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Electroquimica

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Transcript

  • 1. ELECTROQUIMICA MIREYA GARCÍA P.
  • 2. ELECTROQUÍMICA
    • La electroquímica estudia los cambios que producen corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas. El sistema de reacción se encuentra en el interior de
    • una celda , y la corriente eléctrica entra o sale mediante los electrodos, separados físicamente , en un de ellos ocurre oxidación y en el otro reducción.
  • 3. Tipos de celda electroquímicas
    • Celdas electrolíticas: son aquellas en las cuales la energía eléctrica que procede de una fuente externa provoca reacciones químicas no espontáneas .
    • Celdas voltáicas: son aquellas en las cuales las reacciones químicas espontáneas producen electricidad la cual sale a un circuito externo.
  • 4. CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA
    • La corriente eléctrica representa transferencia de carga. La carga puede conducirse a través de electrólitos líquidos puros o soluciones que contengan electrólitos a través de metales. Tenemos dos tipos de conducción , la conducción metálica ( utiliza metales) y la iónica o electrolítica ( los iones con carga positiva migran hacia el electrodo negativo y viceversa.
  • 5. ELECTRODOS
    • Los electrodos son superficies sobre las cuales se producen semirreacciones de oxidación o reducción. Pueden o no participar en las reacciones. Los que no reaccionan se llaman electrodos inertes.
    • Tanto en la celda electrolítica como voltaica, el cátodo se define como el electrodo en el cual se produce la reducción . El ánodo se define como el electrodo donde se produce la oxidación .
  • 6. Celda de Downs
  • 7. CELDA DE NaCl FUNDIDO
    • El cloruro de sodio no conduce la corriente eléctrica , pero si lo hace fundido.
    • Cuando fluye la corriente se observa :
    • Se libera un gas de color verde pálido que es el Cloro , en uno de los electrodos.
    • Se forma sodio metálico fundido de color blanco plateado, Na , en el otro electrodo y flota en la parte superior del NaCl fundido.
  • 8.
    • El Cloro se produce por oxidación en los iones Cl - en el ánodo.
    • El sodio metálico se produce por reducción de los iones Na + en el cátodo, lugar en el cual penetran los electrones en la celda.
    • 2Cl - ---- > Cl 2 (g) + 2 e Oxidación, sr del ánodo
    • 2 ( Na + + e ----- > Na (l) Reducción, sr del cátodo
    • ------------------------------------------------------------------------------------
    • 2 Na + + 2 Cl - ---- > 2 Na (l) + Cl 2 (g)
    • 2 NaCl
  • 9. ELECTRÓLSIS DEL NaCl ACUOSO
    • Se libera H 2 gaseoso en un electródo. La solución se hace básica en la vencidad del mismo.
    • Se libera Cl 2 gaseoso en el otro electrodo.
    • Se considera una solución moderada de NaCl en agua empleando electrodos inertes.
  • 10. REACCIONES EN UNA CELDA DE NaCl ACUOSA
    • 2Cl - ---- > Cl 2 + 2 e oxidación, ánodo
    • 2 H 2 O + 2e ---- > 2OH - + H 2 reducción, cátodo
    • ------------------------------------------------------------------------
    • 2 H 2 O + 2 Cl - ---- > 2OH - + H 2 + Cl 2 R.T
    • + 2 Na + + Na +
    • 2 NaCl 2 NaOH iones espectadores
  • 11. ELECTRÓLISIS DEL SULFATO DE SODIO ACUOSO
    • Se produce hidrógeno en uno de los electrodos. La solución se hace básica en torno al mismo.
    • Se desprende oxígeno gaseoso en el otro electrodo. La solución se hace ácida en torno a este elctrodo.
  • 12.
    • 2 ( 2H 2 O + 2e --- > H 2 + OH - Reducción, cátodo
    • 2 H 2 O ---- > O 2 + 4H + + 4 e Oxidación, ánodo
    • --------------------------------------------------------------------------
    • 6 H 2 O ----- > 2 H 2 + O 2 + 4H + + 4OH - R.T
    • 4H2O
    • 2 H 2 O ------- H 2 + O 2 Reacción neta
  • 13. Celda Voltaica o Galvánica
    • Las celda voltaicas o galvánicas son celdas electroquímicas en las cuales las reacciones espontáneas de óxido-reducción producen energía eléctrica. Las dos mitades de la reacción redox se encuentran separadas , por lo que la transferencia de electrones debe efectuarse a través de un circuito externo.
  • 14. Celda voltaica simple
    • En una celda voltaica , al producirse la reacción espontánea, los electrones son transferidos desde el agente reductor al agente oxidante por un circuito externo. Para mantener en contacto las soluciones dónde se encuentran los metales y completar el circuito , se emplea un PUENTE SALINO.
  • 15. Construyendo una Celda Electroquímica
  • 16.
    • Las reacciones de oxidación y reducción , ocurren el los electrodos: ÁNODO (-) y cátodo (+)
    • La lámina de Zn se sumerge en una solución de sulfato de Zinc y la de Cu en una solución de sulfato de cobre
    • Zn --- > Zn +2 + 2 é
    • Cu+2 + 2 é ---- > Cu
  • 17. Celdas Voltaicas Primarias
    • Cuando cualquier celda voltaica produce corriente ( se descarga) , se consumen productos químicos. Este tipo de celda no puede “recargarse”.Una vez que los productos químicos se han consumido , no es posible que se efectúe más actividad química.
  • 18. Celda Seca ( Celda de Leclanché)
    • El recipiente de la celda seca, constituido por Zn, también sirve como uno de los electrodos. El otro es una varilla de carbón en el centro de la misma. El recipiente de zinc esta forrado con papel poroso para separarlo de los otros materiales de la celda. El resto de la misma se encuentra lleno de una mezcla húmeda de cloruro de amonio ( NH 4 Cl), óxido de manganeso IV (MnO 2 ), cloruro de zinc ( ZnCl 2 ) y un relleno inerte y poroso.
  • 19.
    • Las celdas secas se llenan para evitar que la humedad se evapore. Al funcionar ( los electrodos deben conectarse externamente), el Zn metálico se oxida a Zn +2 y los electrones liberados fluyen a lo largo del recipiente hacia el circuito externo. Así , el electrodo de zinc es el negativo ( ánodo)
  • 20.
    • Zn -------- > Zn +2 + 2 e
    • La varilla de carbón es el cátodo y en ella se
    • Se reduce los iones de amonio:
    • 2 NH 4 + + 2e ---- > 2NH 3 + H 2
    • La suma de las semirreacciones de la reacción total de la celda:
    • Zn + 2NH 4 + --- > Zn +2 + 2 NH 3 + H 2 1,6V
  • 21.
    • Al formarse H 2 se oxida frente al MnO 2 en
    • la celda . Esto evita que se almacene H2 en
    • Cátodo, lo cual detendría la reacción
    • H 2 + 2 MnO 2 --- > 2MnO(OH)
    • El amoniaco que se produce en el cátodo se combina con el ión zinc y forma un compuesto soluble que contiene el ión complejo , Zn(NH 3 ) 4 +2
  • 22.
    • Zn +2 + 4 NH 3 ---- > Zn(NH 3 ) 4 +2
    • Esta reacción evita la polimerización debida a la acumulación de amoniaco y evita que la concentración de Zn +2 aumente en forma considerable, lo cual disminuiría el potencial de la celda.