«UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CENTRO DEL PERÚ»

INGENIERIA QUIMICA

Docente: Ing. Juana María Mendoza S.

ELECTROQUIMICA

ELECTROQUIMICA

La Electroquímica es la rama de la química que estudia:

- el uso de reacciones químicas espontáneas para producir electricidad (pilas o celdas galvánicas)- el uso de la electricidad para producir reacciones químicas no espontáneas (celdas electrolíticas)- procesos de corrosión La base de los procesos electroquímicos está en las

reacciones de óxido-reducción.

REACCION REDOX Es una reacción de Oxidación - Reducción, se le dice redox para simplificar.

Son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de especies químicas, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente).

Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber una especie que ceda electrones y otra especie que las acepte:

* El reductor es la especie química que tiende a ceder electrones de su estructura química al medio, quedando con carga mayor a la que tenía.

* El oxidante es la especie que tiende a captar esos electrones, quedando con carga menor a la que tenía.

Cuando una especie química reductora cede electrones al medio se convierte en una especie oxidada, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando una especie capta electrones del medio se convierte en una especie reducida, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.

REACCION REDOX

SEMI-REACCION DE OXIDACION Y REDUCCION

SEMIRREACCION DE OXIDACION: La semi-reacción de oxidación se caracteriza por que los átomos aumentan su estado de oxidación cuando se transforman de reactivos a productos. Este aumento en el estado de oxidación es producto de una perdida de electrones por parte de los reactivos. Los electrones “perdidos” serán transferidos hacia los átomos que se van a reducir.

CH3 - CH2OH (etanol) ----> CH3 - CHO (etanal) ------> CH3 - COOH (ácido etanoico)

Semirreacción de reducción: Cr2O7(2-) -----> 2 Cr+3

SEMIRREACCION DE REDUCCION: Una semi-reacción de reducción es una parte de una reacción redox, es decir, se escribe la especie que se esta reduciendo con el número de electrones involucrados, es decir:

Cu2+ + 2electrones -------> Cu(s)

EJEMPLO

BALANCE DE REACCION REDOX En las ecuaciones REDOX, el agente oxidante y el agente reductor, se

encuentran siempre como reactantes; mientras que la especie oxidada y la especie reducida, se encuentran siempre como producto.

Agente oxidanteEn toda reacción redox, el agente oxidante es la especie química que se reduce, es decir, la que recibe los electrones. Tengan en cuenta, que en la semir-reacción de reducción, se consumen los electrones.

En la ecuación, observamos que el ion cobre (Cu2+) se reduce, porque recibe los electrones que provienen del zinc y se convierte en cobre elemental, Cu(s) eléctricamente neutro.

Por lo tanto el ion Cu2+ es el agente oxidante.

o Agente Reductor

En toda reacción redox, el agente reductor es la especie química que se oxida, es decir, la que cede electrones. Tengan en cuenta que en la semi-reacción de oxidación, se producirán electrones.

En la ecuación, el Zn(s) es el agente reductor, ya que en la semireacción se producen electrones, lo que significa que el zinc se oxida y se transforma Zn2+.

Por lo tanto el Zn, es el agente reductor. Especie Oxidada

Será la especie que recibió los electrones, en nuestro ejemplo el Zn2+.

Especie Reducida

Será la especie que perdió los electrones, en nuestro ejemplo el Cu.

BALANCEODE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO ION -ELECTRÓN

El método del ion electrón es empleado para encontrar los coeficientes estequiométricos de una reacción redox; dado que considera a las especies químicas tal como existen en una disolución acuosa, ya sea en forma iónica o molecular, así como el medio (ácido: H+ o básico: OH-) en el que ocurre la reacción.

CONDUCCIÓN DE LA ELECTRICIDAD mediante electrones (en metales) mediante iones (p. ej. en electrolitos)

o Electrodo: metal que está conectado a otro por un circuito externo.

Ánodo: electrodo en el que ocurre la reacción de oxidaciónCátodo: electrodo en el que ocurre la reacción de reducción

CELDAS GALVÁNICAS(O CELDAS VOLTAICAS,

O PILAS)

Las Celdas galvánicas, son un dispositivo en el que la

transferencia de electrones, (de la semi-reacción de oxidación a

la semi-reacción de reducción), se produce a través de un

circuito externo en vez de ocurrir directamente entre los

reactivos; de esta manera el flujo de electrones (corriente

eléctrica) puede ser utilizado.

La pila galvánica, consta de una lámina de zinc metálico, Zn (electrodo anódico),

sumergida en una disolución de sulfato de zinc, ZnSO4, 1 M (solución anódica) y una

lámina de cobre metálico, Cu (electrodo catódico), sumergido en una disolución de

sulfato de cobre, CuSO4, 1 M (solución catódica).

El funcionamiento de la celda se basa en el principio de que la oxidación de Zn a Zn2+

y la reducción de Cu2+ a Cu se puede llevar a cabo simultáneamente, pero en

recipientes separados por un puente salino, con la transferencia de electrones, e-, a

través de un alambre conductor metálico externo.

Celda electroquímica en la que una reacción espontánea se utiliza

para generar una corriente eléctrica.

FLUJO DE ELECTRONES Puente salino: previene la acumulación de

carga en cada uno de los compartimientos

Diferencia de potencial (ΔE): diferencia de energía potencial debido a carga eléctrica.

Diferencia de potencial = “potencial” o “voltaje” Sistema internacional:El potencial se mide en voltios (V) y la unidad de carga es el culombio (C)

FUERZA ELECTROMOTRIZ (FEM) Diferencia de potencial medida cuando no circula corriente. La FEM depende de las reacciones específicas que se llevan a cabo en el cátodo y

en el ánodo, de la concentración de los reactivos y de la temperatura.Condiciones estándar: Temperatura: 298 K Concentración: 1 M Presión: 1 atm FEM estándar o potencial estándar (ΔE°) Es toda causa capaz de mantener una diferencia de potencial entre dos puntos

de un circuito abierto o de producir una corriente eléctrica en un circuito cerrado. Es una característica de cada generador eléctrico.

Se define como el trabajo que el generador realiza para pasar por su interior la unidad de carga positiva del polo negativo al positivo, dividido por el valor en Culombios de dicha carga

Esto se justifica en el hecho de que cuando circula esta unidad de carga por el circuito exterior al generador, desde el polo positivo al negativo, es necesario realizar un trabajo o consumo de energía (mecánica, química, etcétera) para transportarla por el interior desde un punto de menor potencial (el polo negativo al cual llega) a otro de mayor potencial (el polo positivo por el cual sale). La FEM se mide en voltios, al igual que el potencial eléctrico.

Se relaciona con la diferencia de potencial entre los bornes y la resistencia interna del generador   (el producto  es la caída de potencial que se produce en el interior del generador a causa de la resistencia óhmica que ofrece al paso de la corriente). La FEM de un generador coincide con la diferencia de potencial en circuito abierto.

A. Circuito eléctrico abierto (sin carga o resistencia). Por tanto, no se establece la circulación de la corriente eléctrica desde la fuente de FEM (la batería en este caso). B. Circuito eléctrico cerrado, con una carga o resistencia acoplada, a través de la cual se establece la circulación de un flujo de corriente eléctrica desde el polo negativo hacia el polo positivo de la fuente de FEM o batería.

MICHAEL FARADAY

• (Newington, 22 de septiembre de 1791 - Londres, 25 de agosto de 1867) fue un físico y químico británico que estudió el electromagnetismo y la electroquímica

• Descubrimiento del benceno, tipos de circuitos eléctricos y de la inducción electromagnética (motor eléctrico)

LEYES DE FARADEY1- La masa de un elemento determinado depositada en una electrólisis es independiente de la composición química del electrolito, siempre que actúe con el mismo número de oxidación.2- Las masas de distintos elementos depositadas en un mismo circuito eléctrico son directamente proporcionales a sus equivalentes químicos3- La masa de un elemento determinado depositada en una celda electrolítica depende sólo de la carga que ha circulado y es directamente proporcional a la misma

EJERCICIOS1. Ajusta la siguiente ecuación redox: FeS2+ Na2O2→ Fe2O3 + Na2SO4 + Na2O

2. Ajusta por el método del ion-electrón las siguientes reacciones en medio ácido:K2Cr2O7 + HI + HClO4→ Cr(ClO4)3 + KClO4 + I2 + H2O

3. Ajusta por el método del ion-electrón las siguientes reacciones en medio ácido:Sb2S3 + HNO3→ Sb2O5 + NO2 + S + H2O

4. Ajusta por el método del ion-electrón las siguientes reacciones en medio ácido:I2 + HNO3→ NO + HIO3 + H2O

5. Indicar qué reacciones tienen en el ánodo y el cátodo y el

voltaje de la pila correspondiente:

a)Zn2+ → Zn y Pb2+ → Pb;

b) Cl2→ 2 Cl–y Cd2+→ Cd;

c) Ag+→ Ag y Pb2+ → Pb.

Datos: E0(Zn2+/Zn) = –0,76 V; E0(Pb2+/Pb) = -0,13 V; E0(Cl2/Cl–) = 1,36 V; E0(Cd2+/Cd) = –0,40 V; E0(Ag+/Ag) = 0,80 V.

6. - Una muestra de 20 g de latón (aleación de cinc y cobre) se trata con ácido clorhídrico, desprendiéndose 2,8 litros de hidrógeno gas medidos a 1 atm y 25 ºC.

a) Formule y ajuste la reacción o reacciones que tienen lugar.

b) Calcule la composición de la aleación, expresándola como % en peso.

Datos: R = 0,082 atm·l·K–1·mol–1; E0(Zn2+/Zn) = –0,76 V; E0(Cu2+/Cu) = +0,34 V; E0(H+/H2) = 0,00 V;

Si en una pila de combustible sustituimos el hidrogeno por metanol, se tiene una pila que produce la reacción global:

+a) Escribir las semireacciones de oxidación y de reducción que tiene lugar

en ambos electrodos de la pila.

b) Calcule la de la reacción y el voltaje de la pila en condiciones estándar.

c) Calcule el rendimiento teórico de la pila y los kWh producidos por kmol de metanol consumido en condiciones normales.

DATOS:

Compuesto

()

-238.66 126.8

0 205.14

-393.51 213.64

-285.83 69.91

Resolucion:a)

b)

c)

BIBLIOGRAFÍA “Electrochemical Methods”, A. J. Bard y L. R. Faulkner, Ed. Wiley and Sons,

2001. “Electroquímica Moderna”, J. O´M Bockris y A. K. N. Reddy, Ed. Reverté,

1980. “Fundamentals of Electrochemical Science”, K. B. Oldham y J. C. Myland,

Academic Press, 1994. “Electroquímica”, A. Aldaz, UNED, 1992. “Industrial Electrochemistry”, D. Pletcher y F.C. Walsh, Ed. Blackie Academic

and Professional, 1993. “Liquids, solutions and interfaces”, W. Roland Fawcett, Oxford University

Press, 2004. Encyclopedia of electrochemistry, vol. 5, “Electrochemical Engineering”, A. J.

Bard, M. Stratmann, D. D. McDonald, P. Schmuki (eds.), Wiley-VCH, New York, 2003.