electroquimica la electroquímica es la rama de la química que estudia la conversión entre la...
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ELECTROQUIMICA
• La electroquímica es la rama de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química
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CONCEPTOS PREVIOS
Potenciales Estándares
Electrodo Normal De Hidrógeno
Ecuación De Nernst
POTENCIALES ESTÁNDAR
Para evaluar los potenciales de las semirreaciones, se adoptan condicionesestándar de reactivos y productos y se comparan con el potencial estandardel electrodo normal de hidrógeno al que se atribuye el valor de 0,00 voltios
•Todos los potenciales se refieren al E.N.H.•Las especies disueltas son 1 M•Las especies poco solubles son saturantes•Los gases están bajo presión de 1 atmósfera•Cualquier metal presenta conexión eléctrica•Los sólidos están en contacto con el electrodo.
SURGE ASÍ LA TABLA DE POTENCIALES ESTÁNDAR DE REDUCCIÓNde las distintas semirreaciones
Pt platinado
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TABLA DE POTENCIALES
La tabla permite:
1. Comparar la fuerza REDOXde los sistemas (semireacciones) enfrentados:a mayor potencial, mayor poderOxidante ( menor poder reductor) y viciversa
2. Predecir el sentido de la reaccióncuando se enfrentan dos sistemas
Ejemplo : Fe2+ y Ce4+ en medio ácido
Ce4+ + e- = Ce3+ (2)
(2) oxida a (1)
La reacción que tiene lugar, sería:
Ce4+ + Fe2+ Ce3+ + Fe3+
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Aox + nAe- Ared EAo
=EAox / Ared
0.059nA
log-Aox
AredEo
Aox / Ared
ECUACIÓN DE NERNST
*Los valores de Eº siempre están referidos a condiciones estandar.*Esto presupone que la concentración de la especie activa o de cualquier otra involucrada en la reacción electroquímica sea 1 M.*Si la concentración es diferente, el potencial cambia.*Los cambios del potencial con la concentración se expresan por medio de la ecuación de NERST
Dependencia del potencial con la concentración
Ejemplos
1 Calcular el potencial de un electrodo dePt, inmerso en una disolución 0.1 M en Sn4+
Y 0.01 M en Sn2+
2 Calcular el potencial de otroelectrodo de Pt en un medio deHCl (pH=0.00), Cr2O7
2- O.05 M yCr3+ 1.5 M.
solución solución
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Relación potencial-concentración
Teóricamente es posible usar la relación de Nerst para determinar concentraciones
El ejemplo más claro es la relación ente el potencial de un electrodo inmersoEn una disolución que contiene iones del mismo:
Ejemplo
¿Qué concentración de Ag+ existe bajo unpotencial de +0.692 V vs E.NH.?
En cualquier caso, los métodospotenciométricos ( lección siguiente)se usan preferentemente como indicadoresde cambio de concentración mas quecomo métodos absolutos de medirconcentraciones.
La electroquímica estudia las aplicaciones de las reacciones Redox.
Electroquímica
Las reacciones redox son aquellas en las que se transfieren electrones de una sustancia a otra.
Una celda electroquímica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox (celda galvánica o voltaica).
Celda electrolítica es aquella que requiere de energía eléctrica para que la reacción química se lleve a cabo.
Una celda electroquímica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox (celda galvánica o voltaica).
Celda Galvánica es aquella en la que la reacción química ocurre de manera espontánea produciéndose energía eléctrica.
www.hobbysoft.com.ve/webs/jairomarquez/
Una celda galvánica es un sistema que permite obtener energía a partir de una reacción química de óxido-reducción.
Dicha reacción es la resultante de 2 reacciones parciales (hemirreacciones)
El diseño está hecho de tal manera que cada una de estas 2 hemirreacciones ocurra en “compartimentos” independientes llamados Hemiceldas pero unidos a través de un puente salino.
A su vez, cada hemicelda está constituida por un electrodo metálico y una solución de una de las sales del metal.
Los electrones se movilizan desde el agente reductor al agente oxidante pero a través de un circuito externo y se genera una corriente eléctrica
Electrodo :Superficie donde ocurre la oxidación o la reducciónÁnodo (-): Electrodo negativo donde ocurre la oxidaciónCátodo(+): Electrodo positivo donde ocurre la reducción
Puente Salino:•Conecta las disoluciones Generalmente contiene disoluciones inertes ( KNO3, NH4NO3, KCl).•Permite mantener la neutralidad de la DisoluciónPermite mantener la concentración 1M de las disoluciones en ambas hemiceldas
www.fisicanet.com.ar/.../ap02_electrolisis.php
El potencial eléctrico generado en una celda se obtiene mediante la suma de los potenciales de electrodo o bien restando el potencial del ánodo menos el potencial del cátodo , tomando los potenciales de reducción que se encuentran en las tablas.
fisica3ugm.blogspot.com
Es imposible medir el potencial de un solo electrodo, pero arbitrariamente se le ha dado el valor de cero al electrodo de hidrógeno, que se toma como referencia.
El hidrógeno gaseoso se burbujea en una disolución de ácido clorhídrico con un electrodo de platino que proporciona la superficie para que el hidrógeno se disocie y además sirve como conductor eléctrico.Para la reducción 2H+ + 2e- H2 (1 atm) E0 = 0 Volts
E0 se conoce como potencial estándar de reducción cuando la concentración de la solución es 1M y todos los gases están a 1 atm de presión. A este electrodo de hidrógeno se llama electrodo estándar de hidrógeno EEH.
Este electrodo se puede utilizar para medir los potenciales de otros electrodos.Por ejemplo, para medir el potencial de electrodo del Zn se mide el potencial de la celda
Zn (s) | Zn2+ (1M) || H+ (1M), H2 (1 atm) | Pt
Que da: E0celda = E0 Zn + E0H+
0.76 V = E0Zn + 0
por lo tanto: E0Zn / Zn2+ = 0.76 V y para la oxidación de Zn, el potencial de electrodo de reducción será el mismo pero con signo cambiado E0 Zn2+ / Zn = -0.76 v
La reacción global de la celda es igual a la suma de las 2 reacciones de semi-celda y la fem de la celda es igual a la suma de los potenciales eléctricos en cada electrodo así para la celda de Daniell.
Ánodo Zn – 2e- Zn2+ EZn
Cátodo Cu2+ + 2e- Cu ECu
Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu Ecelda = EZn + ECu
En las celdas ocurren las siguientes reacciones:
Electrodo de zinc Znº Zn+2 +2 e- O,76Electrodo de H2 2H+2e- H2 0,OO ΔEº 0,76
Eº
Electrodo de Cu Cuº Cu+2 +2 e- -O,34Electrodo de H2 2H+2e- H2 0,OO Δ Eº -0,34Esta última ocurre en el sentido contrario
Las reacciones ocurren sólo cuando el potencial es positivo
Entonces E0 celda = E0 cátodo – E0 ánodo
books.google.es/books?isbn=8429175202
Cuando la fem o potencial estándar de la celda es positivo indica que la reacción redox en ese sentido es espontánea. Si la fem es negativa, la reacción es espontánea en la dirección opuesta. Un E0 celda negativo no significa que la reacción no ocurra sino que cuando se alcanza el equilibrio, estará desplazado hacia la izquierda.
Espontaneidad de las reacciones Redox
En una celda eléctrica la energía química se transforma en energía eléctrica que esta dada por el producto de la fem de la celda por la carga eléctrica.
Energía eléctrica = fem (volts) x carga (coulombs) E eléctrica = E0 x q
La carga está determinada por el número de moles de electrones (n) que pasan a través del circuito. q = nFDonde:F = constante de Faraday (carga eléctrica contenida en un mol de electrones) 1 F = 96500 Coulomb / mol
Entonces
Δ G = E elec. = W elec. (trabajo eléctrico) = - E0nFEl signo es negativo cuando el trabajo lo realiza el sistema sobre los alrededores y ΔG es la energía libre que tiene el sistema para realizar el trabajo eléctrico.
ΔG0 = -n F E0celda
Como ΔG0 tiene que ser negativo para un proceso espontáneo y n y F son positivos, entonces E0 celda tiene que ser positivo ΔG0 = -R T ln K = - n F E0 celda
E0 celda = - R T ln K -n F
E0 celda = -(8.314 J/kmol)(298 k )(2.3) log K = 0.06 log K n (96500 J/mol) n
Por lo tanto, si se conoce cualquiera de las cantidades ΔG0, K, E0 celda, las otras 2 se pueden calcular.
La siguiente tabla nos da una relación entre esas cantidades
ΔGNegativa
K >1
Eo Celda
+
ReacciónEspontanea
0 = 1 0 En equilibrio
Positiva Negativa - No espontanea
Para una semicelda:
Esemicelda= E0 + 0.06 log [reduce] = Eosemicelda = Eo + 0.06 log [ reduce ]
n [ oxida ] n [ Oxida ]
Esta ecuación es conocida como Ecuación de Nernst y permite calcular la fem de la celda a condiciones no estándar.
www.galeon.com/.../fisicoquimica16.html
books.google.es/books?isbn=8429175202
Eº(Fe+3/Fe+2)= 0.77vEº(Ag+/Ag) = 0.80v
celdaselectroquimicas09.blogspot.com/2009_05_...
Para calcular el potencial cuando la concentración de la solución de la semicelda no es 1 M, se usa la ecuación de Nernst:
E = Eo + 0.0592 Log [reduce] n [Oxida]
Eo = potencial de la semicelda de reducción (tablas)n = número de electrones transferidos
Escritura simbólica de los electrodos de una Celda Galvánica
La reacción de oxidación se escribe a la izquierda, y la reacción de reducción a la derecha anotando el cambio de número de oxidación separando con una barra simple y el puente salino se simboliza con una doble barra.
Znº /Zn+2 // H+/ H2 /Pt
Ejercicios:
Calcule el potencial estándar de la siguiente celda galvánica
a) Mgº /Mg+2 // H+/ H2 /Pt . dibújela indicando el ánodo, el cátodo y signo de los electrodos.
b) Znº /Zn+2 // Cl-/ Cl2 /Pt, dibuje la celda indicando el ánodo, el cátodo y signo de los electrodos
c) Simbolice la celda galvánica de acuerdo a las siguientes reacciones
Ca +2H+ Ca+2 + H2
Cu +Ag+1 Cu+2 + Agº
Se aplica un potencial eléctrico externo y se
fuerza a que ocurra una reacción redox no espontánea.
• La reducción ocurre en el cátodo y la oxidación
en el ánodo (igual que en las pilas).
• En las celdas electrolíticas el cátodo es negativo
y el ánodo es positivo (al revés que en las pilas).
Celdas electrolíticas
Obtención de metales activos medianteelectrólisis de sólidos
Ejemplo: descomposición de NaCl
C: 2 Na+ (ac) + 2e- 2Naº Eºred= -2,71 V
Reducción
A: 2 Cl- (ac) Cl2º(g) + 2e- Eºoxi= -1,36 V
Oxidación
2Na+(ac)+ 2Cl-(ac)2Naº+ Cl2º(g) ΔEº = - 4,07 V
La palabra electrólisis procede de dos radicales:
Electro que hace referencia a electricidad
lisis que quiere decir ruptura.
En definitiva lo que ha ocurrido es una reacción de oxidación-reducción, donde la fuente de alimentación eléctrica ha sido la encargada de aportar la energía necesaria
Electrodepositación
La electrodepositación es una técnica de análisis, en la que se deposita el metal a analizar por electrólisis y por peso se determina la cantidad de este. La cantidad de metal depositado se rige porla ley de Faraday.
Ley de Faraday.- La masa del producto formado o el reactivo consumido en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad transferida al electrodo y a la masa molar de la sustancia en cuestión.
Por consiguiente; y a manera de ejemplo se dice que:1F reduce un mol de Na+
2F reducen un mol de Mg2+
3F reducen un mol de Al3+
Por consiguiente; y a manera de ejemplo se dice que:1F reduce un mol de Na+
2F reducen un mol de Mg2+
3F reducen un mol de Al3+
Electroquimica
• La corriente en los metales es transportada por los electrones, cada uno de los cuales porta una carga negativa e.
• La oxidación es una perdida de electrones. La reducción es una ganancia de electrones.
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El principio fundamental que rige el comportamiento de las celdas electroquímicas en su carácter de fuentes de corriente eléctrica, está basado en las reacciones químicas que se llevan a cabo entre los electrodos sumergidos en las soluciones electrolíticas por efecto del paso de la corriente eléctrica.
Electroquimica
Oxidación:• Un elemento se oxida
cuando en un cambio químico su número de
oxidación aumenta
Reducción:• Un elemento se reduce
cuando en un cambio químico su número de oxidación disminuye
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Electroquímica
Las reacciones de oxidación-reducción pueden ser el resultado de una transferencia directa de electrones de un dador a un aceptor.
Si se sumerge Zn metálico en una solución, que tenga CU(SO4)2, los iones Cu(II) emigran hacia la superficie del Zn y e reducen:
Cu+2 + 2e Cu(s)
A la vez que se oxida una cantidad equivalente de Zn Zn(s) + Cu+2 Zn+2 + Cu(s)
La ecuación global se obtiene sumando las dos semireacciones Zn(s) + Cu+2 Zn+2 + Cu(s)
Ecuaciones Redox
HNO SnO
N N
Sn Sn
HNO
SnO
NO SnO H O+3 2 2+ +
+5 +2
+1 +2se reduce
se oxida
3 Agente oxidante
Agente reductor
Cu 2 AgNO
Ag
Ag
Cu Cu
Ag
2Ag+ 3 + Cu(NO )3 2
0 +2
0
+1
se oxida
se reduce
Cu agente reductoragente oxidante
+1
ELECTROQUÍMICA
Se subdivide en dos clases:
1) Estudia las reacciones químicas que producen una corriente eléctrica (batería).
2) Estudia las reacciones químicas que son producidas por una corriente eléctrica (electrólisis).
Las reacciones electroquímicas son reacciones de oxidorreducción.
www.fq.uh.cu/.../electroquimica.htm
CELDA ELECTROQUIMICA
• Conjunto de 2 electrodos, cada uno se encuentra en una solución de electrolito, y están unidos por un puente salino. Los reactivos no se juntan y el puente mantiene el contacto eléctrico entre las dos semireacciones
CELDA ELECTROQUIMICA
• Un electrodo es un conductor eléctrico.• Un puente salino es un tubo que va de una celda a
otra con un tapón poroso en cada extremo, y contiene una disolución saturada de electrolito, normalmente KCl.
• Así se consigue que pasen iones de una celda a otra y no líquido, volviéndose a compensar las cargas, ya que se desequilibran al producirse una reacción de oxidación en una celda y otra de reducción en la otra.
CELDA ELECTROQUIMICA
• Para que circule corriente en la celda es necesario:
1. Que pueda haber una reacción de transferencia de electrones en cada uno de los electrodos.
2. Que dichos electrodos estén conectados mediante un conductor eléctrico.
3. Que las 2 celdas estén unidas mediante un puente salino.
Reacciones Químicas Espontáneas
Zn CuSO ZnSO Cu+ 4 4 +
Zn Zn
Cu Cu0
+2
+2
0 2e
2e
+
+
Oxidación
Reducción
Para la reacción
Zn CuSO ZnSO Cu+ 4 4 +
Se sabe que es espontánea debido a los potenciales estándar de oxidación y de reducción.
E0 celda = E0 oxidación + E0 reducción
E0 celda = E0 Zn + E0 Cu
E0 celda = +0.76 + 0.34
E0 celda = + 1.1 V
Por lo que la reacción es espontanea.
Electroquímica• Electrolisis Si el sulfato de cobre se disuelve en
agua, se disocia en iones cobre positivos e iones sulfato negativos.
Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, los iones cobre se mueven hacia el electrodo negativo, y se depositan como átomos de cobre.
Los iones sulfato, al descargarse en el electrodo positivo, son inestables y se combinan con el agua de la disolución formando acido sulfúrico y oxígeno.
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Electroquímica
• Para producir una corriente eléctrica a partir de una reacción química, es necesario tener un oxidante, es decir, una sustancia que gane electrones fácilmente, y un reductor, es decir, una sustancia que pierda electrones con facilidad.
www.fq.uh.cu/.../electroquimica.htm
ElectroquimicaEl funcionamiento de un tipo sencillo de Pila electroquímica. Al colocar una varilla de cinc en una disolución diluida de ácido sulfúrico, el cinc, que es un reductor, se oxida fácilmente, pierde electrones y los iones cinc positivos se liberan en la disolución, mientras que los electrones libres se quedan en la varilla de cinc. En esta pila se requiere una fuente exterior de electricidad
:
www.fq.uh.cu/.../electroquimica.htm
Electroquímica
• Celdas galvanicas: Una celda voltaica
aprovecha la electricidad de la reacción química espontánea para encender una lamparita, es decir, convierte energía potencial química en energía eléctrica
CELDA VOLTAICA
www.fq.uh.cu/.../electroquimica.htm
Electroquimica
Las tiras de cinc y cobre, dentro de soluciones de ácido sulfúrico diluido y sulfato de cobre respectivamente, actúan como electrodos (el derecho actúa como cátodo y el izquierdo como ánodo).
www.fq.uh.cu/.../electroquimica.htm
Electroquimica
• El puente salino (en este caso cloruro de potasio) permite a los electrones fluir entre las cubetas sin que se mezclen las disoluciones. Cuando el circuito entre los dos sistemas se completa, la reacción genera una corriente eléctrica.
www.fq.uh.cu/.../electroquimica.htm
Electroquímica
• Si ambas soluciones se conectan mediante un voltímetro su lectura acusará 1,10 V, esto debido a que el potencial de oxidación del Zn++ es 0,763 V y el del Cu++ es de -0,337 V, por lo tanto el cinc (de mayor potencial) le cede electrones al cobre (de menor potencial).
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Electroquimica
El metal de la tira de cinc se consume (oxidación) y la tira desaparece.
La tira de cobre crece al reaccionar los electrones con la disolución de sulfato de cobre para producir metal adicional (reducción).
Si se sustituye la lamparita por una batería la reacción de una se invertirá, creando una celda electrolítica, convirtiendo energía eléctrica en energía potencial química
Electroquímica
• La hemicelda del ánodo adquiere un exceso de iones de Zn positivos (para mantener la neutralidad eléctrica necesita iones negativos). La hemicelda del cátodo consume iones de Cu (para mantener la neutralidad, éste debe eliminar iones negativos).
• Los iones SO4= atraviesan la pared porosa para satisfacer la neutralidad eléctrica de ambas hemiceldas. Los tipos de celdas más comunes son: las pilas y el acumulador de plomo.
Electroquimica
Potenciales: • No hay manera de medir la energía potencial
de una hemicelda, sin embargo, la diferencia de potencial entre dos hemiceldas de una celda voltaica puede medirse con un voltímetro. Esta diferencia de potencial es una medida de la tendencia relativa de las dos sustancias para absorber electrones
ElectroquímicaEl potencial de un electrodo se refiere siempre
al potencial de un proceso de semipila que ha sido descrito como una reducción.
El potencial de una pila es la diferencia entre dos potenciales de electrodo, uno asociado con el cátodo, y otro con el ánodo.
E pila = E cátodo – E ánodo
Electroquimica
• Un potencial de electrodo es, en realidad, el potencial de una pila electroquímica, que implica un electrodo de referencia bien definido.
• Podría denominarse mas propiamente un potencial de electrodo relativo.
Electroquímica
Todos los dispositivos de medida de voltaje miden es diferencia de potencial.
Estos potenciales son útiles para calcular las constantes de equilibrio en procesos de oxidación - reducción
Electroquimica
Representación de las celdas:
Cu/Cu++(0.02M)//Ag+(0.02M)/Ag
Cu/CuSO4(0.02M)//AgNO3(0.02M)/Ag
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Electroquímica
Fuerza electromotriz
La fuerza electromotriz (FEM) es una característica de cada generador eléctrico y se define como el trabajo que el generador realiza para pasar la unidad de carga positiva del polo negativo al positivo por el interior del generador
Fuerza electromotriz• Esto se justifica en el hecho de que cuando circula
esta unidad de carga positiva por el circuito exterior al generador, desde el polo positivo al negativo.
• Al llegar a este polo negativo es necesario realizar un trabajo o sea, un consumo de energía (mecánica, química, etc,) para el transporte de dicha carga por el interior desde un punto de menor potencial (polo negativo) a otro de mayor potencial (polo positivo)La F.E.M. se mide en voltios lo mismo que el potencial eléctrico
Li/Li+ -3.04 mV K/K+ -2.92 mV Ca/Ca2+ -2.87 mV Na/Na+ -2.71 mV Mg/Mg2+ -2.37 mV Mn/Mn2+ -1.18 mV 2H2O/H2 + OH- -0.83 mV Zn/Zn2+ -0.76 mV Cr/Cr3+ -0.74 mV Fe/Fe2+ -0.56 mV Fe/Fe3+ -0.44 mV Cd/Cd2+ -0.40 mV Ti/Ti2+ -0.34 mV
Co/Co2+ -0.28 mV Ni/Ni2+ -0.23 mV Sn/Sn2+ -0.14 mV Pb/Pb2+ -0.13 mV H 2 /2H+ 0.00 mV
Cu/Cu+ +0.34 mV 2Hg/Hg2
2+ +0.79 mV Ag/Ag+ +0.80 mV Hg/Hg2+ +0.85 mV Pt/Pt 2+ +1.20 mV Cl2/2Cl - +1.36 mV Au/Au+ +1.50 mV F2 /2F- +2.87 mV
Serie Electroquímica (potencial estándar a 25ºC)
Electrólisis
La electrólisis es un proceso donde la energía
eléctrica cambiará a energía química.
El proceso sucede en un electrólito, una solución
acuosa o sales disueltas que den la posibilidad a los
iones de ser transferidos entre dos electrodos. El
electrolito es la conexión entre los dos electrodos
que también están conectados con una corriente
directa.
www.hobbysoft.com.ve/webs/jairomarquez
Electroquímica
• Desde el punto de vista Fisicoquímico los conductores más importantes son los del tipo electrolíticos, es decir los electrolitos; estos se distinguen de los conductores electrónicos, como los metales, por el hecho de que el paso de una corriente eléctrica va acompañada por el transporte de materia
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Electroquímica
• Si un par de electrodos se ponen en una solución de un electrolito, o un compuesto ionizable, y una fuente de corriente directa se conecta entre ellos, los iones positivos en la solución se mueven hacia el electrodo negativo y los iones negativos hacia el electrodo positivo.
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Electroquímica
• Para alcanzar los electrodos, los iones pueden ganar o perder electrones y se transforman en moléculas o átomos neutros, la naturaleza de las reacciones de un electrodo dependen de la diferencia de potencial, o el voltaje, aplicado.
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Electroquímica
• En todos los casos, la cantidad de material que se deposita en cada electrodo al pasar la corriente por un electrolito sigue la ley enunciada por el químico físico británico Michael Faraday:
• La cantidad de material depositada en cada electrodo es proporcional a la Intensidad de la corriente que atraviesa el electrolito, y que las masas de distintos elementos depositados por la misma cantidad de electricidad son directamente proporcionales a las masas equivalentes de los elementos, es decir, a sus masas atómicas divididas por sus valencias
conciencianoosfera.wordpress.com/.../13/chips
Electroquímica
• Si en una solución acida bien diluida en agua se sumergen dos alambres, de platino, unidos a los 2 polos de una fuente de corriente, se desprenden en los alambres burbujas de hidrogeno y oxigeno respectivamente.
• Si la disolución electrolítica contuviera una sal de cobre o plata se liberaría el metal correspondiente en lugar de hidrogeno.
• Los fenómenos asociados con la electrolisis fueron estudiados por Faraday
fcogurrola.blogspot.com
celdaselectroquimicas09.blogspot.com/2009_05_...
Electroquímica
• Conductores de Corriente Eléctrica• Cualquier material que ofrezca poca resistencia al
flujo de electricidad se denomina conductor eléctrico como las disoluciones de la mayoría de los ácidos inorgánicos, bases y sales.
• Todo material que impida el paso de la corriente eléctrica es denominado mal conductor o aislador eléctrico, como las disoluciones de azúcar, alcohol, glicerina y muchas otras sustancias orgánicas.
Electroquímica• La diferencia entre un conductor y un aislante, es de
grado más que de tipo, ya que todas las sustancias conducen electricidad en mayor o en menor medida.
• Un buen conductor de electricidad, como la plata o el cobre, puede tener una conductividad mil millones de veces superior a la de un buen aislante, como el vidrio o la mica.
• En los conductores sólidos la corriente eléctrica es transportada por el movimiento de los electrones; y en disoluciones y gases, lo hace por los iones.
Electroquímica• En los conductores sólidos la corriente
eléctrica es transportada por el movimiento de los electrones; y en disoluciones y gases, lo hace por los iones.
www.fq.uh.cu/dpto/qf/uclv/.../Electrolisis/P6.htm
Electroquímica
Los conductores se clasifican en:a) Conductores de 1° clase: son aquellos que
dejan fluir la electricidad sin sufrir alteración, como los metales.
b) Conductores de 2° clase o electrólitos: son aquellos que se ionizan y entonces conducen la corriente eléctrica, como las soluciones acuosas de ácidos, bases y sales, así también las sales fundidas
Electroquimica
Los electrólitos a su vez se clasifican en:I) Fuertes: Los electrólitos que proporcionan
disoluciones altamente conductoras se llaman electrólitos fuertes (como el ácido nítrico o el cloruro de sodio).
II) Débiles: Los que producen disoluciones de baja conductividad reciben el nombre de electrólitos débiles como el cloruro mercurioso (HgCl2) o el ácido etanoico (CH3-COOH).
Electroquimica
• Electrólitos• Los ácidos, las bases y las sales sólidas son
malos conductores de la electricidad, pero cuando cualquiera de estas sustancias se disuelve en agua,la solución resultante es conductora.
ricardi.webcindario.com/fisica/calyele.htm
Electroquimica
• Cuando una de estas sustancias se disuelve en agua , se disocian en partículas con carga eléctrica (positiva o negativa) llamadas iones y a la disociación en iones se la denomina ionización. Así un ion se define como átomo o grupo de átomos con carga eléctrica. Un átomo que pierde un electrón forma un ion de carga positiva, llamado catión; un átomo que gana un electrón forma un ion de carga negativa, llamado anión.
mesa7porfin.blogspot.com
Electroquimica
• Cualquier sustancia que produce iones en solución es un electrólito. Las sales son iónicas aún en estado sólido, pero cuando se disuelven o se funden, los iones se separan y adquieren libertad de movimiento. La conducción electrolítica se debe a la movilidad iónica en estado líquido.
reyhidrogeno.blogspot.com/
Electroquimica
Ionización Al combinarse sodio con cloro, para formar cloruro
de sodio, cada átomo de sodio cede un electrón a un átomo de cloro,dando como resultado un ion sodio con carga positiva y un ion cloro con carga negativa.
e- e-
e +
Cl2 ° + 2.Na ° 2.NaCl
Na e- e-Cl
e-
e-
e-
www.monografias.com/.../image002.gif
Electroquimica
• En un cristal de cloruro de sodio la fuerte atracción electrostática entre iones de cargas opuestas mantiene firmemente los iones en su sitio, estableciéndose un enlace iónico. Cuando el cloruro de sodio se disuelve en agua, los iones se disocian y pueden moverse libremente.
• NaCl Na+ + Cl-
Electroquimica• Cuando se disuelve cloruro de sodio en agua,
los iones se disocian (por la atracción entre los iones y el disolvente), y esta disolución es un excelente conductor de la electricidad.
Electroquimica
• El químico sueco Arrhenius fue el primero en descubrir que algunas sustancias en disolución se encuentran en forma de iones y no de moléculas, incluso en ausencia de una diferencia de potencial eléctrico.
• Cuando un electrolito se introduce en una disolución, se disocia parcialmente en iones separados, y que el grado de disociación depende de la naturaleza del electrolito y de la concentración de la disolución.
Electroquimica
• Según la teoría de Arrhenius, al disolver una determinada cantidad de cloruro de sodio en un gran volumen de agua, los iones se disocian en mayor grado que si esa misma cantidad se disuelve en un volumen menor de agua.
Electroquimica
• La constante dieléctrica del disolvente es otro factor importante en las propiedades de la disolución. La ionización es mayor en un disolvente como el agua, que tiene una constante dieléctrica elevada.
Electroquimica• Electrólisis Si se coloca un par de
electrodos en una cuba que contenga una disolución de un electrolito y se conecta una fuente de corriente continua y un galvanómetro entre ellos, se observará en el galvanómetro la circulación de la corriente eléctrica
Electroquimica• Corriente eléctrica y
movimiento de iones• Los iones positivos de la
disolución se mueven hacia el electrodo negativo cátodo y los iones negativos hacia el positivo ánodo. Al llegar a los electrodos, los iones pueden ganar o perder electrones y transformarse en átomos neutros o moléculas.
Aplicaciones de la Electroquímica