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Semana 6 electroquimica
 

Semana 6 electroquimica

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    Semana 6 electroquimica Semana 6 electroquimica Presentation Transcript

    • Prof. Quím. Jenny M. Fernández VivancoCICLO 2013-II Módulo:Unidad: IV Semana: 6FISICO QUIMICA DE LOS PROCESOSAMBIENTALES
    • ElectroquímicaLic. Quím. Jenny M. Fernández Vivanco
    • Electroquímica• La electroquímica se ocupa del estudio dela interconversión entre sí de las formas deenergía química y eléctrica, así como delas leyes y regularidades involucradas eneste proceso.Energía eléctrica Energía química
    • Semiceldas• Son dispositivos en los cuales podrían ocurrir lassemirreacciones. Mantienen en contacto todasinvolucradas en la semirreacción. Siempre requieren unelectrodo (conductor eléctrico).
    • Semiceldas
    • Reacción de oxido - reducción
    • Potencial Estándar de oxido-reducción (Eº)• Mide las diferentes tendencias de las especiesquímicas a oxidarse o reducirse. Se mide en voltios(V). Se denomina estándar (Eº) si se mide a 25 ºC, 1atm, 1M.• Si una especie se oxida  Eºox• Si una especie se reduce  Eºred• Como oxidación y reducción son procesos inversos:Eºox = - Eºred
    • Ejemplos de Eº• Cs  Cs++ e-Eº = +3.02 V• Cs / Cs+Eº = +3.02 V• EºCs/Cs+ = +3.02 VCs++ e- Cs Eº = -3.02 VCs+/ Cs Eº = -3.02 VEºCs+/Cs = -3.02 VExpresadocomooxidaciónExpresadocomoreducciónLos valores de Eº se encuentran tabuladoscomo potenciales de reducción (Eºred)¡cuánto mayor sea el potencial, mayor será la tendencia de la especie a¡cuánto mayor sea el potencial, mayor será la tendencia de la especie aoxidarse o reducirse!oxidarse o reducirse!
    • Tabla de Potenciales (Eº)F2(g) + 2e– 2F–(ac) Eº =+ 2,87 VH2O2(ac) + 2H+(ac) + 2e– 2H2O + 1,82PbO2(s) + 4H++ SO42–(ac) + 2e– PbSO4(ac) + 2H2O+ 1,77MnO4–(ac) + 8H+(ac) + 5e– Mn2+(ac) + 4H2O + 1,51Au3+(ac) + 3e– Au(s) + 1,50Cr2O72--–(ac) + 14H+(ac) + 6e– 2 Cr3+(ac) + 7H2O + 1,33O2(g) + 4H+(ac) + 2e– 2H2O + 1,23Ag+(ac) + e– Ag(s)+ 0,80Fe3+(ac) + e– Fe2+(ac) + 0,77MnO4–(ac) + 2H2O + 3e– MnO2(s) + 4OH–(ac) + 0,59O2(g) + 2H2O + 4e– 4OH–(ac)+ 0,40Cu2+(ac) + 2e– Cu(s) + 0,342H+(ac) + 2e– H2(g)+ 0,00Pb2+(ac) + 2e– Pb(s)– 0,13Ni2+(ac) + 2e– Ni(s)– 0,25PbSO4(s) + 2e– Pb(s) + SO42–(ac) – 0,31Fe2+(ac) + 2e– Fe(s)– 0,44
    • Ambos sonprocesos dereducciónUso de la Tabla de potencialesAl comparar:Ag+(ac) + e– Ag(s) Eº = + 0,80 VZn2+(ac) + 2e– Zn(s) Eº = – 0,76 VPodemos afirmar que la tendencia a la reducción en la plata es mayor queen el cinc, y a vez, que la tendencia a la oxidación del cinc es mayor que elde la plata.Ag(s)  Ag+(ac) + e–Eº = – 0,80 VZn(s)  Zn2+(ac) + 2e–Eº = + 0,76 VAmbos sonprocesos deoxidación
    • Uso de la Tabla de potenciales• A condiciones estándar, ¿cuál es mejor oxidante:MnO4-o Cr2O72-?MnO4-+ 8H++ 5e- Mn2++ 4 H2O Eº = +1.51 VCr2O72-+ 14H++ 5e- 2Cr3++ 7H2O Eº = +1.33 VUn oxidante es la especie que sufre lareducción, por lo que el mejor oxidante será laespecie con la mayor tendencia a lareducción: MnO4-
    • Casos de oxido - reducción
    • La semicelda patrón de hidrógeno• No siendo posible determinar de modo de modoabsoluto el potencial de un sistema, necesitamosde un patrón de referencia. En el caso de lassemiceldas usaremos la de hidrógeno, para lacual, por convención, su potencial es cero.– H2(g)  2 H+(ac) + 2e-Eº = 0,0 V– 2 H+(ac) + 2e- H2(g) Eº = 0,0 V
    • La semicelda patrón de hidrógenoPt/H2(g, 1 atm)/H+(1M)
    • Medida de los EºredPara medir Eºred, conectamosla semicelda patrón y lasemicelda a evaluar. Elvoltímetro debe ser conectadode modo que la lectura seasiempre positiva; de ese modola semicelda conectada alextremo negativo del voltímetroes el ANODO. El otro extremose llama CÁTODO. En estecaso la lectura es +0,340 V, yel ánodo resultó ser lasemicelda de hidrógeno: elcobre se reduce másfácilmente que el hidrógeno.Puesto que el potencial delhidrógeno es cero, el voltajeleído solo corresponde alcobre, y por tanto: Eº(Cu2+/Cu)= 0,340 V.H2(g)  2 H+(ac) + 2e-OxidaciónCu2++ 2e- Cu(s)Reducción
    • Celdas galvánicas• Son los dispositivos en los cuales se conectan 2semipilas de diferente potencial, de modo que generanuna corriente eléctrica a partir de una reacciónquímica se obtendrá energía eléctrica.
    • Celda electroquímica
    • Celda Zn-CuPara esta celda tenemos:Eº(Cu2+/Cu) = +0,34 VEº(Zn2+/Zn) = -0,76 VOxidación  ánodo: Zn  Zn2++ 2e-Reducción  cátodo: Cu2++2e- CuReacción global: Zn + Cu2+ Cu + Zn2+Fem de la pila = +0,34 –(-0,76) = + 1,10 VRepresentación: Zn(s)/Zn2+(1M)//Cu2+(1M)/Cu(s)Toda reacción espontánea tiene fem positiva !!Toda reacción espontánea tiene fem positiva !!Se reduce fácilmente!Se oxida fácilmente!
    • Celda Zn-CuZn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) Ecell = 1.10 V
    • Espontaneidad de las reaccionesredoxSi el potencial calculado para una reacción redox esuna cantidad positiva, la reacción será espontánea.Si el potencial calculado es negativo la reacción noserá espontánea.¿ Ni(s) + Zn2+(1M) → Ni2+(1M) + Zn (s) ?E°Ni2+/Ni = - 0,236 VEoZn2+/Zn= - 0,762 VE° = E°redZn2+- E°redNi + = (-0,762) – (- 0,236)= - 0,526 V¡La reacción no será espontánea!¡La reacción no será espontánea!Ej.:
    • CeldacomercialesPilasecaBatería
    • Celdas comercialesPila Ni-CdCd(s) + 2 NiO(OH)(s) + 2 H2O(l) → 2 Ni(OH)2(s) +Cd(OH)2(s)Pila Ag-ZnZn(s) + Ag2O(s) → ZnO(s) + 2 Ag(s) Epila = 1.8 V
    • Celdas decombustibleO2(g) + 2 H2O(l) + 4 e-→ 4 OH-(aq)2{H2(g) + 2 OH-(aq) → 2 H2O(l) + 2 e-}2H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)E°pila = E°O2/OH- - E°H2O/H2= 0.401 V – (-0.828 V) = 1.229 V
    • Corrosión
    • Celdas electrolíticas• Son dispositivos en los cuales laenergía eléctrica se usa para generaruna reacción química que en otrascondiciones no sucederíaespontáneamente. A este proceso sele llama electrólisis.• Una celda electrolítica debecontener:– Dos electrodos, ánodo o cátodo (inerteso activos)– Una fuente de corriente continua (una“bomba de electrones”).– Un electrolito (sal fundida o solución
    • Celdas electrolíticas• Al cerrar el circuito los electronesgenerados por la fuente externallegan al cátodo (polo -) y laelectrólisis se realiza se estoselectrones son aceptados en unasemirreacción de reducción. En elotro electrodo, el ánodo (polo +),simultáneamente una especie liberaelectrones y se oxida. Lo quedetermina si la electrólisis seproduce es la “presión”, es decir, elvoltaje con el que son “bombeados”los electrones.
    • Electrólisisde NaClfundidoEn este caso las reacciones son:Cátodo (reducción): [Na++ e- Na(l)]x2Ánodo (oxidación): 2 Cl- Cl2(g) + 2e-Reacción global: 2Na++ 2 Cl- 2 Na(l) + Cl2(g)NaCl(l)
    • Electrólisis de NaCl fundidoEn este caso los potenciales serían:Cátodo (reducción): [Na++ e- Na(l)]x2 Eº =-2.71 VÁnodo (oxidación): 2 Cl- Cl2(g) + 2e-Eº = -1.36 VReacción global: 2Na++ 2 Cl- 2 Na(l) + Cl2(g) Eº = -4.07 VEs decir la fuente de corriente continua debe tener almenos un potencial de 4.07 V, para que la reacciónocurra !
    • Complicaciones en las celdaselectrolíticas• La electrólisis desoluciones acuosas nosiempre son fáciles depredecir.• Las predicciones anteshechas nada nos dicensobre las velocidades dereacción.
    • Complicaciones• Sobrepotencial (a menudo es necesario unpotencial mayor al calculado en teoría).– La deposición de metales requiere pequeñossobrevoltajes.– La liberación de H2 y O2 requiere sobrtevoltajesaltos.• Reacciones competitivas.– Una molécula o ion del soluto se oxida o reduce– Elñ solvente puede oxidarse o reducirse.– El propio electrodo podría oxidarse o reducirse.• Estados no estándar (varía el potencial Eº)•
    • Sin embargo...• En el ánodo ocurrirá la reacción deoxidación de mayor potencial de oxidación(menor Ered)• En el cátodo ocurre la reacción dereducción de mayor potencial dereducción.
    • Electrólisis de soluciones acuosasAlgunos resultados (con electrodos de Pt)• Electrólisis de H2SO4 diluidoElectrólisis del aguaElectrólisis del agua– Ánodo 2 H2O  4H++ O2(g) + 4e-– Cátodo ( 2H2O + 2e- H2(g) + 2OH-)x2– Reacción 2 H2O  2 H2(g) + O2(g)
    • Electrólisis de soluciones acuosasAlgunos resultados (con electrodos de Pt)• Electrólisis de NaCl diluidoElectrólisis del aguaElectrólisis del agua– Ánodo 2 H2O  4H++ O2(g) + 4e-– Cátodo ( 2H2O + 2e- H2(g) + 2OH-)x2– Reacción 2 H2O  2 H2(g) + O2(g)
    • Electrólisis de soluciones acuosasAlgunos resultados (con electrodos de Pt)• Electrólisis de NaCl concentrado (salmueras, como el aguaElectrólisis de NaCl concentrado (salmueras, como el aguade mar)de mar)– Ánodo 2 Cl-(ac)  Cl2(g) + 2e-– Cátodo 2H2O + 2e- H2(g) + 2OH-– Reacción 2 Cl-(ac) + 2 H2O  2 H2(g) + Cl2(g)– Reacción H2O(l) + NaCl(ac)  H2(g) + Cl2(g) +2NaOH(ac)3 productos industriales muyimportantes !
    • Electrólisis deElectrólisis deNaClNaClconcentradoconcentrado(salmueras,(salmueras,como el aguacomo el aguade mar)de mar)
    • Electrólisis de soluciones acuosasAlgunos resultados (con electrodos de Pt)• Electrólisis de HCl concentradoElectrólisis de HCl concentrado– Ánodo 2 Cl-(ac)  Cl2(g) + 2e-– Cátodo 2H2O + 2e- H2(g) + 2OH-– Reacción 2 Cl-(ac) + 2 H2O  2 H2(g) + Cl2(g)– Reacción 2 HCl(ac)  H2(g) + Cl2(g)
    • Electrólisis de soluciones acuosasAlgunos resultados (con electrodos de Pt)• Electrólisis de soluciones acuosas deElectrólisis de soluciones acuosas desales inorgánicas metálicassales inorgánicas metálicas• Generalmente ocurre:– Ánodo  oxidación del agua2 H2O  4 H++ O2(g) + 4e-– Cátodo  reducción de catión metálicoMn++ n e- M(s)
    • Electrólisis de soluciones acuosasAlgunos resultados (con electrodos de Pt)• Ejemplo: electrólisis del CuSO4(ac)– Ánodo ( 2 H2O  4H++ O2(g) + 4e-) x ½– Cátodo Cu2++ 2 e- Cu(s)– Reacción Cu2++ H2O  2H++ ½ O2(g) + Cu(s)– Reacción CuSO4(ac) + H2O(l)  H2SO4(ac) + ½ O2(g) + Cu(s)
    • Electrólisis del aguaH2O(l) H2(g) +electricidad
    • Aplicaciones de la electrólisisElectroplateado
    • Aplicaciones de la electrólisis• Afino electrolíticoObtención de metalesde alta pureza, como elcobre
    • Aspectoscuantitativos de laelectroquímica• Corriente eléctrica = flujo de e-• Cantidad de electricidad = cargaeléctrica = q  se mide en coulomb (C)• Unidad mínima de carga eléctrica =carga de un electrón = 1,602 10-19C• 1 faraday (F) es equivalente a 1 mol de e-1 F = 6,02 1023 e-= 96490 C• Intensidad de corriente eléctrica (I) mideel flujo de electricidad en la unidad detiempo  se mide en amperes (A)I = q/t  q = I t
    • Leyes de Faraday• Primera LeyLa masa de cualquier sustancialiberada, depositada oconsumida en un electrodo esproporcional a la carga eléctricaque pasa por el circuitom ∝ q
    • Leyes de Faraday• Segunda LeyLas masas de diferentes sustancias liberadas,depositadas o consumidas en diferenteselectrodos son proporcionales a sus masaequivalentes.mA mB mC= = = ...EqA EqB EqC#eqA = #eqB = #eqC = ...
    • CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DEINVESTIGACIÓN SUGERIDAS• Investigar: Contaminación ambientalproducido por las pilas electroquímicas.• Aplicaciones de la electroquímica en laindustria.
    • GRACIAS