ELectroquimica

1. Descubriendo las celdas electrolíticas PGCC CHM 102 Sinex

2. Parte I – Celdas >Electrolíticas Muy importante en procesos industriales

3. Pila + - Electrodos inertes Fuente de poder e - e - Medio conductivo Electrólisis Del NaCl POlaridad de los electrodos (-) (+) Cuba electrolítica

4. ¿Qué especies químicas estarían presentes en un vaso de cloruro de sodio fundido? , NaCl (l)? Na + Cl - Examinemos la celda electrolítica para NaCl fundido .

5. + - Pila Na (l) Cátodo Ánodo NaCl fundido Na + Cl - Cl - Na + Na + Na + + e -  Na 2Cl -  Cl 2 + 2 e - Cl 2 (g) Cloro gaseoso Observe las reacciones en los electrodos NaCl (l) (-) Cl - (+)

6. + - Pila e - e - NaCl (l) (-) (+) Cátodo Ánodo NaCl fundido Na + Cl - Cl - Cl - Na + Na + Na + + e -  Na 2Cl -  Cl 2 + 2 e - Los cationes Emigran hacia El cátodo (-) Los aniones Emigran hacia En ánodo (+) A nivel microscópico

8. Definiciones: CÁTODO La REDUCCIÓN ocurre a este electrodo ÁNODO La OXIDACIÖN ocurre en este electrodo

9. ¿Qué esepcies químicas estarán presentes en una celda electrolítica con solución de NaCl? Na + Cl - H 2 O Ahora con solución de NaCl, ¿Las reacciones serán las mismas o diferentes?

10. Pila + - Fuente de poder e - e - NaCl (aq) (-) (+) cátodo El medio es diferente Solución de NaCl Na + Cl - H 2 O ¿Qué sustancia se reduce en el cátodo? ánodo 2Cl -  Cl 2 + 2 e -

12. e - Ag + Ag Por cada electrón, un átomo de plata se deposita en el electrodo Ag + + e -  Ag La intensidad de corriente eléctrica se mide en Amperios. Amperio, es la cantidad de corriente que al pasar por una solución de AgNO 3 , en condiciones normales depositará 0.001119 g Ag/sec 1 amp = 0.001119 g Ag/sec

13. Leyes de Faraday La masa que se deposita o libera de un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que atraviese el electrolito ya sea en solución o fundido. Coulombio unidad de carga eléctrica más pequeña (q) q es el producto de los amperios por el tiempo en segundos q = It 1 coulomb = 1 amp-sec = 0.001119 g Ag coulomb Corriente en amperios (A) Tiempo en segundos

14. Ag + + e -  Ag 1 mol de e - = 1 mol de Ag = 108 g Ag = 96500 C/mol e - Aprox 6,022 x 10 23 e - equivalen a 96500 C 1 e- equivale a 1,6 x 10 -19 C mol metal depende del medio de la reacción 108 g Ag/mol e - 0.001119 g Ag/C 1 Faraday ( F )

18. Al (l) Al (líquido) - + Cátodo: Al +3 + 3e -  Al (l) Ánodo: 2 O -2 + C (s)  CO 2 (g) + 4e - Fuente De Poder Al +3 O -2 O -2 Al +3 O -2 Ánodos de grafito  e - e -  Cátodo de carbono Rayado en la celda Burbujas de CO 2 Al 2 O 3 (l)

19. El proceso del vestíbulo Cátodo: Al +3 + 3e -  Al (l) Ánodo: 2 O -2 + C (s)  CO 2 (g) + 4e - 4 Al +3 + 6 O -2 + 3 C (s)  4 Al (l) + 3 CO 2 (g) x 4 x 3 El grafito del ánodo no se consume en el proceso.

20. Parte II – CeLdas galvánicas Corrosión y baterías

21. Cu 1.0 M CuSO 4 Zn 1.0 M ZnSO 4 El Puente de sal De KCl en agar Proporciona la conducción de corriente entre las semiceldas Construcción de Una celda galvánica Observe los electrodos para ver lo que está ocurriendo.

22. Cu 1.0 M CuSO 4 Zn 1.0 M ZnSO 4 Lámina de cobre como electrodo El electrodo de Zn comienza a corroer En el cátodo Cu +2 + 2e -  Cu En el ánodo Zn  Zn +2 + 2e - - + ¿QUé reacciones hay en la celda galvánica? ¿Qué señal hay en los electrodos? ¿Qué pasó a cada electrodo? ¿Por qué?

24. Ahora para una celda normal compuesta de Cu/Cu +2 y Zn/Zn +2 , ¿que voltaje se produce por la reacción a 25 o C? Condiciones normales Temperatura - 25 o C Toda solución – 1.00 M Todos los gases – 1.00 atm

25. Cu 1.0 M CuSO 4 Zn 1.0 M ZnSO 4 En el cátodo Cu +2 + 2e -  Cu En el ánodo Zn  Zn +2 + 2e - - + Ahora remplace el foco por un voltímetro 1.1 voltio

26. H 2 input 1.00 atm inert metal ¡Necesitamos un electrodo normal para hacer la medidas contrastantes! Electrodo de Hidrógeno normal (EHN) Pt 1.00 M H + 25 o C 1.00 M H + 1.00 atm H 2 En la celda 2H + + 2e -  H 2 E o EHN = 0.0 voltios

27. H 2 1.00 atm Pt 1.0 M H + Cu 1.0 M CuSO 4 0.34 v En el cátodo Cu +2 + 2e -  Cu En el ánodo H 2  2H + + 2e - KCl con agar + ¡Ahora combinemos un medio de cobre con EHN ! E o = + 0.34 v

28. H 2 1.00 atm Pt 1.0 M H + 1.0 M ZnSO 4 0.76 v En el cátodo 2H + + 2e -  H 2 En el ánodo Zn  Zn +2 + 2e - KCl con agar Zn - ¡Ahora combinamos un medio de Zn con EHN! E o = - 0.76 v

30. Metales no activos Metal + H +  no reacción Desde E o cell < 0 105 Db 107 Bh

31. Calculando el potencial de la celda, E o celda , en condicones normales Fe +2 + 2e -  Fe E o = -0.44 v O 2 (g) + 2H 2 O + 4e -  4 OH - E o = +0.40 v Esto es corrosión u oxidación del metal. Fe Fe  Fe +2 + 2e - -E o = +0.44 v 2x 2Fe + O 2 (g) + 2H 2 O  2Fe(OH) 2 (s) E o cell = +0.84 v reverso Condidera una gota de agua oxigenada en un objeto de hierro H 2 O con O 2

32. ¿El fierro es un metal activo? ¿Qué pasaría si el hierro se expone al ión de hidrógeno? ¿Cómo la lluvia ácida influye en la corrosión del hierro? Fe + 2H +  Fe +2 + H 2 (g) E o cell = +0.44 V Fe  Fe +2 + 2e - -E o = +0.44 v O 2 (g) + 4H + + 4e -  2H 2 0 E o = +1.23 v 2x 2Fe + O 2 (g) + 4H +  2Fe +2 + 2H 2 O E o cell = +1.67 v Aumenta el proceso de corrosión

33. ¿Qué pasa con el potencial del electrodo si las condiciones no son las normales? La ecuación de Nerst ajustas a laas condiciones que no son normales Para un potencial de reducción: ox + ne  red a 25 o C: E = E o - 0.0591 log (red) n (ox) Calcule el E para el electrodo de hidrógeno donde 0.50 M H + and 0.95 atm H 2 . en general: E = E o – RT ln (red) n F (ox)

34.  G o = -n F E o cell La Energía libre y el potencial de celda Cu  Cu +2 + 2e - -E o = - 0.34 Ag + + e -  Ag E o = + 0.80 v 2x Cu + 2Ag +  Cu +2 + 2Ag E o cell = +0.46 v donde n es el número de electrones para balancear la ecuación ¿Cuál es la energía libre en la celda ? 1 F = 96,500 J/v

35. Y la relación anterior:  G o = -n F E o celda De la termodinámica tenemos:  G o = -2.303RT log K -n F E o cell = -2.303RT log K donde n es el número de electrones Para balancear la reacción at 25 o C: E o cell = 0.0591 log K n

36. Galvánica Electrolítica Necesita pilas dos electrodos produce corriente eléctrica ánodo (-) cátodo (+) ánodo (+) cátodo (-) Puente salino vasos medio conductor Comparación de Celda Electroquímicas  G < 0  G > 0