la pila de Daniel

1. ELECTROQUIMICA

2. Es una rama de la química que trata sobre las
reacciones de oxidación reducción; es decir,
aquellas reacciones en las que se presenta la
transferencia de electrones de un átomo a otro
de forma espontanea o no espontanea.

4. PILAS GALVÁNICASS..
Sistemas electroquímicos: Aquéllos en los que ocurren
reacciones de transferencia de electrones.
Zn + Cu2+
→ Zn2+
+ CuZn
Cu2+
SO4
2-
Zn2+
Cu
Reacción por contacto directo.
Así no es un dispositivo útil para generar
corriente eléctrica.
Pila electroquímica: Dispositivo en el que se produce una
corriente eléctrica (flujo de e-
a través de un circuito) gracias a
una reacción espontánea (pila galvánica o voltaica) o en que
se utiliza corriente eléctrica para llevar a cabo una reacción
química no espontánea (célula electrolítica).

5. el siguiente diagrama
se llama
Pila Daniel
que tiene las siguientes
particularidades
En un recipiente se sumerge
una lámina de cinc en una
disolución de sulfato de cinc.
En otro recipiente se sumerge
una lámina de cobre en una
disolución de sulfato de cobre (II).
y cuyo
funcionamiento es
el siguiente

6. Al unirse los dos electrodos por un hilo conductor
en el ánodo
(electrodo -)
en el cátodo
(electrodo +)
Se produce la oxidación
del cinc:
Zn → Zn2+
+ 2 e-
Con lo que se va
disolviendo el electrodo
de cinc.
los e-
cedidos por
el Zn circulan por
el hilo conductor
hasta el cátodo
Se produce la reducción del
Cu:
Cu2+
+ 2 e-
→ Cu
Y desaparece el sulfato de
cobre (II) y se deposita en el
cátodo de cobre.
producen
entonces
Una diferencia de potencial, que
al medirse en un voltímetro da
una fuerza electromotriz (f.e.m.)
así para la pila Daniel
a 298 K y 1 atm y
concentración 1 M
La f.e.m. vale 1,10 V.

7. Para representar simbólicamente una pila, se utiliza la siguiente
notación llamada diagrama de pila
Indica un cambio de fase
Indica un puente salino
A la izquierda del puente
salino se sitúa el ánodo y a la
derecha el cátodo.
así para
la pila de
Daniell
Zn (s) ZnSO4
(aq) CuSO4
(aq) Cu (s)
Ánodo Cátodo
a veces
sólo se
indican
los
iones
Zn (s) Zn2+
(aq) Cu2+
(aq) Cu (s)
Ánodo Cátodo
otras veces se
indican las
concentraciones
iniciales
Zn (s) Zn2+
(0,1 M) Cu2+
(0,1 M) Cu (s)
Ánodo Cátodo
otras pilas
pueden ser
Fe (s) Fe2+
(aq) Cu2+
(aq) Cu (s) Al (s) Al3+
(aq) Cd2+
(aq) Cd (s)
Ánodo Cátodo Ánodo Cátodo

8. ECUACIÓN DE NERNST.
La ecuación de Nernst se utiliza para hallar el potencial de reducción de
un electrodo cuando las condiciones no son las estándar (concentración
1 M, presión de 1 atm, temperatura de 298 K ó 25 ºC).
Para un proceso redox general

9. La ecuación de Nernst se puede expresar de la siguiente manera:
Donde:
E = potencial en condiciones no estándar
Eo = potencial estándar
R = constante de los gases = 8,314 J·mol-
1·K-1
T = temperatura en grados Kelvin
n = electrones transferidos en la reacción
F = constante de Faraday = 96487 C·mol-1
Q = cociente de reacción

10. Por ejemplo, en la pila de reacción:
2 Al 0
(s)

11. Se construye una pila con un electrodo de plata
sumergido en una disolución 0,1 M de Ag+ y otro
electrodo de Zn sumergido en una disolución 0,2
M de Zn2+
.
Calcular:
a) Reacciones que tienen lugar en ambos
electrodos y reacción total.
b) f.e.m. de dicha pila.
DATOS Potenciales normales Ag+/Ag = +0,80 v ;
Zn2+
/Zn = -0,76 v