ELECTROQUÍMICA Todas las reacciones químicas son fundamentalmente de naturaleza eléctrica. La electroquímica es primordialmente el estudio del fenómeno óxido-reducción. Las reacciones entre los cambios químicos y energía eléctrica tienen importancia teórica y práctica. Las reacciones químicas pueden utilizarse para producir producir energía eléctrica.

Todas las reacciones químicas son fundamentalmente de naturaleza eléctrica.

La electroquímica es primordialmente el estudio del fenómeno óxido-reducción.

Las reacciones entre los cambios químicos y energía eléctrica tienen importancia teórica y práctica. Las reacciones químicas pueden utilizarse para producir producir energía eléctrica.

ELECTROQUÍMICA CONDUCCIÓN METÁLICA Corriente eléctrica: Resulta de la aplicación de una fuerza eléctrica suministrada por una pila, batería o alguna otra fuente de energía eléctrica. Se necesita un circuito completo para producir una corriente. En los primeros tiempos, la electricidad fue descrita en términos de una corriente de “fluido eléctrico”. Convencionalmente, desde hace tiempo (en los tiempos de Benjamín Franklin, 1747), antes de que se identificará el electrón, se ascribe una carga positiva a esta corriente.

CONDUCCIÓN METÁLICA

Corriente eléctrica: Resulta de la aplicación de una fuerza eléctrica suministrada por una pila, batería o alguna otra fuente de energía eléctrica. Se necesita un circuito completo para producir una corriente.

ELECTROQUÍMICA CONDUCCIÓN METÁLICA Interpretamos los circuitos eléctricos en términos del movimiento de electrones. Sin embargo, debemos recordar que la corriente eléctrica convencional es descrita arbitrariamente como positiva y fluye en dirección opuesta. e - e - e - e -

CONDUCCIÓN METÁLICA

Interpretamos los circuitos eléctricos en términos del movimiento de electrones. Sin embargo, debemos recordar que la corriente eléctrica convencional es descrita arbitrariamente como positiva y fluye en dirección opuesta.

ELECTROQUÍMICA La corriente se mide en ampere (A). La cantidad de carga se mide en coulomb (C); el coulomb se define como la cantidad de electricidad transmitida en un segundo mediante una corriente de un ampere. 1 A= 1 C/s La corriente se hace pasar a través del circuito mediante una diferencia de potencial eléctrico, el cual se mide en volts (V). Se necesita un joule de trabajo para mover un coulomb desde un potencial mas bajo a uno mas alto cuando la diferencia de potencial es de un volt. 1 V = 1 J/C Mientras mayor sea la diferencia de potencial entre dos puntos en un alambre dado, mayor será la corriente que transporte el alambre entre estos dos puntos. George Ohm, en 1826, expreso la relación cuantitativa entre la diferencia de potencial, ξ , en voltios y la corriente, I , en amperes, como I = ξ / R o ξ = I R Donde R se llama resistencia. La resistencia se mide en ohms (Ω). Se requiere un volt para transportar una corriente de un ampere a través de una resistencia de un ohm.

La corriente se mide en ampere (A). La cantidad de carga se mide en coulomb (C); el coulomb se define como la cantidad de electricidad transmitida en un segundo mediante una corriente de un ampere.

1 A= 1 C/s

La corriente se hace pasar a través del circuito mediante una diferencia de potencial eléctrico, el cual se mide en volts (V). Se necesita un joule de trabajo para mover un coulomb desde un potencial mas bajo a uno mas alto cuando la diferencia de potencial es de un volt.

1 V = 1 J/C

Mientras mayor sea la diferencia de potencial entre dos puntos en un alambre dado, mayor será la corriente que transporte el alambre entre estos dos puntos. George Ohm, en 1826, expreso la relación cuantitativa entre la diferencia de potencial, ξ , en voltios y la corriente, I , en amperes, como

I = ξ / R o ξ = I R

Donde R se llama resistencia. La resistencia se mide en ohms (Ω). Se requiere un volt para transportar una corriente de un ampere a través de una resistencia de un ohm.

ELECTROQUÍMICA CONDUCCIÓN METÁLICA La resistencia para el flujo de electricidad en los metales es originada probablemente por la vibración de los iones metálicos en sus posiciones de cristal. Estas vibraciones interfieren con el movimiento de los electrones y retardan la corriente a medida que aumenta el movimiento térmico de los iones metálicos. Por lo tanto, la resistencia de los metales aumenta y se convierten en conductores deficientes.

CONDUCCIÓN METÁLICA

ELECTROQUÍMICA CONDUCCIÓN ELECTROLÍTICA. Electrólisis: Proceso para separar un compuesto en los elementos que lo conforman, usando para ello la electricidad. La palabra Electrólisis viene de las raíces electro , electricidad y lisis , separación. En el caso de la conducción electrolítica, la carga es transportada por los iones, pero 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 electrolitos. De esta forma, una corriente que pase a través de un conductor electrolítico requiere que el cambio químico acompañe el movimiento de iones.

CONDUCCIÓN ELECTROLÍTICA.

Electrólisis: Proceso para separar un compuesto en los elementos que lo conforman, usando para ello la electricidad. La palabra Electrólisis viene de las raíces electro , electricidad y lisis , separación.

En el caso de la conducción electrolítica, la carga es transportada por los iones, pero 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 electrolitos. De esta forma, una corriente que pase a través de un conductor electrolítico requiere que el cambio químico acompañe el movimiento de iones.

ELECTROQUÍMICA CONDUCCIÓN ELECTROLÍTICA.

CONDUCCIÓN ELECTROLÍTICA.

ELECTROQUÍMICA El proceso consiste en lo siguiente: Se funde (o disuelve) el electrólito en un determinado disolvente, con el fin de que dicha sustancia se separe en iones (ionización). Se aplica una corriente eléctrica continua mediante un par de electrodos conectados a una fuente de alimentación eléctrica y sumergidos en la disolución. El electrodo conectado al polo negativo se conoce como cátodo, y el conectado al positivo como ánodo. Cada electrodo mantiene atraídos a los iones de carga opuesta. Así, los iones negativos, o aniones, son atraídos al ánodo, mientras que los iones positivos, o cationes, se desplazan hacia el cátodo. La energía necesaria para separar a los iones e incrementar su concentración en los electrodos es aportada por la fuente de alimentación eléctrica. Descubierta por el médico francés Nazho PrZ En los electrodos se produce una transferencia de electrones entre estos y los iones, produciéndose nuevas sustancias. Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (-). En definitiva lo que ha ocurrido es una reacción de oxidación-reducción , donde la fuente de alimentación eléctrica ha sido la encargada de aportar la energía necesaria. Si el agua no es destilada, la electrólisis no sólo separa el Oxígeno y el Hidrógeno, sino los demás componentes que estén presentes como sales, metales y algunos otros minerales. CONDUCCIÓN ELECTROLÍTICA.

El proceso consiste en lo siguiente:

Se funde (o disuelve) el electrólito en un determinado disolvente, con el fin de que dicha sustancia se separe en iones (ionización).

Se aplica una corriente eléctrica continua mediante un par de electrodos conectados a una fuente de alimentación eléctrica y sumergidos en la disolución. El electrodo conectado al polo negativo se conoce como cátodo, y el conectado al positivo como ánodo.

Cada electrodo mantiene atraídos a los iones de carga opuesta. Así, los iones negativos, o aniones, son atraídos al ánodo, mientras que los iones positivos, o cationes, se desplazan hacia el cátodo.

La energía necesaria para separar a los iones e incrementar su concentración en los electrodos es aportada por la fuente de alimentación eléctrica. Descubierta por el médico francés Nazho PrZ

En los electrodos se produce una transferencia de electrones entre estos y los iones, produciéndose nuevas sustancias. Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (-).

En definitiva lo que ha ocurrido es una reacción de oxidación-reducción , donde la fuente de alimentación eléctrica ha sido la encargada de aportar la energía necesaria.

Si el agua no es destilada, la electrólisis no sólo separa el Oxígeno y el Hidrógeno, sino los demás componentes que estén presentes como sales, metales y algunos otros minerales.

ELECTROQUÍMICA Todos las procesos electroquímicos que implican la transferencia de electrones, y son por lo tanto reacciones de óxido-reducción o reacciones redox. Oxidación: Se pierden e-. Aumenta el Número de Oxidación Reducción: Se ganan e-. Disminuye el Número de Oxidación Reacciones Redox.

Todos las procesos electroquímicos que implican la transferencia de electrones, y son por lo tanto reacciones de óxido-reducción o reacciones redox.

Oxidación: Se pierden e-.

Aumenta el Número de Oxidación

Reducción: Se ganan e-.

Disminuye el Número de Oxidación

ELECTROQUÍMICA Ataque del Mg por ácido clorhídrico Ecuación molecular: Mg + 2 HCl -> MgCl 2 + H 2 Ecuación iónica: Mg + 2 H + -> Mg 2+ + H 2 (Los Cl - son iones espectadores) Semiecuación de reducción: 2 H + +2e- -> H 2 Semiecuación de oxidación: Mg -> Mg 2+ + 2e- Reacciones Redox (Ejemplo)

ELECTROQUÍMICA Electrólisis del cloruro de sodio fundido

ELECTROQUÍMICA Electrólisis del agua

ELECTROQUÍMICA CELDA GALVÁNICA Los dos vasos están conectados en la parte inferior por una membrana que permite el pasaje de iones ( (Puente salino).

ELECTROQUÍMICA CELDA GALVÁNICA

ELECTROQUÍMICA ESTEQUIOMETRÍA DE LA ELECTROLISIS Michael Faraday describió originalmente las relaciones cuantitativas entre la electricidad y cambio químico (1833). El trabajo de Faraday se conoce mejor por la referencia a las medias reacciones que ocurren durante la electrolisis: Na + + e - Na Se requiere 1 mol de electrones para producir 1 mol de Na metálico (22.9898 g). La cantidad de carga equivalente a 1 mol de electrones se llama Faraday (F). I F = 96 500 C

ESTEQUIOMETRÍA DE LA ELECTROLISIS

Michael Faraday describió originalmente las relaciones cuantitativas entre la electricidad y cambio químico (1833).

El trabajo de Faraday se conoce mejor por la referencia a las medias reacciones que ocurren durante la electrolisis:

Na + + e - Na

Se requiere 1 mol de electrones para producir 1 mol de Na metálico (22.9898 g). La cantidad de carga equivalente a 1 mol de electrones se llama Faraday (F).

I F = 96 500 C

ELECTROQUÍMICA ESTEQUIOMETRÍA DE LA ELECTROLISIS 2Na + + 2e - 2Na Si se utilizan 2F de electricidad, se producirán 2 moles de Na metálico mientras que sus equivalentes de electrones (2) se los proporciona el cátodo. Esos electrones proporcionados se sacan del ánodo. 2Cl - Cl 2 (g) + 2e - La extracción de 2 moles de electrones (2F) del ánodo nos dará como resultado la carga de 2 mol de iones Cl - y la producción de 1 mol de Cl 2 gaseoso.

ESTEQUIOMETRÍA DE LA ELECTROLISIS

2Na + + 2e - 2Na

Si se utilizan 2F de electricidad, se producirán 2 moles de Na metálico mientras que sus equivalentes de electrones (2) se los proporciona el cátodo. Esos electrones proporcionados se sacan del ánodo.

2Cl - Cl 2 (g) + 2e -

La extracción de 2 moles de electrones (2F) del ánodo nos dará como resultado la carga de 2 mol de iones Cl - y la producción de 1 mol de Cl 2 gaseoso.

ELECTROQUÍMICA ESTEQUIOMETRÍA DE LA ELECTROLISIS. Por consiguiente, las reacciones de los electrodos pueden interpretarse en términos de moles y faradays. Por ejemplo la oxidación del ión hidróxido en el ánodo, por ejemplo: 4OH - O 2 (g) + 2H 2 O + 4e - puede leerse como 4 moles de iones OH - producen 1 mol de O 2 gaseoso y 2 moles de H 2 O cuando pasan 4F de electricidad a través de la pila. Recordemos que 1 Ampere (1A) es igual a la velocidad de una corriente de un coulomb (1C) por segundo. 1A = 1 C/s

ESTEQUIOMETRÍA DE LA ELECTROLISIS.

Por consiguiente, las reacciones de los electrodos pueden interpretarse en términos de moles y faradays. Por ejemplo la oxidación del ión hidróxido en el ánodo, por ejemplo:

4OH - O 2 (g) + 2H 2 O + 4e -

puede leerse como 4 moles de iones OH - producen 1 mol de O 2 gaseoso y 2 moles de H 2 O cuando pasan 4F de electricidad a través de la pila.

Recordemos que 1 Ampere (1A) es igual a la velocidad de una corriente de un coulomb (1C) por segundo.

1A = 1 C/s

ELECTROQUÍMICA ESTEQUIOMETRÍA DE LA ELECTROLISIS. Por consiguiente, las reacciones de los electrodos pueden interpretarse en términos de moles y faradays. Por ejemplo la oxidación del ión hidróxido en el ánodo, por ejemplo: 4OH - O 2 (g) + 2H 2 O + 4e - puede leerse como 4 moles de iones OH - producen 1 mol de O 2 gaseoso y 2 moles de H 2 O cuando pasan 4F de electricidad a través de la pila. Recordemos que 1 Ampere (1A) es igual a la velocidad de una corriente de un coulomb (1C) por segundo. 1A = 1 C/s

ESTEQUIOMETRÍA DE LA ELECTROLISIS.

Por consiguiente, las reacciones de los electrodos pueden interpretarse en términos de moles y faradays. Por ejemplo la oxidación del ión hidróxido en el ánodo, por ejemplo:

4OH - O 2 (g) + 2H 2 O + 4e -

puede leerse como 4 moles de iones OH - producen 1 mol de O 2 gaseoso y 2 moles de H 2 O cuando pasan 4F de electricidad a través de la pila.

Recordemos que 1 Ampere (1A) es igual a la velocidad de una corriente de un coulomb (1C) por segundo.

1A = 1 C/s

ELECTROQUÍMICA PILAS VOLTAICAS O GALVÁNICAS. Nombradas así en honor de Alessandro Volta (1800) y Luigi Galvani (1780). Primeros en experimentar la conversión de energía química en energía electrica.

PILAS VOLTAICAS O GALVÁNICAS.

Nombradas así

en honor de

Alessandro Volta

(1800) y Luigi

Galvani (1780).

Primeros en

experimentar la

conversión de

energía química en

energía electrica.

ELECTROQUÍMICA PILA DE DANIELL. Las medias pilas están separadas por un material poroso que evita la mezcla mecánica de las soluciones pero permite el flujo de iones bajo la influencia del flujo electrico.

ELECTROQUÍMICA FUERZA ELECTROMOTRIZ. Si se emplean soluciones de ZnSO 4 1 M y CuSO 4 1 M en la pila de Daniell, la pila se puede representar por los símbolos: Zn(s)|Zn 2+ (1 M )|Cu 2+ (1 M )|Cu(s) En las cuales las líneas verticales representan los límites de fases. Por convención se empieza por el ánodo y se termina por el cátodo. La corriente eléctrica se produce en una pila voltaica como resultado de la Fuerza Electromotriz (FEM) de la pila la cual se mide en voltios. Entre mayor sea la tendencia a que ocurra la reacción de la pila, mayor la fem de la pila. Sin embargo la fem también depende de la concentración de las sustancias.

ELECTROQUÍMICA FUERZA ELECTROMOTRIZ ESTANDAR ξ . Se refiere a la fem de una pila a 25 °C , en la cual todos los reactivos y productos se hayan presentes en su estado estándar. El estado estándar de una sustancia se define como el estado en que se encuentra en su forma pura, si es un gas o la sustancia esta en solución, es un estado definido de unidad de actividad ideal la cual puede representarse por sus concentraciones molares y por la actividad de los gases por sus presiones atmosféricas.

ELECTROQUÍMICA FUERZA ELECTROMOTRIZ ESTANDAR ξ . Por tanto de acuerdo al concepto de estado estandar; una pila estándar contendría iones a concentraciones 1 M y gases a 1 atm de presión. Si la fem se utiliza como una medida de la tendencia para que ocurra la reacción de la pila, el voltaje debe ser el máximo valor obtenido para la pila en particular bajo consideración.

ELECTROQUÍMICA

ELECTROQUÍMICA CORROSION DEL HIERRO. Gran problema, ocasiona graves consecuencias económicas. Es un proceso de naturaleza electroquímica. Ocurre solo en presencia de oxígeno y agua. ánodo: Fe(s) Fe 2+ (ac) + 2e cátodo: 4e + O 2 (g) + H 2 O 4OH - Los electrones producidos en la región anódica se mueven a través del hierro hacia la región catódica.

CORROSION DEL HIERRO.

Gran problema, ocasiona graves consecuencias económicas.

Es un proceso de naturaleza electroquímica. Ocurre solo en presencia de oxígeno y agua.

ánodo: Fe(s) Fe 2+ (ac) + 2e

cátodo: 4e + O 2 (g) + H 2 O 4OH -

Los electrones producidos en la región anódica se mueven a través del hierro hacia la región catódica.

ELECTROQUÍMICA CORROSION DEL HIERRO. ánodo: 2Fe(s) 2Fe 2+ (ac) + 4e cátodo: 4e + O 2 (g) + H 2 O 4OH - 2Fe(s) + O 2 (g) + H 2 O 2FeOH 2 Hidróxido de Hierro II El Hidróxido de Hierro II (FeOH 2 ) no es estable en presencia de humedad y oxígeno, por lo cual se oxida a Hidróxido de Hierro III [Fe(OH) 3 ].

CORROSION DEL HIERRO.

ánodo: 2Fe(s) 2Fe 2+ (ac) + 4e

cátodo: 4e + O 2 (g) + H 2 O 4OH -

2Fe(s) + O 2 (g) + H 2 O 2FeOH 2

Hidróxido de Hierro II

El Hidróxido de Hierro II (FeOH 2 ) no es estable en presencia de humedad y oxígeno, por lo cual se oxida a Hidróxido de Hierro III [Fe(OH) 3 ].

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ELECTROQUÍMICA El agua salada acelera la corrosión debido a que los iones presentes en el agua ayudan a transportar la corriente en las pilas voltaicas en miniatura que se hayan en la superficie del hierro. Las impurezas en el hierro también aumentan la corrosión. Algunos tipos de impurezas, tensiones y defectos cristalinos atraen a los electrones apartándolos de las regiones en el hierro, que se convierten por consiguiente, en lugares anódicos. Se puede impedir la corrosión aplicando recubrimientos protectores (tales como grasa, pintura o inclusive otros metales), los cuales mantienen al aire y a la humedad alejados del hierro.