celdas electroquímicas 4° medio año 2012. ¿qué es la electroquímica? es el estudio de las...

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