ELECTROQUÍMICA. 1. Procesos electroquímicos (pila). 2. Potenciales normales de electrodo. 3. Ecuación de Nernst. 4. Electrolisis. 5. Leyes de Faraday.

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1 ELECTROQUÍMICA 1. Procesos electroquímicos (pila). 2. Potenciales normales de electrodo. 3. Ecuación de Nernst. 4. Electrolisis. 5. Leyes de Faraday. Química 2º bachillerato Electroquímica 1

2 0. CONOCIMIENTOS PREVIOS Los conocimientos previos que son necesarios dominar y ampliar son: Las reacciones redox. La fuerza electromotriz. Química 2º bachillerato Electroquímica 2

3 1. PROCESOS ELECTROQUÍMICOS Una pila (o cuba) es un dispositivo capaz de producir corriente eléctrica a partir de una reacción química. Está formada por dos electrodos comunicados eléctricamente e iónicamente. La comunicación consiste en: Conductor sólido (conducción eléctrica). Tabique poroso o puente salino (conducción iónica). Gracias a esta comunicación se impide alcanzar el equilibrio y que el proceso continúe hasta agotar los reactivos. (PILA) Química 2º bachillerato Electroquímica 3

4 1. PROCESOS ELECTROQUÍMICOS (PILA) Un electrodo (o semipila) es un sistema capaz de experimentar una semirreacción redox y que posee una forma sólido que permite el paso de una corriente eléctrica. Se describen indicando la especie oxidada y reducida separadas por una barra señalando sus estados físicos (de cada compuesto) y sus concentración (o presión). O xm R ym i / i Por convenio se tabulan semirreacciones de reducción. O ne R Química 2º bachillerato Electroquímica 4

5 1. PROCESOS ELECTROQUÍMICOS (PILA) Los electrodos se pueden clasificar en: Electrodos donde una de las especies es un sólido conductor. Electrodos donde ambas especies están en disolución. Electrodos donde una de las especies es un gas. Química 2º bachillerato Electroquímica 5

6 1. PROCESOS ELECTROQUÍMICOS (PILA) En las pilas lo electrodos que tengo son: Ánodo: Electrodo negativo, donde se produce la semirreacción de oxidación. Cátodo: Electrodo positivo, donde se produce la semirreacción de reducción. La pila se describe como la notación de los dos electrodos (el ánodo a la izquierda y el cátodo a la derecha) separados por dos barras. R xm / O ym // O wm / R zm a a c c Química 2º bachillerato Electroquímica 6

7 1. PROCESOS ELECTROQUÍMICOS (PILA) Esquema general de una pila: Se denota una corriente eléctrica (ddp) AC Ánodo Oxidación M M+ H2O A- C+ H2O N+ N Cátodo Reducción M+ M M+ + e- M(s) / M+(xM) N+ + e- N N+(yM) / N(s) Química 2º bachillerato Electroquímica 7

8 1. PROCESOS ELECTROQUÍMICOS (PILA) Química 2º bachillerato Electroquímica 8

9 1. PROCESOS ELECTROQUÍMICOS (PILA) Célula Galvánica. En ella se produce una reacción química espontánea y se genera una corriente eléctrica Química 2º bachillerato Electroquímica 9

10 RELACIÓN DE EJERCICIOS PILAS Química 2º bachillerato Electroquímica 10

11 2. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO El potencial de contacto o potencial de electrodo es la diferencia de potencial existente en un electrodo. Es un potencial de referencia, no es un valor absoluto sino que solo se puede medir en comparación con otro que se toma como cero. Química 2º bachillerato Electroquímica 11

12 2. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO La fuerza electromotriz (fem) o potencial de la pila (E) es la diferencia de potencial entre dos electrodos que están en contacto. Esta diferencia sí puede medirse: E(pila) = E(cátodo) E(ánodo) A partir de este valor se conoce la espontaneidad de un proceso redox: ΔG = - n F E F = C E > 0 ΔG < 0 Reacción espontánea E = 0 ΔG = 0 Reacción en equilibrio E < 0 ΔG > 0 Reacción no espontánea Química 2º bachillerato Electroquímica 12

13 2. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO Se denomina fem estándar (Eº) de una pila o potencial normal o estándar al valor de su potencial cuando la concentración de todos los iones implicados en la reacción es de 1 mol / l y la presión de los gases es de 10 5 Pa (1 atm) a la temperatura de 25ºC. El potencial de un electrodo de hidrógeno en condiciones normales o estándar se define como igual a 0 voltios. Química 2º bachillerato Electroquímica 13

14 2. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO Para establecer una escala de potenciales de reducción (y poder tabularlos) se ha adjudicado un valor arbitrario de referencia a un determinado electrodo y se han medido el resto en función de él. El electrodo escogido como referencia es el electrodo normal de hidrógeno. Química 2º bachillerato Electroquímica 14

15 2. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO El electrodo de referencia normal de hidrógeno: El potencial normal o estándar (Eº, a 25ºC) tiene una concentración 1M de especies en disolución y una presión de 1 atm para gases. El potencial de un electrodo de hidrógeno en condiciones normales o estándar se define igual a 0 voltios (0 v). Existen otros electrodos de referencia. Química 2º bachillerato Electroquímica 15

16 2. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO Química 2º bachillerato Electroquímica 16

17 2. POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO Los valores tabulados son siempre potenciales normales de reducción, se indica primero la forma oxidad y después la forma reducida de las especies que intervienen en la semirreacción. Su ordenación constituye la serie electromotriz o serie electroquímica. Cuanto más fuerte sea un oxidante más débil es su reductor conjugado. Química 2º bachillerato Electroquímica 17

18 EJERCICIO- EJEMPLO En las dos pilas formadas por siguientes electrodos: a) cobre-plomo y b) plomohierro, predecir la polaridad de los electrodos (ánodo y cátodo) en cada caso, la f.e.m. de la pila, las notaciones de las mismas y las reacciones que tienen lugar en cada una. Sistema Semirreacción E (V) Li + / Li Li + 1 e Li 3,04 K + / K K e K 2,92 Ca 2+ /Ca Ca e Ca 2,87 Na + / Na Na e Na 2,71 Mg 2+ / Mg Mg e Mg 2,37 Al 3+ / Al Al e Al 1,66 Mn 2+ / Mn Mn e Mn 1,18 Zn 2+ / Zn Zn e Zn 0,76 Cr 3+ / Cr Cr e Cr 0,74 Fe 2+ / Fe Fe e Fe 0,41 Cd 2+ / Cd Cd e Cd 0,40 Ni 2+ / Ni Ni e Ni 0,25 Sn 2+ / Sn Sn e Sn 0,14 Pb 2+ / Pb Pb e Pb 0,13 H + / H 2 2 H e H 2 0,00 Cu 2+ / Cu Cu e Cu 0,34 I 2 / I I e 2 I 0,53 Potenciales de reducción (V): Cu 2+ /Cu: 0,34; Pb 2+ /Pb: 0,13; Fe 2+ /Fe: 0,44. MnO 4 /MnO 2 MnO 4 `+ 2 H 2 O + 3 e MnO OH 0,53 Hg 2+ / Hg Hg e 2 Hg 0,79 Ag + / Ag Ag e Ag 0,80 Br 2 / Br Br e 2 Br 1,07 Cl 2 / Cl Cl e 2 Cl 1,36 Au 3+ / Au Au e Au 1,500 Química 2º bachillerato Electroquímica 18 MnO 4 / Mn 2+ MnO 4 `+ 8 H e Mn H 2 O 1,51

19 EJERCICIO-EJEMPLO Deduce razonadamente y escribiendo la ecuación ajustada: a) Si el hierro en su estado elemental puede ser oxidado a Fe(II) con MoO 2 4 b) Si el hierro(ii) puede ser oxidado a Fe(III) con NO 3. Datos: Eº(MoO 4 2 /Mo 3+ ) = 0,51 V; Eº(NO 3 /NO) = 0,96 V; Eº(Fe 3+ /Fe 2+ ) = 0,77 V; Eº(Fe 2+ /Fe) = 0,44 V Química 2º bachillerato Electroquímica 19

20 RELACIÓN DE EJERCICIOS POTENCIALES Química 2º bachillerato Electroquímica 20

21 3. ECUACIÓN DE NERST La ecuación de Nerst relaciona el potencial con la concentración. RT E Eº ln Q E Eº log Q n F n Se diferencia entre el potencial (E) y el potencial estándar (Eº, cuando la concentración es 1) Química 2º bachillerato Electroquímica 21

22 3. ECUACIÓN DE NERST Se puede aplicar a: Un electrodo: Al cátodo: Al ánodo: RT bo2 ne m R2 E E ln n F Química 2º bachillerato Electroquímica R 0 2 C C b RT a R1 ne no1 E E ln n F O O A A a Una pila: RT. a R1 bo2 no1 m R2 E E ln n F R O R 1 m n n O1 R2 0 pila pila a b E E E pila C A 1 2 m

23 3. ECUACIÓN DE NERST La ecuación de Nerst permite varias relaciones: 0 RT RT Equilibrio E 0 Epila ln Q ln K nf nf e G R T ln Ke G n F E E > 0 Ke > 1 ΔG < 0 Reacción espontánea E = 0 Ke = 1 ΔG = 0 Reacción en equilibrio E < 0 Ke < 1 ΔG > 0 Reacción no espontánea Química 2º bachillerato Electroquímica 23

24 3. ECUACIÓN DE NERST Hay dos formas de conocer el potencial de una reacción: 3 2 Eº Fe / Fe 0.77v Li Fe 3 Li Fe 2 Eº Li / Li 3.05v Li Fe 1e Li Fe 3 1e v Li 0.77v v Epila EC EA Li Fe Li Fe Fe 1e Li Fe 3 1e 2 Ánodo Cátodo Química 2º bachillerato Electroquímica 24

25 EJERCICIO-EJEMPLO Determina el potencial de una disolución de 2l con una concentración 1,5M MoO 4 2 y 2.8 moles de Fe (III) al añadirle 30 gr de Fe(II) y 10 gr de Mo (III) bajo c.s. E o (MoO 4 2 /Mo 3+ ) = 0,51 V E o (Fe 3+ /Fe 2+ ) = 0,77 V E o (Fe 2+ /Fe 0 ) = 0,44 V Química 2º bachillerato Electroquímica 25

26 RELACIÓN DE EJERCICIOS ECUACIÓN DE NERST Química 2º bachillerato Electroquímica 26

27 4. ELECTROLISIS La electrolisis es la producción de una reacción química (no espontánea) mediante el paso de una corriente eléctrica a través de un electrolito (o disolución conductora de la electricidad). El sistema de reacción junto con la fuente se conoce como celda electrolítica. Es un proceso análogo e inverso al de la pila. Química 2º bachillerato Electroquímica 27

28 4. ELECTROLISIS En la electrolisis los electrodos serán: Ánodo: Electrodo positivo, donde se produce la semirreacción de oxidación. Cátodo: Electrodo negativo, donde se produce la semirreacción de reducción. Química 2º bachillerato Electroquímica 28

29 4. ELECTROLISIS El esquema general de la electrolisis es: Aplico una corriente eléctrica A- A + e- C+ + e- C A A- A- CA C+ + A- C+ C+ C C Química 2º bachillerato Electroquímica 29

30 4. ELECTROLISIS 2 Na + Cl 2 2 NaCl G 0 espontánea 2 NaCl 2 Na + Cl 2 G 0 no espontánea Ánodo (+) Cátodo (-) Oxidación Reducción 2 Cl - Cl 2 + 2e - 2 Na + + 2e - 2 Na Reacción global 2 Na Cl - Cl Na º E = - E = - 2,71-1,36 = - 4,07 V º pila E cát º án Química 2º bachillerato Electroquímica 30

31 4. ELECTROLISIS Célula Electrolítica. En ella se aplica una corriente eléctrica y se induce una reacción química que no es espontánea. Química 2º bachillerato Electroquímica 31

32 4. ELECTROLISIS Comparación de una cuba electrolítica (electrolisis) y una pila (electroquímica). Química 2º bachillerato Electroquímica 32

33 EJERCICIO-EJEMPLO Electrolizamos una disolución de sulfato de cinc (II) usando corriente de 15 A durante 5 minutos, la cantidad de metal depositada en el cátodo es de 1,53 g; escribe la reacciones que se producen en ánodo y cátodo (sabemos que el ánodo se desprende O 2 y que disminuye el ph de la disolución). E o (Zn 2+ /Zn) = -0,76 V E o (O 2 / HO - ) = 0,81 V Química 2º bachillerato Electroquímica 33

34 RELACIÓN DE EJERCICIOS ELECTROLISIS Química 2º bachillerato Electroquímica 34

35 5. LEYES DE FARADAY Faraday formuló las leyes fundamentales de la electrolisis: Primera ley de Faraday: Las masas de las sustancias depositadas o liberadas en cada elemento durante una electrolisis son proporcionales a la cantidad de electricidad que ha pasado a través de la celda electrolítica. Segunda ley de Faraday: Para una misma cantidad eléctrica, las masas son proporcionales a los equivalentes químicos de las sustancias. Química 2º bachillerato Electroquímica 35

36 5. LEYES DE FARADAY Ambas leyes se resumen en la expresión: m E q E I t q q m = masa depositada (gr) E gr q = equivalente electroquímico ( ) C I = intensidad de corriente (A) t = tiempo (s) q = cantidad de electrones (C) 1) Carga eléctrica que circula: 2) Cantidad de electrones que circulan: n e 3) Moles depositados: n val 4) Masa depositada: m npm q I t n e q F q Química 2º bachillerato Electroquímica 36

37 5. LEYES DE FARADAY El equivalente electroquímico es la masa de sustancia depositada o liberada por el paso de una corriente de 1C. Es característico de la sustancia. E q pm F val El equivalente gramo es la masa de la sustancia depositada o liberada por el paso de un mol de electrones. La cantidad de electricidad que corresponde a un mol de electrones se denomina un faraday. Química 2º bachillerato Electroquímica 37 eq F 19 1, C 23 1e 6, e 96472C 1F

38 EJERCICIO-EJEMPLO El cinc metálico puede reaccionar con los iones hidrógeno oxidándose a cinc(ii): a) Qué volumen de hidrógeno medido a 700 mm de mercurio y 77ºC se desprenderá si se disuelven completamente 0,5 moles de cinc? b) Si se realiza la electrolisis de una disolución de cinc(ii) aplicando una intensidad de 1,5 amperios durante 2 horas y se depositan 3,66 g de metal, calcule la masa atómica del cinc. Química 2º bachillerato Electroquímica 38

39 Química 2º bachillerato Electroquímica 39

40 RELACIÓN DE EJERCICIOS LEYES DE FARADAY Química 2º bachillerato Electroquímica 40

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