¿Qué es la electroquímica?

Es el estudio de las reacciones redox que generan o utilizan energía eléctrica. Estas reacciones se producen en celdas electroquímicas

Celdas•Celdas galvánicas: también denominadas voltaicas o pilas. Aprovechan la reacción redox espontánea para producir energía eléctrica

•Celdas electrolíticas: requieren de una fuente externa de energía eléctrica para generar una reacción química redox no espontánea.

TIPOS DE CELDAS ELECTROQUÍMICAS

Celda electroquímicas

Batería de plomo

Pila seca

Pila de níquel y cadmio

Pila de combustión

Electrólisis

Electro refinación

del cobre

Protección a

la corrosión

Celda galvánicas Celda electrolítica

Celdas galvánicas• Las pilas o celdas galvánicas esta formada por dos

compartimentos: las semiceldas.

• En una de las semiceldas se produce la oxidación y en la otra la reducción

• Cada semicelda esta formada por un electrodo sumergido en una solución iónica

• Las semiceldas están conectadas por un circuito externo, que conduce los electrones generados en la semicelda de la oxidación a la de reducción, por un puente salino, que generalmente tiene la forma de una U invertida, que cierra el circuito eléctrico

Oxidación Reducción

1.- Celdas Galvánicas

TIPOS DE CELDAS ELECTROQUÍMICAS

Componentes de una celda galvánica

Puentes salinos

Electrodos

Voltímetro

Solución oxidante

Solución reductora

Reacción espontánea: De una reacción química se genera un

flujo de electrones lo que genera electricidad

e-

Celdas electroquímicas

19.2

Reacción redox

espontánea

oxidación

ánodo

Reducción

cátodo

Voltímetro

Cátodo

de cobre

Ánodo

de zinc

Puente

salino

Solución

de CuSO4

Solución

de ZnSO4

El Zinc se oxida

a Zn2+ en el ánodoEl Cu2+ se reduce

a Cu en el cátodo

Reacción neta

Tapones

de

algodón

Zn(s)→ Zn2+(ac) + 2e-

Zn(s) + Cu2+ (ac) → Zn2+(ac) + Cu(s)

2e- + Cu2+(ac) → Cu(s)

Potencial de celda• La celda convierte la energía que se genera de

forma espontánea (∆G) en esta reacción en energía cinética de los electrones, lo que da lugar a la corriente eléctrica

• Esta corriente fluye desde el electrodo negativo (ánodo) hacia el cátodo (electrodo positivo).

• Este flujo se debe a una diferencia de voltaje o potencial eléctrico entre los dos electrodos de la celda, lo cual se conoce como potencial de celda (E celda) o fuerza electromotriz (fem)

El hecho que los electrones fluyan de un electrodo a otro existe una diferencia de potencial (tensión eléctrica) entre los electrodos entre los electrodos. La diferencia de potencial entre electrodos se llama fuerza electromotriz o FEM (ε) y esta fuerza se miden en volts.

1.- Celdas Galvánicas

Zn(s)/Zn2+(ac)/KNO3/Cu2+

(ac)/Cu(s)

La notación convencional para representar las celdas galvánicas

Ánodo

FEM DE UNA CELDA GALVÁNICA

La fem (fuerza electromotriz) de una celda corresponde a la suma de los potenciales de las semi reacciones

εºcelda= εº

oxidación + εºreducción

Se ha tomado como referencia la reducción de H+ a la forma de H2

2H+ + 1 e- → H2 εored = 0 V

Por convencionalismo, los potenciales de las medias celdas se tabulan como potenciales de reducción estándar. El potencial de media celda para cualquier oxidación es de igual magnitud, pero de signo opuesto al de la reducción inversa

Potencial de reducción.

• Las pilas producen una diferencia de potencial (Epila) que puede considerarse como la diferencia entre los potenciales de reducción de los dos electrodos que la conforman. Consideraremos que cada semireacción de reducción viene dada por un potencial de reducción. Como en el cátodo se produce la reducción, en todas las pilas

Ecatodo > Eánodo.

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= −pila catodo cnodo

E E E

¿Qué especie se reducirá?

La que tenga un mayor potencial de reducción

Espontaneidad de una reacción

•Una reacción es espontánea si el valor es mayor que cero

•Una reacción será no espontánea si el valor es menor que cero

Las reacciones redox que proceden sin la ayuda

de factores externos de denominan espontáneas

Ejemplo: Decir si será espontánea la siguiente reacción redox: Cl2(g) + 2 I– (aq)→ 2Cl– (aq) + I2 (s) La reacción dada es la suma de las siguientes

semirreacciones:

Red. (cátodo): Cl2(g) + 2e–→ 2Cl–(aq)

Oxid. (ánodo): 2 I–(aq) → I2 (s) + 2e–

Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que Epila > 0:

Epila = Ecatodo – Eánodo = +1,36 V – 0,54 V = = 0,82 V > 0

Luego es espontánea (las moléculas de Cl2 tienen más tendencia a reducirse que las de I2).

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Ejercicio : Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NO3)2 y un electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO3 . ¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será el voltaje de la pila correspondiente? ¿Qué especie se reduce?

La que tenga mayor potencial de reducción. En este caso la Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg.

Red. (cátodo): Ag+(aq) + 1e–→ Ag(s)

Oxid. (ánodo): Mg(s) → Mg2+(aq) + 2e–

E pila = E cátodo – E ánodo = +0,80 V – (–2,37 V)

Epila = 3,17 V

Pilas y baterías de uso comercial

A.Pila seca o de LeclanchéB.Pilas alcalinasC.Pila de litio

Baterías

19.6

Celda de Leclanché

Celda seca

Zn (s) Zn2+ (ac) + 2e-Ánodo:

Cátodo: 2NH4 (aq) + 2MnO2 (s) + 2e- Mn2O3 (s) + 2NH3 (aq) + H2O (l)+

Zn (s) + 2NH4 (ac) + 2MnO2 (s) Zn2+ (ac) + 2NH3 (ac) + H2O (l) + Mn2O3 (s)

Separador de papel

Pasta húmeda de

ZnCl2 y NH4Cl

Capa de MnO2

Cátodo de grafito

Ánodo de zinc

Pila seca o de

Leclanché

Reacciones

Oxidación (ánodo):

Zn(s)→ 2e- + Zn2+

Reducción (cátodo):

2 MnO2 (s)+ 2 NH4+ (ac) + 2e-→Mn2O3(s) + 2NH3(ac) + H2O(l)

Reacción global:

Zn (s) + 2 MnO2(s)+ 2 NH4+

(ac) → Zn2++ Mn2O3(s) + H2O(l) + 2NH3(AC)

Pila alcalina 1,5 V

Mayor duración

Se diferencia con la pila seca que su pasta esta

compuesta por hidróxido de potasio y dióxido de

manganeso

Pila de litio

A: Li(s) →Li+ + e-

C: MnO2(s)+e- →MnO2-(s)

Celdas electrolíticas

Electrólisis:

Es cuando en una celda se utiliza electricidad de una fuente externa para producir una reacción química no espontánea. Por ejemplo:

a) Producción de sodio fundido

b) Producción de Cl2 e H2 en solución de NaCl

c) Electro refinación del Cu

2.- Celdas Electrolíticas

Reacción no espontánea: A partir de electricidad se genera

reacción química. En el cátodo se desprende H2

Componentes de una celda galvánica

Puentes salinos (no es necesario)

Fuente de poder

BATERIA

Electrodos

ÁNODO

+CÁTODO

-

Solución reductora

Solución oxidanteNa+

Cl-

Reducción del Na+Oxidación

del Cl-

Baterías

19.6

Ánodo :

Cátodo :

Batería o cumulador

de plomo

PbO2 (s) + 4H+ (ac) + SO2- (ac) + 2e- PbSO4 (s) + 2H2O (l)4

Pb (s) + SO2- (ac) PbSO4 (s) + 2e-4

Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ (aq) + 2SO2- (ac) 2PbSO4 (s) + 2H2O (l)4

Ánodo Cátodo

Tapa removible

Electrólito

de H2SO4

Placas negativas

(planchas de plomo llenas

con plomo esponjoso)

Placas positivas

(planchas de plomo

llenas con PbO2

Baterías

19.6Batería de estado sólido de litio

Ánodo Cátodo

Electrólito sólido

ELECTROLISIS DE UNA SAL FUNDIDA

• La reacción no es espontánea.

• Iones Na+: son atraídos por el cátodo. Allí reciben un electrón.

• Iones Cl-: son atraídos por el ánodo. Allí se les quita un electrón.

2415/08/2020

2 2 02NaCl Na Cl G→ + +

Ánodo Cl Cl e

Cátodo Na e Na

( ):

( ):

+ → +

− + →

− −

+ −

2 2

2 2 22

E E E E E Vocátodoo

ánodoo

Nao

Cl Clo= − = − = − − = −+ −/Na /

' ' '2

271 136 4 70

Aplicaciones de la electrólisis.

Se utiliza industrialmente para obtener metales a partir de sales de dichos metales utilizando la electricidad como fuente de energía.

Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir un objeto metálico con una capa fina de otro metal:

Ejemplo: Zn2+ + 2 e–→ Zn (cincado)(en este caso los electrones los suministra la corriente eléctrica)

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DEFINICIÓN - DIFERENCIAS

15/08/2020 26

ELECTROQUÍMICA

REACCIÓN QUÍMICA

REACCIÓN QUÍMICA

CORRIENTE ELÉCTRICA

CORRIENTE ELÉCTRICA

PILAS

una Una

produce produce

Consiste en la realización de una reacción química gracias al paso de

corriente eléctrica, pues de lo contrario la reacción no se desarrollaría

espontáneamente.

Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.

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Corrosión (Herrumbre del hierro)

Un problema muy importante es la corrosión de los metales; por ejemplo, el hierro:

Oxid. (ánodo):

Fe (s) → Fe2+(aq) + 2e–

Red. (cátodo):

O2(g) + 4 H+(aq) + 4e–→ 2 H2O(l)

En una segunda fase el Fe2+ se oxida a Fe3+ :

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Gota de agua corroyendo una superficie de hierro.

4 Fe2+(aq) + O2(g) + 4 H2O(l) → 2 Fe2O3(s) + 8 H+(aq)

Protección catódica.

• Sirve para prevenir la corrosión.

• Consiste en soldar a la tubería de hierro un ánodo de Mg que forma una pila con el Fe y evita que éste se oxide, ya que quien se oxida es el Mg.

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Tubería protegida por un ánodo de Magnesio.© Grupo ANAYA S.A. Química 2º.