Your SlideShare is downloading. ×
  • Like
Que Es Electroquimica
Upcoming SlideShare
Loading in...5
×

Thanks for flagging this SlideShare!

Oops! An error has occurred.

×

Now you can save presentations on your phone or tablet

Available for both IPhone and Android

Text the download link to your phone

Standard text messaging rates apply

Que Es Electroquimica

  • 29,794 views
Published

 

Published in Technology
  • Full Name Full Name Comment goes here.
    Are you sure you want to
    Your message goes here
    Be the first to comment
No Downloads

Views

Total Views
29,794
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
3

Actions

Shares
Downloads
323
Comments
0
Likes
4

Embeds 0

No embeds

Report content

Flagged as inappropriate Flag as inappropriate
Flag as inappropriate

Select your reason for flagging this presentation as inappropriate.

Cancel
    No notes for slide

Transcript

  • 1. ¿Qué es la electroquìmica?
  • 2. Michael Faraday, Químico inglés considerado el fundador de la electroquímica
    Durante finales del siglo XVIIILuigi Galvani marcó el nacimiento de la electroquímica de forma científica al descubrir el fenómeno que ocurría, al pasar electricidad por las ancas de rana y nuevamente al tocar ambos extremos de los nervios empleando el mismo escalpelo descargado.
    HISTORIA DE LA ELECTROQUIMICA
  • 3.
    • La electroquímica es el estudio de la interconversión de energía eléctrica y química.
    Esta conversión tiene lugar en una célula electroquímica, que puede ser:
    - célula voltaica, en donde una reacción espontánea genera energía eléctrica.
    - célula electrolítica, en la que se utiliza energía eléctrica para llevar a cabo una reacción no espontánea.
    Definición de electroquímica
  • 4.
    • Las reacciones son del tipo de oxidación-reducción, que se dividen en dos semireacciones:
    - de reducción, donde se consumen electrones.
    - de oxidación, donde se producen electrones.
    En la célula electroquímica, las dos semireacciones se producen en dos electrodos, uno es el cátodoy otro el ánodo.
  • 5. Conducción electrolítica
    La conducción electrolítica, en la cual la carga es transportada por los iones, no ocurrirá a menos que los iones del electrólito se puedan mover libremente.
    => Por consiguiente, la conducción electrolítica es exhibida principalmente por sales fundidas y por soluciones acuosas de electrólitos.
  • 6.
    • Cualquier reacción redox espontánea puede servir como fuente de energía en una célula voltaica. Los e- producidos en el ánodo (oxidación), se transfieren al cátodo (reducción), donde se consumen.
    • 7. El flujo de e- produce un potencial, que podemos medir en un circuito externo. El potencial depende de la naturaleza de las semireacciones y la concentración de las especies implicadas.
    Funcionamiento de las células voltaicas
    El diagrama de la célula:
    Ánodo (oxidación) a la derecha.
    Cátodo (reducción) a la izquierda.
    La unión entre la fases se representa por|.
    La unión entre las dos medias células, que normalmente se hace mediante el uso de un puente salino se representa por ||.
  • 8. La célula Zn-Cu2+
    Los iones de Cu2+ se reducen a átomos de Cu.
    Los átomos de Zn se oxidan a iones Zn2+
    Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)
    Ecell = 1.103 V
  • 9. Espontaneidad de las reacciones redox
    Ej.1:
    Ni(s) + Zn2+(1M) -> Ni2+(1M) + Zn (s)
    E° = E°oxNi+E°redZn2+= + 0,236 +(-0,762)= - 0,526
    E°Ni2+/Ni = - 0,236
    EoZn2+/Zn= - 0,762
    Ej.2:
    Ni(s) + Cu2+(1M) -> Ni2+(1M) + Cu (s)
    E° = E°oxNi+E°redCu2+= + 0,236 + (+0,339)=+0,575
    E°Ni2+/Ni = - 0,236
    EoCu2+/Cu= +0,339
    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.
    No espontánea!
    Espontánea!
  • 10. Cualquier reacción redox puede descomponerse en dos semi-reacciones, una de oxidación y otra de reducción. Podemos asociar potenciales estándar a cada semi-reacción (Eored y Eoox).
    => El potencial estándar para la reacción total, Eo, es igual a la suma de las dos magnitudes:
    Eo =Eored + Eoox
    Calculo del potencial de celda
  • 11. Sea la sgte. pila
    Zn/Zn+2 Cu+2/Cu
    Ánodo
    Zn  Zn+2 + 2e- E0ox= 0,763 v oxidación
    Cátodo
    Cu+2 + 2e- Cu E0red= 0,337 v reducción
    Rx:
    Zn (s) + Cu+2(ac) +2e- Zn+2(ac) + Cu (s) + 2e- E0=1,1 v
    EJEMPLO:
  • 12. Tipos de células electrolíticas:
    1- Células primarias (pilas)
    2- Células secundarias (acumuladores)
    3- Pilas de flujo y Pilas combustibles
    Algunos ejemplos de células electrolíticas comerciales:
    • Electrolisis del NaCl acuoso
    • 13. Pilas secas(Leclanché)
    • 14. Pilas secas alcalinas
    • 15. Pilas de Ag y Zn (pilas botón)
    • 16. Baterías de Pb-ácido
    • 17. Pilas de Ni-Cd
  • La célula de Leclanché (Pila seca)
    Reduccion:
    2 MnO2(s) + H2O(l) + 2 e--> Mn2O3(s) + 2 OH-
    Acid-base reaction:
    NH4+ + OH- -> NH3(g) + H2O(l)
    Precipitation reaction:
    NH3 + Zn2+(aq)+ Cl- -> [Zn(NH3)2]Cl2(s)
    Oxidacion:
    Zn(s) -> Zn2+(aq) + 2 e-
  • 18. La reacción de oxidación puede darse en dos pasos:
    Zn(s) -> Zn2+(aq) + 2 e-
    Zn2+(aq)+ 2 OH- -> Zn (OH)2(s)
    Zn(s)+ 2 OH- -> Zn (OH)2(s) + 2 e-
    Pilas secas alcalinas
    - La pasta entre los electrodos contiene KOH en lugar de NH4Cl. - No se produce ningún gas
    2 MnO2(s) + H2O(l) + 2 e--> Mn2O3(s) + 2 OH-
    Reduccion:
    - Es más cara pero tiene una vida más larga que la pila de Leclanché y proporciona mayor intensidad
  • 19. Pilas de Ag y Zn (pilas botón)
    Zn(s),ZnO(s)|KOH(sat’d)|Ag2O(s),Ag(s)
    Zn(s) + Ag2O(s) -> ZnO(s) + 2 Ag(s) Ecell= 1.8 V
  • 20. Batería de Plomo-ácido (acumulador)
    Es el tipo de pilas secundaria más común:Batería de los coches
  • 21.
  • 22. Reacciones que se producen en las batería de Pb-ácido
    Reducción:
    PbO2(s) + 3 H+(aq) + HSO4-(aq) + 2 e--> PbSO4(s) + 2 H2O(l)
    Oxidacion:
    Pb (s) + HSO4-(aq) -> PbSO4(s) + H+(aq) + 2 e-
    PbO2(s) + Pb(s) + 2 H+(aq) + HSO4-(aq) -> 2 PbSO4(s) + 2 H2O(l)
    E°cell = E°PbO2/PbSO4 - E°PbSO4/Pb = 1.74 V – (-0.28 V) = 2.02 V
  • 23. Pilas de Niquel-Cadmio (son recargables)
    Cd(s) + 2 NiO(OH)(s) + 2 H2O(L) -> 2 Ni(OH)2(s) + Cd(OH)2(s)
  • 24. En el ánodo:
    2Cl- (aq) Cl2 (g) + 2e-
    En el cátodo, las moléculas de agua se se reducen más facilmente que los iones Na+:
    2H2O+ 2e- H2 (g) + 2OH- (aq)
    2Cl-(aq) + 2H2O
    Cl2(g)+H2(g)+2OH-(aq)
    El gas cloro burbujea en la disolución del ánodo.
    En el cátodo, se forma el H2 gas y la disolución alrededor del electrodo se hace fuertemente básica.
    Los iones Na+ reaccionan con los OH para producir NaOH
    Proceso Cloro-álcali: La electrolisis del NaCl
  • 25. GRACIAS