Reacciones
electroquímicas
Electroquímica
Rama de la química que estudia la interconversión entre
la energía eléctrica y la energía química.
Trata de...
CONTENIDO
1.- Reacciones redox.
2.- Termodinámica de sistemas electroquímicos. Pilas
galvanicas.
3.- Fuerza electromotriz ...
1

REACCIONES REDOX.

Reacción de oxidación-reducción: Aquélla en la que ocurre
una transferencia de electrones.
Zn + Cu2+...
CO + ½ O2 ↔ CO2
¿Cómo poner de manifiesto la transferencia electrónica?
Mediante los estados de oxidación
A cada elemento ...
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TERMODINÁMICA DE SISTEMAS
ELECTROQUÍMICOS. PILAS GALVÁNICAS.

Sistemas electroquímicos: Aquéllos en los que ocurren
rea...
Luigi Galvani
(1737-1798)

Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta
(1745-1827)
Pila Daniell

(-)

Zn → Zn2+ + 2eOxidación

(+)

Cu2+ + 2e- → Cu
Reducción

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu(s)

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FUERZA ELECTROMOTRIZ DE LAS PILAS.
POTENCIALES DE ELECTRODO.

La corriente eléctrica fluye debido a una diferencia de p...
∆G = − n F ∆ε
• Reacción espontánea: ∆G < 0 ⇒ ∆ε > 0
• Reacción no espontánea: ∆G > 0 ⇒ ∆ε < 0
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En lugar de tabular valores de ∆εº de todas las pilas, tabulamos
potenciales de electrodo
• Se escoge un electrodo de refe...
Se tabulan potenciales estándar (εº) de reducción
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Serie electroquímica
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DEPENDENCIA DE LA FEM CON LAS
CONCENTRACIONES. ECUACIÓN DE NERNST.
Si las condiciones no son estándar ¿cuánto vale la f...
1920
Premio Nobel de Química
“En reconocimiento a su trabajo en termoquímica”.

Walther Hermann Nernst
(1864-1941)

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Otras aplicaciones de la ecuación de Nernst
a) Obtención de constantes de equilibrio de reacciones redox
En el equilibrio:...
c) Determinación de productos de solubilidad.
Se usa cuando se conocen los potenciales de dos semirreacciones
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TIPOS DE ELECTRODOS.

5.1. Electrodos activos.
• Participan en la reacción química de la pila.
• Se consumen o forman a...
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APLICACIÓN: PILAS Y BATERÍAS.

Baterías

Ejemplos

Baterías primarias.
Baterías secundarias.
Baterías de flujo y célula...
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CORROSIÓN.
¿En qué consiste?
¿Cuáles son las semirreacciones implicadas?
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Electroquimica

  1. 1. Reacciones electroquímicas
  2. 2. Electroquímica Rama de la química que estudia la interconversión entre la energía eléctrica y la energía química. Trata del uso De las reacciones químicas para producir electricidad (pila) De la electricidad para producir reacciones químicas (electrólisis)
  3. 3. CONTENIDO 1.- Reacciones redox. 2.- Termodinámica de sistemas electroquímicos. Pilas galvanicas. 3.- Fuerza electromotriz de las pilas. Potenciales de electrodo. 4.- Dependencia de la fem con las concentraciones. Ecuación de Nernst. 5.- Tipos de electrodos. 6.- Aplicación: pilas y baterías. 7.- Corrosión.
  4. 4. 1 REACCIONES REDOX. Reacción de oxidación-reducción: Aquélla en la que ocurre una transferencia de electrones. Zn + Cu2+ ↔ Zn2+ + Cu Zn ↔ Zn2+ + 2e- Semirreacción de oxidación Zn pierde electrones: se oxida; es el agente reductor Cu2+ + 2e- ↔ Cu Semirreacción de reducción Cu2+ gana electrones: se reduce; es el agente oxidante Intervienen dos pares redox conjugados Zn2+/Zn Cu2+/Cu
  5. 5. CO + ½ O2 ↔ CO2 ¿Cómo poner de manifiesto la transferencia electrónica? Mediante los estados de oxidación A cada elemento se le asigna un estado de oxidación: +2 -2 0 +4 -2 CO + ½ O2 ↔ CO2 Una reacción será redox si hay cambios en dichos estados. Ventajas Proporciona un mecanismo para reconocer reacciones redox Ayuda a ajustar reacciones redox [Bachiller]
  6. 6. 2 TERMODINÁMICA DE SISTEMAS ELECTROQUÍMICOS. PILAS GALVÁNICAS. Sistemas electroquímicos: Aquéllos en los que ocurren reacciones de transferencia de electrones. Zn Cu Cu2+ SO42- Zn2+ Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu Reacción por contacto directo. Así no es un dispositivo útil para generar corriente eléctrica. Pila electroquímica: Dispositivo en el que se produce una corriente eléctrica (flujo de e- a través de un circuito) gracias a una reacción espontánea (pila galvánica o voltaica) o en que se utiliza corriente eléctrica para llevar a cabo una reacción química no espontánea (célula electrolítica).
  7. 7. Luigi Galvani (1737-1798) Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta (1745-1827)
  8. 8. Pila Daniell (-) Zn → Zn2+ + 2eOxidación (+) Cu2+ + 2e- → Cu Reducción Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu(s) John Frederic Daniell (1790-1845)
  9. 9. 3 FUERZA ELECTROMOTRIZ DE LAS PILAS. POTENCIALES DE ELECTRODO. La corriente eléctrica fluye debido a una diferencia de potencial entre los dos electrodos, llamada fuerza electromotriz (fem, ∆ε). Unidades: voltios (V) Fuerza impulsora (-) (+) ∆ε ∆G ∆G = Welec = − q⋅∆ε [Petrucci, p.796 y 833] q = n F ; F = 96485 C⋅mol-1 ∆G = − n F ∆ε
  10. 10. ∆G = − n F ∆ε • Reacción espontánea: ∆G < 0 ⇒ ∆ε > 0 • Reacción no espontánea: ∆G > 0 ⇒ ∆ε < 0 (la reacción espontánea será la inversa) • Equilibrio: ∆G = 0 ⇒ ∆ε = 0 (no se produce energía eléctrica; la pila se ha agotado) Michael Faraday (1791-1867) En condiciones estándar: ∆Gº = − n F ∆εº (Concentraciones de los iones = 1 M) ∆εº es una propiedad intensiva
  11. 11. En lugar de tabular valores de ∆εº de todas las pilas, tabulamos potenciales de electrodo • Se escoge un electrodo de referencia al que por convenio se le asigna el valor de potencial cero: Electrodo estándar de hidrógeno. 2 H+ (aq) + 2 e- ↔ H2 (g) • Se construyen pilas con un electrodo de hidrógeno y otro que cuyo potencial queramos averiguar y se mide la fem de la pila. • Dicha fem será el potencial estándar del otro electrodo. εº = 0.00 V
  12. 12. Se tabulan potenciales estándar (εº) de reducción ⇓ Serie electroquímica A mayor εº, mayor tendencia a reducirse tiene la especie oxidada del par redox (más oxidante es). p.ej.: Zn2+ + 2e- ↔ Zn Cu2+ + 2e- ↔ Cu εº = −0.76 V εº = +0.34 V Más tendencia a reducirse; más oxidante La fem de una pila se calcula como: ∆εº = εº(cátodo) − εº(ánodo) p.ej.: 0.34 – (−0.76) = 1.10 V [reducción] [oxidación] Para que funcione la pila (reacción espontánea): ∆εº > 0
  13. 13. 4 DEPENDENCIA DE LA FEM CON LAS CONCENTRACIONES. ECUACIÓN DE NERNST. Si las condiciones no son estándar ¿cuánto vale la fem? ∆G = ∆Gº + RT ln Q ∆G = − n F ∆ε ∆Gº = − n F ∆εº [Tema 5] − n F ∆ε = − n F ∆εº + RT ln Q RT ∆ε = ∆εº ln Q nF A 25ºC : Ecuación de Nernst 0.0592 ∆ε = ∆εº log Q n
  14. 14. 1920 Premio Nobel de Química “En reconocimiento a su trabajo en termoquímica”. Walther Hermann Nernst (1864-1941) [http://www.nobel.se/chemistry/laureates/1920/index.html]
  15. 15. Otras aplicaciones de la ecuación de Nernst a) Obtención de constantes de equilibrio de reacciones redox En el equilibrio: ∆ε = 0 y Q = Keq 0.0592 0.0592 ∆ε = ∆εº log Q ; 0 = ∆εº log K eq n n K eq = 10  n Δεº     0.0592  (a 25º C) b) Obtención de εº en condiciones no estándar 0.0592 ε = εº log Q n
  16. 16. c) Determinación de productos de solubilidad. Se usa cuando se conocen los potenciales de dos semirreacciones que combinadas dan el equilibrio de solubilidad buscado. Ag+ (aq) + 1e- ↔ Ag (s) εº = 0.799 V AgCl (s) + 1e- ↔ Ag (s) + Cl- (aq) εº = 0.222 V AgCl (s) + 1e- ↔ Ag (s) + Cl- (aq) Ag (s) ↔ Ag+ (aq) + 1eAgCl (s) ↔ Ag+ (aq) + Cl- (aq) K eq = 10  n Δεº     0.0592  = 10  1⋅( −0.577 )   0.0592    ∆εº = 0.222-0.799 = −0.577 V = 1.8 ⋅10 −10 = K PS (AgCl)
  17. 17. 5 TIPOS DE ELECTRODOS. 5.1. Electrodos activos. • Participan en la reacción química de la pila. • Se consumen o forman a medida que se produce la reacción. p.ej.: pila Daniell ⇒ Varillas de Zn y Cu (Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu) 5.2. Electrodos inertes. • No participan en la reacción química de la pila. • Sólo proporcionan el soporte donde ocurre la transferencia de ep.ej.: Varilla de Pt (Cu + 2 Fe3+ → Cu2+ + 2 Fe2+) 5.3. Electrodos de gas. • En él participa una especie gaseosa. p.ej.: electrodo de hidrógeno
  18. 18. 6 APLICACIÓN: PILAS Y BATERÍAS. Baterías Ejemplos Baterías primarias. Baterías secundarias. Baterías de flujo y células de combustible. Pila seca Batería de plomo Pila de botón Batería de níquel-cadmio Células de combustible [Petrucci, tema 21, p.844-848]
  19. 19. 7 CORROSIÓN. ¿En qué consiste? ¿Cuáles son las semirreacciones implicadas? ¿Qué reacciones posteriores originan la herrumbre? ¿Cómo afecta el pH? ¿Cómo se puede prevenir? - Recubrimientos - Galvanizado - Protección catódica [Petrucci, tema 21, p.849-850]

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