31-07-2019

1

ELECTROQUIMICA CUARTO MEDIO 2019

Rama de la química que estudia la relación entre

la energía eléctrica y las reacciones química.

Si la reacción química es capaz de

producir electricidad se habla de

una pila electroquímica o celda

galvánica (espontanea)

Si en cambio es necesario aplicar

electricidad para producir una reacción

química se trata de electrólisis o celda

eléctrica ( no espontanea)

Electroquímica

1

2

31-07-2019

2

Electrólisis y celdas electrolíticas

• La electrólisis corresponde al proceso contrario a las celdas galvánicas,esto es, la aplicación de energía eléctrica para lograr una reacción químicaredox (no espontánea, E° <0).

• El proceso de la electrólisis se lleva a cabo en una celda electrolítica, lacual está constituida por dos electrodos inmersos en una sal fundida o enuna solución, conectados a una fuente externa de corriente eléctrica(batería), la que actúa como “bomba de electrones” empujándolos haciaun electrodo y tomándolos del otro.

• La corriente eléctrica descompone el electrolito en cationes que migranhacia el cátodo (donde se produce la reducción) y en aniones que lo hacenhacia el ánodo (donde se produce la oxidación).

• Un ejemplo de este tipo decelda es la electrólisis delcloruro de sodio fundido,conocido como celda deDowns:

En ella los iones de 𝑁𝑎+ captan electrones y sereduce a Na° en el cátodo .Los iones de𝐶𝑙− se mueven hacia el ánodooxidándose, lo que se representa en lassiguientes ecuaciones:

3

4

31-07-2019

3

En resumen, las celdas electrolíticas se caracterizan por:

• Requerir energía eléctrica, ya que por sí sola no funcionarían.

• En el ánodo(+) ocurre la oxidación.

• En el cátodo (-) ocurre la reducción.

Pilas GalvánicasLuigi Galvani y Alessandro Volta:

• Es una celda electroquímica que obtiene la energía eléctrica a partir de reacciones redox espontáneas que tienen lugar dentro de la misma.

5

6

31-07-2019

4

1. Básicamente son dos semi celdas separadas físicamente.

2. Un electrodo de Cinc, es decir, una lámina de este metal. La lámina se introduce en

una solución acuosa de una sal soluble de (ZnSO4 ). En este electrodo que se denomina

ánodo (-) tiene lugar la oxidación. Esto se comprueba fácilmente, ya que durante el

proceso disminuye la masa del metal por disolución de esta.

𝒁𝒏(𝒔) - 2e → 𝒁𝒏+𝟐

3.Un electrodo de cobre , constituido por una lámina de este metal que se sumerge en una

solución de una sal soluble de Cu+2 , el CuSO4. En este electrodo llamado cátodo (+)

tiene lugar la reducción, lo que se comprueba ya que durante el proceso aumenta la masa

del cobre.

Cu+2 + 2e →𝐂𝐮° (s)

4. Un conductor externo metálico que permite el flujo constante de los electrones desde

el ánodo al cátodo.

5. Voltímetro: mide la fuerza electromotriz de la pila, es decir, la diferencia de potencial entre los electrodos, a la que se debe el flujo de electrones.

• Esta fuerza electromotriz, FEM, o potencial de la pila, no solodepende de la naturaleza de los electrodos, sino también de laconcentración de las disoluciones electrolíticas y de sutemperatura. Cuanto mayor es el potencial de la pila, mayor essu capacidad para producir un flujo constante de electrones.

6. Puente salino :es un tubo en U que va de una celda a otra con

un tapón poroso en cada extremo y contiene una solución saturada

de un electrólito inerte para los procesos de la pila, como por

ejemplo KCl, NaCl , HNO3 , su función es cerrar el circuito y

mantener la neutralidad eléctrica de las soluciones anódicas y

catódicas.

7

8

31-07-2019

5

COMPONENTES PILA GALVANICA

Componentes.

La celda galvánica, constade una lámina de zincmetálico, Zn (electrodoanódico), sumergida en unadisolución de sulfato dezinc, ZnSO4, 1 M (soluciónanódica) y una lámina decobre metálico, Cu(electrodo catódico),sumergido en unadisolución de sulfato decobre, CuSO4, 1 M(solución catódica).

• Si la concentración de la solución en ambos vasos es 1 molar y la Tº 25ºC a 1 atm la diferencia de potencial de esta celda o pila es 1,1 Volt. ( aprox).

Zn(s) + Cu2+(ac, 1 M) → Zn2+(ac, 1 M) + Cu(s) Eocelda = 1,10 V

9

10

31-07-2019

6

• Los electrones se liberan en el ánodo y fluyen fuera de Él.

Como los electrones tienen carga negativa se otorga al ánodo un signo negativo. Por elcontrario los electrones fluyen desde el cátodo a la solución. De esta manera se le da unsigno positivo al cátodo, porque atrae los electrones negativos.

• Para expresar la composición de las pilas se emplea una notación abreviada. Porconvenio, si suponemos que las dos soluciones utilizadas tienen una concentración 1,0 Mla notación de la pila de Daniel o descrita es la siguiente:

Signos de electrodos de la pila Galvánica.

↓

11

12

31-07-2019

7

FUERZA ELECTROMOTRIZ DE LAS PILASFEM

La corriente eléctrica fluye debido a una diferencia de potencial entrelos dos electrodos, llamada fuerza electromotriz (fem, De). Unidades: voltios (V)

• Reacción espontánea: De > 0

• Reacción no espontánea: De < 0

(la reacción espontánea será la inversa)

• Equilibrio: De = 0 (no se produce energía eléctrica)

La pila se ha agotado.

Para calcular Deº de cualquier pila, se utilizan lospotenciales de electrodo.Para medirlos:

El electrodo de referencia al que por convenio se leasigna el valor de potencial cero es el Electrodo estándar de hidrógeno.

2 H+ (aq) + 2 e- H2 (g) eº = 0.00 V

• Se construyen pilas con un electrodode hidrógeno y otro que cuyo potencialqueramos averiguar y se mide la FEMde la pila.

• Dicha FEM será el potencial estándardel otro electrodo.

13

14

31-07-2019

8

En las tablas figuran los potenciales estándar (eº) de reducción

Serie electroquímica

p.ej.: Zn2+ + 2e- Zn eº = -0.76 V

Cu2+ + 2e-Cu eº = +0.34 V

Más tendencia a reducirse; más oxidante C

La fem de una pila se calcula como: Deº = eº(cátodo) - eº(ánodo)

[reducción] [oxidación]

Para que funcione la pila (reacción espontánea): Deº > 0

p.ej.: 0.34 – (-0.76) = 1.10 V

Ejercicios

1.Considera la reacción Zn(s)+Cd+2(ac)→ Zn+2

(ac)+ Cd(s)

a) Escribe las semirreacciones de oxidación y de reducción.

b) Indica el agente oxidante y reductor

c) Escribe el esquema abreviado de la pila que se puede formar con dicha reacción.

d) Indica el ánodo y el cátodo de la pila.

15

16

31-07-2019

9

2.- Considera la pila Ni(s)/ Ni+2(ac) // Ag+

(ac) / Ag(s)

a) Escribe las semirreacciones de oxidación y reducción

b) Indica el agente oxidante y el reductor

c) Escribe la reacción neta.

d) Indica el polo positivo y el negativo de la pila.

Se construye la pila Zn/Zn+2 // Ag+ /Ag .Indica.

• Las semirreacciones, indicando cuál es de oxidación, cual de reducción y la reacción total.

• La fen de la pila

• La polaridad de cada electrodo.

• Datos Zn+2/Zn = -0,76; Ag+ /Ag = 0,80

17

18

31-07-2019

10

• 4. - Dado los potenciales normales de reducción Cu+2 / Cu = 0,34 y Ag+ /Ag = 0,80

• a) ¿Cuál será la reacción espontánea que tendrá lugar en una pila formada por estos dos electrodos? ¿ por qué? Calcule la fem de la pila.

• b) ¿En qué sentido y por donde circularán los electrones? ¿Cuál será la función del puente salino? Haga un esquema de la pila. Escriba la notación de la pila.

•

19

20

31-07-2019

11

• 5.- Se monta una pila galvánica introduciendo un electrodo de cinc en una solución 1M de nitrato de cinc y un electrodo de plata en una solución en una solución 1M de nitrato de plata.

• a) Indica cuál es el ánodo y cuál el cátodo.

• b) Escribe la ecuación neta.

• c) Indica el sentido de los electrones por el circuito exterior

• d) Calcula la fuerza electromotriz de la pila.

Datos Zn+2 /Zn = -0,76 Ag+ /Ag = 0,80

APRENDIZAJE COMPLEMENTARIO

21

22

31-07-2019

12

El acumulador de plomo

El acumulador de plomo, conocido habitualmente como “batería de automóvil ” es un dispositivo muy especial. Por una parte, proporciona corriente para producir el arranque de un motor, pero por otra parte, también recibe corriente. De lo contrario se agotaría muy pronto.

La corriente que recibe, provoca cambios químicos que recomponen los materiales que necesita el acumulador para producir corriente. Esta ocurrencia de transformaciones químicas por la corriente, se conoce con el nombre de “electrólisis” y forma parte de la electroquímica.

ElectrólisisCiertas sustancias, (ácidos, hidróxidos, sales y algunos óxidos metálicos disueltos o

fundidos) son conductores de electricidad al mismo tiempo que se descomponen al

paso de la corriente eléctrica, estas sustancias son llamadas electrolitos.

A tal fenómeno se le denomina electrólisis y constituye fundamentalmente un proceso

redox que se desarrolla "no espontáneamente" es decir:

Transformaciones que requieren para su realización una fuerza externa de energía.

Por ejemplo, si se coloca solución de cloruro de cobre (II) en una cuba electrolítica y se introducen en ella dos electrodos de grafito conectados a una pila de 4.5 voltios. Se observa el desprendimiento de un gas y el depósito de un sólido en los electrodos. En el electrodo + ( ánodo) se desprende el cloro ya que se ha producido la oxidación. En el otro electrodo (-) se deposita el cobre. La reducción se lleva a cabo en el cátodo.

2 Cl - ----- Cl 2 + 2 e Cu 2+ + 2 e ----- Cu 0

23

24

31-07-2019

13

GALVANOTECNIA

Proceso electroquímico por el cual se deposita una capa fina de metal sobre una base generalmente metálica. Los objetos se galvanizan para evitar la corrosión, para obtener un acabado atractivo, para purificar metales, como en la refinación electrolítica del cobre. Los metales que se utilizan son: cadmio, cromo, cobre, oro, níquel, plata y estaño.El objeto que va a ser cubierto se coloca en una disolución (baño) de una sal del metal recubridor, y se conecta a un terminal negativo (cátodo) de la fuente. Allí se producirá la reducción y por lo tanto se depositará el metal deseado. La fuente debe ser de bajo voltaje, normalmente de 1 a 6 V.

Los materiales no conductores pueden ser galvanizados si se cubren antes con un material conductor como el grafito.

Electrólisis del agua

Es la descomposición de H2O en O2 e H2. En la celda se observa que el hidrógeno aparece en el cátodo y el oxígeno se produce en el ánodo.

La cantidad de hidrógeno generado es el doble que la de oxígeno, y ambas son proporcionales al total de carga eléctrica que fue enviada. La eficacia de la electrólisis aumenta con la adición de un electrolito (como la sal, un ácido o una base) y el uso de catalizadores.

H2 + ½ O2 ------ H2O

Recordemos que si una reacción no es espontánea, la reacción contraria si lo es

25

26