El documento define la electroquímica como la parte de la química que estudia la interconversión entre energía eléctrica y química. Explica que en las celdas galvánicas se obtiene energía eléctrica de una reacción química espontánea, mientras que en las celdas electrolíticas se usa energía eléctrica para causar una reacción no espontánea. También describe los conceptos básicos de oxidación, reducción y potencial de electrodo estándar, y cómo se usan para calc

1. Electroquímica Prof. Jorge García Química General e Inorgánica UNNOBA

2. Definiciones Se denomina electroquímica a la parte de la química que estudia la interconversión entre energía eléctrica y energía química. E. Eléctrica ↔ E.química En las celdas galvánicas , se aprovecha la energía liberada por una reacción química espontánea para obtener energía eléctrica. En las celdas electrolíticas , se utiliza energía eléctrica para realizar una reacción química no espontánea.

3. Reacciones Redox Todas las procesos electroquímicos implican la transferencia de electrones, y son por lo tanto reacciones de óxido-reducción o reacciones redox. Oxidación: Se pierden e-. Aumenta el Número de Oxidación Reducción: Se ganan e-. Disminuye el Número de Oxidación

4. Reacciones Redox (Ejemplo) Ataque del Mg por ácido clorhídrico Ecuación molecular: Mg + 2 HCl -> MgCl 2 + H 2 Ecuación iónica: Mg + 2 H + -> Mg 2+ + H 2 (Los Cl - son iones espectadores) Semiecuación de reducción: 2 H + +2e- -> H 2 Semiecuación de oxidación: Mg -> Mg 2+ + 2e-

5. Proceso redox (Zn +Cu 2+ -> Zn 2+ +Cu) Zn CuSO 4

6. Proceso redox (Zn +Cu 2+ -> Zn 2+ +Cu) Depósito de cobre sobre la lámina de zinc.

7. Celdas Galvánicas En el ejemplo anterior, los electrones se transfieren directamente desde el Zn al Cu 2+ . Si se pudieran separar fisicamente el oxidante del reductor, se podría forzar el paso de e- por un conductor. De esta forma se generaría una corriente eléctrica. (se está realizando Trabajo Eléctrico.

8. Celda galvánica Los dos vasos están conectados en la parte inferior por una membrana que permite el pasaje de iones. ( Puente salino) Cu Zn CuSO 4 ZnSO4

9. Celda Galvánica Puente salino Cobre (cátodo) Zinc (ánodo)

10. Electrodos En el electrodo de cobre se produce una reducción. Se denomina cátodo. En el electrodo de zinc se produce una oxidación. Se denomina ánodo. Se llama fuerza electromotriz o fem a la diferencia de potencial entre los electrodos de una celda.

11. Diagrama de pila Para esquematizar una pila se comienza por el ánodo y se va indicando todas las especies químicas presentes, marcando con barras las interfases. Zn | Zn 2+ (aq, 1 M) | NaSO 4 (sat) | Cu 2+ | Cu

12. Potencial estándar de electrodo Cuando las concentraciones iónicas son 1 M, el potencial observado en esta pila es de 1,10 V. Este valor puede obtenerse sumando los valores de potencial de cada hemi celda. Estos valores se obtienen enfrentando el electrodo con el electrodo normal de Hidrógeno Cu Zn CuSO 4 ZnSO4

13. Electrodo normal de Hidrógeno Eº = 0,00V

15. Calculo de la Fem de una pila En condiciones estándar (1M,25ºC), se suman los potenciales de cada electrodo, teniendo en cuenta si es una oxidación o reducción. (Eº ox = - Eº red ) Los potenciales de electrodo son propiedades intensivas, no se multiplican al multiplicar los coeficientes de la ecuación)

16. Pilas Aislante

17. Pilas

18. Espontaneidad de las reacciones redox Δ G = w max En las celdas galvánicas, el w elec = - q. Δ V 1 F =96485 cou = q de 1 mol de e- w elec = - n.F. E celda Δ G = - n.F. E celda Y en condiciones estándar: Δ Gº = - n.F. Eº celda Y como Δ Gº = - RTlnK, queda Eº celda = (RT/nF) . ln K = 0,06/n log K E celda =Eº -0,06 log Q

19. Espontaneidad No Negativo >1 Positivo Equilibrio 0 1 0 Sí Positivo >1 Negativo Espontaneidad E celda K Δ Gº

20. Electrólisis Es el proceso por el cual se usa la energía eléctrica para provocar una reacción química no espontánea.

21. Electrólisis del cloruro de sodio fundido

22. Electrólisis del agua

23. Leyes de Faraday La cantidad de elemento que se deposita o libera en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de corriente que circula y al equivalente químico de dicho elemento. m = Meq/F . q m = Meq/96500 . I . T