Que Es Electroquimica

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Que Es Electroquimica

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

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