CICLO 2012-III Módulo:          Unidad: IV   Semana: 6  FISICO QUIMICA DE LOS PROCESOS            AMBIENTALESProf. Quím. J...
Electroquímica          Lic. Quím. Jenny M. Fernández Vivanco
Electroquímica• La electroquímica se ocupa del estudio de  la interconversión entre sí de las formas de  energía química y...
Zn(s) + 2 HCl(ac)  H2(g) + ZnCl2(ac)
Semiceldas• Son dispositivos en los cuales podrían  ocurrir las semirreacciones. Mantienen en  contacto todas involucradas...
Semiceldas
Potencial Estándar de oxido-                reducción (Eº)• Mide las diferentes tendencias de las especies  químicas a oxi...
Ejemplos de Eº• Cs  Cs+ + e-                  Eº = +3.02 V           Expresado• Cs / Cs+                       Eº = +3.02...
Tabla de Potenciales (Eº)F2(g)   +    2e–  2F–(ac)                                      Eº =             + 2,87 VH2O2(ac)...
Uso de la Tabla de potencialesAl comparar:Ag+(ac) + e–  Ag(s)      Eº = + 0,80 V                 Ambos sonZn2+(ac) + 2e– ...
Uso de la Tabla de potenciales• A condiciones estándar, ¿cuál es mejor oxidante:  MnO4- o Cr2O72-?MnO4- + 8H+ + 5e-  Mn2+...
¿Cómo se llega a la Tabla de Eº?        Una analogía
La semicelda patrón de hidrógeno• No siendo posible determinar de modo de modo  absoluto el potencial de un sistema, neces...
La semicelda patrón de hidrógeno                Pt/H2(g, 1 atm)/H+(1M)
Para medir Eºred, conectamos   Medida de los Eºred                        la semicelda patrón y la                        ...
Potenciales Estándar
Celdas galvánicas• Son los dispositivos en los cuales se  conectan 2 semipilas de diferente  potencial, de modo que genera...
Celda Zn-Cu
Celda Zn-CuPara esta celda tenemos:                            Se reduce fácilmente!Eº(Cu2+/Cu) = +0,34 VEº(Zn2+/Zn) = -0,...
Celda Zn-CuZn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)   Ecell = 1.10 V
Espontaneidad de las reacciones                    redox       Si el potencial calculado para una reacción redox es       ...
Celdacomerciales                    Pila                    seca              Batería
Celdas comercialesPila Ni-Cd                             Pila Ag-ZnZn(s) + Ag2O(s) → ZnO(s) + 2 Ag(s)   Epila = 1.8 VCd(s)...
Celdas de              combustibleO2(g) + 2 H2O(l) + 4 e- → 4 OH-(aq)    2{H2(g) + 2 OH-(aq) → 2 H2O(l) + 2 e-}          2...
Corrosión
Celdas electrolíticas• Son dispositivos en los cuales la  energía eléctrica se usa para generar  una reacción química que ...
Celdas electrolíticas• Al cerrar el circuito los electrones  generados por la fuente externa  llegan al cátodo (polo -) y ...
Electrólisis                                                de NaCl                                                 fundid...
Electrólisis de NaCl fundidoEn este caso los potenciales serían:Cátodo (reducción): [Na+ + e-  Na(l)]x2                  ...
Complicaciones en las celdas       electrolíticas              • La electrólisis de                soluciones acuosas no  ...
Complicaciones• Sobrepotencial (a menudo es necesario un  potencial mayor al calculado en teoría).  – La deposición de met...
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Electrólisis del agua           electricidadH2O(l)                    H2(g) +
Aplicaciones de la electrólisis                 Electroplateado
Aplicaciones de la electrólisis• Afino electrolítico  Obtención de metales  de alta pureza, como el  cobre
Aspectoscuantitativos de la electroquímica • Corriente eléctrica = flujo de e- • Cantidad de electricidad = carga   eléctr...
• Primera LeyLeyes de Faraday   La masa de cualquier sustancia                   liberada, depositada o                   ...
Leyes de Faraday• Segunda Ley  Las masas de diferentes sustancias liberadas,  depositadas o consumidas en diferentes  elec...
CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DE   INVESTIGACIÓN SUGERIDAS • Investigar: Contaminación ambiental   producido por las pilas ...
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Semana 6 electroqu

  1. 1. CICLO 2012-III Módulo: Unidad: IV Semana: 6 FISICO QUIMICA DE LOS PROCESOS AMBIENTALESProf. Quím. Jenny M. Fernández Vivanco
  2. 2. Electroquímica Lic. Quím. Jenny M. Fernández Vivanco
  3. 3. Electroquímica• La electroquímica se ocupa del estudio de la interconversión entre sí de las formas de energía química y eléctrica, así como de las leyes y regularidades involucradas en este proceso.Energía eléctrica Energía química
  4. 4. Zn(s) + 2 HCl(ac)  H2(g) + ZnCl2(ac)
  5. 5. Semiceldas• Son dispositivos en los cuales podrían ocurrir las semirreacciones. Mantienen en contacto todas involucradas en la semirreacción. Siempre requieren un electrodo (conductor eléctrico).
  6. 6. Semiceldas
  7. 7. Potencial Estándar de oxido- reducción (Eº)• Mide las diferentes tendencias de las especies químicas a oxidarse o reducirse. Se mide en voltios (V). Se denomina estándar (Eº) si se mide a 25 ºC, 1 atm, 1M.• Si una especie se oxida  Eºox• Si una especie se reduce  Eºred• Como oxidación y reducción son procesos inversos: Eºox = - Eºred
  8. 8. Ejemplos de Eº• Cs  Cs+ + e- Eº = +3.02 V Expresado• Cs / Cs+ Eº = +3.02 V como oxidación• EºCs/Cs+ = +3.02 V Cs+ + e-  Cs Eº = -3.02 V Cs+ / Cs Eº = -3.02 V Expresado EºCs+/Cs = -3.02 V como reducción Los valores de Eº se encuentran tabulados como potenciales de reducción (Eºred)¡cuánto mayor sea el potencial, mayor será la tendencia de la especie a oxidarse o reducirse!
  9. 9. Tabla de Potenciales (Eº)F2(g) + 2e–  2F–(ac) Eº = + 2,87 VH2O2(ac) + 2H+(ac) + 2e–  2H2O + 1,82PbO2(s) + 4H+ + SO42–(ac) + 2e–  PbSO4(ac) + 2H2O + 1,77MnO4 (ac) + 8H+(ac) + 5e–  Mn2+(ac) + 4H2O – + 1,51Au3+(ac) + 3e–  Au(s) + 1,50Cr2O72--–(ac) + 14H+(ac) + 6e–  2 Cr3+(ac) + 7H2O + 1,33O2(g) + 4H+(ac) + 2e–  2H2O + 1,23Ag+(ac) + e–  Ag(s) + 0,80Fe (ac) + e–  Fe2+(ac) 3+ + 0,77MnO4–(ac) + 2H2O + 3e–  MnO2(s) + 4OH–(ac) + 0,59O2(g) + 2H2O + 4e–  4OH–(ac) + 0,40Cu (ac) + 2e–  Cu(s) 2+ + 0,342H+(ac) + 2e–  H2(g) + 0,00Pb (ac) 2+ + 2e–  Pb(s) – 0,13Ni (ac) 2+ + 2e–  Ni(s) – 0,25PbSO4(s) + 2e–  Pb(s) + SO42–(ac) – 0,31Fe2+(ac) + 2e–  Fe(s) – 0,44
  10. 10. Uso de la Tabla de potencialesAl comparar:Ag+(ac) + e–  Ag(s) Eº = + 0,80 V Ambos sonZn2+(ac) + 2e–  Zn(s) Eº = – 0,76 V procesos de reducciónPodemos afirmar que la tendencia a la reducción en la plata es mayor queen el cinc, y a vez, que la tendencia a la oxidación del cinc es mayor que elde la plata.Ag(s)  Ag+(ac) + e– Eº = – 0,80 VZn(s)  Zn2+(ac) + 2e– Eº = + 0,76 V Ambos son procesos de oxidación
  11. 11. Uso de la Tabla de potenciales• A condiciones estándar, ¿cuál es mejor oxidante: MnO4- o Cr2O72-?MnO4- + 8H+ + 5e-  Mn2+ + 4 H2O Eº = +1.51 VCr2O72- + 14H+ + 5e-  2Cr3+ + 7H2O Eº = +1.33 V Un oxidante es la especie que sufre la reducción, por lo que el mejor oxidante será la especie con la mayor tendencia a la reducción: MnO4-
  12. 12. ¿Cómo se llega a la Tabla de Eº? Una analogía
  13. 13. La semicelda patrón de hidrógeno• No siendo posible determinar de modo de modo absoluto el potencial de un sistema, necesitamos de un patrón de referencia. En el caso de las semiceldas usaremos la de hidrógeno, para la cual, por convención, su potencial es cero. – H2(g)  2 H+(ac) + 2e- Eº = 0,0 V – 2 H+(ac) + 2e-  H2(g) Eº = 0,0 V
  14. 14. La semicelda patrón de hidrógeno Pt/H2(g, 1 atm)/H+(1M)
  15. 15. Para medir Eºred, conectamos Medida de los Eºred la semicelda patrón y la semicelda a evaluar. El voltímetro debe ser conectado de modo que la lectura sea siempre positiva; de ese modo la semicelda conectada al extremo negativo del voltímetro es el ANODO. El otro extremo se llama CÁTODO. En este caso la lectura es +0,340 V, y el ánodo resultó ser la semicelda de hidrógeno: el cobre se reduce más fácilmente que el hidrógeno. Puesto que el potencial del hidrógeno es cero, el voltaje leído solo corresponde alH2(g)  2 H+(ac) + 2e- Cu2+ + 2e-  Cu(s) cobre, y por tanto: Eº(Cu2+/Cu) Oxidación Reducción = 0,340 V.
  16. 16. Potenciales Estándar
  17. 17. Celdas galvánicas• Son los dispositivos en los cuales se conectan 2 semipilas de diferente potencial, de modo que generan una corriente eléctrica a partir de una reacción química se obtendrá energía eléctrica.
  18. 18. Celda Zn-Cu
  19. 19. Celda Zn-CuPara esta celda tenemos: Se reduce fácilmente!Eº(Cu2+/Cu) = +0,34 VEº(Zn2+/Zn) = -0,76 V Se oxida fácilmente!Oxidación  ánodo: Zn  Zn2+ + 2e-Reducción  cátodo: Cu2+ +2e-  CuReacción global: Zn + Cu2+  Cu + Zn2+Fem de la pila = +0,34 –(-0,76) = + 1,10 VRepresentación: Zn(s)/Zn2+(1M)//Cu2+(1M)/Cu(s)Toda reacción espontánea tiene fem positiva !!
  20. 20. Celda Zn-CuZn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) Ecell = 1.10 V
  21. 21. Espontaneidad de las reacciones redox 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.Ej.: ¿ Ni(s) + Zn2+(1M) → Ni2+(1M) + Zn (s) ? E°Ni2+/Ni = - 0,236 V EoZn2+/Zn= - 0,762 V E° = E°redZn2+ - E°redNi + = (-0,762) – (- 0,236)= - 0,526 V ¡La reacción no será espontánea!
  22. 22. Celdacomerciales Pila seca Batería
  23. 23. Celdas comercialesPila Ni-Cd Pila Ag-ZnZn(s) + Ag2O(s) → ZnO(s) + 2 Ag(s) Epila = 1.8 VCd(s) + 2 NiO(OH)(s) + 2 H2O(l) → 2 Ni(OH)2(s) +Cd(OH)2(s)
  24. 24. Celdas de combustibleO2(g) + 2 H2O(l) + 4 e- → 4 OH-(aq) 2{H2(g) + 2 OH-(aq) → 2 H2O(l) + 2 e-} 2H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)E°pila = E°O2/OH- - E°H2O/H2 = 0.401 V – (-0.828 V) = 1.229 V
  25. 25. Corrosión
  26. 26. Celdas electrolíticas• Son dispositivos en los cuales la energía eléctrica se usa para generar una reacción química que en otras condiciones no sucedería espontáneamente. A este proceso se le llama electrólisis.• Una celda electrolítica debe contener: – Dos electrodos, ánodo o cátodo (inertes o activos) – Una fuente de corriente continua (una “bomba de electrones”). – Un electrolito (sal fundida o solución
  27. 27. Celdas electrolíticas• Al cerrar el circuito los electrones generados por la fuente externa llegan al cátodo (polo -) y la electrólisis se realiza se estos electrones son aceptados en una semirreacción de reducción. En el otro electrodo, el ánodo (polo +), simultáneamente una especie libera electrones y se oxida. Lo que determina si la electrólisis se produce es la “presión”, es decir, el voltaje con el que son “bombeados” los electrones.
  28. 28. Electrólisis de NaCl fundidoEn este caso las reacciones son:Cátodo (reducción): [Na+ + e-  Na(l)]x2Ánodo (oxidación): 2 Cl-  Cl2(g) + 2e-Reacción global: 2Na+ + 2 Cl-  2 Na(l) + Cl2(g) NaCl(l)
  29. 29. Electrólisis de NaCl fundidoEn este caso los potenciales serían:Cátodo (reducción): [Na+ + e-  Na(l)]x2 Eº =-2.71 VÁnodo (oxidación): 2 Cl-  Cl2(g) + 2e- Eº = -1.36 VReacción global: 2Na+ + 2 Cl-  2 Na(l) + Cl2(g) Eº = -4.07 VEs decir la fuente de corriente continua debe tener almenos un potencial de 4.07 V, para que la reacciónocurra !
  30. 30. Complicaciones en las celdas electrolíticas • La electrólisis de soluciones acuosas no siempre son fáciles de predecir. • Las predicciones antes hechas nada nos dicen sobre las velocidades de reacción.
  31. 31. Complicaciones• Sobrepotencial (a menudo es necesario un potencial mayor al calculado en teoría). – La deposición de metales requiere pequeños sobrevoltajes. – La liberación de H2 y O2 requiere sobrtevoltajes altos.• Reacciones competitivas. – Una molécula o ion del soluto se oxida o reduce – Elñ solvente puede oxidarse o reducirse. – El propio electrodo podría oxidarse o reducirse.• Estados no estándar (varía el potencial Eº)•
  32. 32. Sin embargo...• En el ánodo ocurrirá la reacción de oxidación de mayor potencial de oxidación (menor Ered)• En el cátodo ocurre la reacción de reducción de mayor potencial de reducción.
  33. 33. Electrólisis de soluciones acuosas Algunos resultados (con electrodos de Pt)• Electrólisis de H2SO4 diluido Electrólisis del agua – Ánodo 2 H2O  4H+ + O2(g) + 4e- – Cátodo ( 2H2O + 2e-  H2(g) + 2OH- )x2 – Reacción 2 H2O  2 H2(g) + O2(g)
  34. 34. Electrólisis de soluciones acuosas Algunos resultados (con electrodos de Pt)• Electrólisis de NaCl diluido Electrólisis del agua – Ánodo 2 H2O  4H+ + O2(g) + 4e- – Cátodo ( 2H2O + 2e-  H2(g) + 2OH- )x2 – Reacción 2 H2O  2 H2(g) + O2(g)
  35. 35. Electrólisis de soluciones acuosas Algunos resultados (con electrodos de Pt)• Electrólisis de NaCl concentrado (salmueras, como el agua de mar) – Ánodo 2 Cl-(ac)  Cl2(g) + 2e- – Cátodo 2H2O + 2e-  H2(g) + 2OH- – Reacción 2 Cl-(ac) + 2 H2O  2 H2(g) + Cl2(g) – Reacción H2O(l) + NaCl(ac)  H2(g) + Cl2(g) +2NaOH(ac) 3 productos industriales muy importantes !
  36. 36. Electrólisis de NaCl concentrado (salmueras,como el agua de mar)
  37. 37. Electrólisis de soluciones acuosas Algunos resultados (con electrodos de Pt)• Electrólisis de HCl concentrado – Ánodo 2 Cl-(ac)  Cl2(g) + 2e- – Cátodo 2H2O + 2e-  H2(g) + 2OH- – Reacción 2 Cl-(ac) + 2 H2O  2 H2(g) + Cl2(g) – Reacción 2 HCl(ac)  H2(g) + Cl2(g)
  38. 38. Electrólisis de soluciones acuosasAlgunos resultados (con electrodos de Pt) • Electrólisis de soluciones acuosas de sales inorgánicas metálicas • Generalmente ocurre: – Ánodo  oxidación del agua 2 H2O  4 H+ + O2(g) + 4e- – Cátodo  reducción de catión metálico Mn+ + n e-  M(s)
  39. 39. Electrólisis de soluciones acuosas Algunos resultados (con electrodos de Pt)• Ejemplo: electrólisis del CuSO4(ac) – Ánodo ( 2 H2O  4H+ + O2(g) + 4e- ) x ½ – Cátodo Cu2+ + 2 e-  Cu(s) – Reacción Cu2+ + H2O  2H+ + ½ O2(g) + Cu(s) – Reacción CuSO4(ac) + H2O(l)  H2SO4(ac) + ½ O2(g) + Cu(s)
  40. 40. Electrólisis del agua electricidadH2O(l) H2(g) +
  41. 41. Aplicaciones de la electrólisis Electroplateado
  42. 42. Aplicaciones de la electrólisis• Afino electrolítico Obtención de metales de alta pureza, como el cobre
  43. 43. Aspectoscuantitativos de la electroquímica • Corriente eléctrica = flujo de e- • Cantidad de electricidad = carga eléctrica = q  se mide en coulomb (C) • Unidad mínima de carga eléctrica = carga de un electrón = 1,602 10-19 C • 1 faraday (F) es equivalente a 1 mol de e- 1 F = 6,02 1023 e- = 96490 C • Intensidad de corriente eléctrica (I) mide el flujo de electricidad en la unidad de tiempo  se mide en amperes (A) I = q/t  q = I t
  44. 44. • Primera LeyLeyes de Faraday La masa de cualquier sustancia liberada, depositada o consumida en un electrodo es proporcional a la carga eléctrica que pasa por el circuito m ∝ q
  45. 45. Leyes de Faraday• Segunda Ley Las masas de diferentes sustancias liberadas, depositadas o consumidas en diferentes electrodos son proporcionales a sus masa equivalentes. mA mB mC = = = ... EqA EqB EqC #eqA = #eqB = #eqC = ...
  46. 46. CONCLUSIONES Y/O ACTIVIDADES DE INVESTIGACIÓN SUGERIDAS • Investigar: Contaminación ambiental producido por las pilas electroquímicas. • Aplicaciones de la electroquímica en la industria.
  47. 47. GRACIAS

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