Electroquímica, celdas electrolíticas y celdas galvanicas

Definición de electro química para la materia de química general 2

1. ELECTROQUÍMICA Es la rama de la química que relaciona la energía eléctrica que se intercambia durante las reacciones químicas. Algunas aplicaciones de procesos electroquímicos son las baterías y pilas

2. Algunos Procesos Electroquímicos Electrólisis: Es uno de los procesos electroquímicos más importante, en el cual el flujo de una corriente eléctrica a través de una porción de materia y genera cambios en esta. Se aplica a muchos procesos industriales: revestimiento de autopartes joyería refinamiento de metales galvanoplastía en general

3. Algunos Procesos Electroquímicos La  celda galvánica  o  celda  voltaica, denominada en honor de Luigi Galvani y Alessandro Volta respectivamente, es una  celda  electroquímica que obtiene la energía eléctrica a partir de reacciones redox espontáneas que tienen lugar dentro de la misma Reducción: acepta electrones Oxidación: pierde los electrones Ánodo: ocurre la oxidación Cátodo: ocurre la reducción

4. Pila de Daniell

5. Diferencias entre los diferentes tipos de celdas Celdas voltaica (a) y electrolítica (b) Las celdas de combustible son dispositivos que convierten la energía de una reacción electroquímica directa de oxidación (para lo cual consumen oxígeno) en energía eléctrica, al ser alimentadas con un combustible convencional como gas, alcohol u otros químicos

6. FUERZA ELECTROMOTRIZ DE UNA CELDA Es la corriente eléctrica que se genera en una celda electroquímica es consecuencia de la diferencia de potencial que se establece entre los electrodos ( D e) Por convención, el hidrógeno se toma como patrón y se le asigna arbitrariamente un potencial de reducción igual a cero (0), referido para una presión de una atmosfera, una temperatura de 25 °C y una concentración de protones (H + ) de 1M . La unidad internacional para expresar el potencial eléctrico es el voltio (V).

7. Potenciales de reducción estándar Semi reacción de reducción E° (V) Semi reacción de reducción E° (V) Li + + e - Li -3,05 Cu 2+ + 2e - Cu +0,34 Ca 2+ + 2e - Ca -2,87 I 2 + 2e - 2I - +0,54 Na + + e - Na -2,71 Fe 3+ + e - Fe 2+ +0,77 2H 2 O + 2e - H 2 + 2OH - -0,83 Ag + e - Ag + +0,88 Zn 2+ + 2e - Zn -0,76 Br 2 + 2e - 2Br - +1,06 Fe 2+ + 2e - Fe -0,44 Cl 2 + 2e - 2Cl - +1,36 Pb 2+ + 2e - Pb -0,13 H 2 O 2 + 2H + 2e - 2H 2 O +1,77 2H + + 2e - H 2 0,00 F 2 + 2e - 2F - +1,36

8. Ecuación de Nernst Potenciales medidos en condiciones específicas de temperatura, presión y concentraciones de las especies químicas involucradas. Sin embargo, normalmente las reacciones pueden ocurrir bajo condiciones distintas a las estándar, por lo cual se utiliza la ecuación de Nernst  =  ° - (R*T/ nF )* LnQ Para cualquier celda a una temperatura de 25 °C y tomando como ln como logaritmos de base 10, la ecuación de Nernst se puede expresar como:  =  ° - (0,059/n)* LogQ  = Diferencial de potencial de la celda,  ° = Diferencial de potencial estándar de la celda en estudio, R = Constante de los gases ideales, T = temperatura absoluta, n = número de electrones compartidos, F = constante de Faraday y Q = cociente que relaciona las concentraciones de los iones que participan en la transferencia electrónica

9. m = E*Q m = masa (g) depositada o liberada, E = es el equivalente electroquímico, que relaciona la masa de un compuesto, capaz de generar o consumir un mol de electrones ( equivalente químico ), con la carga de estos, es decir un Faraday 1,6022*10 -19 C/electrón, 6,02* 10 23 electrones/mol = 96500 C/mol, 1F = 96500C Q= representa la carga invertida y su valor se obtiene de multiplicar la intensidad de la corriente por el tiempo transcurrido. La intensidad se expresa en amperios (A) Q=i*t La primera Ley queda: m = Peso eqg *i*t/F Peso eqg = Peso equivalente de la sustancia (g/ eqv ), i = intensidad (A), t = tiempo (s), F = constante de Faraday LEYES DE FARADAY Primera Ley La masa de productos obtenido o de reactivo consumido en un electrodo durante una electrolisis, es directamente proporcional a la cantidad de electricidad en columbios , que pasa a través del electrolito .

10. Segunda Ley Si varias soluciones electrolíticas son atravesadas por la misma cantidad de electricidad, las masas m de las sustancias depositadas o liberadas en los electrodos son proporcionales a sus masas equivalentes ( eqg ) md/ml = eqgd / eqgl Donde los subíndices d y l indican las masas depositadas o liberadas respectivamente LEYES DE FARADAY

11. Cuando se realiza la electrolisis en una disolución de una sal soluble de un metal divalente, pasando una corriente de 3 A durante cinco horas, se depositan 18,29 g de metal. Calcular la masa atómica del metal Indicar el nombre del electrodo donde se deposita el metal, escriba la reacción que tiene lugar en él y razone si se trata de una oxidación o de una reducción . Considerando el significado de la constante de Faraday calcular, expresando el resultado en culombios la carga del ion divalente del metal Datos: 96500C·mol -1 ; N A : 6,022·10 23

12. Aplicando la Ley de Faraday :   Donde: m=masa del elemento desprendida en (g); Q=carga que circula (C); M a =masa molar del elemento (masa atómica en gramos); F=1 Faraday=96500 C; Z=número de electrones intercambiados Datos: Masa= 18,29 g Corriente (I) = 3ª t = 5 h

13. b) El metal se deposita en el cátodo, mediante la reducción:    c) F=96500 C es la carga de 1 mol de electrones   Lógicamente el doble de la carga de un electrón (así se podría haber razonado) Considerando el significado de la constante de Faraday calcular, expresando el resultado en culombios la carga del ion divalente del metal Q = 3A * (5*3600) s = 54000 C

14. Reglas de determinación del número de oxidación El  número de oxidación del flúor , F, es siempre  -1 , por ser el átomo más electronegativo que existe . El  número de oxidación de un elemento libre es cero . Por ejemplo los metales no disueltos (Cu, Zn, Al…) o los gases diatómicos (O 2 , Cl 2 , F 2 …). En los  iones de un único átomo , el estado de oxidación o  número de oxidación de dicho átomo coincide con la carga del ión . Por ejemplo, en el caso Li + , Na + , K + … n es + 1 El  número de oxidación del hidrógeno  es siempre  +1 , excepto en los  hidruros metálicos  que es  -1  (por ejemplo hidruro sódico, HNa ).

15. El  número de oxidación del oxígeno  es siempre  -2 , con dos excepciones: Cuando el  oxígeno  se combina con  flúor , su número de oxidación es  +2 . Cuando el  oxígeno  se halla formando un  peróxido , como el peróxido de hidrógeno o agua oxigenada, H 2 O 2 , su número de oxidación es  -1 .

16. Reducción : reacción en la que una  sustancia capta electrones Oxidación : reacción en la que una  sustancia pierde electrones .

17. Determinación del número de oxidación + 1 + 𝑋 − 2 𝐾 2 𝐶 𝑂 3 𝐾 2 𝐶𝑂 3 Se multiplica el sub índice de cada elemento por sus números de oxidación y la suma (en este caso) se iguala a cero (0). 2(1) + 1.X + 3 (-2) = 0 2 +X -6 =0   X = 6-2   X = + 4 se evidencia que el número de oxidación del carbono es igual a +4.

18. Método de Tanteo o número de oxidación Balancear la siguiente ecuación por el método de número de oxidación Sn + HNO 3 SnO 2 + NO 2 + H 2 O Paso 1 Sn = 0 Sn = 0 HNO3 = H= + 1 N=X O= -6 N= + 5 SnO 2 Sn = X O= -4 Sn = +4 NO 2 N = X O= -4 N = +4 H 2 O H = +1 O= - 2

19. Paso 2 El estaño (Sn) pasa de 0 a +4 El nitrógeno (N) pasa de +5 a + 4 Paso 3 El estaño (Sn) se oxida El nitrógeno (N) se reduce Paso 4 Sn0 Sn+4 N+5 N+4 Paso 5 1 [Sn0 - 4e- Sn+4 4 [N+5 +1e- N+4

20. Paso 6 SnO - 4e- Sn+4 4N+5 +4e- 4N+4 Paso 7 Sn + 4 HNO3 SnO2 + 4NO2 + H2O Se verifica Sn = 1 Sn = 1 H = 4 H = 1 N= 4 N=4 O= 12 O = 11 Como el número de átomos de hidrógeno y nitrógeno no está balanceado, se termina de balancear por tanteo Sn + 4 HNO3 SnO2 + 4NO2 + 2H2O

21. Balanceo de ecuaciones redox por el método ión electrón Balancear la siguiente ecuación por el método del ión electrón Zn + NO3- + H + Zn ++ + NH4 + + H2O (medio ácido) Paso 1 Zn° Zn ++ NO3- NH4+ Paso 2 NO3- NH4 + + 3 H2O NO3- + 10 H + NH4 + + 3 H2O

22. Paso 3 Zn° – 2e- Zn ++ NO3- + 10 H + + 8e- NH4 + + 3 H2O Paso 4 8( Zn° – 2e- Zn ++) 2(NO3- + 10 H+ + 8e- NH4 + + 3 H2O Paso 5 8Zn° – 16e- 8Zn ++) 2NO3- + 20 H + + 16e- 2NH4 + + 6H2O 8Zn + 2NO3- + 20H + 8Zn ++ + 2NH4+ + 6H2O Se verifica Zn= 8 Zn = 8 N = 2 N = 2 O = 6 O = 6 H = 20 H = 20

23. Aun se puede simplificar ya que 8 es divisible entre 2 4Zn + NO3- + 10H + 4Zn ++ + NH4+ + 3H2O Se verifica Zn= 4 Zn= 4 N = 1 N = 1 O = 3 O = 3 H = 10 H = 10

24. Balanceo de ecuaciones redox por el método ión electrón (Medio Básico) Balancear la siguiente ecuación por el método del ión electrón ClO3- + I - + H2O Cl - + I2° + OH - (Medio Básico ) Paso 1 ClO3- Cl - I - I2° Paso 2 ClO3- + 3H2O Cl - + 6OH - 2I - I2 °

25. Paso 3 ClO3- + 3H2O + 6e- Cl - + 6OH - 2I- - 2e- I2° Paso 4 2 (ClO3- + 3H2O + 6e- Cl - + 6OH - ) 6 ( 2I - - 2e- I2°) Paso 5 2 ClO3- + 6H2O + 12e- 2 Cl- + 12 OH- 12 I- - 12e- 6 I2 2 ClO3- + 12 I - + 6 H2O 2 Cl - + 6 I2° + 12 OH - Se verifica Cl = 2 Cl = 2 O = 12 O = 12 I = 12 I = 12 H = 12 H = 12

26. Aun se puede simplificar ya que 6 es divisible entre 2 ClO3- + 6 I - + 3 H2O Cl - + 3 I2 + 6OH - Se verifica Cl = 1 Cl = 1 O = 6 O = 6 I = 6 I = 6 H = 6 H = 6