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Celdas electroquimicas

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  • muy buenos mapas conceptuales
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Celdas electroquimicas

  1. 1. PILAS ELECTROQUIMICASCELDAS GALVÁNICAS Y CELDAS ELECTROLÍTICAS<br />
  2. 2. Zn<br />Cu<br />Cu2+<br />SO42-<br />TERMODINÁMICA DE SISTEMASELECTROQUÍMICOS. PILAS GALVÁNICAS.<br />Sistemas electroquímicos:Aquéllos en los que ocurrenreacciones de transferencia de electrones.<br />Zn + Cu2+® Zn2+ + Cu<br />Reacción por contacto directo.<br />Así no es un dispositivo útil para generarcorriente eléctrica.<br />Zn2+<br />
  3. 3. Pila electroquímica: Dispositivo en el que se produce unacorriente eléctrica (flujo de e- a través de un circuito) gracias auna reacción espontánea (pila galvánica o voltaica)o en quese utiliza corriente eléctrica para llevar a cabo una reacciónquímica no espontánea (célula electrolítica).<br />pila galvánica o voltaica<br />célula electrolítica<br />
  4. 4. Luigi Galvani(1737-1798)<br />Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta(1745-1827)<br />
  5. 5. el siguiente<br />se llama<br />Pila Daniel<br />y cuyo funcionamiento es el siguiente<br />que tiene las siguientes particularidades<br />En un recipiente se sumerge una lámina de cinc en una disolución de sulfato de cinc.<br />En otro recipiente se sumerge una lámina de cobre (II) en una disolución de sulfato de cobre (II). <br />
  6. 6. Al unirse los dos electrodos por un hilo conductor<br />en el ánodo (electrodo -)<br />en el cátodo (electrodo +)<br />los e- cedidos por el Zn circulan por el hilo conductor hasta el cátodo<br />Se produce la oxidación del cinc:<br />Zn -> Zn2+ + 2 e-<br />Con lo que se va disolviendo el electrodo de cinc.<br />Se produce la reducción del Cu:<br />Cu2+ + 2 e-->Cu<br />Y desaparece el sulfato de cobre (II) y se deposita en el cátodo de cobre.<br />producen entonces<br />así para la pila Daniel <br />a 298 K y 1 atm y concentración 1 M<br />Una diferencia de potencial, que al medirse en un voltímetro da una fuerza electromotriz (f.e.m.)<br />La f.e.m. vale 1,10 V.<br />
  7. 7. Para representar simbólicamente una pila, se utiliza la siguiente notación llamada diagrama de pila <br />así para la pila de Daniell<br />Indica un cambio de fase <br /> Indica un puente salino<br />A la izquierda del puente salino se sitúa el ánodo y a la derecha el cátodo.<br />Zn (s) ZnSO4(aq) CuSO4(aq) Cu (s)<br /> Ánodo Cátodo<br />a veces sólo se indican los iones<br />Zn (s) Zn2+ (aq) Cu2+ (aq) Cu (s)<br /> Ánodo Cátodo<br />otras veces se indican las concentraciones iniciales <br />otras pilas pueden ser<br />Zn (s) Zn2+ (0,1 M) Cu2+ (0,1 M) Cu (s)<br /> Ánodo Cátodo<br />Fe (s) Fe2+ (aq) Cu2+ (aq) Cu (s) Al (s) Al3+ (aq) Cd2+ (aq) Cd (s)<br /> Ánodo Cátodo Ánodo Cátodo<br />
  8. 8. FUERZA ELECTROMOTRIZ DE UNA PILA<br />Es la suma de las variaciones de potencial que se producen en los dos electrodos.<br />o sea<br />pero<br />V<br /> <br /> Δ V cátodo<br /> f.e.m<br /> pila<br /> Δ V ánodo<br />No puede medirse el potencial de un electrodo aislado.<br />por ello se establece un electrodo de referencia que es<br />El electrodo estándar de hidrógeno. Ver Libro pag: 317.<br />Se burbujea una corriente de H2 a 1 atm a través de una disolución de un ácido con una concentración de protones 1 M a la Tª de 298 K.<br />es un electrodo de gases en el que<br />
  9. 9. Como cátodo: se produce una reducción y la semirreacción es:<br /> H+ + 1 e-->½ H2Eº red = 0,0 V<br />puede <br />actuar <br />Como ánodo: tiene lugar una oxidación y la semirreacción es:<br />½ H2-> H+ + 1 e-Eº oxid = 0,0 V<br />y esto le ocurre a la mayoría de los electrodos de forma que<br />En unas pilas actúan como cátodo reduciéndose y genera un potencial de reducción: Ered. <br />y su relación es<br />En otras pilas actúa como ánodo oxidándose y genera un potencial de oxidación: Eoxid.<br />Eoxid = -Ered<br />
  10. 10. INTERPRETACIÓN Y USO DE LAS TABLAS DE POTENCIALES ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN<br />Premisa básica<br />Al combinar una pareja de electrodos, el de mayor potencial de reducción actúa como cátodo (semirreacción de reducción), y el de menor potencial como ánodo (semirreacción de oxidación).<br />ejemplo: tenemos como datos los potenciales de reducción de las siguientes parejas<br />NO3-/NO (+0,96 V)<br />Al3+/Al (-1,66 V)<br />semirreacciones<br />Ánodo (oxidación): Al -> Al3+ + 3 e-<br />Cátodo (reducción): NO3- + 4 H+ + 3 e--> NO + 2 H2O<br />f.e.m. de la pila<br />Eºpila = Eºred-cátodo + Eºoxid-ánodo = 0,96 + 1,66 = 2,62 V<br />
  11. 11. A mayor valor de potencial de reducción estándar de un electrodo mayor es la tendencia a reducirse y por tanto mayor es su poder oxidante.<br />El electrodo MnO4-/MnO2 (+1,67 V) es más oxidante que el electrodo Cr2O72-/Cr3+ (1,33 V).<br />A menor valor de potencial de reducción estándar de un electrodo mayor es la tendencia a oxidarse y por tanto mayor es su poder reductor.<br />El electrodo Li+/Li (-3,05 V) es más reductor que el electrodo Zn2+/Zn (-0,76).<br />ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES REDOX<br />se puede relacionar Δ G y E de forma que<br />Sabemos que si Δ G < 0 el proceso es espontáneo.<br />Δ G = - n E F<br />por tanto<br />Si Ereacción > 0 Δ G < 0 reacción espontánea<br />Si Ereacción < 0 Δ G > 0 no es espontánea<br />
  12. 12. ELECTROLISIS. LEYES DE FARADAY<br />que son <br />Recipientes que contienen un electrolito con dos electrodos: ánodo y cátodo. Los electrodos se conectan a una fuente de corriente continua; el ánodo es el polo positivo y el cátodo el negativo .<br />La electrolisis tiene lugar en las cubas electrolíticas.<br />como sabemos en ellas<br />esquema<br />Se transforma energía eléctrica en energía química. <br />o sea<br />Proceso inverso al que se da en una célula, celda o pila galvánica.<br />
  13. 13. el estudio cuantitativo de la electrolisis se debe a <br />Faraday<br />quien dedujo<br />Primera Ley: la cantidad de sustancia que se oxida o se reduce en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que la atraviesa (Q).<br />Segunda ley: la cantidad de electricidad necesaria (Q) para liberar un equivalente de cualquier sustancia es de 96 500 C, o sea, 1 Faraday (F).<br />combinando ambas leyes obtenemos<br />teniendo en cuenta que<br />

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