Uwu

1. ELECTROQUIMICA
Dra. Adriana Larrea Valdivia

3. ELECTRODOS
Son superficies sobre las cuales se dan las semireacciones de oxidación y reducción.
ÁNODO ( - ): es el electrodo en el que se produce la oxidación porque algunas especies
ganan electrones.
CÁTODO ( + ) : se define como el electrodo en el cual se produce la reducción, debido a
que algunas especies pierden electrones
Si el electrodo no participa de la reacción redox (ni se oxida ni se reduce),
se le llama electrodo inerte o pasivo.
Cuando el electrodo participa de la reacción de oxidación o reducción, se
denomina electrodo activo.

4. FEM DE LA CELDA
En la pila de Daniells existe una causa por la que los electrones
abandonan el ánodo de cinc, pasen a través del circuito externo
y entren al cátodo de cobre; esta es la fuerza motriz de la celda
voltaica ( que empuja los electrones del circuito).
Por tanto, llamamos a esta diferencia de potencial, potencial
de celda E0
celda y coincide con la FEM.
El potencial de celda, E0
celda, o FEM de una celda galvánica
siempre será positivo
E0
Celda= E0
red(cátodo) - E0
red(ánodo)

5. TIPOS DE CELDAS : PILA DE DANIELLS

6. FEM DE LA CELDA
Por ejemplo:
Zn(s) → Zn+2
(ac) + 2 e- E0
(red) - 0,76
Cu+2
(ac) + 2 e- → Cu(s) E0
(red) 0,34
__________________________
Zn(s) + Cu+2
(ac) → Zn+2
(ac) + Cu(s) E0
(celda)= 1,10 V Reacción, espontánea
E0
Celda= E0
red(cátodo) - E0
red(ánodo)
E0
Celda= 0,34 – (-0,76)
E0
Celda= 1,10 V
ejemplo :
Cu(s) + 2H+
(ac) → H2 (g) + Cu+2
(ac) E0
(celda)= - 0,344 Reacción, No espontánea

7. NOTACION DE LA CELDA GALVANICA
Notación abreviada:
Pt (s) / H2 (g, 1atm), H+ (ac, 1M) // Cu2+ (ac, 1M) / Cu (s)
Las medias reacciones serían:
Ánodo: H2(g) → 2H+
(ac) + 2e-
Cátodo: Cu+2
(ac) + 2 e- → Cu(s

9. Diga cual de las especies siguientes es el agente oxidante mas fuerte NO3
-
(ac), Ag+
(ac), Cr2O7
-2
(ac)
a. NO3
-
(ac) + 4 H+
(ac) + 3e- → NO(ac) + 2H2O(l) E0
(red) = 0,96
b. Ag+1
(ac) + 1 e- → Ag(s) E0
(red) = 0,8
c. Cr2O7
-2
(ac) + 14H+
(ac) + 6e- → 2Cr+3
(ac) + 7H2O(l) E0
(red) = 1,33
“Cuanto mas positivo es el valor de E0
(red) de una media reacción mayor es la tendencia
del reactivo de la media reacción a reducirse y, por consiguiente, a oxidar a otra especie”

10. Usando los potenciales estándar de reducción calcule la fem estándar de la celda que se
describe. ¿Es espontánea la siguiente reacción?
Cr2O7
2-
(ac) + 14H+
(ac) + 6I-
(ac) → 2Cr3+
(ac) + 3I2 (s) + 7H2O (l)
Ánodo 2I –
(ac) → I2 (s) + 2e – oxidación
Cátodo Cr2O7
2-
(ac) + 14H+
(ac) +6e- → 2Cr3-
(ac) + 7H2O (l) reducción
Eo
celda = Eo
red(cátodo) - Eo
red(ánodo)
E0
celda = ( 1,33 ) - ( 0,53 ) = 0,8 V

11. FEM y cambio de energía libre
El ∆G es una función de estado termodinámico que da información de la espontaneidad de una
reacción que se lleva a cabo a P y T constante.
Ahora debido a que la fem de una reacción redox indica si la reacción es espontanea , es que
existe una relación entre la fem y el cambio de energía libre ∆G.
∆G = -nFE
1F = 96500 C/mol e- = 96500 J/V mol e-
Tanto n como F son positivos por lo tanto un valor + de E (espontaneo) origina un valor – de
∆G (espontaneo).
E = +
∆G = -
∆G = -n F E

12. Use los potenciales estándar de reducción para calcular el cambio de energía libre estándar,
para la siguiente reacción.
2 Br-
(ac) + F2 (ac) → 2F-
(ac) + Br2 (l)
reducción Catodo 2e – + F2 (g) → 2F –
(ac) 2,87 V
oxidación Anodo 2Br-
(ac) → Br2 (l) + 2 e- 1,07 V
Eo
celda = Eo
red(cátodo) + Eo
red(ánodo)
E0
celda = ( 2,87 ) - ( 1,07 ) = 1,8 V
∆Go = -n FEo
∆G = -(2mol)(96500J/Vmol e-)(1,8 V)
∆G = -3,49x105J = - 349kJ

13. Calcule el cambio de energía libre estándar a 25oC para la siguiente reacción a partir de los
potenciales estándar de electrodo.
3 Sn+4
(ac) + 2 Cr (s) → 3 Sn+2
(ac) + 2 Cr+3
(ac)
reducción Catodo 2e – + Sn+4
(ac) → Sn +2
(ac) 0,13 V
oxidación Anodo Cr(s) → Cr+3
(ac) + 3 e- -0,74 V s
Eo
celda = Eo
red(cátodo) + Eo
red(ánodo)
E0
celda = ( 0,13 ) - ( -0,74 ) = 0,87 V
∆Go = -n FEo
∆G = -(6mol)(96500J/Vmol e-)(0,87 V)
∆G = -503,730J = - 503,73 kJ

14. Efecto de la Concentración sobre al FEM de la celda-Ecuación de Nernst
Las celdas voltaicas, se descargan y la fem decae hasta que E=0 punto en el cual se dice que la
celda esta muerta. Entonces la fem depende de la concentración de los reactivos y productos en la
reacción de celda. Cuando la concentración de los reactivos aumenta entonces la fem también
aumenta. La fem que se genera en estado estándar se puede calcular usando la ecuación de
Nerst.

15. Calcule la fuerza electromotriz que genera la siguiente celda

16. CELDAS VOLTAICAS COMERCIALES

17. Una batería de plomo-ácido tradicional cargada se compone de:
Placas positivas (+) formadas por PbO2.
Placas negativas (-) formadas por Pb.
Electrolito formado por H2O y H2SO4 al 37%.
Cuando se inicia la descarga comienza el proceso
redox antes mencionado ocurriendo lo siguiente:
La placa positiva PbO2 reacciona con el H2SO4
reduciéndose a PbSO4 y liberando iones SO4
-2 y H2O.
La placa negativa de Pb se oxida formándose
PbSO4.
En el electrolito se reduce la concentración de ácido, (+) PbO2 + 2H2SO4 + 2e– → 2H2O + PbSO4 + SO4
2-
provocando una perdida de densidad (-) Pb + SO4
2- → PbSO4 + 2e–

18. CELDAS ELECTROLITICAS
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 (+)..
TIPOS DE ELECTRÓLISIS
• Electrólisis de sales fundidas
• Electrólisis del agua
• Electrólisis de disoluciones acuosas

19. APLICACIONES DE LA ELECTROLISIS
S W O T
Galvanoplastia en
general
• Joyería • Revestimiento
de autopartes
• Refinamiento
de metales

20. ELECTROLISIS DE SALES FUNDIDAS
–
Al pasar una corriente eléctrica, a través de una sal
fundida observaremos que:
• los cationes Na+ se desplazan hacia el cátodo
donde se reducen.
• los aniones Cl– se desplazan hacia el ánodo
donde se oxidan.

21. ELECTROLISIS DE SOLUCIONES ACUOSAS
–
Cuando se realiza la electrolisis de una solución acuosa, se debe considerar si es
el agua o el soluto el que se va a oxidar o reducir.
H2O→ H2, Reducción
H2O→ O2 oxidación
En el caso del NaCl(ac), tenemos que el H2O, el Na+
y el Cl–
, pueden sufrir
oxidación o reducción.
Las posibles reacciones catódicas serán la reducción del ión Na+
y del H2O:
La reacción que se llevará a cabo será aquella que requiera un menor
potencial para su reducción, en consecuencia, se descarta la reducción del
Na+
y se observa la producción de H2(g), con la producción de un medio básico
y la formación de NaOH(ac) al final de la electrólisis.

22. ELECTROLISIS DE SALES FUNDIDAS
–
Eo
celda = Eo
red(cátodo) + Eo
red(ánodo)
E0
celda = ( -0,83 ) - ( 1,36 ) = -2,19 V
La fem negativa nos indica que el proceso no es espontaneo
Cuales son los productos esperados en la electrolisis de una solución acuosa de NaBr
1M; cual es la fem externa mínima que se requiere para formar los productos.
reducción Catodo 2e – + 2H2O(l) → H2 + 2OH-
ac) - 0,83 V
oxidación Anodo 2Br-
(ac) → Br2 (l) + 2 e- +1,067 V
Eo
celda = Eo
red(cátodo) + Eo
red (ánodo)
E0
celda = ( -0,83 ) - ( +1,067 ) = -1,897 V

23. ASPECTO CUANTITATIVO DE LA ELECTRÓLISIS
–
La estequiometria de una media reacción nos indica cuantos electrones se necesitan para llevar a cabo
un proceso electrolítico y es de gran ayuda conocer las siguientes relaciones para conocer la masa
oxidada o reducida
“ La cantidad de sustancia que se oxida o se reduce en una celda electrolítica es directamente
proporcional al numero de electrones que entran en la celda”
2 Br-
(ac) → Br2 (l) + 2 e-
2mol de Br-
(ac) → 1 mol Br2 (l) + 2 mol e-
Au+3
(ac) + 3 e- → 1 mol Au (s)
1 mol de Au+3 + 3 mol e- → 1 mol Au
“La cantidad de carga que pasa através de um circuito electrico como el de una celda eletrolítica
se mide por lo general en coulomb”
1 mol de e- → 6,022x10 23 e- → 96500 C → 1 F
Q = I x t

24. –
Industrialmente el Mg se obtiene por electrolisis del MgCl2 procedente del agua de mar
MgCl2(ac) → Mg(l) + Cl2(g)
Calcular los gramos de Mg que se obtendrá en el cátodo y los gramos de cloro que se obtendrá en el ánodo si se
hace pasar una corriente de 20 105 A durante 18 horas.