PILAS ELECTROQUÍMICAS

Presentación del tema: "PILAS ELECTROQUÍMICAS"— Transcripción de la presentación:

1 PILAS ELECTROQUÍMICAS
También llamadas células galvánicas, células electroquímicas, pilas galvánicas, pilas voltaicas, pilas eléctricas, o, simplemente, pilas. Son dispositivos que permiten obtener una corriente eléctrica a partir de una reacción redox espontánea.

2 Para que los electrones pasen por un circuito externo, es necesario separar físicamente las dos semirreacciones que tienen lugar: Reducción: Cu+2 (ac) + 2 e- → Cu (s) Oxidación: Zn (s) → Zn+2 (ac) + 2 e- R. redox: Zn (s) + Cu+2 (ac) → Zn+2 (ac) + Cu (s) De esta forma, los electrones liberados en la oxidación del Zn están obligados, antes de llegar al Cu+2, a pasar por un hilo conductor, generando una corriente eléctrica. La pila así constituida se denomina pila Daniell, en honor a su inventor.

3 El electrodo donde se produce la oxidación se llama ánodo
El electrodo donde se produce la oxidación se llama ánodo. El electrodo donde se produce la reducción se llama cátodo. El sistema que separa las dos zonas donde se producen las semireacciones, puede ser un puente salino o un tabique poroso.

4 La misión del puente salino es doble: cierra el circuito al permitir el paso de aniones y cationes de un compartimiento a otro. Y el electrolito que contiene evita la acumulación de carga. Pueden formarse otro tipo de pilas con elementos gaseosos.

5 Al sumergir una lámina de Zn en una disolución de CuSO4 de color azul intenso. Al cabo de cierto tiempo, la disolución pierde su color azul y la parte sumergida de la lámina adquiere un color cobrizo. La notación convencional para representar una pila sería: Zn (s) | Zn+2 (ac) || Cu+2 (ac) | Cu (s) Ni (s) | Ni+2 (ac), Cl- (ac) | Cl2 (g) | Pt (s)

6 ¿Cómo podemos saber qué reacción es la que se produce?
Reducción: Cu+2 (ac) + 2 e- → Cu (s) Oxidación: Cu (s) → Cu+2 (ac) + 2 e- Reducción: Zn+2 (ac) + 2 e- → Zn (s) Oxidación: Zn (s) → Zn+2 (ac) + 2 e- Disponemos de una tabla de potenciales estándar de electrodo. La Reducción se produce en el polo + (cátodo): será el electrodo que tiene mayor potencial de reducción.

7 La Oxidación se produce en el polo - (ánodo): será el electrodo que tiene menor potencial de reducción. En nuestro ejemplo: Cu+2 (ac)/Cu (s) = +0,34 v. Zn+2 (ac)/Zn (s) = -0,76 v. Polo +: Cu+2 (ac) + 2 e- → Cu (s) Eo = +0,34 v Polo -: Zn (s) → Zn+2 (ac) + 2 e- Eo = +0,76 v R. redox: Zn (s) + Cu+2 (ac) → Zn+2 (ac) + Cu (s) El potencial o fem de la pila es Eo = +1,10 v

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9 Ejemplo 1 Zn+2 (ac)/Zn (s) = -0,76 v. Ag+ (ac)/Ag (s) = +0,80 v.
Polo +: 2 Ag+ (ac) + 2 e- → 2 Ag (s) Eo = +0,80 v Polo -: Zn (s) → Zn+2 (ac) + 2 e- Eo = +0,76 v R. redox (global): Zn (s) + 2 Ag+ (ac) → Zn+2 (ac) + 2 Ag (s) El potencial o fem de la pila es Eo = +1,56 v

10 Ejemplo 2 Ni+2 (ac)/Ni (s) = -0,25 v. Fe+2 (ac)/Fe (s) = -0,44 v.
Polo +: Ni+2 (ac) + 2 e- → Ni (s) Eo = -0,25 v Polo -: Fe (s) → Fe+2 (ac) + 2 e- Eo = +0,44 v R. redox: Fe (s) + Ni+2 (ac) → Fe+2 (ac) + Ni (s) El potencial o fem de la pila es Eo = +0,19 v

11 Pilas comerciales y acumuladores
Pila salina Pila alcalina

12 Esquema de una pila de mercurio. (Uno de sus usos en un reloj).
Esquema de una batería de automóvil.

13 Predicción de reacciones redox
Siempre que el potencial de la reacción global sea positivo nos indica que ocurrirá en el sentido que está escrita. Cuando el potencia sea igual o mayor de 0,5 V, la reacción está completamente desplazada hacia la derecha.

14 Ejemplo 1: ¿Reaccionará el cinc metálico con los iones hidrógeno?
Zn+2 (ac) + 2 e- → Zn (s) Eo = -0,76 v 2 H+ (ac) + 2 e- → H2 (g) Eo = 0,00 v Siguiendo los criterios anteriores: (+) 2 H+ (ac) + 2 e- → H2 (g) Eo = 0,00 v (-) Zn (s) → Zn+2 (ac) + 2 e Eo = +0,76 v R. Global: Zn (s) + 2 H+ (ac) → Zn+2(ac) + H2 (g) Eo = +0,76 V SÍ REACCIONARÁ

15 Ejemplo 2: ¿Reaccionará el cobre metálico con los iones hidrógeno?
Cu+2 (ac) + 2 e- → Cu (s) Eo = +0,34 v 2 H+ (ac) + 2 e- → H2 (g) Eo = 0,00 v Siguiendo los criterios anteriores: (+) Cu+2 (ac) + 2 e- → Cu (s) Eo = +0,34 v (-) H2 (g) → 2 H+ (ac) + 2 e Eo = 0,00 v R. Global: Cu+2(ac) + H2 (g) → Cu (s) + 2 H+ (ac) Eo = +0,34 V NO REACCIONARÁ

16 Ejemplo 3: ¿Podrá oxidarse un yoduro a I2 mediante el dicromato?
Cr2O H+ + 6 e- → 2 Cr H2O Eo = +1,33 V 2 I- → I2 + 2 e- Eo = -0,54 V R. Global: Cr2O H+ + 6 I- → 2 Cr I2 + 7 H2O Eo = +0,79 V SÍ PODRÁ OXIDARSE

17 ELECTRÓLISIS Proceso mediante el cual se produce una reacción química a partir de una energía eléctrica.

18 Comparación entre una pila o celda electroquímica y una celda electrolítica
Produce energía eléctrica a partir de una reacción química. Reacción química espontánea. Ánodo: polo -, oxidación. Cátodo: polo +, reducción. Celda electrolítica: Produce una reacción química a partir de energía eléctrica. Reacción química no espontánea. Ánodo: polo +, oxidación. Cátodo: polo -, reducción.

19 Aspectos cuantitativos de la electrólisis
LEY DE FARADAY: “La masa de las sustancias depositadas o liberadas en los electrodos durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que ha pasado por la cuba electrolítica. 1 Faraday deposita o libera un equivalente de sustancia.

20 1 Faraday = Culombios Cantidad que se obtiene de multiplicando el número de Avogadro por la carga del electrón. 1, x 6, = ≈ C Recordamos que q = I.t La carga (q) se mide en culombios (C). La intensidad (I) se mide en amperios (A). El tiempo (t) en segundos (s). Los equivalentes son los gramos dividido entre la masa equivalente, y ésta es la masa molecular entre los electrones que intervienen en la semirreacción.

21 EJEMPLO Sobre una celda electrolítica que contiene ZnSO4 está pasando una corriente de 10 amperios durante 2 horas. Sabiendo que la masa atómica del Zn es 65,4. ¿Cuántos gramos de Zn se depositarán en el cátodo? C es a 65,4/2 e- C es a X X = 24,4 g de Zn

22 ¡¡¡¡¡¡Fin!!!!!!!!!