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teoría electroquimica

1. ELECTROQUIMICA
•Laelectroquímicaeslaramadelaquímica
queestudialaconversiónentrelaenergía
eléctricaylaenergíaquímica
bitacoramedica.com/.../

2. •Losprocesoselectroquímicosson
reaccionesredox,enlascuales,
laenergíaliberadaporuna
reacciónespontáneaseconvierte
enelectricidadoviceversa:la
energíaeléctricaseaprovecha
paraprovocarunareacción
químicanoespontanea

3. Unareaccióndeóxido-reducción(reacción
redox)esunareaccióndetransferenciade
electrones.
Loselectronessontransferidosdesdela
especiequeseoxida,llamadareductor
(porquealoxidarsereduceaotraespeciey
aumentasunúmerodeoxidación),ala
especiequesereduce,llamadaoxidante
(porquealreducirseoxidaotraespeciey
disminuyesunúmerodeoxidación).

4. Electroquímica
•Cuandounadeestassustanciassedisuelveenagua,
sedisocianenpartículasconcargaeléctrica(positiva
onegativa)llamadasionesyaladisociacióneniones
seladenominaionización.Asíunionsedefinecomo
átomoogrupodeátomosconcargaeléctrica.Un
átomoquepierdeunelectrónformauniondecarga
positiva,llamadocatión;unátomoqueganaun
electrónformauniondecarganegativa,llamado
anión.
mesa7porfin.blogspot.com

5. Que es el Número de Oxidación:
Lacargaquepareceríaposeerunátomoenunamolécula(o
compuestoiónico)siloselectronesdeenlacefueran
contabilizadossegúnciertasreglas:
“losparesdeelectronesenunenlaceentredosátomos
distintossecuentanconelelementomáselectronegativo,y
entredosátomosidénticosserepartenequitativamente”.
Ejemplo:¿Númerosdeoxidacióndetodoslosátomosen
HCO
3
-
?

6. 1.-Loselementoslibres(estadosincombinar)
tienenunnúmerodeoxidaciónigualacero.
Na,Be,K,Pb,H
2,O
2,P
4=0
2.-Enionesmonatómicos,elnúmerode
oxidaciónesigualalacargaenelion.
Li
+
,Li=+1;Fe
3+,
Fe=+3;O
2-
,O=-2
3.-Elnúmerodeoxidacióndeloxígenoes
generalmente–2,exceptoenperóxidos,enquees
–1.Ejemplos:peróxidodehidrógenooagua
oxigenada,H
2O
2osussalesO
2
2-

7. 4.-Elnúmerodeoxidacióndelhidrógenoes
+1.exceptocuandoseenlazaalosmetalesen
compuestosbinarios.Enestoscasos,su
númerodeoxidaciónes–1.
5.-LosmetalesdelgrupoIAson+1,los
metalesdeIIAson+2yelflúoressiempre–1
6.-Lasumadelosnúmerosdeoxidación
detodoslosátomosenunamoléculaouniones
igualalacargaenlamoléculaoelion.

8. 2Mg (s) + O
2(g) 2MgO (s)
2Mg 2Mg
2+
+ 4e
-
O
2+ 4e
-
2O
2-
Semi-reacción de Oxidación (entrega e
-
)
Semi-reacción deReducción (acepta e
-
)
0 0
2+2-
Lasreaccionesredoxpueden
dividirseendossemirreacciones,
unadeoxidaciónyotrade
reducción

9. Ajustedereaccionesredox:métododelión-electrón
Etapasparaajustarunaecuaciónredoxporeste
método:
•Escribirlaecuaciónsinbalancear
•Identificareloxidanteyelreductor
•Escribirlascorrespondientessemirreaccionessinajustary
sinconsiderardemomentoloselectronesinvolucrados.
•Ajustarencadasemirreaccióntodosloselementosde
maneraqueaparezcaelmismonúmerodeelectronesen
ambas.
•Sesumanlasdossemirreacciones,cancelándoselos
electronesyobteniéndoselareacciónnetaajustada.

10. Balances redox en forma iónica
1.Escribir la ecuación sin balancear en forma iónica.
¿Como se balancea una reacción en la que se oxida el Fe
2+
a Fe
3+
mediante Cr
2O
7
2-
en una solución ácida?
Fe
2+
+ Cr
2O
7
2-
Fe
3+
+ Cr
3+
2.Separar la ecuación en dos semireacciones.
Oxidación:
Cr
2O
7
2-
Cr
3+
+6 +3
Reducción:
Fe
2+
Fe
3+
+2 +3
3.Balancear por inspección todos los elementos que no sean ni oxígeno ni
hidrógeno en las dos semireacciones.
Cr
2O
7
2-
2Cr
3+

11. 4.Para reacciones en medio ácido, agregar H
2O para balancear los átomos de O y
H
+
para balancear los átomos de H.
Cr
2O
7
2-
2Cr
3+
+ 7H
2O
14H
+
+ Cr
2O
7
2-
2Cr
3+
+ 7H
2O
5.Agregar electrones en el lado apropiado de cada una de las semireacciones
para balancear las cargas.
Fe
2+
Fe
3+
+ 1e
-
6e
-
+14H
+
+Cr
2O
7
2-
2Cr
3+
+7H
2O
6.Siesnecesario,igualarelnúmerodeelectronesenlasdossemireacciones
multiplicandocadaunadelasreaccionesporuncoeficienteapropiado.
6Fe
2+
6Fe
3+
+6e
-
6e
-
+14H
+
+Cr
2O
7
2-
2Cr
3+
+7H
2O

12. 7.Unirelladoizquierdodeunasemireacciónconelladoizquierdodelaotrayel
derechoconelderechoyeliminarloqueseaposible.Elnúmerode
electronesenambaspartesdebecancelarse.
6Fe
2+
6Fe
3+
+ 6e
-
Oxidación:
Reducción:
14H
+
+ Cr
2O
7
2-
+ 6Fe
2+
6Fe
3+
+ 2Cr
3+
+ 7H
2O
8.Verificar que el número de átomos y las cargas estén balanceadas.
14x1 –2 + 6x2 = 24 = 6x3 + 2x3
9.Para reacciones en solución básica, agregar (OH)
-
en ambos lados de la
ecuación por cada H
+
que aparezca en la ecuación.
6e
-
+14H
+
+Cr
2O
7
2-
2Cr
3+
+7H
2O
14H
+
+14OH
-
+Cr
2O
7
2-
+6Fe
2+
6Fe
3+
+2Cr
3+
+7H
2O+14OH
-
14H
2O+Cr
2O
7
2-
+6Fe
2+
6Fe
3+
+2Cr
3+
+7H
2O+14OH
-
7H
2O+Cr
2O
7
2-
+6Fe
2+
6Fe
3+
+2Cr
3+
+14OH
-

15. Celdas electroquímicas, galvánicas o voltaicas
Ladiferenciadepotencialeléctricoentreelánodoyel
cátodosellama:
-Voltajedelacelda
-Fuerzaelectromotriz(fem)o
-Potencialdelacelda

16. Las celdas electroquímicas se clasifican en:
Celdas electrolíticas:
Cuando la energía eléctrica
procedente de una fuente
externa hace que tenga
lugar una reacción química
no espontánea.
Celdas galvánicas o
voltaicas:
En las que la energía que
se libera en una reacción
redox espontánea se puede
usar, para realizar un
trabajo eléctrico.

17. Comparación entre una celda voltaica y una celda electrolítica

18. Celdas o pilas galvánicas o voltaicas

19. Pila de Daniell
Elfuncionamientodelaceldasebasaenelprincipiodequela
oxidacióndeZnaZn
2+
ylareduccióndeCu
2+
aCusepueden
llevaracabosimultáneamentesiemprequeserealicenen
recipientesseparados.Latransferenciadeelectronesserealizaa
travésdeunalambreconductorexterno.LasbarrasdeZnyde
Cusonloselectrodosyseconectanmedianteuncable.Sepuede
intercalarunvoltímetroenelcircuitoparamedirladiferenciade
potencialentrelosdoselectrodos.

20. Una hemiceldaes un electrodo sumergido en solución de sus
iones.
Las reacciones que ocurren en los electrodos, o reacciones de
hemiceldas son:
Ánodo: (electrodo de Zn) Zn
(s)Zn
2+
(ac) + 2e
-
Cátodo: (electrodo de Cu) Cu
2+
(ac) + 2e
-
Cu
(s)
Reacción global: Zn(s) +Cu
2+
(ac)Zn
2+
(ac)+Cu(s)

21. Conelfuncionamientodelacelda,a
medidaqueelZnseoxida,elelectrodode
Znpierdemasayla[Zn
2+
]enlasolución
aumenta.
ElelectrododeCuganamasaylasolución
deCu
2+
sehacemenosconcentradaa
medidaquelosionesCu
2+
sereducena
Cu(s).
EnlapiladeDaniell,loselectrodossonlos
metalesqueparticipanenlareacción(son
electrodosactivos).

22. Alfuncionarlacelda,laoxidacióndelZnintroduceiones
Zn
2+
adicionalesalcompartimientodelánodoyla
reduccióndeCu
2+
,dejaunexcesodecarganegativaen
lasolucióndeesecompartimiento.Laneutralidad
eléctricaseconservacolocandoundispositivollamado
puentesalinoquepermitelamigracióndeiones.
ElpuentesalinoesuntuboenUquecontieneuna
soluciónconcentradadeunelectrolitofuertecomoKCl
(ac)oNaNO
3(ac)incorporadoenungel(agar-agar)
paraquelasolucióndelelectrolitonoescurracuandose
inviertaeltubo.

23. Elcatiónyelaniónqueseempleanenunpuente
salinodebenseraproximadamentedelmismotamañoy
tenerunacargadelamismamagnitudparaquese
desplacenalamismavelocidad.Losionesdel
electrolitodelpuentesalinodebenserinertesrespecto
alassolucionesdelasdosmediasceldasyrespectoa
loselectrodos.
Amedidaqueseproducelaoxidaciónylareducciónen
loselectrodoslosionesdelpuentesalinomigranpara
neutralizarlascargasenloscompartimientosdelas
celdas

24. Elpuentesalinocumpletresfunciones:
•Mantienelaneutralidadeléctricaencadahemiceldapermitiendo
lamigracióndelosanionesalánodoydeloscationesalcátodo.
•Cierraelcircuito,permitiendoelcontactoeléctricoentrelasdos
disoluciones
•Evitalamezcladelasdisolucionesdeambashemiceldas.

25. Diagrama de celda
La notación convencional para representar una pila es
conocida como “diagrama de pila” o “diagrama de celda”.
Un diagrama de pila representa la disposición física de las
especies y la interfaseindicándose con una línea vertical,
la interfasemetal | solución; y con dos líneas verticales || el
puente salino.
El orden es reactivo | producto para cada una de las
hemireacciones. Por convención el ánodo se escribe
primero, a la izquierda.
En nuestro caso de la pila de Daniell, y suponiendo que
[Zn
2+
] y [Cu
2+
] son 1M; se representa:
Zn (s) |Zn
2+
(1M) || Cu
2+
(1M) | Cu (s)

26. Potencial estándar de celda
Elpotencialestándardecelda(E
0
)eselvoltaje
asociadoconunaceldacuandotodolossolutosse
encuentrana1Mytodoslosgasesestána1atm.Es
siemprepositivoycorrespondealadiferenciade
potencialesdelcátodo(semireaccióndereducción)
menoselpotencialdelánodo(semireacciónde
oxidación)
E
o
celda==E
o
(cátodo)–E
o
(ánodo)

29. POTENCIALES ESTÁNDAR
Paraevaluarlospotencialesdelassemirreaciones,seadoptan
condicionesestándardereactivosyproductosysecomparanconel
potencialestándardelelectrodonormaldehidrógenoalqueseatribuyeel
valorde0,00voltios
•Todos los potenciales se refieren al E.N.H.
•Las especies disueltas son 1 M
•Las especies poco solubles son saturantes
•Los gases están bajo presión de 1 atmósfera
•Cualquier metal presenta conexión eléctrica
•Los sólidos están en contacto con el electrodo.
SURGE ASÍ LA TABLA DE POTENCIALES ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN
de las distintas semirreaciones
Pt platinado
www.uniovi.es/QFAnalitica/trans/...2.../volumetrias-redox05-06.ppt

30. TABLA DE POTENCIALES
La tabla permite:
1.CompararlafuerzaREDOX
delossistemas(semireacciones)
enfrentados:amayorpotencial,
mayorpoderOxidante(menorpoder
reductor)yviceversa
2.Predecirelsentidodelareacción
cuandoseenfrentandossistemas
Ejemplo: Fe
2+
y Ce
4+
en medio ácido
Ce
4+
+ e-= Ce
3+
(2)
(2) oxida a (1)
La reacción que tiene lugar, sería:
Ce
4+
+ Fe
2+
Ce
3+
+ Fe
3+
www.uniovi.es/QFAnalitica/trans/...2.../volumetrias-redox05-06.ppt

31. Es imposible medir el potencial de un solo electrodo, pero
arbitrariamente se le ha dado el valor de cero al electrodo
de hidrógeno, que se toma como referencia.
Elhidrógenogaseososeburbujeaenunadisoluciónde
ácidoclorhídricoconunelectrododeplatinoque
proporcionalasuperficieparaqueelhidrógenosedisocie
yademássirvecomoconductoreléctrico.
Para la reducción 2H
+
+ 2e
-
H
2(1 atm) E
0= 0 Volts
E
0seconocecomopotencialestándardereducción
cuandolaconcentracióndelasoluciónes1Mytodoslos
gasesestána1atmdepresión.Aesteelectrodode
hidrógenosellamaelectrodoestándardehidrógenoEEH.

33. INTERPRETACIÓN Y USO DE LAS TABLAS DE
POTENCIALES ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN
Premisa básica
Alcombinarunaparejadeelectrodos,eldemayor
potencialdereducciónactúacomocátodo
(semirreaccióndereducción),yeldemenor
potencialcomoánodo(semirreaccióndeoxidación).
ejemplo: tenemos como datos los
potenciales de reducción de las
siguientes parejas
NO
3
-
/NO (+0,96 V)
Al
3+
/Al (-1,66 V)
semirreacciones
Ánodo(oxidación):Al→Al
3+
+3e
-
Cátodo (reducción): NO
3
-
+ 4 H
+
+ 3 e
-
→NO + 2 H
2
O
f.e.m. de la
pilaEºpila = Eºred-cátodo + Eºoxid-ánodo = 0,96 + 1,66 = 2,62 V

34. Amayorvalordepotencialdereducción
estándardeunelectrodomayoresla
tendenciaareducirseyportantomayor
essupoderoxidante.
ElelectrodoMnO
4
-
/MnO
2
(+1,67V)esmásoxidante
queelelectrodoCr
2
O
7
2-
/Cr
3+
(1,33V).
Amenorvalordepotencialdereducción
estándardeunelectrodomayoresla
tendenciaaoxidarseyportantomayor
essupoderreductor.
ElelectrodoLi
+
/Li(-3,05V)
esmásreductorqueel
electrodoZn
2+
/Zn(-0,76).
ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES REDOX
SabemosquesiΔG<0el
procesoesespontáneo.
se puede relacionar
Δ G y E de forma
que
ΔG=-nEF
SiE
reacción
>0ΔG<0reacciónespontánea
SiE
reacción
<0ΔG>0noesespontánea
por tanto

35. Elsentidoenqueocurrirálareaccióndependedela
tendenciasrelativasdecadaespecieacedero
aceptarelectrones.
E
o
= 0 Volt

36. Lacorrienteeléctricafluyedelánodoalcátodoynosindica
elsentidodelareacciónquímica.
Lacorrientefluyedesdeelelectrododehidrógeno(ánodo)
almetálico(cátodo)enelcasodelcobre.Encambio,enel
casodelzincelflujoeshaciaelelectrododehidrógeno
(cátodo).Estoindicaqueelzinctienemayortendenciaa
pasaralestadooxidadoqueelcobre.

37. A 298 K
Usando logaritmo decimal:

40. Eº(Fe+3/Fe+2)= 0.77v
Eº(Ag+/Ag) = 0.80v

41. A
ox+ n
Ae
-
A
red E
A
o
=E
A
ox/A
red
0.059
n
A
log
-
A
ox
A
red
E
o
A
ox/A
red
RESUMEN DE LA ECUACIÓN DE NERNST
*Los valores de Eº siempre están referidos a condiciones estandar.
*Esto presupone que la concentración de la especie activa o de cualquier
otra involucrada en la reacción electroquímica sea 1 M.
*Si la concentración es diferente, el potencial cambia.
*Los cambios del potencial con la concentración se expresan por medio de
la ecuación de NERST

42. Dependencia del potencial con la concentración
Ejemplos
1 Calcular el potencial de un electrodo de
Pt, inmerso en una disolución 0.1 M en Sn
4+
Y 0.01 M en Sn
2+
2 Calcular el potencial de otro
electrodo de Pt en un medio de
HCl (pH=0.00), Cr
2O
7
2-
O.05 M y
Cr
3+
1.5 M.
solución solución
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43. Relación potencial-concentración
Teóricamente es posible usar la relación de Nerst para determinar concentraciones
El ejemplo más claro es la relación entre el potencial de un electrodo inmerso
En una disolución que contiene iones del mismo:
Ejemplo
¿Qué concentración de Ag+ existe bajo un
potencial de +0.692 V vs E.NH.?
Encualquiercaso,losmétodos
potenciométricosseusanpreferentemente
comoindicadoresdecambiode
concentraciónmasquecomométodos
absolutosdemedirconcentraciones.

44. Este electrodo se puede utilizar para medir los potenciales
de otros electrodos.
Por ejemplo, para medir el potencial de electrodo del Zn se
mide el potencial de la celda
Zn (s) | Zn
2+
(1M) || H
+
(1M), H
2(1 atm) | Pt
Que da:
E
0
celda = E
0
Zn + E
0
H
+
0.76 V = E
0
Zn + 0
por lo tanto: E
0
Zn / Zn
2+
= 0.76 V
yparalaoxidacióndeZn,elpotencialdeelectrodode
reducciónseráelmismoperoconsignocambiado
E
0
Zn
2+
/ Zn = -0.76 v

45. Entonces
E
0
celda = E
0
cátodo –E
0
ánodo
books.google.es/books?isbn=8429175202

46. Cuandolafemopotencialestándardelacelda
espositivoindicaquelareacciónredoxenese
sentidoesespontánea.Silafemesnegativa,
lareacciónesespontáneaenladirección
opuesta.
UnE
0
celdanegativonosignificaquela
reacciónnoocurrasinoquecuandosealcanza
elequilibrio,estarádesplazadohaciala
izquierda.

47. Para calcular el potencial cuando la concentración de
la solución de la semiceldano es 1 M, se usa la
ecuación de Nernst:
E = E
o
+ 0.0592 Log [reduce]
n [Oxida]
E
o
= potencial de la semiceldade reducción (tablas)
n = número de electronestransferidos

48. Ejercicios:
Calcule el potencial estándar de la siguiente celda galvánica
a) Mgº/Mg
+2
// H
+
/ H
2 /Pt . dibújela indicando el ánodo, el
cátodo y signo de los electrodos.
b) Znº/Zn
+2
// Cl
-
/ Cl
2/Pt, dibuje la celda indicando el
ánodo, el cátodo y signo de los electrodos
c) Simbolice la celda galvánica de acuerdo a las siguientes
reacciones
Ca +2H
+
Ca
+2
+ H
2
Cu +Ag
+1
Cu
+2
+ Agº

49. ELECTROLISIS
La electrolisis es la descomposición de una sustancia o solución electrolítica
por medio de la corriente eléctrica. La energía eléctrica induce una reacción
química que no es espontánea y se lleva a cabo en una celda electrolítica.La
electrólisis se puede realizar por vía seca y por vía húmeda.
ELECTRÓLISIS POR VÍA SECA: electrólisis del NaClfundido
En estos casos la electrólisis se realiza en ausencia de agua, se trabaja con electrolitos
anhidros y para realizar la electrolisis es necesario fundir el electrolito. (l) Cl Na (s) Cl Na
-

2 NaCl (ℓ)2Na (ℓ) +Cl
2(g)
(-) Cátodo: 2Na+ (ℓ) +2e
-
2 Na (ℓ)
(+) Ánodo:2Cl
-
(ℓ) Cl
2(g) + 2e
-
Global:2Na+ (ℓ) + 2Cl
-
(ℓ) 2 Na (ℓ) + Cl
2(g)

50. ELECTROLISIS POR VÍA HÚMEDA:
En este caso la electrolisis se realiza para electrolitos disueltos en agua,es
decir son procesos electrolíticos que tienen lugar en disolución acuosa.
Cuando se usa una solución acuosa en una celda electrolítica, debemos
considerar si es el aguao el solutoel que se va a oxidar o reducir en los
electrodos. Dependerá de los valores de E°red.
El agua se puedeoxidarpara formar oxigeno o reducirsepara formar
hidrógeno.
●Electrólisis del Agua
Cuando el anión de la disolución es muy difícil de oxidar (el SO
4
2-
de H
2
SO
4
), se
oxidan las moléculas de agua, formando oxigeno e hidrogeno.
Un anión de difícil descarga da lugar a la oxidación del agua en el ánodo

51. ELECTROLISIS. LEYES DE FARADAY
Laelectrolisistienelugaren
lascubaselectrolíticas.
que
son
Recipientesquecontienenunelectrolitocon
doselectrodos:ánodoycátodo.Los
electrodosseconectanaunafuentede
corrientecontinua;elánodoeselpolo
positivoyelcátodoelnegativo.
como sabemos
en ellas
Se transforma
energíaeléctricaen
energíaquímica.
o sea
Procesoinversoal
quesedaenuna
célula,celdaopila
galvánica.
esquema

52. el estudio cuantitativo
de la electrolisis se debe
a
Faraday
quien dedujo
PrimeraLey:lacantidaddesustancia
queseoxidaosereduceenun
electrodoesproporcionalala
cantidaddeelectricidadquela
atraviesa(Q).
Segundaley:lacantidadde
electricidadnecesaria(Q)paraliberar
unequivalentedecualquiersustancia
esde96500C,osea,1Faraday(F).
combinando ambas
leyes obtenemossegundosentiempot
AmperiosencorrientedeintensidadI
50096
tI
F
Q
sdepositadoesequivalentdenº



teniendo en cuenta
que(g)Meq
(g)m
esequivalentdenº 

53. En la electrólisis del agua, se electroliza una disolución 0,1M de H
2
SO
4
(los iones H
+
y
SO
4
2-
conducen la electricidad).
En el ánodo se pueden oxidar SO
4
2-
o H
2
O. Observando los valores de los potenciales
se deduce que lo hará el agua. En el cátodo se reducen los H
+
.
Ánodo:2H
2
O (ℓ) O
2
(g) +4H
+
(ac) +4e
-
Cátodo: 2(2H
+
(ac) + 2e
-
H
2
(g)
Global:2H
2
O (ℓ) O
2
(g) + H
2
(g)
no hay consumo neto de H
2
SO
4
ΔE°= E°
C
–E°
A
= 0 –1,23V = -1,23 V
H
2
SO
4
O
2
H
2
Bateria

54. Electrólisis de una solución acuosa de NaCl(un catión de difícil
descarga da lugar a la reducción del agua en el cátodo)
Los iones Na
+
y Cl
-
conducen la corriente eléctrica. Las reacciones posibles en el
cátodo son la reducción del ion Na
+
o del agua:
2H
2O (ℓ) +2e-H
2(g) + 2OH
-
(ac) E°red = -0,826V
Na
+
(ac) + e-Na (s) E°red = -2,71V
La reducción es más favorable para el agua (E°más positivo o menos negativo).En el
cátodo de la celda electrolítica se produce hidrógenogaseoso y no sodio metálico.
En el ánodo, las reacciones posibles son la oxidación del ion cloruro o del agua.
2Cl
-
(ac) Cl
2(g) + 2e- E°ox = -1,36V
2H
2O (ℓ) 4H
+
(ac) + O
2(g) +4e
-
E°ox = -1,23V
Estos potenciales sugieren que el agua se debe oxidar más fácilmente que el ion
cloruro. Sin embargo, el voltaje efectivo que se requiere para una electrólisis es a
veces mucho mayor que el voltaje teórico basado en los potenciales de electrodo. El
voltaje adicional que se requiere para provocar la electrólisis se denomina
sobrevoltaje

55. RC:2H
2
O (ℓ) +2e
-
H
2
(g) + 2OH
-
(ac)
RA: 2Cl
-
(ac) Cl
2
(g) + 2e
-
RG: 2H
2
O (ℓ) + 2Cl
-
(ac) H
2
(g) + Cl
2
(g) + 2OH
-
(ac)
ΔE°= E°
C
–E°
A
= (-0, 83 –1, 36) V = -2,19V
ΔE°< 0 por lo tanto ΔG°> 0: reacción no espontánea
Se trata de una celda electrolítica
El sobre voltaje para la formación de oxigeno es por lo común suficientemente
elevado lo que favorece la oxidación del cloruro respecto a la oxidación del agua, por
lo que se produce cloro gaseoso en el ánodo y no oxígeno.

56. Obtención de metales activos mediante
electrólisis de sólidos
Ejemplo: descomposición de NaCl
C: 2 Na
+
(ac) + 2e- 2Naº Eºred= -2,71 V
Reducción
A: 2 Cl
-
(ac) Cl
2º(g) + 2e- Eºoxi= -1,36 V
Oxidación
2Na
+
(ac)+ 2Cl
-
(ac) 2Naº+ Cl
2º(g) ΔEº = -4,07 V

57. La palabra electrólisis procede de dos radicales:
Electroque hace referencia a electricidad
lisis que quiere decir ruptura.
Endefinitivaloquehaocurridoesunareacciónde
oxidación-reducción,donde lafuentede
alimentacióneléctricahasidolaencargadade
aportar la energía necesaria

58. Electrólisis
Laelectrólisisesunprocesodonde la
energía eléctricacambiará aenergía
química.
Elprocesosucedeenunelectrólito,una
soluciónacuosaosalesdisueltasquedenla
posibilidadalosionesdesertransferidos
entredoselectrodos.Elelectrolitoesla
conexión entrelosdoselectrodos que
tambiénestánconectadosconunacorriente
directa.

59. ELECTROLISIS

60. Electrólisis y cambios de masa
Carga (C) = corriente (A) x tiempo(s)
1 mol de e
-
= 96 500 C
Unequivalenteelectroquímicocorrespondea
lamasadeunasubstanciaquecedeoacepta
unmoldeelectrones(1Faraday)enuna
reacciónredox.

61. Electrodepositación
Laelectrodepositaciónesunatécnicadeanálisis,enla
quesedepositaelmetalaanalizarporelectrólisisypor
pesosedeterminalacantidaddeeste.Lacantidadde
metaldepositadoserigeporlaleydeFaraday.
LeydeFaraday.-Lamasadelproductoformadooel
reactivoconsumidoenunelectrodoesproporcionalala
cantidaddeelectricidadtransferidaalelectrodoyala
masamolardelasustanciaencuestión.
Por consiguiente; y a manera de ejemplo se dice que:
1F reduce un mol de Na
+
2F reducen un mol de Mg
2+
3F reducen un mol de Al
3+

62. Experiencia a realizar en el
laboratorio.
Secolocanclavosengeldeagarquecontiene
fenolftaleínayferrocianuropotásico
K
3[Fe(CN)
6].
SeproduceFe
2+
amedidaquesecorroelos
clavosenlosextremosyeldoblez.Losiones
Fe
2+
reaccionanconlosiones[Fe(CN)
6]
3-
para
formarFe
3[Fe(CN)
6]
2(azulintenso).Elrestode
cadaclavoeselcátodo,enelquesereduce
H
2OaH
2yaionesOH
-
.LosionesOH
—
vuelvenrosadalafenolftaleína

65. Electroquímica
Todoslosdispositivosdemedidadevoltajelo
quemidenesdiferenciadepotencial.
Estospotencialessonútilesparacalcularlas
constantesdeequilibrioenprocesosde
oxidación-reducción

66. Electroquímica
•DesdeelpuntodevistaFisicoquímicolos
conductoresmásimportantessonlosdeltipo
electrolíticos,esdecirloselectrolitos;estosse
distinguendelosconductoreselectrónicos,
comolosmetales,porelhechodequeelpaso
deunacorrienteeléctricavaacompañadapor
eltransportedemateria
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67. Electroquimica
•Los electrólitos a su vez se clasifican en:
•I) Fuertes: Los electrólitos que proporcionan
disoluciones altamente conductoras se llaman
electrólitos fuertes (como el ácido nítrico o el
cloruro de sodio).
•II) Débiles: Los que producen disoluciones de
baja conductividad reciben el nombre de
electrólitos débiles como el cloruro mercurioso
(HgCl2) o el ácido etanoico(CH3-COOH).

68. Electroquímica
•ElquímicosuecoArmeniasfueelprimeroen
descubrirquealgunassustanciasendisoluciónse
encuentranenformadeionesynodemoléculas,
inclusoenausenciadeunadiferenciadepotencial
eléctrico.
•Cuandounelectrolitoseintroduceenunadisolución,
sedisociaparcialmenteenionesseparados,yqueel
gradodedisociacióndependedelanaturalezadel
electrolitoydelaconcentracióndeladisolución.

69. Electroquímica
•Laconstantedieléctricadeldisolventeesotro
factorimportanteenlaspropiedadesdela
disolución.Laionizaciónesmayorenun
disolventecomoelagua,quetieneuna
constantedieléctricaelevada.

73. Aplicaciones de la Electroquímica