1. ELECTROQUÍMIC
A
Ing:Tumbajulca Marquina, Jhordin.

2. Logros
 Identifica las reacciones de
oxido- reducción y su
relación con la corriente
eléctrica.
 Identifica las ecuaciones
involucradas en los procesos
 Valora la importancia de las
celdas electroquímicas
Elena B 2

3. ¿Cómo se relaciona la
electricidad con la
química?
En la naturaleza existen reacciones de oxido-
reducción muy importantes para el ser humano
Elena B 3

4. Definición
Se denomina electroquímica a la parte
de la química que estudia la relación y
la interconversión entre la electricidad y
las reacciones químicas
Elena B 4

5. Electroquímica
Electroquímica
fundamenta su
aplicación
Celdas Electrólisis
galvánicas
genera
emplean
Reacciones Reacciones
químicas químicas
genera empleando
Corriente Corriente
eléctrica eléctrica
Elena B 5

6. Reacciones Redox
 A las reacciones químicas en las que existe
trasferencia de electrones de una sustancia a
otra se les llama reacciones de oxido reducción
ó reacciones redox
Oxidación. Se dá la perdida de electrones
Fe Fe+2 + 2 e
Reducción. Se dá la ganancia de electrones.
Na+1 +1 e Na°
 Las reacciones de oxi-reducción se dan en
forma simultanea.
Elena B 6

7. Reacciones Redox
 Las reacciones de oxi-reducción se dan en
forma simultanea.
 La sustancia que hace posible que otra
sustancia se oxide es el agente oxidante
 La sustancia que hace posible que otra
sustancia se reduzca es el agente reductor
_
 El oxidante se reduce y gana e. El reductor
_
se oxida y pierde . e
Elena B 7

8. Reacciones Redox
Ejemplo:
Ataque del Mg por ácido clorhídrico
Ecuación molecular:
Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2
Ecuación iónica:
Mg + 2 H+ → Mg2+ + H2
Semireacciones:
reducción: 2 H+ +2e- → H2
oxidación: Mg → Mg2+ + 2e-
agente oxidante : iones H+
agente reductor : Mg Elena B 8

9. Proceso redox (Zn +Cu 2+ → Zn 2+ +Cu)
Zn
CuSO4
Elena B 9

10. Proceso redox (Zn +Cu 2+ → Zn 2+ +Cu)
Depósito de cobre sobre
la lámina de zinc. Elena B 10

11. Semirreaciones:
Oxidación: Zn° Zn+2 +2 e
Reducción: Cu+2 +2 e Cu°
Iónica neta: Zn° + Cu+2 Zn+2 + Cu°
Total: Zn(s) + CuSO4 Cu(s) + ZnSO4
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12. Serie de actividad de los
metales
 El conocimiento de las reactividades químicas
relativas nos ayuda a predecir el curso de muchas
reacciones. Así por ejemplo:
Ca s ) + 2H 2O(
( l) → Ca OH )2
( ( ac ) +H2
( g)
Mg( s) + H 2O( g) → MgO s ) + H 2
( ( g)
vapor
∴ fácilmentees más reactivo y se oxida más
El calcio
que el magnesio.
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13. Reactividad de los metales
 Algunos metales son altamente reactivos mientras
que otros reaccionan escasamente. Los metales
altamente reactivos no se encuentran en la
naturaleza en estado elemental, si nó formando
compuestos.
 Todos los metales pueden ser colocados en orden
según su reactividad con el agua y el aire, y eso es
lo que se llama Serie de actividad.
 El oro es el menos reactivo de los metales, y por
ello
está ubicado en la parte más baja de la escala: no
reacciona con el agua, ni con ácidos diluidos, ni con
el aire, razón por la cual se encuentra en estado
elemental en la naturaleza.
K > Ca > Na > Mg >Fe
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14. Serie de actividad de los
metales
+ reactivo
- reactivo
Elena B 14

15. Celdas electroquímicas
 Son dispositivos experimentales donde
ocurre una reacción oxido-reducción
(redox).
 Tipos de celdas:
- Galvánicas o voltaicas
- Electrolíticas
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16. Celdas voltaicas
 También llamadas celdas galvánicas,
son dispositivos donde se producen
reacciones químicas redox,
generando de manera espontánea
una corriente eléctrica.
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17. Celdas voltaicas
 Sea la reacción espontanea:
Zn° + Cu+2 Zn+2 + Cu°
Zn
Cu
Zn
CuSO4
CuSO4
ZnSO4
Contacto directo Conexión externa
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