• 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.

PILAS ELECTROQUÍMICAS

• 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.

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.

• 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.

• 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)

¿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.

• 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

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

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

Pilas comerciales y acumuladores

• Pila salina

• Pila alcalina

• Esquema de una pila de mercurio. (Uno de sus usos en un reloj).

• Esquema de una batería de automóvil.

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.

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

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

Ejemplo 3: ¿Podrá oxidarse un yoduro a I2 mediante el dicromato?

• Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- → 2 Cr+3 + 7 H2O

• Eo = +1,33 V• 2 I- → I2 + 2 e- • Eo = -0,54 V• R. Global:• Cr2O7

2- + 14 H+ + 6 I- → 2 Cr+3 + 3 I2 + 7 H2O• Eo = +0,79 V• SÍ PODRÁ OXIDARSE

ELECTRÓLISIS

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

Comparación entre una pila o celda electroquímica y una celda

electrolítica• Celda

electroquímica:• 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.

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.

• 1 Faraday = 96.500 Culombios• Cantidad que se obtiene de multiplicando el

número de Avogadro por la carga del electrón.• 1,6. 10-19 x 6,023. 1023 = 96.485 ≈ 96.500 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.

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?

• 96.500 C es a 65,4/2 e-

• 10. 2. 3600 C es a X• X = 24,4 g de Zn

¡¡¡¡¡¡Fin!!!!!!!!!