4. 1. Definición La electroquímica estudia la transformación entre la energía química y la eléctrica. Reacción espontánea pila galvánica o batería Reacción inducida electrolisis mediante corriente eléctrica
5. 1. Definición Características comunes de los procesos Componentes Conductor eléctrico Conductor iónico Electrodos (intermediario) Se trata de procesos asociados a las interfases Fuerza impulsora: potencial electroquímico ~ µ = µ + zFØ
7. 2. Celdas galvánicas: las pilas Cálculo del potencial redox de semicelda Se producen reacciones redox de forma espontánea aA + bB + n[e]- + h[H]+ cC + dD Ecuación de Nernst potencial estándar potencial debido a concentración potencial debido a pH
8. 2. Celdas galvánicas: las pilas Componentes de una celda galvánica Puente salino ÁNODO (-) CÁTODO (+) Se produce la oxidación Se produce la reducción anolito catolito
9. 2. Celdas galvánicas: las pilas Nomenclatura IUPAC de las pilas M(s) MX(aq) M’X’(aq) M’(s) ánodo cátodo indica separación de fases puente salino membrana permeable a iones Ej.: Zn(s) ZnSO4(1M, aq) CuSO4(1M, aq) Cu(s)
10. 2. Celdas galvánicas: las pilas Obtención del potencial estándar (Eo) Electrodo estándar de hidrógeno
11. 11 2. Celdas galvánicas: las pilas Aplicaciones Pilas alcalinas para dispositivos portátiles Baterías recargables de ion litio en las baterías recargables el proceso inverso debe ser exactamente idéntico al directo Baterías de plomo para automóviles Pb(s) H2SO4(conc., aq) PbO2(s) Pilas de combustible
13. 3. Células electrolíticas Se producen reacciones redox por aplicación de un sobrepotencial (η) al sistema η = ΔФ - ΔФcel potencial real del sistema (aplicado) potencial de equilibrio del sistema es el proceso inverso al de una celda galvánica
14. 3. Células electrolíticas Cálculo de la corriente eléctrica La corriente eléctrica neta depende de forma exponencial de la sobretensión aplicada ecuación de Butler – Volmer αFη (1-α)Fη i = io exp – exp RT RT corriente anódica corriente catódica
15. 3. Células electrolíticas Componentes del sistema electrolítico Se invierten los signos de los electrodos - + CÁTODO (-) ÁNODO (+) puente salino Se produce la reducción Se produce la oxidación H2 NaCl 0.1M Pt 2H2O + 2e- H2 + 2OH- Cuo Cu2+ + 2e-
16. 16 3. Células electrolíticas Aplicaciones Producción de metales: Na, Li, Al, K y Mg Producción de NaOH, NaClO, NaClO3 y KClO3 Galvanoplastia Elementos decorativos Protección ante la corrosión Purificación de metales
18. 18 4. Pilas de combustible Se trata de celdas galvánicas en las que existe alimentación continua de los reactivos Habitualmente H2 (o un precursor) y O2 (aire) Clasificación Alcalina (AFC) Membrana de intercambio de protones (PEMFC) Metanol directo (DMFC) Óxido sólido (SOFC)
19. 19 4. Pilas de combustible Componentes de una pila de combustible H2 O2 Entrada de Entrada de combustible oxidante iones positivos o negativos Oxidante Combustible gastado y gases gastado y gases de salida de salida CÁTODO ÁNODO ELECTROLITO (conductor iónico)
20. 20 4. Pilas de combustible Aplicaciones Generación de electricidad en lugares remotos (naves espaciales, localizaciones rurales…) Aplicaciones de cogeneración en viviendas y hospitales (uso combinado de calor y electricidad) Vehículos eléctricos
21. 21 CONCLUSIONES La electroquímica estudia la transformación de la energía química en energía eléctrica. química eléctrica CELDA GALVÁNICA eléctrica química ELECTROLISIS Aplicaciones muy variadas: sistemas portátiles, síntesis química, pilas de combustible…
