24 Electroquimica Iii 16 05 05

2,320 views

Published on

quimica general e inorganica

facultad de farmacia y bioquimica (uba)

Published in: Technology, Business
0 Comments
0 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

  • Be the first to like this

No Downloads
Views
Total views
2,320
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
27
Actions
Shares
0
Downloads
149
Comments
0
Likes
0
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

24 Electroquimica Iii 16 05 05

  1. 1. Electroquímica III 16 de mayo de 2005
  2. 2. Baterías <ul><li>Una batería es una celda electroquímica </li></ul><ul><li>Suelen ser varias celdas electroquímicas conectadas en serie </li></ul><ul><li>Pueden ser usadas como una fuente de corriente eléctrica directa a un voltaje constante </li></ul><ul><li>Es completamente autosuficiente </li></ul>
  3. 3. Pila seca 2NH 4+ (ac)+2MnO 2 (s)+2e Mn 2 O 3 (s)+2NH 3 (ac)+ H 2 O(l) Zn(s) Zn 2+( ac)+ 2 e
  4. 4. Aislante Ánodo ( recipiente de Zn) Cátodo de acero Disolución electrolítica que contiene KOH, pasta de Zn(OH) 2 y HgO Batería de mercurio HgO(s)+H 2 O(l)+2e Hg(l)+2OH-(ac) Zn(s) +2OH-(ac) ZnO(s)+H 2 O(l)+ 2 e Zn(s) +HgO(s) ZnO(s)+Hg(l)
  5. 5. PbO(s)+4H + (ac) +SO 4 2- (ac)+2e PbSO 4 (s)+ 2H 2 O(l) Pb(s) +SO 4 2- (ac) PbSO 4 (s)+ 2 e Pb(s) +PbO(s)+ 4H + (ac) +SO 4 2- (ac) 2PbSO 4 (s)+ 2H 2 O(l) Acumulador de plomo Cátodo Ánodo Tapa PbO 2 ( placas positivas) Pb ( placas negativas) Solución de SO 4 H 2
  6. 6. Batería de litio – estado sólido Ánodo Cátodo Electrolito sólido Li +
  7. 7. Cátodo Electrodo de carbón poroso con Ni y NiO Electrodo de carbón poroso con Ni Disolución de KOH caliente Reducción Oxidación Celda de combustión hidrógeno-oxígeno Ánodo
  8. 8. 2 H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(l)
  9. 9. Corrosión Termino aplicado al deterioro de los metales por un proceso electroquímico. Ej: hierro oxidado empañadura de plata pátina verde que se forma en el cobre y latón O 2 (g) +4H + (ac) +4e 2 H 2 O(l) Cu (s) Cu 2+ (ac) + 2e Ag(s) Ag + (ac) + e
  10. 10. Formación de herrumbre
  11. 11. Formación de herrumbre Agua Aire Herrumbre Hierro Ánodo Cátodo
  12. 12. Zn 2+ + 2e Zn (s) Eo= -0,76V Fe 2+ + 2e Fe (s) Eo =-0,44 V Galvanizado
  13. 13. Protección catódica de un tanque de Fe para almacenamiento Tanque de Fe para almacenamiento Reducción Oxidación
  14. 14. Protección catódica de un tanque de Fe para almacenamiento Tanque de Fe para almacenamiento Oxidación Reducción
  15. 15. Electrólisis Es el proceso de impulsar una reacción en sentido opuesto al espontáneo mediante corriente eléctrica.
  16. 16. La reacción de reducción siempre tiene lugar en el cátodo. La reacción de oxidación siempre tiene lugar en el ánodo. Por convención: El ánodo corresponde al polo positivo de la electrolisis. El cátodo corresponde al polo negativo de la electrolisis Los electrodos comparten el mismo compartimento. En general hay un único electrolito y las concentraciones y presiones están alejadas de las estándar.
  17. 17. El potencial suministrado a una celda electrolítica debe ser como mínimo igual al de la reacción de pila que debe invertirse. 2 H 2 O (l) 2 H 2 (g) + O 2 (g) E= - 1,23 V Sobrepotencial = 0,6 V Tensión total = 0,6 V + 1,23 V
  18. 18. Si en la solución hay más de una especie susceptible a ser reducida, se reducen preferentemente las especies con mayor potencial. El mismo principio puede aplicarse a la oxidación .
  19. 19. Aplicaciones de la electrólisis Producción industrial de Al y Mg Extracción de metales de sus sales Preparación de Cl 2 , F 2 e NaOH Refinación de Cu Electrodeposición (cromados) Evitar la corrosión
  20. 20. Electrolisis de cloruro de sodio fundido
  21. 21. Electrolisis de cloruro de sodio fundido
  22. 22. Electrolisis del agua
  23. 23. Electrolisis del agua
  24. 24. Etapas implicadas en el cálculo de la cantidad de sustancia que se oxidan o se reducen durante la electrolisis Corriente (en amperes y tiempo) Carga en coulombs Moles de electrones Moles de sustancia oxidada o reducida Gramos de sustancia oxidada o reducida Contante de Faraday Estequiometría
  25. 25. Leyes de Faraday La cantidad de sustancia oxidada o reducida durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de corriente eléctrica continua que pasa a través de la celda electrolítica m = E . q q = i . t E = e / F Sabiendo que: m = e . i .t F Primera ley:
  26. 26. Leyes de Faraday Segunda ley: La misma cantidad de corriente que circula a través de varias celdas electroquímicas conectadas en serie depositada, disuelve o libera sobre los electrodos masas de sustancias que son directamente proporcionales a sus respectivos equivalentes químicos. m 1 = e 1 .q F m 2 = e 2 .q F y m 1 m 2 = e 1 e 2
  27. 27. BIBLIOGRAFÍA <ul><li>Atkins P.W, Jones L. Química . 3 ra edición. Ed Omega. Capítulo 17. 1999. </li></ul><ul><li>Chang R. Química. 6 ta edición. Ed Mc. Graw Hill. Capítulo 19. 1999. </li></ul>

×