ánodo

63 Electroquimica Un potencial de electrodo es, en realidad, el potencial de una pila electroquímica, que implica un electrodo de referencia bien definido. Podría denominarse mas propiamente un potencial de electrodo relativo.

64 Electroquímica Todos los dispositivos de medida de voltaje miden es diferencia de potencial. Estos potenciales son útiles para calcular las constantes de equilibrio en procesos de oxidación - reducción

65 Electroquimica Representación de las celdas:
Cu/Cu++(0.02M)//Ag+(0.02M)/Ag Cu/CuSO4(0.02M)//AgNO3(0.02M)/Ag

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67 Electroquímica Fuerza electromotriz La fuerza electromotriz (FEM) es una característica de cada generador eléctrico y se define como el trabajo que el generador realiza para pasar la unidad de carga positiva del polo negativo al positivo por el interior del generador

68 Fuerza electromotriz Esto se justifica en el hecho de que cuando circula esta unidad de carga positiva por el circuito exterior al generador, desde el polo positivo al negativo. Al llegar a este polo negativo es necesario realizar un trabajo o sea, un consumo de energía (mecánica, química, etc,) para el transporte de dicha carga por el interior desde un punto de menor potencial (polo negativo) a otro de mayor potencial (polo positivo) La F.E.M. se mide en voltios lo mismo que el potencial eléctrico

69 Serie Electroquímica (potencial estándar a 25ºC)
Li/Li+  mV K/K+  mV Ca/Ca2+  mV Na/Na+  mV Mg/Mg2+  mV Mn/Mn2+  mV 2H2O/H2 + OH-  mV Zn/Zn2+  mV Cr/Cr3+  mV Fe/Fe2+  mV Fe/Fe3+  mV Cd/Cd2+  mV Ti/Ti mV Co/Co2+  mV Ni/Ni mV Sn/Sn2+  mV Pb/Pb2+  mV H 2 /2H+   0.00 mV Cu/Cu+  mV 2Hg/Hg2 2+  mV Ag/Ag+  mV Hg/Hg2+  mV Pt/Pt 2+  mV Cl2/2Cl -  mV Au/Au+  mV F2 /2F mV

70 Electrólisis La electrólisis es un proceso donde la energía eléctrica cambiará a energía química. El proceso sucede en un electrólito, una solución acuosa o sales disueltas que den la posibilidad a los iones de ser transferidos entre dos electrodos. El electrolito es la conexión entre los dos electrodos que también están conectados con una corriente directa.

71 Electroquímica Desde el punto de vista Fisicoquímico los conductores más importantes son los del tipo electrolíticos, es decir los electrolitos; estos se distinguen de los conductores electrónicos, como los metales, por el hecho de que el paso de una corriente eléctrica va acompañada por el transporte de materia

72 Electroquímica Si un par de electrodos se ponen en una solución de un electrolito, o un compuesto ionizable, y una fuente de corriente directa se conecta entre ellos, los iones positivos en la solución se mueven hacia el electrodo negativo y los iones negativos hacia el electrodo positivo.

73 bitacoramedica.com/.../ Electroquímica Para alcanzar los electrodos, los iones pueden ganar o perder electrones y se transforman en moléculas o átomos neutros, la naturaleza de las reacciones de un electrodo dependen de la diferencia de potencial, o el voltaje, aplicado.

74 conciencianoosfera.wordpress.com/.../13/chips
Electroquímica En todos los casos, la cantidad de material que se deposita en cada electrodo al pasar la corriente por un electrolito sigue la ley enunciada por el químico físico británico Michael Faraday: La cantidad de material depositada en cada electrodo es proporcional a la Intensidad de la corriente que atraviesa el electrolito, y que las masas de distintos elementos depositados por la misma cantidad de electricidad son directamente proporcionales a las masas equivalentes de los elementos, es decir, a sus masas atómicas divididas por sus valencias

75 fcogurrola.blogspot.com Electroquímica Si en una solución acida bien diluida en agua se sumergen dos alambres, de platino, unidos a los 2 polos de una fuente de corriente, se desprenden en los alambres burbujas de hidrogeno y oxigeno respectivamente. Si la disolución electrolítica contuviera una sal de cobre o plata se liberaría el metal correspondiente en lugar de hidrogeno. Los fenómenos asociados con la electrolisis fueron estudiados por Faraday

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77 celdaselectroquimicas09.blogspot.com/2009_05_...

78 Electroquímica Conductores de Corriente Eléctrica
Cualquier material que ofrezca poca resistencia al flujo de electricidad se denomina conductor eléctrico como las disoluciones de la mayoría de los ácidos inorgánicos, bases y sales. Todo material que impida el paso de la corriente eléctrica es denominado mal conductor o aislador eléctrico, como las disoluciones de azúcar, alcohol, glicerina y muchas otras sustancias orgánicas.

79 Electroquímica La diferencia entre un conductor y un aislante, es de grado más que de tipo, ya que todas las sustancias conducen electricidad en mayor o en menor medida. Un buen conductor de electricidad, como la plata o el cobre, puede tener una conductividad mil millones de veces superior a la de un buen aislante, como el vidrio o la mica. En los conductores sólidos la corriente eléctrica es transportada por el movimiento de los electrones; y en disoluciones y gases, lo hace por los iones.

80 Electroquímica En los conductores sólidos la corriente eléctrica es transportada por el movimiento de los electrones; y en disoluciones y gases, lo hace por los iones.

81 Electroquímica Los conductores se clasifican en: a) Conductores de 1° clase: son aquellos que dejan fluir la electricidad sin sufrir alteración, como los metales. b) Conductores de 2° clase o electrólitos: son aquellos que se ionizan y entonces conducen la corriente eléctrica, como las soluciones acuosas de ácidos, bases y sales, así también las sales fundidas

82 Electroquimica Los electrólitos a su vez se clasifican en: I) Fuertes: Los electrólitos que proporcionan disoluciones altamente conductoras se llaman electrólitos fuertes (como el ácido nítrico o el cloruro de sodio). II) Débiles: Los que producen disoluciones de baja conductividad reciben el nombre de electrólitos débiles como el cloruro mercurioso (HgCl2) o el ácido etanoico (CH3-COOH).

83 Electroquimica Electrólitos
ricardi.webcindario.com/fisica/calyele.htm Electroquimica Electrólitos Los ácidos, las bases y las sales sólidas son malos conductores de la electricidad, pero cuando cualquiera de estas sustancias se disuelve en agua,la solución resultante es conductora.

84 Electroquimica Cuando una de estas sustancias se disuelve en agua , se disocian en partículas con carga eléctrica (positiva o negativa) llamadas iones y a la disociación en iones se la denomina ionización. Así un ion se define como átomo o grupo de átomos con carga eléctrica. Un átomo que pierde un electrón forma un ion de carga positiva, llamado catión; un átomo que gana un electrón forma un ion de carga negativa, llamado anión. mesa7porfin.blogspot.com

85 reyhidrogeno.blogspot.com/
Electroquimica Cualquier sustancia que produce iones en solución es un electrólito. Las sales son iónicas aún en estado sólido, pero cuando se disuelven o se funden, los iones se separan y adquieren libertad de movimiento. La conducción electrolítica se debe a la movilidad iónica en estado líquido.

86 Electroquimica Ionización
Electroquimica Ionización Al combinarse sodio con cloro, para formar cloruro de sodio, cada átomo de sodio cede un electrón a un átomo de cloro,dando como resultado un ion sodio con carga positiva y un ion cloro con carga negativa. e e- e + Cl2 ° + 2.Na ° NaCl e- e e- Na Cl e- e-

87 Electroquimica En un cristal de cloruro de sodio la fuerte atracción electrostática entre iones de cargas opuestas mantiene firmemente los iones en su sitio, estableciéndose un enlace iónico. Cuando el cloruro de sodio se disuelve en agua, los iones se disocian y pueden moverse libremente. NaCl Na+ + Cl-

88 Electroquimica Cuando se disuelve cloruro de sodio en agua, los iones se disocian (por la atracción entre los iones y el disolvente), y esta disolución es un excelente conductor de la electricidad.

89 Electroquimica El químico sueco Arrhenius fue el primero en descubrir que algunas sustancias en disolución se encuentran en forma de iones y no de moléculas, incluso en ausencia de una diferencia de potencial eléctrico. Cuando un electrolito se introduce en una disolución, se disocia parcialmente en iones separados, y que el grado de disociación depende de la naturaleza del electrolito y de la concentración de la disolución.

90 Electroquimica Según la teoría de Arrhenius, al disolver una determinada cantidad de cloruro de sodio en un gran volumen de agua, los iones se disocian en mayor grado que si esa misma cantidad se disuelve en un volumen menor de agua.

91 Electroquimica La constante dieléctrica del disolvente es otro factor importante en las propiedades de la disolución. La ionización es mayor en un disolvente como el agua, que tiene una constante dieléctrica elevada.

92 Electroquimica Electrólisis
Si se coloca un par de electrodos en una cuba que contenga una disolución de un electrolito y se conecta una fuente de corriente continua y un galvanómetro entre ellos, se observará en el galvanómetro la circulación de la corriente eléctrica

93 Electroquimica Corriente eléctrica y movimiento de iones
Los iones positivos de la disolución se mueven hacia el electrodo negativo cátodo y los iones negativos hacia el positivo ánodo. Al llegar a los electrodos, los iones pueden ganar o perder electrones y transformarse en átomos neutros o moléculas.

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98 Aplicaciones de la Electroquímica