¿Qué es la electroquìmica

?

Michael Faraday, Químico inglés considerado el fundador de la electroquímica

Durante finales del siglo XVIII Luigi Galvani marcó el nacimiento de la electroquímica de forma científica al descubrir el fenómeno que ocurría, al pasar electricidad por las ancas de rana y nuevamente al tocar ambos extremos de los nervios empleando el mismo escalpelo descargado.

HISTORIA DE LA ELECTROQUIMICA

La electroquímica es el estudio de la interconversión de energía

eléctrica y química.

Esta conversión tiene lugar en una célula electroquímica, que puede

ser:

- célula voltaica, en donde una reacción espontánea genera

energía eléctrica.

- célula electrolítica, en la que se utiliza energía eléctrica

para llevar a cabo una reacción no espontánea.

Definición de electroquímica

Las reacciones son del tipo de oxidación-reducción, que se

dividen en dos semireacciones:

- de reducción, donde se consumen electrones.

- de oxidación, donde se producen electrones.

En la célula electroquímica, las dos semireacciones se

producen en dos electrodos, uno es el cátodo y otro el

ánodo.

La conducción electrolítica, en la cual la carga es transportada por los iones, no ocurrirá a menos que los iones del electrólito se puedan mover libremente.

=> Por consiguiente, la conducción electrolítica es exhibida principalmente por sales fundidas y por soluciones acuosas de electrólitos.

Conducción electrolítica

Cualquier reacción redox espontánea puede servir como fuente de energía

en una célula voltaica. Los e- producidos en el ánodo (oxidación), se

transfieren al cátodo (reducción), donde se consumen.

El flujo de e- produce un potencial, que podemos medir en un circuito

externo. El potencial depende de la naturaleza de las semireacciones y la

concentración de las especies implicadas.

Funcionamiento de las células voltaicas

El diagrama de la célula:

Ánodo (oxidación) a la derecha.

Cátodo (reducción) a la izquierda.

La unión entre la fases se representa por|.

La unión entre las dos medias células, que normalmente se

hace mediante el uso de un puente salino se representa por ||.

La célula Zn-Cu2+

Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)

Ecell = 1.103 V

Los átomos de Zn se oxidan a

iones Zn2+

Los iones de Cu2+ se reducen

a átomos de Cu.

Espontaneidad de las reacciones redox

Si el potencial calculado para una reacción redox es una cantidad positiva, la reacción será espontánea. Si el potencial calculado es negativo la reacción no será espontánea.

No espontánea!Ni(s) + Zn2+(1M) → Ni2+(1M) + Zn (s)

E° = E°oxNi + E°redZn2+= + 0,236 + (-0,762)= - 0,526

E°Ni2+/Ni = - 0,236

EoZn

2+/Zn= - 0,762

Ej.1:

Ej.2: Ni(s) + Cu2+(1M) → Ni2+(1M) + Cu (s)

E° = E°oxNi + E°redCu2+= + 0,236 + (+0,339)=+0,575

E°Ni2+/Ni = - 0,236

EoCu

2+/Cu= +0,339

Espontánea!

Cualquier reacción redox puede descomponerse en dos semi-reacciones, una de oxidación y otra de reducción. Podemos asociar potenciales estándar a cada semi-reacción (Eo

red y Eoox).

=> El potencial estándar para la reacción total, Eo, es igual a la suma de las dos magnitudes:

Eo = Eored + Eo

ox

Calculo del potencial de celda

Sea la sgte. pilaZn/Zn+2 Cu+2/Cu

Ánodo Zn Zn+2 + 2e- E0 ox= 0,763 v oxidación

CátodoCu+2 + 2e- Cu E0 red= 0,337 v reducción

Rx:Zn (s) + Cu+2 (ac) +2e- Zn+2 (ac) + Cu (s) + 2e- E0=1,1 v

EJEMPLO:

Tipos de células electrolíticas:

1- Células primarias (pilas)

2- Células secundarias (acumuladores)

3- Pilas de flujo y Pilas combustibles

Algunos ejemplos de células electrolíticas comerciales:

Electrolisis del NaCl acuoso Pilas secas(Leclanché) Pilas secas alcalinas Pilas de Ag y Zn (pilas botón) Baterías de Pb-ácido Pilas de Ni-Cd

La célula de Leclanché (Pila seca)

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e-

Oxidacion:

2 MnO2(s) + H2O(l) + 2 e- → Mn2O3(s) + 2 OH-

Reduccion:

NH4+ + OH- → NH3(g) + H2O(l)

Acid-base reaction:

NH3 + Zn2+(aq) + Cl- → [Zn(NH3)2]Cl2(s)

Precipitation reaction:

2 MnO2(s) + H2O(l) + 2 e- → Mn2O3(s) + 2 OH-Reduccion:

Zn2+(aq) + 2 OH- → Zn (OH)2(s)

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e-

Zn (s) + 2 OH- → Zn (OH)2(s) + 2 e-

La reacción de oxidación puede darse en dos pasos:

Pilas secas alcalinas

- La pasta entre los electrodos contiene KOH en lugar de

NH4Cl. - No se produce ningún gas

- Es más cara pero tiene una vida más larga que la pila de Leclanché y proporciona mayor intensidad

Zn(s),ZnO(s)|KOH(sat’d)|Ag2O(s),Ag(s)

Zn(s) + Ag2O(s) → ZnO(s) + 2 Ag(s) Ecell = 1.8 V

Pilas de Ag y Zn (pilas botón)

Es el tipo de pilas secundaria más común:Batería de los coches

Batería de Plomo-ácido (acumulador)

PbO2(s) + 3 H+(aq) + HSO4-(aq) + 2 e- → PbSO4(s) + 2 H2O(l)

Oxidacion:

Pb (s) + HSO4-(aq) → PbSO4(s) + H+(aq) + 2 e-

PbO2(s) + Pb(s) + 2 H+(aq) + HSO4-(aq) → 2 PbSO4(s) + 2 H2O(l)

E°cell = E°PbO2/PbSO4 - E°PbSO4/Pb = 1.74 V – (-0.28 V) = 2.02 V

Reacciones que se producen en las batería de Pb-ácido

Reducción:

Cd(s) + 2 NiO(OH)(s) + 2 H2O(L) → 2 Ni(OH)2(s) + Cd(OH)2(s)

Pilas de Niquel-Cadmio (son recargables)

Proceso Cloro-álcali: La electrolisis del NaCl

En el cátodo, se forma el H2 gas y la disolución alrededor del electrodo se hace fuertemente básica. Los iones Na+ reaccionan con los OH para producir NaOH

El gas cloro burbujea en la disolución del ánodo.

En el cátodo, las moléculas de agua se se reducen más facilmente que los iones Na+:

2H2O + 2e- H2 (g) + 2OH-

(aq)

En el ánodo:

2Cl- (aq) Cl2 (g) + 2e-

2Cl-(aq) + 2H2O Cl2(g)+H2(g)+2OH-(aq)

GRACIAS