Electroquímica Prof. Jorge García Química General e Inorgánica UNNOBA
Definiciones <ul><li>Se denomina  electroquímica  a la parte de la química que estudia la interconversión entre energía el...
Reacciones Redox <ul><li>Todas las procesos electroquímicos implican la transferencia de electrones, y son por lo tanto re...
Reacciones Redox (Ejemplo) <ul><li>Ataque del Mg por ácido clorhídrico </li></ul><ul><li>Ecuación molecular: </li></ul><ul...
Proceso redox (Zn +Cu 2+ -> Zn 2+  +Cu)   Zn CuSO 4
Proceso redox (Zn +Cu 2+ -> Zn 2+  +Cu)   Depósito de cobre sobre la lámina de zinc.
Celdas Galvánicas <ul><li>En el ejemplo anterior, los electrones se transfieren directamente desde el Zn al Cu 2+ . </li><...
Celda galvánica Los dos vasos están conectados en la parte inferior por una membrana que permite el pasaje de iones. ( Pue...
Celda Galvánica Puente salino Cobre  (cátodo) Zinc  (ánodo)
Electrodos <ul><li>En el electrodo de cobre se produce una reducción. Se denomina  cátodo. </li></ul><ul><li>En el electro...
Diagrama de pila Para esquematizar una pila se comienza por el  ánodo y se va indicando todas las especies químicas presen...
Potencial estándar de electrodo Cuando las concentraciones iónicas son 1 M, el potencial observado en esta pila es de 1,10...
Electrodo normal de Hidrógeno Eº = 0,00V
 
Calculo de la Fem de una pila <ul><li>En condiciones estándar (1M,25ºC), se suman los potenciales de cada electrodo, tenie...
Pilas Aislante
Pilas
Espontaneidad de las reacciones redox <ul><li>Δ G = w max   </li></ul><ul><li>En las celdas galvánicas, el w elec  = - q. ...
Espontaneidad No Negativo >1 Positivo Equilibrio 0 1 0 Sí Positivo >1 Negativo Espontaneidad E celda K Δ Gº
Electrólisis <ul><li>Es el proceso por el cual se usa la energía eléctrica para provocar una reacción química no espontáne...
Electrólisis del cloruro de sodio fundido
Electrólisis del agua
Leyes de Faraday <ul><li>La cantidad de elemento que se deposita o libera en un electrodo es directamente proporcional a l...
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Electroquímica

  1. 1. Electroquímica Prof. Jorge García Química General e Inorgánica UNNOBA
  2. 2. Definiciones <ul><li>Se denomina electroquímica a la parte de la química que estudia la interconversión entre energía eléctrica y energía química. </li></ul><ul><li>E. Eléctrica ↔ E.química </li></ul><ul><li>En las celdas galvánicas , se aprovecha la energía liberada por una reacción química espontánea para obtener energía eléctrica. </li></ul><ul><li>En las celdas electrolíticas , se utiliza energía eléctrica para realizar una reacción química no espontánea. </li></ul>
  3. 3. Reacciones Redox <ul><li>Todas las procesos electroquímicos implican la transferencia de electrones, y son por lo tanto reacciones de óxido-reducción o reacciones redox. </li></ul><ul><li>Oxidación: Se pierden e-. </li></ul><ul><li> Aumenta el Número de Oxidación </li></ul><ul><li>Reducción: Se ganan e-. </li></ul><ul><li> Disminuye el Número de Oxidación </li></ul>
  4. 4. Reacciones Redox (Ejemplo) <ul><li>Ataque del Mg por ácido clorhídrico </li></ul><ul><li>Ecuación molecular: </li></ul><ul><li>Mg + 2 HCl -> MgCl 2 + H 2 </li></ul><ul><li>Ecuación iónica: </li></ul><ul><li>Mg + 2 H + -> Mg 2+ + H 2 </li></ul><ul><li>(Los Cl - son iones espectadores) </li></ul><ul><li>Semiecuación de reducción: 2 H + +2e- -> H 2 </li></ul><ul><li>Semiecuación de oxidación: Mg -> Mg 2+ + 2e- </li></ul>
  5. 5. Proceso redox (Zn +Cu 2+ -> Zn 2+ +Cu) Zn CuSO 4
  6. 6. Proceso redox (Zn +Cu 2+ -> Zn 2+ +Cu) Depósito de cobre sobre la lámina de zinc.
  7. 7. Celdas Galvánicas <ul><li>En el ejemplo anterior, los electrones se transfieren directamente desde el Zn al Cu 2+ . </li></ul><ul><li>Si se pudieran separar fisicamente el oxidante del reductor, se podría forzar el paso de e- por un conductor. </li></ul><ul><li>De esta forma se generaría una corriente eléctrica. (se está realizando Trabajo Eléctrico. </li></ul>
  8. 8. Celda galvánica Los dos vasos están conectados en la parte inferior por una membrana que permite el pasaje de iones. ( Puente salino) Cu Zn CuSO 4 ZnSO4
  9. 9. Celda Galvánica Puente salino Cobre (cátodo) Zinc (ánodo)
  10. 10. Electrodos <ul><li>En el electrodo de cobre se produce una reducción. Se denomina cátodo. </li></ul><ul><li>En el electrodo de zinc se produce una oxidación. Se denomina ánodo. </li></ul><ul><li>Se llama fuerza electromotriz o fem a la diferencia de potencial entre los electrodos de una celda. </li></ul>
  11. 11. Diagrama de pila Para esquematizar una pila se comienza por el ánodo y se va indicando todas las especies químicas presentes, marcando con barras las interfases. Zn | Zn 2+ (aq, 1 M) | NaSO 4 (sat) | Cu 2+ | Cu
  12. 12. Potencial estándar de electrodo Cuando las concentraciones iónicas son 1 M, el potencial observado en esta pila es de 1,10 V. Este valor puede obtenerse sumando los valores de potencial de cada hemi celda. Estos valores se obtienen enfrentando el electrodo con el electrodo normal de Hidrógeno Cu Zn CuSO 4 ZnSO4
  13. 13. Electrodo normal de Hidrógeno Eº = 0,00V
  14. 15. Calculo de la Fem de una pila <ul><li>En condiciones estándar (1M,25ºC), se suman los potenciales de cada electrodo, teniendo en cuenta si es una oxidación o reducción. (Eº ox = - Eº red ) </li></ul><ul><li>Los potenciales de electrodo son propiedades intensivas, no se multiplican al multiplicar los coeficientes de la ecuación) </li></ul>
  15. 16. Pilas Aislante
  16. 17. Pilas
  17. 18. Espontaneidad de las reacciones redox <ul><li>Δ G = w max </li></ul><ul><li>En las celdas galvánicas, el w elec = - q. Δ V </li></ul><ul><li>1 F =96485 cou = q de 1 mol de e- </li></ul><ul><li>w elec = - n.F. E celda </li></ul><ul><li>Δ G = - n.F. E celda </li></ul><ul><li>Y en condiciones estándar: Δ Gº = - n.F. Eº celda </li></ul><ul><li>Y como Δ Gº = - RTlnK, queda </li></ul><ul><li>Eº celda = (RT/nF) . ln K = 0,06/n log K </li></ul><ul><li>E celda =Eº -0,06 log Q </li></ul>
  18. 19. Espontaneidad No Negativo >1 Positivo Equilibrio 0 1 0 Sí Positivo >1 Negativo Espontaneidad E celda K Δ Gº
  19. 20. Electrólisis <ul><li>Es el proceso por el cual se usa la energía eléctrica para provocar una reacción química no espontánea. </li></ul>
  20. 21. Electrólisis del cloruro de sodio fundido
  21. 22. Electrólisis del agua
  22. 23. Leyes de Faraday <ul><li>La cantidad de elemento que se deposita o libera en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de corriente que circula y al equivalente químico de dicho elemento. </li></ul><ul><li>m = Meq/F . q </li></ul><ul><li>m = Meq/96500 . I . T </li></ul>
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