View
229
Download
0
Category
Preview:
Citation preview
Celdas electroquímicasCeldas electroquímicas4° medioAño 2012
¿Qué es la ¿Qué es la electroquímica?electroquímica?Es el estudio de las reacciones
rédox que generan o utilizan energía eléctrica. Estas reacciones se producen en celdas electroquímicas
Algunos conceptosAlgunos conceptos
Electrodo: es una barra de C o de metal que se puede introducir en un gas, solución o sólido iónico fundido y que es capaz de conducir corriente eléctrica entre la celda y el entornoCátodo: electrodo donde se lleva a cabo la reducciónÁnodo: electrodo donde se lleva a cabo la oxidaciónSemicelda: es la mitad de una celda electroquímicaPuente salino: es un compuesto que cumple 3 funcionesa)Permite el contacto entre las dos semi-celdas o solucionesb)Mantiene la neutralidad eléctrica en cada semi-celdac)Evita la mezcla de soluciones
CeldasCeldasCeldas 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.
Celdas galvánicasCeldas galvánicasLas 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 y por un puente salino, que generalmente tiene la forma de una U invertida, que cierra el circuito eléctrico
Celdas galvánicasCeldas galvánicas
Potencial de celdaPotencial de celdaLa 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)
Potenciales de electrodosPotenciales de electrodosCada uno de los electrodos
introducidos posee un potencial determinado, pero estos no se pueden medir de forma aislada, asi que su valor se determina respecto a un electrodo estándar(1 atm de presión y 25° C) al que se le asigna un valor arbitrario que es = 0
Electrodo de hidrógenoElectrodo de hidrógenoEste corresponde al potencial de
referencia estándar del hidrógeno, que se describe en la siguiente semi-reacción:
2H+(1M) + 2e- H2 (1atm) E°=0,00 V
Electrodo de hidrógenoElectrodo de hidrógenoSi se construye una celda con electrodo de
cobre y otro con electrodo estándar de hidrógeno, se obtiene experimentalmente un potencial de celda de +0,34 V. Las semirreacciones de la celda son:
SRO: H2(g) 2H+(ac)+2e- E°cátodo=0,00 V
SRR:Cu2+(ac)+ 2e- Cu(s) E°ánodo=?Reaccion de celda:Cu2+(ac)+H2(g)Cu(s)+2H+(ac) E° celda=
0,34V
Electrodo de hidrógenoElectrodo de hidrógenoAl sumar los potenciales de las
semi-reacciones tal como están escritas
E° ánodo + E° cátodo : E° celda
E° cátodo= 0,34 V
Tabla de potencialesTabla de potencialesForma oxidada + n°electronesforma
reducida
Por ejemplo: Zn2+ (ac) + 2 e- Zn (s)
Espontaneidad de reacciones Espontaneidad de reacciones redoxredoxLas reacciones redox que proceden
sin la ayuda de factores externos de denominan espontáneas
Los potenciales de electrodo se pueden estudiar como funciones termodinámicas, ya que el signo de la fem de la celda nos da a conocer si efectivamente la reacción redox es espontanea o no.
Espontaneidad de reacciones Espontaneidad de reacciones redoxredox
Para que una ecuación redox sea espontánea, la suma de sus potenciales de reducción de media celda debe ser positiva. Por ejemplo, considere la reacción del cobre metálico con el ion plata. Los valores de potencial de media celda son:
Cu 2+(ac) + 2e- Cu(s) E°=+0,34Ag+(ac) + e- Ag(s) E°=+0,80
Espontaneidad de reacciones Espontaneidad de reacciones redoxredoxLa semicelda que posea el
potencial de reducción mas positivo será el agente oxidante mas fuerte, por lo tanto sufrirá reducción.
Ag+(ac) + e- Ag(s) E°=+0,80
Espontaneidad de reacciones Espontaneidad de reacciones redoxredoxTodo lo contrario pasara con la
semicelda que posea el potencial mas bajo o negativo, ya que pasara a ser el agente reductor y se oxidará, por ende
Cu 2+(ac) + 2e- Cu(s) E°=+0,34
Pasará a ser: Cu(s) Cu 2+(ac) + 2e- E°=-0,34
Espontaneidad de reacciones Espontaneidad de reacciones redoxredoxLuego se procede a utilizarE° ánodo + E° cátodo= E° celda(-0,34 V)+(+0,80 V)= E° celdaE° celda = +0,46 V
Espontaneidad de reacciones Espontaneidad de reacciones redoxredoxPara la reacción:
Ag+(ac) + e- Ag(s)Cu(s) Cu 2+(ac) + 2e-/x2
/x1
Electrones en juego: 2
Es espontánea!!!!E°celda
Proceso ∆G°
>0 Espontáneo <0
<0 No espontáneo
>0
= 0 En equilibrio = 0
Pilas y baterias de uso Pilas y baterias de uso comercialcomercialA. Pila seca o de LeclanchéB. Pilas alcalinasC. Pila de litioD. Acumulador de plomo
Pila seca o de LeclanchéPila seca o de LeclanchéUsos: linternas o radios
1,5 V
ReacciónReacciónOxidación (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) + 2 NH3(AC)
Pila alcalinaPila alcalina1,5 VMayor duración
Se diferencia con la pila seca que su pasta esta compuesta por hidróxido de potasio y dióxido de manganeso
Pila de litioPila de litioA: Li(s) Li+ + e-
C: MnO2(s)+e- MnO2-
(s)
Acumulador de plomoAcumulador de plomo
ReacciónReacciónCátodo:PbO2(s) + 4H+(ac)+SO4
2- + 2e- PbSO4(s) + 2H2O(l)
ánodo:Pb(s)+SO4
2- PbSO4(s) +2e-
¿Reacción Global?
Celdas electrolíticasCeldas electrolíticasElectrólisis:Es cuando en una celda se utiliza
electricidad de una fuente externa para producir una reacción química no espontánea. Por ejemplo:
a)Produccion de sodio fundidob)Producción de Cl2 e H2 en solución
de NaClc)Electrorrefinación del Cu
Producción de sodio fundido Producción de sodio fundido o celda de Downo celda de Down
Reacción en el ánodo2Cl-(ac) Cl2(g) + 2e-Reacción en el cátodo2Na+(ac) + 2e- 2Na(l)
Producción de ClProducción de Cl22 e H e H22 en en solución de NaClsolución de NaCl
Electro -refinación del CuElectro -refinación del Cu
R.A= Cu(s)Cu2+(ac)+ 2e-R.C=Cu2+(ac)+2e- Cu(s)
CorrosiónCorrosiónProceso natural redox por el cual se
destruye la superficie de un metal. Esta se asimila a una celda electrolítica
El Hierro expuesto al aire húmero se oxida a ion ferroso (Fe+2)
Los electrones liberados en el ánodo reducen al oxígeno atmosférico a agua en el cátodo
Los iones Fe2+ son oxidados por el oxígeno a Fe3+ en presencia de agua, transformándose en óxidos hidratados, lo que se llama herrumbre
Tabla de Tabla de especificaciones especificaciones Contenidos Conocimient
oComprensión
Aplicación Total
Estados de oxidación
6 2 10 18
Igualación de ecuaciones por método ion- electrón en medio ácido y básico
4 4
Celdas electroquímicas y determinación de fem y espontaneidad de reacciones rédox
8 4 12
Pilas 6 6Total:40
Completación Alternativas Desarrollo
Recommended