Pilas Electroquímicas

Química 2º de Bachiller

1. •También llamadas células galvánicas,
células electroquímicas, pilas galvánicas,
pilas voltaicas, pilas eléctricas, o,
simplemente, pilas.
•Son dispositivos que permiten obtener
una corriente eléctrica a partir de una
reacción redox espontánea.
PILAS ELECTROQUÍMICAS

2. •Para que los electrones pasen por un circuito
externo, es necesario separar físicamente las
dos semirreacciones que tienen lugar:
•Reducción: Cu
+2
(ac) + 2 e
-
→ Cu (s)
•Oxidación: Zn (s) → Zn
+2
(ac) + 2 e
-

•R. redox: Zn (s) + Cu
+2
(ac) → Zn
+2
(ac) + Cu (s)
•De esta forma, los electrones liberados en la
oxidación del Zn están obligados, antes de
llegar al Cu
+2
, a pasar por un hilo conductor,
generando una corriente eléctrica.
•La pila así constituida se denomina pila Daniell,
en honor a su inventor.

3. El electrodo donde se produce la oxidación se
llama ánodo.
El electrodo donde se produce la reducción se
llama cátodo.
•El sistema que separa las dos zonas donde se
producen las semireacciones, puede ser un
puente salino o un tabique poroso.

4. •La misión del puente
salino es doble: cierra
el circuito al permitir
el paso de aniones y
cationes de un
compartimiento a
otro. Y el electrolito
que contiene evita la
acumulación de
carga.
•Pueden formarse otro
tipo de pilas con
elementos gaseosos.

5. •Al sumergir una lámina de Zn en una disolución de
CuSO
4 de color azul intenso. Al cabo de cierto tiempo, la
disolución pierde su color azul y la parte sumergida de la
lámina adquiere un color cobrizo.
•La notación convencional para representar una pila
sería: Zn (s) | Zn
+2
(ac) || Cu
+2
(ac) | Cu (s)
•Ni (s) | Ni
+2
(ac), Cl
-
(ac) | Cl
2
(g) | Pt (s)

6. ¿Cómo podemos saber qué
reacción es la que se produce?
•Reducción: Cu
+2
(ac) + 2 e
-
→ Cu (s)
•Oxidación: Cu (s) → Cu
+2
(ac) + 2 e
-

•Reducción: Zn
+2
(ac) + 2 e
-
→ Zn (s)
•Oxidación: Zn (s) → Zn
+2
(ac) + 2 e
-

•Disponemos de una tabla de potenciales
estándar de electrodo.
•La Reducción se produce en el polo + (cátodo):
será el electrodo que tiene mayor potencial de
reducción.

7. •La Oxidación se produce en el polo - (ánodo):
será el electrodo que tiene menor potencial de
reducción.
•En nuestro ejemplo:
•Cu
+2
(ac)/Cu (s) = +0,34 v.
•Zn
+2
(ac)/Zn (s) = -0,76 v.
•Polo +: Cu
+2
(ac) + 2 e
-
→ Cu (s) E
o
= +0,34 v
•Polo -: Zn (s) → Zn
+2
(ac) + 2 e
-
E
o
= +0,76 v
•R. redox: Zn (s) + Cu
+2
(ac) → Zn
+2
(ac) + Cu (s)
•El potencial o fem de la pila es E
o
= +1,10 v

9. Ejemplo 1
•Zn
+2
(ac)/Zn (s) = -0,76 v.
•Ag
+
(ac)/Ag (s) = +0,80 v.
•Polo +: 2 Ag
+
(ac) + 2 e
-
→ 2 Ag (s) E
o
= +0,80 v
•Polo -: Zn (s) → Zn
+2
(ac) + 2 e
-
E
o
= +0,76 v
•R. redox (global):
•Zn (s) + 2 Ag
+
(ac) → Zn
+2
(ac) + 2 Ag (s)
•El potencial o fem de la pila es E
o
= +1,56 v

10. Ejemplo 2
•Ni
+2
(ac)/Ni (s) = -0,25 v.
•Fe
+2
(ac)/Fe (s) = -0,44 v.
•Polo +: Ni
+2
(ac) + 2 e
-
→ Ni (s) E
o
= -0,25 v
•Polo -: Fe (s) → Fe
+2
(ac) + 2 e
-
E
o
= +0,44 v
•R. redox: Fe (s) + Ni
+2
(ac) → Fe
+2
(ac) + Ni (s)
•El potencial o fem de la pila es E
o
= +0,19 v

11. Pilas comerciales y acumuladores
•Pila salina
•Pila alcalina

12. •Esquema de una pila
de mercurio. (Uno de
sus usos en un reloj).
•Esquema de una
batería de automóvil.

13. Predicción de reacciones redox
•Siempre que el potencial de la reacción
global sea positivo nos indica que ocurrirá
en el sentido que está escrita.
•Cuando el potencia sea igual o mayor de
0,5 V, la reacción está completamente
desplazada hacia la derecha.

14. Ejemplo 1: ¿Reaccionará el cinc
metálico con los iones hidrógeno?
•Zn
+2
(ac) + 2 e
-
→ Zn (s) E
o
= -0,76 v
•2 H
+
(ac) + 2 e
-
→ H
2
(g) E
o
= 0,00 v
•Siguiendo los criterios anteriores:
•(+) 2 H
+
(ac) + 2 e
-
→ H
2
(g) E
o
= 0,00 v
•(-) Zn (s) → Zn
+2
(ac) + 2 e
-
E
o
= +0,76 v
•R. Global: Zn (s) + 2 H
+
(ac) → Zn
+2
(ac) + H
2
(g)
•E
o
= +0,76 V
•SÍ REACCIONARÁ

15. Ejemplo 2: ¿Reaccionará el cobre
metálico con los iones hidrógeno?
•Cu
+2
(ac) + 2 e
-
→ Cu (s) E
o
= +0,34 v
•2 H
+
(ac) + 2 e
-
→ H
2
(g) E
o
= 0,00 v
•Siguiendo los criterios anteriores:
•(+) Cu
+2
(ac) + 2 e
-
→ Cu (s) E
o
= +0,34 v
•(-) H
2
(g) → 2 H
+
(ac) + 2 e
-
E
o
= 0,00 v
•R. Global: Cu
+2
(ac) + H
2
(g) → Cu (s) + 2 H
+
(ac)
•E
o
= +0,34 V
•NO REACCIONARÁ

16. Ejemplo 3: ¿Podrá oxidarse un
yoduro a I
2
mediante el dicromato?
•Cr
2
O
7
2-
+ 14 H
+
+ 6 e
-
→ 2 Cr
+3
+ 7 H
2
O
• E
o
= +1,33 V
•2 I
-
→ I
2
+ 2 e
-

• E
o
= -0,54 V
•R. Global:
•Cr
2
O
7
2-
+ 14 H
+
+ 6 I
-
→ 2 Cr
+3
+ 3 I
2
+ 7 H
2
O
• E
o
= +0,79 V
•SÍ PODRÁ OXIDARSE

17. ELECTRÓLISIS
•Proceso mediante el
cual se produce una
reacción química a
partir de una energía
eléctrica.

18. Comparación entre una pila o celda
electroquímica y una celda
electrolítica
•Celda
electroquímica:
•Produce energía
eléctrica a partir de una
reacción química.
•Reacción química
espontánea.
•Ánodo: polo -,
oxidación.
•Cátodo: polo +,
reducción.
•Celda electrolítica:
•Produce una reacción
química a partir de
energía eléctrica.
•Reacción química no
espontánea.
•Ánodo: polo +,
oxidación.
•Cátodo: polo -,
reducción.

19. Aspectos cuantitativos de la
electrólisis
•LEY DE FARADAY:
•“La masa de las sustancias depositadas o
liberadas en los electrodos durante la
electrólisis es directamente proporcional a
la cantidad de electricidad que ha pasado
por la cuba electrolítica.
•1 Faraday deposita o libera un equivalente
de sustancia.

20. •1 Faraday = 96.500 Culombios
•Cantidad que se obtiene de multiplicando el
número de Avogadro por la carga del electrón.
•1,6. 10
-19
x 6,023. 10
23
= 96.485 ≈ 96.500 C
•Recordamos que q = I.t
•La carga (q) se mide en culombios (C). La
intensidad (I) se mide en amperios (A). El
tiempo (t) en segundos (s).
•Los equivalentes son los gramos dividido entre
la masa equivalente, y ésta es la masa
molecular entre los electrones que intervienen
en la semirreacción.

21. EJEMPLO
•Sobre una celda electrolítica que contiene
ZnSO
4
está pasando una corriente de 10
amperios durante 2 horas. Sabiendo que
la masa atómica del Zn es 65,4. ¿Cuántos
gramos de Zn se depositarán en el
cátodo?
•96.500 C es a 65,4/2 e
-
•10. 2. 3600 C es a X
•X = 24,4 g de Zn

22. ¡¡¡¡¡¡Fin!!!!!!!!!