Electroqu aplica

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Electroqu aplica

  1. 1. 1Fundamentos de Electroquímica
  2. 2. Reactividad químicaSerie galvánica en agua de mar2
  3. 3. Reacciones de óxido reducciónoxidante = agente oxidanteespecie reaccionante que se reduce, ganandoelectrones a costa de una especie que se oxida.incremento en el número de hidrógenos en su fórmulareductor = agente reductorespecie reaccionante se oxida, perdiendoelectrones que dona a la especie que se reduce.incremento en el número de oxígenos en su fórmula3
  4. 4. Reacciones de óxido reducciónMedias reacciones4Reducción:Oxidación:
  5. 5. Reacciones de óxido reducciónMedias reacciones5Reducción:Oxidación:
  6. 6. Construcción de una celda electroquímicaSeparación de los procesos redox6
  7. 7. Separación de los procesos redox7Construcción de una celda electroquímica
  8. 8. Zn2+Cu2+– +El potencial de circuito abierto (i=0) es equivalente a lafuerza electromotriz (f.e.m.)8Construcción de una celda electroquímica
  9. 9. Zn2+ Cu2+– +SO4=El potencial de circuito cerrado (i  0) es menor que el valorde fuerza electromotriz (f.e.m.) medido.Esta celda se denomina galvanostática.9Construcción de una celda electroquímica
  10. 10. ÁnodoCátodoRepresentación convencional de una celdaCelda GalvanostáticaCelda de Daniels10− +
  11. 11. Electrodos de referenciaElectrodo estándar de hidrógeno (SHE) o normal de hidrógeno (NHE)11
  12. 12. Potenciales de reducción estándar12Medición de un potencial de reducción estándar
  13. 13. Escala de potenciales estándar de reducción13
  14. 14. Derivación de la ecuación de Nernst14
  15. 15. Uso de la ecuación de Nernst15
  16. 16. Descubriendo lasceldas electrolíticas
  17. 17. Parte I – Celdas >ElectrolíticasMuy importante en procesos industriales
  18. 18. Pila+-ElectrodosinertesFuente depoderCubaelectrolíticae-e-MedioconductivoElectrólisisDel NaClPOlaridad de los electrodos(-) (+)
  19. 19. ¿Qué especies químicas estaríanpresentes en un vaso de cloruro desodio fundido?, NaCl (l)?Na+ Cl-Examinemos la celda electrolítica para NaCl fundido.
  20. 20. +-PilaNa (l)Cátodo ÁnodoNaCl fundidoNa+Cl-Cl- Na+Na+Na+ + e-  Na 2Cl-  Cl2 + 2e-Cl2 (g) Cloro gaseosoObserve las reacciones en los electrodosNaCl (l)(-)Cl-(+)
  21. 21. +-Pilae-e-NaCl (l)(-) (+)Cátodo ÁnodoNaCl fundidoNa+Cl-Cl-Cl-Na+Na+Na+ + e-  Na 2Cl-  Cl2 + 2e-Los cationesEmigran haciaEl cátodo (-)Los anionesEmigran haciaEn ánodo (+)A nivel microscópico
  22. 22. NaCl fundido en la celda electrolíticaEn el cátodo (-)Reducción Na+ + e-  NaEn el ánodo (+)Oxidación 2Cl-  Cl2 + 2e-Reacción global2Na+ + 2Cl-  2Na + Cl2X 2La reacción no es expontánea
  23. 23. Definiciones:CÁTODOLa REDUCCIÓN ocurre a este electrodoÁNODOLa OXIDACIÖN ocurre en este electrodo
  24. 24. ¿Qué esepcies químicas estaránpresentes en una celda electrolítica consolución de NaCl?Na+ Cl-H2OAhora con solución de NaCl, ¿Las reacciones serán las mismas o diferentes?
  25. 25. Pila+- Fuente de podere-e-NaCl (aq)(-) (+)cátodoEl medio esdiferenteSolución de NaClánodo2Cl-  Cl2 + 2e-Na+Cl-H2O¿Qué sustancia se reduceen el cátodo?
  26. 26. Solución de NaCl en la celda electrolíticaLo que sucede en el cátodo (-)REDUCCIÓN Na+ + e-  Na2H20 + 2e-  H2 + 2OH-Lo que sucede en el ánodo (+)OXIDACIÓN 2Cl-  Cl2 + 2e-2H2O  O2 + 4H+ + 4e-Reacción total2Cl- + 2H20  H2 + Cl2 + 2OH-
  27. 27. e-Ag+AgPor cada electrón, un átomo de plata se deposita enel electrodoAg+ + e-  AgLa intensidad de corriente eléctrica se mide enAmperios. Amperio, es la cantidad de corrienteque al pasar por una solución de AgNO3, encondiciones normales depositará0.001119 g Ag/sec1 amp = 0.001119 g Ag/sec
  28. 28. Leyes de FaradayLa masa que se deposita o libera de un electrodo esdirectamente proporcional a la cantidad de electricidadque atraviese el electrolito ya sea en solución o fundido.Coulombio unidad de carga eléctrica más pequeña (q)q es el producto de los amperiospor el tiempo en segundosq = ItcoulombCorriente en amperios (A)Tiempo en segundos1 coulomb = 1 amp-sec = 0.001119 g Ag
  29. 29. Ag+ + e-  Ag1 mol de e- = 1 mol de Ag = 108 g Ag108 g Ag/mol e-0.001119 g Ag/C= 96500 C/mol e- Aprox1 Faraday (F )6,022 x 1023 e- equivalen a 96500 C1 e- equivale a 1,6 x 10-19 Cmolmetal depende del medio de la reacción
  30. 30. Ejemplo usando la 1ra ley de Faraday• ¿Cuántos gramos de cobre (II) se depositarán en 3 horas al paso de 4amperios? (Cu= 63,5)w= x a) Hallar Eq_qt= 3 h x 3600 s = 10800 s Eq_q= P.a/N.O x 96500I= 4 A Eq-q= 63,5/2 x 96500N.O= 2 Eq_q= 0,000329 g/Cb) Hallar ww= Eq_qItw= 0,000329 x 4 x 10800w= 14,21 gramos de Cu Rspta
  31. 31. Se tiene 3 soluciones de Au+3; Zn+2 y Ag+1 respectivamente, por las cuales circula 50000coulombios y están unidas en serie. Determine la cantidad de metal que se depositaen cada ánodo. (Au= 197; Zn= 65; Ag= 108)Pila- ++ + +- - -1.0 M Au+3 1.0 M Zn+2 1.0 M Ag+Au+3 + 3e-  Au3(96500) 197 g50000 x gX= 34,02 g de AuZn+2 + 2e-  Zn2(96500) 65 g50000 x gX= 16,84 g de ZnAg+ + e-  Ag96500 108 g50000 x gX= 55,95 g de Age-e-e- e-Ejemplo de la 2da Ley de Faraday
  32. 32. Proceso para obtener aluminio• La electrólisis del Al2O3 fundido se mezcló con criolitaa bajo punto de fusión• La celda electrolítica opera a la temperatura de 1000ºC• El aluminio era un metal precioso en 1886.• ¡Un bloque de aluminio está en la punta delMonumento de Washington!
  33. 33. Cátodo de carbonoRayado en la celdaBurbujasdeCO2Al (l)Al2O3 (l)Al(líquido)-+Cátodo: Al+3 + 3e-  Al (l)Ánodo: 2 O-2 + C (s)  CO2 (g) + 4e-FuenteDePoderAl+3O-2O-2Al+3O-2Ánodos de grafitoe-e- 
  34. 34. El proceso del vestíbuloCátodo: Al+3 + 3e-  Al (l)Ánodo: 2 O-2 + C (s)  CO2 (g) + 4e-4 Al+3 + 6 O-2 + 3 C (s)  4 Al (l) + 3 CO2 (g)x 4x 3El grafito del ánodo no se consume en el proceso.
  35. 35. Parte II – CeLdas galvánicasCorrosión y baterías
  36. 36. Cu1.0 M CuSO4Zn1.0 M ZnSO4El Puente de salDe KCl en agarProporciona laconducciónde corriente entrelas semiceldasConstrucción deUna celda galvánicaObserve loselectrodos para verlo que estáocurriendo.
  37. 37. Cu1.0 M CuSO4Zn1.0 M ZnSO4Lámina decobre comoelectrodoEl electrodo deZn comienza acorroerEn el cátodoCu+2 + 2e-  CuEn el ánodoZn  Zn+2 + 2e--+¿QUé reacciones hay en la celdagalvánica?¿Qué señal hay en los electrodos?¿Qué pasó acada electrodo?¿Por qué?
  38. 38. Celda galvánica• En el cátodo de la celda (+)REDUCCIÓN Cu+2 + 2e-  Cu• En el ánodo de la celda (-)OXIDACIÓN Zn  Zn+2 + 2e-• Reacción global de la celdaZn + Cu+2  Zn+2 + Cu¡Reacción expontánea produce corriente eléctrica!
  39. 39. Ahora para una celda normal compuesta deCu/Cu+2 y Zn/Zn+2, ¿que voltaje se producepor la reacción a 25oC?Condiciones normalesTemperatura - 25oCToda solución – 1.00 MTodos los gases – 1.00 atm
  40. 40. Cu1.0 M CuSO4Zn1.0 M ZnSO4En el cátodoCu+2 + 2e-  CuEn el ánodoZn  Zn+2 + 2e--+Ahora remplace el foco por un voltímetro1.1 voltio
  41. 41. H2 input1.00 atminertmetal¡Necesitamos un electrodo normalpara hacer la medidascontrastantes!Electrodo de Hidrógeno normal (EHN)Pt1.00 M H+25oC1.00 M H+1.00 atm H2En la celda2H+ + 2e-  H2EoEHN = 0.0 voltios
  42. 42. H2 1.00 atmPt1.0 M H+Cu1.0 M CuSO40.34 vEn el cátodoCu+2 + 2e-  CuEn el ánodoH2  2H+ + 2e-KCl con agar+¡Ahora combinemos un medio de cobre con EHN !Eo = + 0.34 v
  43. 43. H2 1.00 atmPt1.0 M H+1.0 M ZnSO40.76 vEn el cátodo2H+ + 2e-  H2En el ánodoZn  Zn+2 + 2e-KCl con agarZn-¡Ahora combinamos un medio de Zn con EHN!Eo = - 0.76 v
  44. 44. Al+3 + 3e-  Al Eo = - 1.66 vZn+2 + 2e-  Zn Eo = - 0.76 v2H+ + 2e-  H2 Eo = 0.00 vCu+2 + 2e-  Cu Eo = + 0.34Ag+ + e-  Ag Eo = + 0.80 vAsignando el EoEscriba la reducción de las celdasy asigne el voltaje decada electrodoActividadcreciente
  45. 45. 105Db107BhMetales no activosMetal + H+  no reacción Desde Eocell < 0
  46. 46. Calculando el potencial de la celda, Eocelda, encondicones normalesFe+2 + 2e-  Fe Eo = -0.44 vO2 (g) + 2H2O + 4e-  4 OH- Eo = +0.40 vEsto es corrosión u oxidación del metal.Condidera una gota de agua oxigenada en unobjeto de hierroFeH2O con O2Fe  Fe+2 + 2e- -Eo = +0.44 v2x2Fe + O2 (g) + 2H2O  2Fe(OH)2 (s) Eocell= +0.84 vreverso
  47. 47. ¿El fierro es un metal activo?¿Qué pasaría si el hierro se expone al ión dehidrógeno?¿Cómo la lluvia ácida influye en la corrosión delhierro?Fe + 2H+  Fe+2 + H2 (g) Eocell = +0.44 VFe  Fe+2 + 2e- -Eo = +0.44 vO2 (g) + 4H+ + 4e-  2H20 Eo = +1.23 v2x2Fe + O2 (g) + 4H+  2Fe+2 + 2H2O Eocell= +1.67 vAumenta el proceso de corrosión
  48. 48. ¿Qué pasa con el potencial del electrodo si lascondiciones no son las normales?La ecuación de Nerst ajustas a laas condicionesque no son normalesPara un potencial de reducción: ox + ne  reda 25oC: E = Eo - 0.0591 log (red)n (ox)Calcule el E para el electrodo de hidrógeno donde0.50 M H+ and 0.95 atm H2.en general: E = Eo – RT ln (red)nF (ox)
  49. 49. DGo = -nFEocellLa Energía libre y el potencial de celdaCu  Cu+2 + 2e- -Eo = - 0.34Ag+ + e-  Ag Eo = + 0.80 v2xCu + 2Ag+  Cu+2 + 2Ag Eocell= +0.46 vdonde n es el número de electrones parabalancear la ecuación¿Cuál es la energía libre en la celda ?1F = 96,500 J/v
  50. 50. Y la relación anterior:DGo = -nFEoceldaDe la termodinámica tenemos:DGo = -2.303RT log K-nFEocell = -2.303RT log Kat 25oC: Eocell = 0.0591 log Kndonde n es el número de electrones Para balancear la reacción
  51. 51. Galvánica ElectrolíticaNecesita pilasdoselectrodosproducecorrienteeléctricaánodo (-)cátodo (+)ánodo (+)cátodo (-)Puente salino vasosmedio conductorComparación de Celda ElectroquímicasDG < 0DG > 0
  52. 52. Electroquímica III16 de mayo de 2005
  53. 53. BateríasUna batería es una celda electroquímicaSuelen ser varias celdas electroquímicasconectadas en seriePueden ser usadas como una fuente decorriente eléctrica directa a un voltajeconstanteEs completamente autosuficiente
  54. 54. Pila seca2NH4+(ac)+2MnO2(s)+2e Mn2O3(s)+2NH3(ac)+H2O(l)Zn(s) Zn 2+(ac)+ 2 e
  55. 55. Aislante Ánodo ( recipiente de Zn)Cátodo de aceroDisolución electrolítica que contieneKOH, pasta de Zn(OH)2 y HgOBatería de mercurioHgO(s)+H2O(l)+2e Hg(l)+2OH-(ac)Zn(s) +2OH-(ac) ZnO(s)+H2O(l)+ 2 eZn(s) +HgO(s) ZnO(s)+Hg(l)
  56. 56. CátodoÁnodoTapaPbO2 ( placas positivas)Pb ( placas negativas)Solución de SO4H2PbO(s)+4H+(ac) +SO42-(ac)+2e PbSO4(s)+ 2H2O(l)Pb(s) +SO42- (ac) PbSO4(s)+ 2 ePb(s) +PbO(s)+ 4H+(ac) +SO42-(ac) 2PbSO4(s)+2H2O(l)Acumulador de plomo
  57. 57. ÁnodoCátodoElectrolito sólidoLi+Batería de litio – estado sólido
  58. 58. CátodoElectrodo de carbónporoso con Ni y NiOElectrodo de carbónporoso con NiDisolución de KOH calienteReducciónOxidaciónCelda de combustión hidrógeno-oxígenoÁnodo
  59. 59. 2 H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
  60. 60. CorrosiónTermino aplicado al deterioro de los metales por unproceso electroquímico.Ej: hierro oxidadoempañadura de platapátina verde que se forma en el cobre y latónO2(g) +4H+(ac) +4e 2 H2O(l)Cu (s) Cu2+ (ac) + 2eAg(s) Ag+ (ac) + e
  61. 61. Formación de herrumbre
  62. 62. Formación de herrumbreAguaAireHerrumbreHierroÁnodo Cátodo
  63. 63. Zn 2+ + 2e Zn (s) Eo= -0,76VFe 2+ + 2e Fe (s) Eo =-0,44 VGalvanizado
  64. 64. Protección catódica de un tanque de Fe para almacenamientoTanque de Fe paraalmacenamientoReducciónOxidación
  65. 65. Protección catódica de un tanque de Fe para almacenamientoTanque de Fe paraalmacenamientoOxidación Reducción
  66. 66. ElectrólisisEs el proceso deimpulsar unareacción en sentidoopuesto alespontáneo mediantecorriente eléctrica.
  67. 67. La reacción de reducción siempre tiene lugar en el cátodo.La reacción de oxidación siempre tiene lugar en el ánodo.Por convención:El ánodo corresponde al polo positivo de la electrolisis.El cátodo corresponde al polo negativo de la electrolisisLos electrodos comparten el mismo compartimento.En general hay un único electrolito y las concentraciones ypresiones están alejadas de las estándar.
  68. 68. El potencial suministrado a una celdaelectrolítica debe ser como mínimo igual al dela reacción de pila que debe invertirse.2 H2O (l) 2 H2 (g) + O2 (g)E= -1,23 VSobrepotencial = 0,6 VTensión total = 0,6 V + 1,23 V
  69. 69. Si en la solución hay más de una especiesusceptible a ser reducida, se reducenpreferentemente las especies con mayorpotencial.El mismo principio puede aplicarse a laoxidación.
  70. 70. Aplicaciones de la electrólisisProducción industrial de Al y MgExtracción de metales de sus salesPreparación de Cl2, F2 e NaOHRefinación de CuElectrodeposición (cromados)Evitar la corrosión
  71. 71. Electrolisis de cloruro de sodio fundido
  72. 72. Electrolisis de cloruro de sodio fundido
  73. 73. Electrolisis del agua
  74. 74. Electrolisis del agua
  75. 75. Etapas implicadas en el cálculo de la cantidad de sustancia quse oxidan o se reducen durante la electrolisisCorriente (enamperes ytiempo)Carga encoulombsMoles deelectronesMoles desustanciaoxidada oreducidaGramos desustanciaoxidada oreducidaContantede Faraday Estequiometría
  76. 76. Leyes de FaradayLa cantidad de sustancia oxidada o reducidadurante la electrólisis es directamenteproporcional a la cantidad de corriente eléctricacontinua que pasa a través de la celda electrolíticam = E . qq = i . tE = e / FSabiendo que:m = e . i .tFPrimera ley:
  77. 77. Leyes de FaradaySegunda ley:La misma cantidad de corriente que circula através de varias celdas electroquímicasconectadas en serie depositada, disuelve olibera sobre los electrodos masas de sustanciasque son directamente proporcionales a susrespectivos equivalentes químicos.m1 = e1 .qFm2 = e2 .qFym1m2= e1e2
  78. 78. BIBLIOGRAFÍA• Atkins P.W, Jones L. Química . 3ra edición. EdOmega. Capítulo 17. 1999.• Chang R. Química. 6ta edición. Ed Mc. GrawHill. Capítulo 19. 1999.

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