esta presentación esta basada en una exposición que se realizó en un salón de clases por estudiantes de la licenciatura en Químico Farmacéutico Biólogo
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COMPONENTES DE LAS CELDAS ELECTROQUÍMICAS, PUENTE SALINO,TIPOS, Cómo funciona una celda electroquímica?, ¿Cómo funciona una celda voltaica?, ¿Cómo funciona una celda electrolítica?,VOLTÍMETRO, CORROSIÓN, Tipos de procesos de corrosión, Corrosión electroquímica o galvánica, IMPORTANCIA DE LAS CELDAS
ELECTROQUÍMICAS,
Descripción rápida de algunas estrcuturas tipo de minerales comunes. Se introduce el lenguaje de notación de estructuras cristalinas, tipos de sitio vacante y demás características de celda.
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ELECTROQUÍMICAS,
Descripción rápida de algunas estrcuturas tipo de minerales comunes. Se introduce el lenguaje de notación de estructuras cristalinas, tipos de sitio vacante y demás características de celda.
CELDAS GALVANICAS Y CELDAS ELECTROLITICAS VICTOR ALVAREZ.pdfANALISBETHPINTADOMON
La electroquímica es la rama de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y la
energía química
Los procesos electroquímicos son reacciones redox en las cuales la energía liberada por una
reacción espontánea se convierte en electricidad o la energía eléctrica se aprovecha para provocar
una reacción química no espontánea.
Las reacciones redox son aquellas en las que se transfieren electrones de una sustancia a otra.
Una celda electroquímica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una
reacción redox (celda galvánica o voltáica).
En la figura se muestran los componentes de una celda galvánica que corresponde a la celda de
Daniell.La corriente eléctrica fluirá del ánodo al cátodo ya que hay una diferencia de potencial entre los 2
electrodos y se mide en forma experimental con un voltímetro.
Otros términos utilizados para el voltaje de la celda son: fuerza electromotriz o fem, y potencial de
celda (E).
El potencial de la celda depende de:
1) La naturaleza de los electrodos y iones
2) de las concentraciones de la solución
3) de la temperatura Celdas electroquímicas
Una celda electroquímica es un dispositivo mediante el cual la energía química se transforma en
energía eléctrica o viceversa.
Celda electrolítica es aquella que requiere de energía eléctrica para que la reacción química se lleve
a cabo.
Celda Galvánica es aquella en la que la reacción química ocurre de manera espontánea
produciéndose energía eléctrica.
El potencial eléctrico generado en una celda se obtiene mediante la suma de los potenciales de
electrodo o bien restando el potencial del ánodo menos el potencial del cátodo , tomando los
potenciales de reducción que se encuentran en las tablas. A continuación se indican las reglas para
el uso de las tablas de potencial.
Reglas para el uso de las tablas de potencial de reducción:
El valor del potencial se aplica a las reacciones de la semicelda que se leen de izquierda a derecha.
Cuanto más positivo sea el potencial, mayor es la tendencia a reducirse. Entre menor el potencial,
mayor es la tendencia a oxidarse. De tal modo que el potencial de la celda completa se calcula con
la fórmula anterior tomando los potenciales tal como están.
Las reacciones de las semiceldas son reversibles. Es decir, el potencial de reducción es igual al
potencial de oxidación pero con el signo cambiado.
El potencial no se ve alterado por el tamaño de los electrodos o por la cantidad de solución.
Si el potencial de electrodo de la celda completa es positivo, la reacción es espontánea. Métodos coulombimétricos y electrogravimétricos
• La electrogravimetría y la coulombimetría
Cada uno de estos métodos se basa en una electrólisis que se lleva a cabo durante un tiempo
suficiente para asegurar la completa oxidación o reducción del analito a un solo producto de
composición conocida. En los métodos electrogravimétricos se pesa el depósito formado sobre uno
de los elect
5. CUBA ELECTROLÍTICA vs GALVÁNICA
• ¿Qué reacciones tiene lugar en cada electrodo y
diferencia de potencial entre los mismos?
DATOS:
E0(Cu2+/Cu) = 0,34 V EO(Ag+/Ag) = 0,80 V Eo (Zn2+/Zn) = −0,76 V
6. CUBA ELECTROLÍTICA vs GALVÁNICA
• ¿Qué reacciones tiene lugar en cada electrodo y diferencia de
potencial entre los mismos?
E= - 0,34 V
E= 0,80 V
Ánodo
Cátodo
Epila= 0,46 V
Reacción redox espontánea
E= - 0,34 V
E= - 0,76 V
Ánodo
Cátodo
Ebatería >1,10 V
Reacción redox no espontánea
ZnSO4(aq) + Cu(s) →CuSO4(aq) + Zn(s)
8. CUBA ELECTROLÍTICA vs GALVÁNICA
• ¿Signo de cada electrodo?
Ánodo: actúa como el polo negativo de
la pila. Sobre él se produce la oxidación
Cátodo: actúa como el polo positivo de
la pila. Sobre él se produce la reducción
Ánodo: se conecta al polo positivo de la
pila. Sobre él se produce la oxidación
Cátodo: se conecta al polo negativo de la
pila. Sobre él se produce la reducción
9. CUBA ELECTROLÍTICA vs GALVÁNICA
• ¿Signo de cada electrodo?
Pila galvánica Cuba electrolítica
Electrodo (+) Cátodo (reducción) Ánodo (oxidación)
Electrodo (-) Ánodo (oxidación) Cátodo (reducción)
Diferencia potencial V = Epila V > - Epila
10. CUBA ELECTROLÍTICA: sentido de la corriente
• Recuerda la representación esquemática
→ electrones
← I (corriente)
SENTIDO
Electrones polo (-) → polo (+)
Corriente polo (+) → polo (-)
11. LEYES DE FARADAY PARA LA
ELECTROLISIS
•
Q= carga (culombios, C)
F= Faraday = 96500C
I= intensidad de corriente (amperios A)
t = Tiempo (segundos, s)
Nº e- : número de electrones necesarios para depositar una molécula en el cátodo
12. CUBAS ELECTROLÍTICAS EN SERIE
• Conectamos diversas cubas con distintos electrolitos:
cantidad de corriente la misma en todas
moles Ag · 1 = moles Cu · 2 = moles Al ·3
Pág. 252-255: ej. 14, 15, 16, 17, 21, 22, 23, 26, 32, 33, 37, 38, 39, 41,
13. APLICACIONES DE LA ELECTROLISIS
1. Obtención de elementos a partir de disoluciones de sales
A) Producción de cloro, sodio a partir de NaCl fundido
14. APLICACIONES DE LA ELECTROLISIS
1. Obtención de elementos a partir de disoluciones de sales
B) Producción de hidrógeno, cloro y sosa caústica a partir de una
disolución acuosa de NaCl
¿Cuáles de las posibles reacciones se
producen?
15. APLICACIONES DE LA ELECTROLISIS
1. Obtención de elementos a partir de disoluciones de sales
¿Cuáles de las posibles reacciones se producen? Las de mayor
potencial de oxidación y reducción
Se formará:
- Cl2 (g)
- H2(g)
- NaOH (aq)
¿Por qué?
Los metales con Ered< -0,8V NO puede obtenerse nunca por
electrolisis de una disolución acuosa de sus sales
16. APLICACIONES DE LA ELECTROLISIS
1. Obtención de elementos a partir de disoluciones de sales
C) Electrolisis del agua
¿Qué reacciones se producen?
¿Qué producto se obtienen en cada
electrodo?
¿Qué potencial mínimo debemos
aplicar?
17. APLICACIONES DE LA ELECTROLISIS
1. Obtención de elementos a partir de disoluciones de sales
C) Electrolisis del agua
E < 1,23V
18. APLICACIONES DE LA ELECTROLISIS
2. Recubrimientos
metálicos
3. Purificación
(electrorrefinado)
