Semana 6 electroquimica parte i
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Semana 6 electroquimica parte i Presentation Transcript

  • 1. Prof. Quím. Jenny M. Fernández Vivanco CICLO 2013-II Módulo: Unidad: IV Semana: 6 FISICO QUIMICA DE LOS PROCESOS AMBIENTALES
  • 2. Electroquímica Lic. Quím. Jenny M. Fernández Vivanco
  • 3. Electroquímica • La electroquímica se ocupa del estudio de la interconversión entre sí de las formas de energía química y eléctrica, así como de las leyes y regularidades involucradas en este proceso. Energía eléctrica Energía química
  • 4. Semiceldas • Son dispositivos en los cuales podrían ocurrir las semirreacciones. Mantienen en contacto todas involucradas en la semirreacción. Siempre requieren un electrodo (conductor eléctrico).
  • 5. Semiceldas
  • 6. Reacción de oxido - reducción
  • 7. Potencial Estándar de oxido- reducción (Eº) • Mide las diferentes tendencias de las especies químicas a oxidarse o reducirse. Se mide en voltios (V). Se denomina estándar (Eº) si se mide a 25 ºC, 1 atm, 1M. • Si una especie se oxida  Eºox • Si una especie se reduce  Eºred • Como oxidación y reducción son procesos inversos: Eºox = - Eºred
  • 8. Ejemplos de Eº • Cs  Cs+ + e- Eº = +3.02 V • Cs / Cs+ Eº = +3.02 V • EºCs/Cs+ = +3.02 V Cs+ + e-  Cs Eº = -3.02 V Cs+ / Cs Eº = -3.02 V EºCs+/Cs = -3.02 V Expresado como oxidación Expresado como reducción Los valores de Eº se encuentran tabulados como potenciales de reducción (Eºred) ¡cuánto mayor sea el potencial, mayor será la tendencia de la especie a oxidarse o reducirse!
  • 9. Tabla de Potenciales (Eº) F2(g) + 2e–  2F–(ac) Eº = + 2,87 V H2O2(ac) + 2H+(ac) + 2e–  2H2O + 1,82 PbO2(s) + 4H+ + SO4 2–(ac) + 2e–  PbSO4(ac) + 2H2O + 1,77 MnO4 –(ac) + 8H+(ac) + 5e–  Mn2+(ac) + 4H2O + 1,51 Au3+(ac) + 3e–  Au(s) + 1,50 Cr2O7 2–(ac) + 14H+(ac) + 6e–  2 Cr3+(ac) + 7H2O + 1,33 O2(g) + 4H+(ac) + 2e–  2H2O + 1,23 Ag+(ac) + e–  Ag(s) + 0,80 Fe3+(ac) + e–  Fe2+(ac) + 0,77 MnO4 –(ac) + 2H2O + 3e–  MnO2(s) + 4OH–(ac) + 0,59 O2(g) + 2H2O + 4e–  4OH–(ac) + 0,40 Cu2+(ac) + 2e–  Cu(s) + 0,34 2H+(ac) + 2e–  H2(g) + 0,00 Pb2+(ac) + 2e–  Pb(s) – 0,13 Ni2+(ac) + 2e–  Ni(s) – 0,25 PbSO4(s) + 2e–  Pb(s) + SO4 2–(ac) – 0,31 Fe2+(ac) + 2e–  Fe(s) – 0,44 Zn2+(ac) + 2e–  Zn(s) – 0,76 – –
  • 10. Ambos son procesos de reducción Uso de la Tabla de potenciales Al comparar: Ag+(ac) + e–  Ag(s) Eº = + 0,80 V Zn2+(ac) + 2e–  Zn(s) Eº = – 0,76 V Podemos afirmar que la tendencia a la reducción en la plata es mayor que en el cinc, y a vez, que la tendencia a la oxidación del cinc es mayor que el de la plata. Ag(s)  Ag+(ac) + e– Eº = – 0,80 V Zn(s)  Zn2+(ac) + 2e– Eº = + 0,76 V Ambos son procesos de oxidación
  • 11. Uso de la Tabla de potenciales • A condiciones estándar, ¿cuál es mejor oxidante: MnO4 - o Cr2O7 2-? MnO4 - + 8H+ + 5e-  Mn2+ + 4 H2O Eº = +1.51 V Cr2O7 2- + 14H+ + 5e-  2Cr3+ + 7H2O Eº = +1.33 V Un oxidante es la especie que sufre la reducción, por lo que el mejor oxidante será la especie con la mayor tendencia a la reducción: MnO4 -
  • 12. Casos de oxido - reducción
  • 13. La semicelda patrón de hidrógeno • No siendo posible determinar de modo de modo absoluto el potencial de un sistema, necesitamos de un patrón de referencia. En el caso de las semiceldas usaremos la de hidrógeno, para la cual, 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
  • 14. La semicelda patrón de hidrógeno Pt/H2(g, 1 atm)/H+(1M)
  • 15. Medida de los Eºred Para medir Eºred, conectamos la semicelda patrón y la semicelda a evaluar. El voltímetro debe ser conectado de modo que la lectura sea siempre positiva; de ese modo la semicelda conectada al extremo negativo del voltímetro es el ANODO. El otro extremo se llama CÁTODO. En este caso la lectura es +0,340 V, y el ánodo resultó ser la semicelda de hidrógeno: el cobre se reduce más fácilmente que el hidrógeno. Puesto que el potencial del hidrógeno es cero, el voltaje leído solo corresponde al cobre, y por tanto: Eº(Cu2+/Cu) = 0,340 V. H2(g)  2 H+(ac) + 2e- Oxidación Cu2+ + 2e-  Cu(s) Reducción
  • 16. Celdas galvánicas • Son los dispositivos en los cuales se conectan 2 semipilas de diferente potencial, de modo que generan una corriente eléctrica a partir de una reacción química se obtendrá energía eléctrica.
  • 17. Celda electroquímica
  • 18. Celda Zn-Cu Para esta celda tenemos: Eº(Cu2+/Cu) = +0,34 V Eº(Zn2+/Zn) = -0,76 V Oxidación  ánodo: Zn  Zn2+ + 2e- Reducción  cátodo: Cu2+ +2e-  Cu Reacción global: Zn + Cu2+  Cu + Zn2+ Fem de la pila = +0,34 –(-0,76) = + 1,10 V Representación: Zn(s)/Zn2+(1M)//Cu2+(1M)/Cu(s) Toda reacción espontánea tiene fem positiva !! Se reduce fácilmente! Se oxida fácilmente!
  • 19. Celda Zn-Cu Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) Ecell = 1.10 V
  • 20. Espontaneidad de las reacciones redox Si el potencial calculado para una reacción redox es una cantidad positiva, la reacción será espontánea. Si el potencial calculado es negativo la reacción no será espontánea. ¿ Ni(s) + Zn2+(1M) → Ni2+(1M) + Zn (s) ? E°Ni2+/Ni = - 0,236 V Eo Zn 2+ /Zn= - 0,762 V E° = E°redZn2+ - E°redNi + = (-0,762) – (- 0,236)= - 0,526 V ¡La reacción no será espontánea! Ej.:
  • 21. Electrólisis de soluciones acuosas Algunos resultados (con electrodos de Pt) • Electrólisis 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)
  • 22. Electrólisis de soluciones acuosas Algunos resultados (con electrodos de Pt) • Electrólisis de soluciones acuosas de sales inorgánicas metálicas • Generalmente ocurre: – Ánodo  oxidación del agua 2 H2O  4 H+ + O2(g) + 4e- – Cátodo  reducción de catión metálico Mn+ + n e-  M(s)
  • 23. Electrólisis de soluciones acuosas Algunos 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)
  • 24. Electrólisis del agua H2O(l) H2(g) + O (g) electricidad
  • 25. Aplicaciones de la electrólisis Electroplateado
  • 26. Aplicaciones de la electrólisis • Afino electrolítico Obtención de metales de alta pureza, como el cobre
  • 27. GRACIAS