Electroquimica

1. LA ELECTROQUÍMICA
• Es una rama de la química que estudia la transformación entre
la energía eléctrica y la energía química.
• También se puede definir como la interrelación que se
establece entre los sistemas químicos y los sistemas eléctricos
cuando ambos inciden en un proceso.

2. CELDA GALVÁNICA
 Reacción electroquímica espontanea.
 Transformación de energía química a
energía eléctrica (diferencia de potencial).
 Uno de los reactivos debe oxidarse
(perdida de e-) y otro reducirse (ganancia de e-
) simultáneamente.
 Los electrodos están físicamente
separados para que haya una migración
de iones a través de un circuito externo.

3. SEPARACIÓN DE ELECTRODOS
A) PUENTE SALINO
B) MEMBRANA
POROSA

4.  Los electrones
fluyen
espontáneamente
desde el ánodo
negativo hacia el
cátodo positivo.
 Los iones del puente
salino emigran para
neutralizar la carga
en los
compartimientos de
cada semi-celda
separada

5. Zn(s) + Cu2+
(ac) → Zn2+
(ac) + Cu(s) Eº=1,10 V
∆G<0
 SEMIREACCIONES:
Ánodo Zn(s) → Zn2+
(ac) +
2e- (oxidación)
Cátodo Cu2+
(ac) + 2e- →
Cu(s) (reducción)
 NOTACIÓN:
Zn(s) / Zn2+
(ac,1.0M)//Cu2+
(ac,1.0M)
/Cu (s)

6. PILAS
Dispositivo, generalmente
pequeño, en el que la energía
química se transforma en
eléctrica.
Tiene múltiples aplicaciones
como fuente de energía en
pequeños aparatos,
clasificándose en primarias y
secundarias.

7. PILAS PRIMARIAS
• Cuando se habla de una pila
primaria se dice que el
proceso de conversión de la
energía química en energía
eléctrica no es reversible, por
que los electrodos y las
sustancias que se electrolizan
no pueden ser regeneradas
mediante procesos
reversibles

8. Dentro de las pilas primarias
tenemos:
• Pilas Galvánicas o de Volta
• Pila de Daniell
• Pila seca o de Leclanché
• Pilas solares
• Pilas electrolíticas

9. PILAS SECUNDARIAS
• El acumulador o pila secundaria, que
puede recargarse invirtiendo la reacción
química, fue inventado en 1859 por el
físico francés Gaston Planté. La pila de
Planté era una batería de plomo y ácido, y
es la que más se utiliza en la actualidad.
Esta batería, que contiene de tres a seis
pilas conectadas en serie, se usa en
automóviles, camiones, aviones y otros
vehículos. Su ventaja principal es que
puede producir una corriente eléctrica
suficiente para arrancar un motor.

10. PILAS DE
COMBUSTIBLE
Las pilas de combustible o celdas de
combustible son unos dispositivos
electroquímicos, capaces de
convertir directamente la energía
química contenida en un
combustible en energía eléctrica.
Permite conseguir rendimientos
relativamente altos. Se presentan
como unos dispositivos con enorme
potencial de aplicación.

11. • Fundamentalmente una pila
de combustible es un
apilamiento de células o
celdas individuales. Estas
celdas están formadas por
dos electrodos donde se
producen respectivamente la
oxidación del hidrógeno y la
reducción del oxígeno, y por
un electrolito que permite el
intercambio de los iones que
generan ambas reacciones.

12. ECUACIÓN DE NERST
𝑎𝑂𝑥 + 𝑛é ↔ 𝑏𝑅𝑒𝑑
𝐸 = 𝐸° −
2.3026𝑅𝑇
𝑛𝐹
𝑙𝑜𝑔
𝑅𝑒𝑑 𝑏
𝑂𝑥 𝑎
Donde:
E=Potencial de reducción a las concentraciones específicas
n= el numero de electrones que participan en la semireacción
R= constante de los gases= 8.3143 VC/mol K
T=temperatura absoluta (K)
F= constante de Faraday=95 487 C/eq
Se toma como igual a la unidad
• La concentración de sustancias puras
• Precipitados y líquidos (H2O)
A 25°C
(298.16K)
𝐸 = 𝐸° −
0.05916
𝑛
𝑙𝑜𝑔
𝑅𝑒𝑑 𝑏
𝑂𝑥 𝑎

13. ELECTRODEPOSICIÓN
(Galvanoplastia)
• Es un proceso electroquímico
donde se realiza un
recubrimiento a una pieza
• Los cationes metálicos,
contenidos en una solución
acuosa se depositan en una
capa sobre un objeto conductor

14. • Cambia las propiedades, físicas, químicas o mecánicas de la
superficie de las piezas, pero no de su interior
• El recubrimiento es común en un metal puro. Algunas
aleaciones pueden ser electro depositadas, como el latón y
soldadura.
USOS
• Se utiliza para
• Proteger al material de la corrosión
• Mejorar las propiedades de la superficie
• Recrecer el espesor de piezas gastadas
• Fines estéticos

15. METALES COMBINANTES• Para que la protección
catódica pueda funcionar, el
ánodo debe tener un
potencial menor que el
cátodo

16. BIBLIOGRAFÍA
• http://elfisicoloco.blogspot.mx/2012_12_01_archive.html
• http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/42-celdas-
galvanicas-o-celdas-voltaicas.html
• http://depa.fquim.unam.mx/amyd/archivero/INTRODUCCIONALAELECTRO
QUIMICA_22641.pdf
• Daniel C. Harris. Análisis Químico Cuantitativo. 3ra edición. Editorial Reverte
• https://www.ecured.cu/http://olimpia.cuautitlan2.unam.mx/pagina_ingeni
eria/mecanica/mat/mat_mec/m6/principios%20de%20electrolisis.pdf