Electroquimica 3t3t31

CAPÍTULO VI

ELECTROQUÍMICA Y CORROSIÓN

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Este tipo de reacciones se les conoce con el nombre de oxidación - reducción (Redox). Se produce una transferencia de electrones de un átomo a otro, debido a los cambios de valencia que se producen entre los átomos que reaccionan.

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Tipos de Celdas Electroquímicas

1. Celdas voltaicas o galvánicas son aquellas en las cuales las reacciones químicas espontáneas producen electricidad. 2. Celdas electrolíticas son aquellas en las cuales la energía eléctrica que procede de una fuente externa provoca reacciones químicas no espontáneas.

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Celda Galvánica

Notación: Zn(s), | Zn+2(ac, 1M) || Cu+2 (ac, 1M) | Cu(s) Zn(s), | Zn+2(ac, 1M) | KCl(sat) | Cu+2(ac, 1M) | Cu(s) 7

En el ánodo:

Zn  Zn 2  2e

En el cátodo:

Cu  2  2e  Cu

De tal modo que la reacción neta:

Zn  Cu 2  Zn 2  Cu En la tabla de potenciales estándar de reducción:

Entonces:

Zn 2  2e  Zn

 º  0,76V

Cu  2  2e  Cu

 º  0,34V

Zn  Zn 2  2e

 º  0,76V

Cu  2  2e  Cu

 º  0,34V

Zn  Cu  2  Zn  2  Cu

 º  1,10V 8

De manera general:

 º celda   º oxidación º reducción Nota: Si la fem es positiva: Reacción espontánea (celda galvánica) Si la fem es negativa: Reacción no espontánea (celda electrolítica)

Se denomina fuerza electromotriz (FEM) a la energía proveniente de cualquier fuente, medio o dispositivo que suministre corriente eléctrica.

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EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN: ECUACION DE NERNST

 celda

 0,0591 Oxid    º celda  log Re d  n

En donde:

n: Número de electrones que se transfieren

 celda

0,0591   º celda  log K n 11

CELDAS DE CONCENTRACION Celda formada por dos semiceldas del mismo material pero de diferentes concentraciones de iones.

La relación matemática para este tipo de celda sería:

 celda

  0,0591 dil   º celda  log  conc n 12

Electrólisis Método de separación de los elementos que forman un compuesto aplicando electricidad. Se produce en primer lugar la descomposición en iones, seguido de diversos efectos o reacciones secundarios según los casos concretos. 13

Leyes de Faraday Las leyes que describen la electrólisis son: 1) El cambio químico producido en la electrólisis es proporcional a la carga de electricidad que pasa por la celda. 2) La carga requerida para depositar o liberar una masa m viene dada por:

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FARADAY

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Leyes de Faraday

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BATERIAS Celda electroquímica, o a menudo son varias celdas electroquímicas conectadas en serie, que pueden ser usadas como fuente de corriente eléctrica continua.

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La Pila Seca (Pila de Leclanché) De uso común, proporciona un voltaje aproximado de 1,5 V

ánodo: Zn(s)  Zn(ac)2+ + 2e cátodo: 2 MnO2(s) + 2 NH4+ (ac) + 2e- Mn2O3(s) + 2 NH3(ac) + H2O(l) global: Zn + 2 MnO2(s) + 2 NH4+ (ac)  Zn(ac)2+ + Mn2O3(s) + H2O(l) + 2 NH3(ac) 18

Batería de Mercurio De uso en medicina y la industria electrónica; la reacción global implica sustancias sólidas; proporciona un voltaje constante de 1,35 V

Anodo : Cátodo : Global :

Zn(Hg) + 2 OH-(ac) === ZnO(s) + H2O(l) + 2eHgO(s) + H2O(l) +2 e- === Hg(l) + 2 OH-(ac) Zn(Hg) + HgO(s) === ZnO(s) + Hg(l) 19

Celda de Combustible

Ánodo:

2H2(g) + 4OH-(ac)  4H2O(l) + 4e-

Cátodo:

O2(g) + 2H2O(l) + 4e-  4OH-(ac)

Global:

2H2(g) + O2(g)  2H2O(l)

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Acumulador de Plomo

Anodo : Pb(s) + (SO4)-2(ac) === PbSO4(s) + 2eCátodo : PbO2(s) + 4H+(ac) + (SO4)-2(ac) + 2 e- === PbSO4(s) + 2H2O(l) Global : Pb(s) + PbO2(s) + 4H+(ac) + 2(SO4)-2(ac) === 2PbSO4(s) + 2H2O(l) 21

Batería de Ni-Cd Celda seca, puede ser recargada. Proporciona una vida útil mucho más prolongada que las celdas secas comunes. Las baterías de níquel cio se emplean en relojes de pulsera electrónicos, calculadores, celulares y equipo fotográfico. 22