Electroquimica

1. Reacciones Reacciones
electroquímicaselectroquímicas

2. Rama de la química que estudia la interconversión entre
la energía eléctrica y la energía química.
ElectroquímicaElectroquímica
Trata del uso
De las reacciones químicas
para producir electricidad
(pila)
De la electricidad para
producir reacciones químicas
(electrólisis)

3. CONTENIDOCONTENIDO
1.- Reacciones redox.
2.- Termodinámica de sistemas electroquímicos. Pilas
galvanicas.
3.- Fuerza electromotriz de las pilas. Potenciales de
electrodo.
4.- Dependencia de la fem con las concentraciones.
Ecuación de Nernst.
5.- Tipos de electrodos.
6.- Aplicación: pilas y baterías.
7.- Corrosión.

4. REACCIONES REDOX.REACCIONES REDOX.
11
Reacción de oxidación-reducción: Aquélla en la que ocurre
una transferencia de electrones.
Zn + Cu
2+
« Zn
2+
+ Cu
Semirreacción de oxidación
Zn pierde electrones: se oxida; es el agente reductor
Semirreacción de reducción
Cu
2+
gana electrones: se reduce; es el agente oxidante
Zn « Zn
2+
+ 2e
-

Cu
2+
+ 2e
-
« Cu
Intervienen dos pares redox conjugados
Zn
2+
/Zn
Cu
2+
/Cu

5. CO + ½ O
2
« CO
2
¿Cómo poner de manifiesto la transferencia electrónica?
Mediante los estados de oxidación
A cada elemento se le asigna un estado de oxidación:
Una reacción será redox si hay cambios en dichos estados.
CO + ½ O
2
« CO
2
0 -2-2+2 +4
Ventajas
Proporciona un mecanismo para reconocer reacciones redox
Ayuda a ajustar reacciones redox[Bachiller]

6. TERMODINÁMICA DE SISTEMASTERMODINÁMICA DE SISTEMAS
ELECTROQUÍMICOS. PILAS GALVÁNICAS.ELECTROQUÍMICOS. PILAS GALVÁNICAS.22
Sistemas electroquímicos: Aquéllos en los que ocurren
reacciones de transferencia de electrones.
Zn + Cu
2+
® Zn
2+
+ Cu
Zn
Cu
2+
SO
4
2-
Zn
2+
Cu
Reacción por contacto directo.
Así no es un dispositivo útil para generar
corriente eléctrica.
Pila electroquímica: Dispositivo en el que se produce una
corriente eléctrica (flujo de e
-
a través de un circuito) gracias a
una reacción espontánea (pila galvánica o voltaica) o en que
se utiliza corriente eléctrica para llevar a cabo una reacción
química no espontánea (célula electrolítica).

7. Luigi Galvani
(1737-1798)
Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta
(1745-1827)

8. John Frederic Daniell
(1790-1845)
Zn ® Zn
2+
+ 2e
-
Oxidación

Cu
2+
+ 2e
-
® Cu
Reducción
Zn (s) | Zn
2+
(1 M) || Cu
2+
(1 M) | Cu(s)
(-) (+)
Pila Daniell

9. FUERZA ELECTROMOTRIZ DE LAS PILAS.FUERZA ELECTROMOTRIZ DE LAS PILAS.
POTENCIALES DE ELECTRODO.POTENCIALES DE ELECTRODO.33
La corriente eléctrica fluye debido a una diferencia de potencial entre
los dos electrodos, llamada fuerza electromotriz (fem, De).
(-) (+)
Unidades: voltios (V)
DG = W
elec
= - q×De
[Petrucci, p.796 y 833]
Fuerza impulsora
De DG
q = n F ;F = 96485 C×mol
-1
DG = - n F De

10. Michael Faraday
(1791-1867)
DG = - n F De
• Reacción espontánea: DG < 0 Þ De > 0
• Reacción no espontánea: DG > 0 Þ De < 0
(la reacción espontánea será la inversa)
• Equilibrio: DG = 0 Þ De = 0
(no se produce energía eléctrica;
la pila se ha agotado)
En condiciones estándar: DGº = - n F Deº
(Concentraciones de los iones = 1 M)
Deº es una propiedad intensiva

11. En lugar de tabular valores de Deº de todas las pilas, tabulamos
potenciales de electrodo
• Se escoge un electrodo de referencia al que por convenio se le
asigna el valor de potencial cero: Electrodo estándar de hidrógeno.
2 H
+
(aq) + 2 e
-
« H
2
(g)eº = 0.00 V
• Se construyen pilas con un electrodo
de hidrógeno y otro que cuyo potencial
queramos averiguar y se mide la fem
de la pila.
• Dicha fem será el potencial estándar
del otro electrodo.

12. Se tabulan potenciales estándar (eº) de reducción
ß
Serie electroquímica
A mayor eº, mayor tendencia a reducirse tiene la especie oxidada del
par redox (más oxidante es).
p.ej.: Zn
2+
+ 2e
-
« Zn eº = -0.76 V
Cu
2+
+ 2e
-
« Cu eº = +0.34 V
Más tendencia a reducirse; más oxidante
La fem de una pila se calcula como: Deº = eº(cátodo) - eº(ánodo)
[reducción][oxidación]
Para que funcione la pila (reacción espontánea): Deº > 0
p.ej.: 0.34 – (-0.76) = 1.10 V

13. DEPENDENCIA DE LA FEM CON LASDEPENDENCIA DE LA FEM CON LAS
CONCENTRACIONES. ECUACIÓN DE NERNST.CONCENTRACIONES. ECUACIÓN DE NERNST.44
Si las condiciones no son estándar ¿cuánto vale la fem?
DG = DGº + RT ln Q [Tema 5]
DG = - n F De
DGº = - n F Deº
- n F De = - n F Deº + RT ln Q
Q-ln
nF
RT
εºεD=D Ecuación de Nernst
A 25ºC : Q- log
n
0.0592
εºεD=D

14. [http://www.nobel.se/chemistry/laureates/1920/index.html]
Walther Hermann Nernst
(1864-1941)
“En reconocimiento a su trabajo en termoquímica”.
1920
Premio Nobel de Química

15. Otras aplicaciones de la ecuación de Nernst
a) Obtención de constantes de equilibrio de reacciones redox
En el equilibrio: De = 0 y Q = K
eq
C)25º(a10K
Klog
n
0.0592
εº0;log
n
0.0592
εºε
0.0592
Δεºn
eq
eq
÷
ø
ö
ç
è
æ
=
D=D=D -Q-
b) Obtención de eº en condiciones no estándar
Q- log
n
0.0592
εºε=

16. c) Determinación de productos de solubilidad.
Se usa cuando se conocen los potenciales de dos semirreacciones
que combinadas dan el equilibrio de solubilidad buscado.
AgCl (s) + 1e
-
« Ag (s) + Cl
-
(aq) eº = 0.222 V
Ag
+
(aq) + 1e
-
« Ag (s) eº = 0.799 V
AgCl (s) + 1e
-
« Ag (s) + Cl
-
(aq)
Ag (s) « Ag
+
(aq) + 1e
-
AgCl (s) « Ag
+
(aq) + Cl
-
(aq)Deº = 0.222-0.799 = -0.577 V
( )
(AgCl)K108.11010K
PS
100592.0
577.01
0.0592
Δεºn
eq
=×===
-
ú
û
ù
ê
ë
é-×
÷
ø
ö
ç
è
æ

17. TIPOS DE ELECTRODOS.TIPOS DE ELECTRODOS.
55
5.1. Electrodos activos.
• Participan en la reacción química de la pila.
• Se consumen o forman a medida que se produce la reacción.
p.ej.: pila Daniell Þ Varillas de Zn y Cu (Zn + Cu
2+
® Zn
2+
+ Cu)
5.2. Electrodos inertes.
• No participan en la reacción química de la pila.
• Sólo proporcionan el soporte donde ocurre la transferencia de e
-
p.ej.: Varilla de Pt (Cu + 2 Fe
3+
® Cu
2+
+ 2 Fe
2+
)
5.3. Electrodos de gas.
• En él participa una especie gaseosa. p.ej.: electrodo de hidrógeno

18. APLICACIÓN: PILAS Y BATERÍAS.APLICACIÓN: PILAS Y BATERÍAS.
66
Pila seca
Batería de plomo
Pila de botón
Batería de níquel-cadmio
Células de combustible
Baterías primarias.
Baterías secundarias.
Baterías de flujo y células de combustible.
Baterías
Ejemplos
[Petrucci, tema 21, p.844-848]

19. CORROSIÓN.CORROSIÓN.
77
¿En qué consiste?
¿Cuáles son las semirreacciones implicadas?
¿Qué reacciones posteriores originan la herrumbre?
¿Cómo afecta el pH?
¿Cómo se puede prevenir?
- Recubrimientos
- Galvanizado
- Protección catódica
[Petrucci, tema 21, p.849-850]