¿Qué es la electroquímica?
Es el estudio de las reacciones redox que generan o utilizan energía eléctrica. Estas reacciones se producen en celdas electroquímicas
Celdas•Celdas galvánicas: también denominadas voltaicas o pilas. Aprovechan la reacción redox espontánea para producir energía eléctrica
•Celdas electrolíticas: requieren de una fuente externa de energía eléctrica para generar una reacción química redox no espontánea.
TIPOS DE CELDAS ELECTROQUÍMICAS
Celda electroquímicas
Batería de plomo
Pila seca
Pila de níquel y cadmio
Pila de combustión
Electrólisis
Electro refinación
del cobre
Protección a
la corrosión
Celda galvánicas Celda electrolítica
Celdas galvánicas• Las pilas o celdas galvánicas esta formada por dos
compartimentos: las semiceldas.
• En una de las semiceldas se produce la oxidación y en la otra la reducción
• Cada semicelda esta formada por un electrodo sumergido en una solución iónica
• Las semiceldas están conectadas por un circuito externo, que conduce los electrones generados en la semicelda de la oxidación a la de reducción, por un puente salino, que generalmente tiene la forma de una U invertida, que cierra el circuito eléctrico
Oxidación Reducción
1.- Celdas Galvánicas
TIPOS DE CELDAS ELECTROQUÍMICAS
Componentes de una celda galvánica
Puentes salinos
Electrodos
Voltímetro
Solución oxidante
Solución reductora
Reacción espontánea: De una reacción química se genera un
flujo de electrones lo que genera electricidad
e-
Celdas electroquímicas
19.2
Reacción redox
espontánea
oxidación
ánodo
Reducción
cátodo
Voltímetro
Cátodo
de cobre
Ánodo
de zinc
Puente
salino
Solución
de CuSO4
Solución
de ZnSO4
El Zinc se oxida
a Zn2+ en el ánodoEl Cu2+ se reduce
a Cu en el cátodo
Reacción neta
Tapones
de
algodón
Zn(s)→ Zn2+(ac) + 2e-
Zn(s) + Cu2+ (ac) → Zn2+(ac) + Cu(s)
2e- + Cu2+(ac) → Cu(s)
Potencial de celda• La celda convierte la energía que se genera de
forma espontánea (∆G) en esta reacción en energía cinética de los electrones, lo que da lugar a la corriente eléctrica
• Esta corriente fluye desde el electrodo negativo (ánodo) hacia el cátodo (electrodo positivo).
• Este flujo se debe a una diferencia de voltaje o potencial eléctrico entre los dos electrodos de la celda, lo cual se conoce como potencial de celda (E celda) o fuerza electromotriz (fem)
El hecho que los electrones fluyan de un electrodo a otro existe una diferencia de potencial (tensión eléctrica) entre los electrodos entre los electrodos. La diferencia de potencial entre electrodos se llama fuerza electromotriz o FEM (ε) y esta fuerza se miden en volts.
1.- Celdas Galvánicas
Zn(s)/Zn2+(ac)/KNO3/Cu2+
(ac)/Cu(s)
La notación convencional para representar las celdas galvánicas
Ánodo
FEM DE UNA CELDA GALVÁNICA
La fem (fuerza electromotriz) de una celda corresponde a la suma de los potenciales de las semi reacciones
εºcelda= εº
oxidación + εºreducción
Se ha tomado como referencia la reducción de H+ a la forma de H2
2H+ + 1 e- → H2 εored = 0 V
Por convencionalismo, los potenciales de las medias celdas se tabulan como potenciales de reducción estándar. El potencial de media celda para cualquier oxidación es de igual magnitud, pero de signo opuesto al de la reducción inversa
Potencial de reducción.
• Las pilas producen una diferencia de potencial (Epila) que puede considerarse como la diferencia entre los potenciales de reducción de los dos electrodos que la conforman. Consideraremos que cada semireacción de reducción viene dada por un potencial de reducción. Como en el cátodo se produce la reducción, en todas las pilas
Ecatodo > Eánodo.
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= −pila catodo cnodo
E E E
¿Qué especie se reducirá?
La que tenga un mayor potencial de reducción
Espontaneidad de una reacción
•Una reacción es espontánea si el valor es mayor que cero
•Una reacción será no espontánea si el valor es menor que cero
Las reacciones redox que proceden sin la ayuda
de factores externos de denominan espontáneas
Ejemplo: Decir si será espontánea la siguiente reacción redox: Cl2(g) + 2 I– (aq)→ 2Cl– (aq) + I2 (s) La reacción dada es la suma de las siguientes
semirreacciones:
Red. (cátodo): Cl2(g) + 2e–→ 2Cl–(aq)
Oxid. (ánodo): 2 I–(aq) → I2 (s) + 2e–
Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que Epila > 0:
Epila = Ecatodo – Eánodo = +1,36 V – 0,54 V = = 0,82 V > 0
Luego es espontánea (las moléculas de Cl2 tienen más tendencia a reducirse que las de I2).
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Ejercicio : Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NO3)2 y un electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO3 . ¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será el voltaje de la pila correspondiente? ¿Qué especie se reduce?
La que tenga mayor potencial de reducción. En este caso la Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg.
Red. (cátodo): Ag+(aq) + 1e–→ Ag(s)
Oxid. (ánodo): Mg(s) → Mg2+(aq) + 2e–
E pila = E cátodo – E ánodo = +0,80 V – (–2,37 V)
Epila = 3,17 V
Pilas y baterías de uso comercial
A.Pila seca o de LeclanchéB.Pilas alcalinasC.Pila de litio
Baterías
19.6
Celda de Leclanché
Celda seca
Zn (s) Zn2+ (ac) + 2e-Ánodo:
Cátodo: 2NH4 (aq) + 2MnO2 (s) + 2e- Mn2O3 (s) + 2NH3 (aq) + H2O (l)+
Zn (s) + 2NH4 (ac) + 2MnO2 (s) Zn2+ (ac) + 2NH3 (ac) + H2O (l) + Mn2O3 (s)
Separador de papel
Pasta húmeda de
ZnCl2 y NH4Cl
Capa de MnO2
Cátodo de grafito
Ánodo de zinc
Pila seca o de
Leclanché
Reacciones
Oxidación (ánodo):
Zn(s)→ 2e- + Zn2+
Reducción (cátodo):
2 MnO2 (s)+ 2 NH4+ (ac) + 2e-→Mn2O3(s) + 2NH3(ac) + H2O(l)
Reacción global:
Zn (s) + 2 MnO2(s)+ 2 NH4+
(ac) → Zn2++ Mn2O3(s) + H2O(l) + 2NH3(AC)
Pila alcalina 1,5 V
Mayor duración
Se diferencia con la pila seca que su pasta esta
compuesta por hidróxido de potasio y dióxido de
manganeso
Pila de litio
A: Li(s) →Li+ + e-
C: MnO2(s)+e- →MnO2-(s)
Celdas electrolíticas
Electrólisis:
Es cuando en una celda se utiliza electricidad de una fuente externa para producir una reacción química no espontánea. Por ejemplo:
a) Producción de sodio fundido
b) Producción de Cl2 e H2 en solución de NaCl
c) Electro refinación del Cu
2.- Celdas Electrolíticas
Reacción no espontánea: A partir de electricidad se genera
reacción química. En el cátodo se desprende H2
Componentes de una celda galvánica
Puentes salinos (no es necesario)
Fuente de poder
BATERIA
Electrodos
ÁNODO
+CÁTODO
-
Solución reductora
Solución oxidanteNa+
Cl-
Reducción del Na+Oxidación
del Cl-
Baterías
19.6
Ánodo :
Cátodo :
Batería o cumulador
de plomo
PbO2 (s) + 4H+ (ac) + SO2- (ac) + 2e- PbSO4 (s) + 2H2O (l)4
Pb (s) + SO2- (ac) PbSO4 (s) + 2e-4
Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ (aq) + 2SO2- (ac) 2PbSO4 (s) + 2H2O (l)4
Ánodo Cátodo
Tapa removible
Electrólito
de H2SO4
Placas negativas
(planchas de plomo llenas
con plomo esponjoso)
Placas positivas
(planchas de plomo
llenas con PbO2
Baterías
19.6Batería de estado sólido de litio
Ánodo Cátodo
Electrólito sólido
ELECTROLISIS DE UNA SAL FUNDIDA
• La reacción no es espontánea.
• Iones Na+: son atraídos por el cátodo. Allí reciben un electrón.
• Iones Cl-: son atraídos por el ánodo. Allí se les quita un electrón.
2415/08/2020
2 2 02NaCl Na Cl G→ + +
Ánodo Cl Cl e
Cátodo Na e Na
( ):
( ):
+ → +
− + →
− −
+ −
2 2
2 2 22
E E E E E Vocátodoo
ánodoo
Nao
Cl Clo= − = − = − − = −+ −/Na /
' ' '2
271 136 4 70
Aplicaciones de la electrólisis.
Se utiliza industrialmente para obtener metales a partir de sales de dichos metales utilizando la electricidad como fuente de energía.
Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir un objeto metálico con una capa fina de otro metal:
Ejemplo: Zn2+ + 2 e–→ Zn (cincado)(en este caso los electrones los suministra la corriente eléctrica)
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DEFINICIÓN - DIFERENCIAS
15/08/2020 26
ELECTROQUÍMICA
REACCIÓN QUÍMICA
REACCIÓN QUÍMICA
CORRIENTE ELÉCTRICA
CORRIENTE ELÉCTRICA
PILAS
una Una
produce produce
Consiste en la realización de una reacción química gracias al paso de
corriente eléctrica, pues de lo contrario la reacción no se desarrollaría
espontáneamente.
Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.
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Corrosión (Herrumbre del hierro)
Un problema muy importante es la corrosión de los metales; por ejemplo, el hierro:
Oxid. (ánodo):
Fe (s) → Fe2+(aq) + 2e–
Red. (cátodo):
O2(g) + 4 H+(aq) + 4e–→ 2 H2O(l)
En una segunda fase el Fe2+ se oxida a Fe3+ :
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Gota de agua corroyendo una superficie de hierro.
4 Fe2+(aq) + O2(g) + 4 H2O(l) → 2 Fe2O3(s) + 8 H+(aq)
Protección catódica.
• Sirve para prevenir la corrosión.
• Consiste en soldar a la tubería de hierro un ánodo de Mg que forma una pila con el Fe y evita que éste se oxide, ya que quien se oxida es el Mg.
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Tubería protegida por un ánodo de Magnesio.© Grupo ANAYA S.A. Química 2º.