Electroquímica

1. ELECTROQUÍMICA
CUARTO MEDIO 2017

2. APLICACIÓN DE ELECTROQUÍMICA
Electrólisis
Es el proceso que utiliza energía eléctrica para inducir una reacción redox
que no es espontánea. Se lleva a cabo en celdas electrolíticas, que son
impulsadas por una fuente externa, (una batería u otra fuente de
corriente eléctrica), que actúa como una bomba de electrones.

3. En la celda electrolítica la batería u otra fuente de corriente eléctrica,
empuja los electrones hacia el cátodo, por lo que éste tiene
signo negativo (–) y los toma del ánodo, por lo que éste es positivo (+).

4. SE UTILIZA EN:
Revestimiento de autopartes
Joyería
Refinamiento de metales
Galvanoplastía en general

5. PILA DE DANIELL

6. EXPLICACIÓN
La pila es un dispositivo que está produciendo una reacción de
transferencia de electrones. El ejemplo más sencillo es la pila de Daniell
que se construye con una lámina de cobre y otra de zinc introducidas en
una disolución acuosa de sulfato de cobre. Ambas láminas, llamadas
electrodos, se unen mediante un conductor electrónico (por ejemplo un
hilo de cobre). En esta situación, los átomos de zinc se oxidan, pierden
electrones y pasan a la disolución como iones positivos.
Simultáneamente, los iones positivos de cobre que están en la
disolución se reducen, ganan electrones y se depositan como átomos de
cobre metálico sobre el electrodo de cobre.

7. EL ZINC…
Electrodo negativo o ánodo Semirreacción de oxidación
Zn →Zn2+ + 2 e-
La barra de zinc pierde peso, pues algunos átomos de zinc pierden dos
electrones (que se quedan en la barra y por eso queda cargada
negativamente) transformándose en cationes Zn2+ que pasan a la
disolución. Esto es lo que técnicamente se llama oxidación. Los
electrones se mueven a través del hilo conductor y llegan hasta el otro
electrodo.

8. EL COBRE
Electrodo positivo o cátodo Semirreacción de reducción
Cu2+ + 2 e- → Cu
La barra de cobre gana peso porque algunos iones Cu2+ de la disolución
se desplazan hasta ella. Allí toman los electrones que han venido desde
el otro electrodo y se transforman en átomos de cobre. Técnicamente, a
esta reacción se le llama reducción.

9. EN LA PILA OCURRE QUE:
- Una reacción química de oxidación y otra de reducción.
- Una corriente eléctrica de 1ª especie o electrónica a través del hilo
que une los dos electrodos
- Una corriente eléctrica de 2ª especie o iónica a través de la disolución
en la que están sumergidos los electrodos.
Si alguno de estos fenómenos deja de producirse, la pila deja de
funcionar. Por ejemplo:
- Si se acaba el Zn o el Cu2+, no puede producirse la oxidación o la
reducción. Esto es lo que ocurre cuando se "gasta" una pila.
- Si se abre el circuito electrónico, no puede producirse la corriente
electrónica. Es lo que ocurre cuando apagamos el aparato eléctrico que
"funciona a pilas"

10. POTENCIALES
El potencial de reducción es como se conoce a la tendencia
de las especies químicas en una reacción redox o de un
electrodo en una celda galvánica a adquirir electrones.

12. EJEMPLO POTENCIAL DE REDUCCIÓN
¿Es espontánea la siguiente reacción? … Depende de la fem, la que se
calcula…
Cr2O7
2-
(ac) + 14H+
(ac) + 6I-
(ac) → 2Cr3+
(ac) + 3I2 (s) + 7H2O (l)
El primer paso para resolver este problema consiste en identificar las
medias reacciones que se llevan a cabo en el ánodo y en el cátodo,
Ánodo 2I–
(ac) → I2 (s) + 2e – oxidación
Cátodo Cr2O7
2-
(ac) + 14H+
(ac) +6e- → 2Cr3-
(ac) + 7H2O (l) reducción

13. POTENCIAL DE REDUCCIÓN: APLICACIÓN.
Observamos en la Tabla de Potenciales Estándar de Reducción que:
Eo (Cr2O7
2- / Cr3-) = 1,33 V Eo (I2 / I -) = 0,54 V
Usamos estos valores en relación a las medias reacciones propuestas, en la
ecuación Eo
celda = Eo
ox + Eo
red
E0
celda = ( - 0,54 ) + ( 1,33 ) = 0,79 V
E o
celda es un valor positivo, la reacción es espontánea y por lo tanto la celda voltaica
funciona.
Aunque la media reacción del yoduro en el ánodo se debe multiplicar por 3 (para
efecto del balance) el valor de Eo
red no se multiplica por 3.
Como hemos señalado el coeficiente estequiométrico de una media reacción no
afecta el valor del potencial estándar de reducción, porque es una propiedad física
intensiva.

14. EJEMPLO. INDICA SI LA REACCIÓN
REDOX SERÁ O NO ESPONTÁNEA.
Zn + H+ → Zn2+ + H2
Zn – 2 e– → Zn2+ Eo = 0,76 V (se invierten los electrones para reducir).
2 H+ + 2 e– → H2 Eo = 0,00 V.
Respuesta = + 0,76 V, por lo tanto es______________.

15. EJERCICIOS: DETERMINA EL VALOR DE
LA FEM E INDICA SI ES ESPONTÁNEA O
NO.
2 Ag + 2 H+ → 2 Ag+ + H2
Ag+(ac) + Fe(s) → Fe2+(ac) + 2 Ag(s)
Cr2O7
2- + Cl - → Cr3+ + Cl2
MnO4
-+ Fe 2+ → Mn2+ + Fe3+

16. ¿CÓMO MEDIR EL VOLTAJE A
UTILIZAR?
¿Cuál es la energía que requiere un sistema que transfiere
500.000 C (cargas)? Considera que es sodio.
¿Cuántas cargas pasaron (Cu) si se utiliza un voltaje de 220
voltios?