04 ElectroQuimica v1

QUÍMICA I ING. E. RAÚL MORALES MUÑOZ MSc.

.

TEMAS:

ESTADO LÍQUIDO

SOLUCIONES

ÁCIDOS, BASES Y SALES

TERMOQUÍMICA

ELECTROQUÍMICA

02/08/2015 Ing. E. Raúl Morales Muñoz MSc. 1

ELECTROQUÍMICA Fuente: Fundamentos de Química General. Ing. Luis Escobar

Las transferencias de electrones que se producen entre los átomos durante las reacciones químicas pueden transmitir Energía al entorno, en forma de calor o de electricidad.

ELECTROQUÍMICA. Es la parte de la Química que estudia tanto las reacciones químicas que producen electricidad, así como las reacciones químicas producidas por la electricidad. Es decir, estudia las transformaciones entre la Energía eléctrica y la Energía química.

Las reacciones químicas que producen electricidad son por lo general espontáneas y, a la inversa, la electricidad se usa para provocar reacciones químicas no espontáneas.


ELECTROQUÍMICA Fuente: Fundamentos de Química General. Ing. Luis Escobar

Las reacciones químicas que producen electricidad y las que son producidas por la electricidad se denominan reacciones electroquímicas.

Las reacciones electroquímicas son reacciones redox. Las reacciones químicas que se producen por la acción de la electricidad se denominan reacciones electrolíticas. Las reacciones químicas que generan electricidad se denominan reacciones de celda o de pila galvánica o voltaica, porque se llevan a cabo en pilas o celdas electroquímicas, en las cuales el cambio de Energía producido por una reacción química produce flujo de carga eléctrica.

Las células del cerebro se comunican electroquímicamente.


ELECTROQUÍMICA

El funcionamiento de las baterías, la electrodeposición y la corrosión de metales son ejemplos que involucran procesos electroquímicos.

En la mayoría de las aplicaciones, el sistema reaccionante está contenido en una celda electroquímica, considerada como un sistema.

En las reacciones electroquímicas intervienen electrolitos, y en general sustancias que en ciertas condiciones pueden conducir los electrones, tales como las sustancias iónicas. Por esta razón las reacciones electroquímicas se escriben en forma iónica, usando cargas eléctricas en lugar de números de oxidación, usados para cualquier sustancia.


BALANCEO DE REACCIONES REDOX IÓNICAS

METODO DE IONES Y ELECTRÓNES.

En este método, la reacción de óxido-reducción o redox se divide en la reacción de oxidación y en la de reducción. Las ecuaciones de estas reacciones se balancean por separado y luego se suman para obtener la ecuación de la reacción redox balanceada.

En algunas reacciones redox complejas participan cationes como Fe2+, Cu1+, etc., y oxianiones como Cromato CrO4

2– , Dicromato Cr2O7

2– , Permanganato MnO41– , Nitrato NO3

1– , Sulfato SO4

2– , etc., que pueden ser balanceados mediante este método, usando ecuaciones iónicas.

Se puede pasar una ecuación no iónica a la forma iónica. 02/08/2015 Ing. E. Raúl Morales Muñoz MSc. 5


En la siguiente ecuación no balanceada actúan sustancias iónicas y covalentes, y se balancea por el método general:

FeCl2 + K2Cr2O7 + HCl FeCl3 + CrCl3 + KCl + H2O

6 FeCl2 + K2Cr2O7 + 14 HCl 6 FeCl3 + 2 CrCl3 + 2 KCl + 7 H2O

Los compuestos iónicos, como los ácidos, bases y sales, se ionizan en medio acuoso, en mayor o menor grado, pero las moléculas con enlaces covalentes se disocian con dificultad, y no son electrolitos, por ejemplo las moléculas H2, N2, O2, Cl2, etc., los óxidos, el H2O, el H2O2 y otras moléculas.

En forma iónica podemos escribir, en medio ácido:

Fe2+ + Cr2O72– + H+ → Fe3+ + Cr3+ + H2O

ó simplemente Fe2+ + Cr2O72– → Fe3+ + Cr3+



Usando ecuaciones iónicas, podemos balancear la ecuación que representa la oxidación de los iones Fe2+ a Fe3+ por los iones dicromato Cr2O7

2– en medio ácido. Como resultado, los iones Cr2O7

2– se reducen a iones Cr3+. Para balancear la ecuación seguimos los siguientes pasos:

1) Escribir la ecuación no balanceada de la reacción redox en su forma iónica.

Fe2+ + Cr2O72– → Fe3+ + Cr3+

2) Separar las ecuaciones de Oxidación y de Reducción.

Oxidación: Fe2+ → Fe3+

Reducción: Cr2O72– → Cr3+



3) Balancear las ecuaciones de Oxidación y de Reducción, de acuerdo con el número y tipo de átomos y cargas.

Para las reacciones que se llevan a cabo en un medio ácido, se agrega H2O para balancear los átomos de Oxígeno, y H+ para balancear los átomos de Hidrógeno.

En la reacción de Oxidación, los átomos están balanceados. Para balancear la carga se agrega un electrón a la derecha:

Fe2+ → Fe3+ + 1e–



En la reacción de Reducción, como la reacción tiene lugar en un medio ácido, para balancear los átomos de Oxígeno se agregan 7 moléculas de H2O a la derecha:

Cr2O72– → 2Cr3+ + 7H2O

Para balancear los átomos de Hidrógeno agregamos 14 iones H+ al lado izquierdo de la ecuación:

14H+ + Cr2O72– → 2Cr3+ + 7H2O

Ahora hay 12 cargas positivas del lado izquierdo y solo 6 cargas positivas del lado derecho. Por tanto, agregamos 6 electrones al lado izquierdo de la ecuación:

14H+ + Cr2O72– + 6e– → 2Cr3+ + 7H2O



4) Si las ecuaciones de Oxidación y Reducción contienen diferente número de electrones, multiplicar las ecuaciones por el respectivo valor para igualar el número de electrones.

Fe2+ → Fe3+ + 1e– (x 6)

14H+ + Cr2O72– + 6e– → 2Cr3+ + 7H2O

Sumar las ecuaciones de Oxidación y de Reducción, y balancear la ecuación final por inspección. Los electrones en ambos lados de la ecuación se deben cancelar.

6Fe2+ → 6Fe3+ + 6e–

14H+ + Cr2O72– + 6e– → 2Cr3+ + 7H2O

6Fe2+ + 14H+ + Cr2O72– + 6e– → 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O + 6e–



Los electrones se cancelan en ambos lados, y queda solo la ecuación redox neta balanceada, en forma iónica:

6Fe2+ + 14H+ + Cr2O72– → 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O

Se verifica que la ecuación contenga el mismo tipo y número de átomos, así como el valor algebraico resultante para las cargas en ambos lados de la ecuación.

La inspección final muestra que la ecuación resultante está atómica y eléctricamente balanceada.



En las reacciones en medio básico los átomos se balancean, como se hizo en el paso 4 para un medio ácido. Luego, por cada ion H+ debemos agregar un número igual de iones OH– en ambos lados de la ecuación. En el mismo lado de la ecuación donde aparezcan iones H+ y OH–, estos se pueden combinar para dar Agua.


ENERGÍA ELÉCTRICA

CARGA ELÉCTRICA q. Es una propiedad física intrínseca de ciertas partículas subatómicas que se manifiesta mediante fuerzas de atracción o repulsión entre ellas.

El concepto ELECTRICIDAD tiene dos definiciones:

1) Propiedad fundamental de la materia que se manifiesta por la atracción o repulsión entre sus partes, debidas a electrones con carga negativa, o protones con carga positiva.

2) Forma de Energía basada en esta propiedad, que puede transmitirse por electrones o protones en movimiento, o en reposo, o transformarse en la Energía de otras entidades.

CORRIENTE ELÉCTRICA. Flujo de electrones, como cargas en movimiento, a través de un medio, en un sentido dado.


ENERGÍA ELÉCTRICA

CORRIENTE ALTERNA CA. Flujo o movimiento de electrones a través de un medio, producido por diferencia de potenciales, que cambia periódicamente su sentido.

CORRIENTE CONTINUA CC. Flujo de electrones a través de un medio, producido por una diferencia de potenciales, con un sentido permanentemente.

En los temas que siguen nos referimos a Corriente Continua.

Se suele confundir el concepto Corriente eléctrica con el concepto Intensidad de corriente.

INTENSIDAD DE CORRIENTE I. Es la cantidad neta de carga eléctrica que pasa por la sección transversal de un material, por unidad de tiempo. I = q/t Es una forma de velocidad.


UNIDADES ELÉCTRICAS COULOMBIO [C]. Es la unidad del Sistema Internacional para la carga eléctrica q. Es una unidad derivada.

Se define como la cantidad neta de carga eléctrica igual a la que pasa por toda la sección de un conductor en el tiempo de un segundo, si la intensidad de corriente es de un Amperio.

AMPERIO [A]. Es la unidad de intensidad de corriente I. En una sección, la Intensidad de corriente es la velocidad de cantidad de carga. Por lo tanto, el Amperio es la velocidad de cantidad de carga de 1 Coulombio por segundo: 1 A = 1 C/s


[s][A][C] ó

[s]

[C][A]

Carga

tIq

t

qI

tiemponte de corrieIntensidad

UNIDADES ELÉCTRICAS

OHMIO []. Es la unidad de resistencia eléctrica R. Se define como la resistencia eléctrica del conductor en cuya sección hay la intensidad de un Amperio, si la diferencia de potencial o fuerza electromotriz fem es de un Voltio [V].

También la resistencia se calcula en función de la resistividad o resistencia específica, mediante la siguiente ecuación:


[A]

[V]][ aResistenci

I

VR

Intensidad

Voltaje

][cm

[cm]cm][][

EspecíficaaResistenciaResistenci

2

A

lR

Area

Longitud

UNIDADES ELÉCTRICAS

VOLTIO [V]. Es la unidad de Voltaje, potencial eléctrico, tensión o fuerza electromotriz. Se define como la fem necesaria para que haya la intensidad de 1 A, o pase 1C/s, por una resistencia de 1 Ω.

VATIO [W]. Es la unidad de potencia eléctrica, medida como la variación del trabajo por unidad de tiempo, en [J]/[s]. También se puede calcular como el producto del Voltaje o fem [V] por la Intensidad [A].


][A][[V]

aResistenci

IRV

corrientedeIntensidadVoltaje

[V][A][W]

IVP

corrientedeIntensidadVoltajePotencia

UNIDADES ELÉCTRICAS JOULE o VATIO-SEGUNDO. Es la unidad derivada del SI usada para medir la Energía, igual a la producida por una potencia eléctrica de un Vatio, en un segundo. El Joule también se usa para medir trabajo y calor.

Joule es el trabajo necesario para mover una carga eléctrica de un Coulombio a través de una diferencia de potencial de un Voltio.


[s][W][J]

tPWtiempoPotenciaTrabajo

t

E

t

WP

tiempo

Energía

tiempo

TrabajoPotencia

[C][V][J] eléctrica carga

eléctricacarga eléctricacarga

qVWVoltajeTrabajo

q

E

q

WV

EnergíaTrabajoVoltaje

UNIDADES ELÉCTRICAS FARADIO [F]. Es la unidad de capacidad eléctrica en el SI. Se define como la cantidad de carga eléctrica asociada a la masa de un equivalente-gramo de sustancia en un proceso electroquímico.

No debe confundirse con el faraday [f] (unidad), que es una antigua unidad de carga eléctrica equivalente a la constante de Faraday. El faraday es igual a 96500 Coulombios.

1 f = 96500 C

constante de Faraday Fm = 96500 C (ver adelante) 02/08/2015 Ing. E. Raúl Morales Muñoz MSc. 19

[J]

[C]

[V]

[s][A]

[V]

[C][F]

2

V

qCe

UNIDADES ELÉCTRICAS LEY DE OHM.

La diferencia de potencial entre dos puntos de un conductor es proporcional a la Intensidad de la corriente que circula por el conductor. V α I (α es símbolo de proporcionalidad)

La constante de proporcionalidad es la resistencia eléctrica que aparece en la relación: V = R∙I De donde:


][

[V][A]

aResistenci

R

VI

potencialdeDiferenciacorrientedeIntensidad

REACCIONES REDOX DE SUSTITUCIÓN

REACCIÓN REDOX DE SUSTITUCIÓN SIMPLE DE METALES.

Al introducir una barra metálica de Zinc Zn (s) en una Solución de Sulfato Cúprico CuSO4, una masa de Cobre metálico Cu (s) se deposita sobre la barra de Zinc según la reacción:

Zn (s) + CuSO4 → ZnSO4 + Cu (s) ó Zn (s) + Cu2+ → Zn2+ + Cu (s)

En la reacción, el Zn (s) se oxida a Zn2+ y el catión cúprico Cu2+ se reduce a Cu (s), probablemente por un paso directo de dos electrones de un átomo de Zn (s) a un catión Cu2+. Para indicar esta transferencia electrónica se puede desdoblar la reacción en dos reacciones, una de Oxidación y otra de Reducción:

Zn (s) – 2e−→ Zn2+

Cu2+ + 2e− → Cu (s)


REACCIONES REDOX DE SUSTITUCIÓN Fuente: Imágenes Google

Al inicio:



Al final:



CELDAS GALVÁNICAS O VOLTAICAS.

La Energía transmitida por una reacción redox espontánea de sustitución puede usarse para realizar trabajo eléctrico. Esta tarea se cumple por medio de una celda voltaica o galvánica, un dispositivo en el que la transferencia de electrones tiene lugar a lo largo de un conductor externo, y no directamente entre los reactantes. Se le llama así en honor a los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta, realizadores de las primeras celdas de este tipo.

En una pila galvánica la reacción de Oxidación y de Reducción tienen lugar simultáneamente en subsistemas separados, con transferencia de electrones a través de conductores extra.



CELDAS GALVÁNICAS O VOLTAICAS.


Electricidad desde el ÁNODO.

Polo (−). En él se produce la

Oxidación del Zn por pérdida

de electrones.

Electricidad hacia el CÁTODO.

Polo (+). En él se produce la

Reducción del Cu2+ por ganancia

de electrones.

PILAS COMERCIALES

PILAS SECAS BATERIAS


PILAS COMERCIALES

PILAS DE MERCURIO PILAS ALCALINAS


CELDAS ELECTROLÍTICAS

ELECTRÓLISIS. Es el proceso mediante el cual un compuesto químico se descompone en sus Elementos o en compuestos más simples, por acción de la corriente eléctrica.

Las celdas electrolíticas consumen electrones de una fuente de corriente externa, incrementando como consecuencia Energía química.

Una celda electroquímica de corriente continua consta de dos electrodos conductores cada uno sumergido en una Solución adecuada de electrolito, con características similares a las que se indicó para las celdas voltaicas o galvánicas.



CONSTANTE DE FARADAY Fm. Es la carga total de un mol de electrones. Se expresa en [C].

CONSTANTE DE FARADAY MOLAR FM. Es la carga total por mol de electrones. Se expresa en [C/mol].


mol

C ó sredondeado esusar valor puede se También

mol

C

mol

C

mol

electrones

electrón

C

96500FC 96500F

96485usa F Se 44,96472 FNeF

C 96485usa F Se C 44,96472 FNeF

106,022N electrones106,022N

10602,1e :carga

A

A

23

A

23

A

19

M

MMMM

Mm

m

pe

mmmpem

peónpor electr


LEYES DE FARADAY.

Las leyes de Faraday establecen las relaciones cuantitativas entre la cantidad de carga que pasa a través de una Solución y la cantidad del cambio químico que produce. Las leyes de Faraday se pueden plantear de la siguiente manera:

1. La masa de cualquier sustancia liberada o depositada en un electrodo es directamente proporcional a la carga que pasa a través del electrolito.

m α q

2. Las masas de diferentes sustancias liberadas o depositadas en cada electrodo por la misma carga, son directamente proporcionales a las masas equivalentes de las sustancias.

m α meq 02/08/2015 Ing. E. Raúl Morales Muñoz MSc. 30

LEY DE FARADAY DE LA ELECTROLISIS

Las leyes de Faraday pueden ser combinadas para obtener las siguientes relaciones:


υ

mqm

N

mqm

N

mm

N

mqm

N

mm

υ

mqm

υ

mm

υυmqm

m

mpe

perdidosr e

m

mperdidosr e

meq

ganadosr e

m

mganadosr e

meq

m

m

meq

eqm

ANe

1

F

1

(Reductor)

(Reductor)(Reductor)

F

1

(Oxidante)

(Oxidante)(Oxidante)

F

1

)Elemento(

)Elemento()Elemento(

:Elementoun de lestructura alencia la es )Elemento( Si F

1

PROBLEMAS RESUELTOS

Ejercicio 1.

La carga eléctrica relativa del ión aluminio generalmente se designa con 3+. Expresar esta carga en Coulombios. DATOS DE ENTRADA

qr(Al3+) = 3+

q(p+) = +1,602·10−19 C q(e−) = −1,602·10−19 C (4 c.s.)

DATOS DE SALIDA (4 c.s.)

q(Al3+) [C] RESOLUCIÓN

El ión Al3+ tiene un déficit de 3 electrones, o un exceso de 3 protones: q(Al3+) = 3·q(p+)

q(Al3+) = 3·(+1,602·10−19 C) = +4,806·10−19 C (4 c.s.)


PROBLEMAS RESUELTOS

Ejercicio 2.

Se tiene una intensidad de 1,80 Amperios a través de un alambre. Calcular cuantos Coulombios pasarán por una sección dada del alambre en un tiempo de 1,36 minutos. DATOS DE ENTRADA

I = 1,80 A (3 c.s.)

t = 1,36 min


q RESOLUCIÓN

q = I·t


PROBLEMAS RESUELTOS

En ciertos casos conviene realizar los cálculos en una sola o en pocas operaciones unificadas.


ivas)significat cifras (3 C 147

C 88,146s 6,81s

C 08,1s 6,81A 08,1

s 6,81min 1

s 60min 36,1

q

q

t

ivas)significat cifras (3 C 147

C 88,146min 1

s 60min 36,1

s

C 08,1min 36,1A 08,1

q

q

PROBLEMAS RESUELTOS

Ejercicio 3.

Cuál es el tiempo necesario para que circulen 18000 C, si se utiliza una corriente de 10,00 A. DATOS DE ENTRADA

q = 18000 C

I = 10,00 A (4 c.s.)


t RESOLUCIÓN


c.s.) (4 s 1800

s

C00,10

C 18000

A00,10

C 18000 tt

I

qt

t

qI

PROBLEMAS RESUELTOS Ejercicio 4.

Una corriente de 2,00 Amperios de intensidad fluye por una resistencia cuando se tiene en sus extremos una diferencia de potencial de 110 voltios. Calcular el valor de la resistencia. DATOS DE ENTRADA

I = 2,00 A (3 c. s.)

V = 110 V

DATOS DE SALIDA (3 c. s.)

R RESOLUCIÓN


c.s.) (3 0,55 55A

V55

A00,2

V 110 RRR

I

VR


Una corriente de 80,0 microamperios de intensidad fluye por una celda solar, durante un tiempo de 100 días. Calcular la carga que ha pasado por la sección de un conductor que es parte su circuito. Expresar el resultado en faradays. DATOS DE ENTRADA

I = 80,0 μA (3 c.s.)

t = 100 d


RESOLUCIÓN



En la electrolisis de una Solución de Sulfato Cúprico CuSO4 circula una corriente de 20,0 Amperios de Intensidad en el tiempo de 1,00 horas. Calcular la masa de Cobre Cu que se ha depositado en el cátodo. DATOS DE ENTRADA

I = 20,0 A (3 c.s.)

t = 1,00 h DATOS DE SALIDA (3 c.s.)

m(Cu) RESOLUCIÓN

La masa de Cu que se deposita en el cátodo es proporcional a la carga transferida a los cationes Cu2+:


PROBLEMAS RESUELTOS

Se produce la reacción: 2CuSO4 + 2H2O → 2Cu + 2H2SO4 + O2

En forma iónica: 2Cu2+ + 2H2O → 2Cu + 4H+ + O2

Los cationes Cu2+ oxidan a los átomos O, de NOX −2 a 0.


C 72000s 3600s

C 02s 3600A 02 ·

s 3600min 1

s 60min 60h 1

qtIq

t

g 77,312

g 54,63)2(Cum

g 54,63)2(Cum(Cu)m :que Asumiendo

(Oxidante)

(Oxidante)m(Oxidante)m

eq

mm

ganadosr eN

meq

PROBLEMAS RESUELTOS

Se produce la reacción: 2CuSO4 + 2H2O → 2Cu + 2H2SO4 + O2

En forma iónica: 2Cu2+ + 2H2O → 2Cu + 4H+ + O2

Los cationes Cu2+ oxidan a los átomos O, de NOX −2 a 0.


ivas)significat cifras (3 g 7,23)Cu(

g 7040,23g 77,31C 72000C 96500

1)Cu(

F

1

96500F C 96500F C 44,96472F

electrones23106,022AN 1910602,1pee ANpeeF

mol

Celectrón

C

m

meqmqm

m

mm

mmm

M

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