1. El documento define conceptos básicos de electroquímica como ionización, solución electrolítica, iones, electrolitos fuertes y débiles. 2. Explica cómo funciona la electrolisis y las leyes de Faraday sobre la cantidad de electrolito descompuesto en función de la corriente eléctrica y el tiempo. 3. Describe diferentes modelos históricos de pilas como las de Volta, Daniell y Grove, e introduce conceptos como oxidación, reducción y despolarizador.

1. ELECTROQUIMICA V UNIDAD

2. DEFINICIONES IONIZACION : es un fenómeno químico por el cual las moléculas de los electrolitos (ácidos, bases y sales), al disolverse en el agua o las estar secas pero fundidas (liquidas con ayuda del calor), se disocian para formar iones (positivos y negativos), los cuales pueden conducir la electricidad. SOLUCION ELECTROLITICA : solución que se forma al disolver en el agua un electrolito. ION: pedazo de la molécula, partícula que puede tener carga eléctrica positiva y negativa. ANION: es el ion de carga eléctrica negativa, que es atraído por el ánodo o electrodo positivo (terminal eléctrico) de ahí su nombre.

3. CATION: es el ion de carga eléctrica positiva que es el atraído por el cátodo o electrodo negativo (terminal eléctrico), de ahí su nombre. ELECTROLITO: es la molécula de un acido, base o sal, que al disolverse en el agua o al fundirse, se disocia en sus iones y puede conducir la electricidad. Se clasifican en electrolitos fuertes y débiles. ELECTROLITOS FUERTES: son las moléculas de las sustancias que al disolverse en el agua o al fundirse, se ionizan en un gran porcentaje: del 60% al 90%. Ácidos: HCl, HBr, HNO3, HClO3, HClO4, H2SO4 Bases: LiOH, NaOH, KOH, RbOH todos los pertenecientes a alcalinos y alcalinos térreos.

4. Sales: binarias(desinencia URO, no oxigenadas) y ternarias (desinencia ATO, ITO, oxigenadas) que procedan de un acido fuerte o una base fuerte o ambas al mismo tiempo. ELECTROLITOS DEBILES: son las moléculas de las sustancias que al disolverse en el agua o al fundirse, se ionizan en un poco porcentaje: del 1% al 2%. Ácidos: el resto de ácidos no especificados como fuertes y, los ácidos orgánicos. Bases: todos los hidróxidos, excepto los alcalinos y alcalinos térreos. Sales: los procedentes de un acido débiles y bases débiles y las sales orgánicas.

5. NO ELECTROLITOS: es la molécula de las sustancias que al ponerse en contacto con el agua no se disocia ni ioniza, quedando las sustancias como moléculas que por ser eléctricamente neutras no pueden conducir la electricidad.

6. 1. SOLUTO 2.AGUA DISUELVE EL SOLUTO 3.IONES DEL SOLUTO ATRAPADOS POR IONES DE AGUA

7. ELECTROLISIS La electrolisis (electro= electricidad y lisis= descomposición) es el fenómeno químico por el cual, se descompone a una sustancia por medio de la electricidad. Cuando en una solución electrolítica se introducen los dos electrodos de un circuito eléctrico, los iones se separan del conjunto y se dirigen hacia los electrodos de signo contrario (catión al cátodo y anión al ánodo), en donde sufren transformaciones químicas, para formar nuevas sustancias y diferentes a las iniciales.

13. TRANSFERENCIA DE ELECTRONES DESPRENDIMIENTO DE GASES

20. ELECTROLISIS DEL SULFATO DE CALCIO Acción Primaria 1. Ca(SO4) H2O Ca + (SO4) 2. SO4 2e Oxidación del Reductor Ca + 2e Reducción del Oxidante

21. Acción Secundaria Ánodo: (SO4) + H2O H2SO4 + O (g) 2(SO4) + 2H2O 2 H2SO4(ac) + O2 (g) Cátodo: Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2 (g) RESUMEN: CaSO4 + 4 H2O H2SO4 + Ca(OH)2+ O2 (g) + 2H2 (g)

22. TALLER Realice la ecuación electrolítica de los siguientes compuestos con sus respectivas acciones primaria y secundaria. Ca3(PO4)2 Al (PO4)

23. DEFINICIONES Y CALCULOS

24. FARADAY El Faraday es una unidad internacional electrolítica, de cantidad de carga que equivale exactamente a 96496 culombios.Eq-1 y es la cantidad de electricidad transportada por cada equivalente químico de un ion, o dicho de otro modo, Faraday es la cantidad de electricidad que se necesita para que se deposite o se libere un equivalente químico de cualquier ion. 1 F = 96500 culombios.Eq-1 o amp.h.seg por su relación física y matemática.

25. Eq= equivalente químico. Es la masa que equivale, remplaza o se combina con 1 gr de H y que se lo obtiene con 96500 culombios. Eq = mol/valencia Eq= gr.mol-1 ion / valencia Eq.mol-1 Eq= gr.Eq-1 EEq= equivalente electroquímico es la cantidad de masa que se libera de un ion con un culombio, es decir se lo obtiene al dividir al equivalente químico para 96500 culombios. 96500 c.Eq-1…….........Equivalente ion (gr. Eq-1) 1 c.EEq-1…………..... X EEq= gr.EEq-1

26. EJERCICIO Calcule el equivalente químico y el equivalente electroquímico del ion sulfato. RESPUESTA : 4,97 E- 4 gr.Eeq-1

27. TALLER Calcule el equivalente químico y el equivalente electroquímico del ion fosfato. RESPUESTA 3,28E-4 gr.Eeq-1

28. LEYES DE FARADAY DE LA ELECTROLISIS 1833 El científico ingles Michael Faraday en 1833 publico los resultados de sus estudios e investigaciones realizados sobre la cantidad de electrolito descompuesto (catión o anión), que se deposita, que reacciona, que se descompone o se libera en cada electrodo. Faraday observo que la cantidad de producto que se forma en una electrolisis depende de 2 factores: a. De la cantidad de electricidad que circula por la celda electrolítica. b. Del equivalente gramo del electrodo. Estas observaciones se concretan en las dos leyes siguientes:

29. PRIMERA LEY: “La cantidad de electrolito (catión o anión) que se deposita o se libera en cada electrodo, es directamente proporcional a la intensidad eléctrica utilizada y al tiempo que dura el flujo”. Q = I x t Q = La cantidad de electrones (electricidad) que circulan por un conductor se mide en Coulomb I = intensidad de carga eléctrica . (A o c/s) T= tiempo . Segundos (s)

30. EJERCICIO Que amperaje será necesario para depositar 15 kg de aluminio durante 9 horas? Calculo de Q 96500 c.Eq-1…....9 gr.Eq-1 Eq= 27gr.mol-1/3 Eq.mol-1 X ……….15000 gr Al Eq = gr.Eq-1 X= 160833333,3 c. I= Q/t I= 160833333,3 c 32400 seg I= 4963,99 c/s o A

31. TALLER Cuantas horas se necesitara para descomponer electrolíticamente 18 gr de agua con 6 amperes? RESPUESTA: 32166,66 segundos - 8 horas

32. Segunda Ley de Faraday: Las masas de elementos que se depositan en los electrodos son proporcionales a los equivalentes químicos. El equivalente químico de un elemento es el cociente entre el peso atómico gramo de ese elemento y su valencia: Eq = Pa/V Para probar esta segunda ley se hace pasar la misma cantidad de electricidad a través de varias cubas con diferentes soluciones salinas, como indica la figura.

33. Midiendo la cantidad de plata y de cobre depositados en el cátodo se llega a la comprobación de la ley: m Ag + / m Cu ++ = Eq Ag / Eq Cu m Ag + / m Cu ++ = 107,8/31,75 O sea que las masas de plata y de cobre depositadas en los electrodos se hallan en relación de: 107,8 /31,75.

34. TALLER Dos cubas electrolíticas están conectados en serie con soluciones de AgNO3 y FeCL3 si en la primera se depositan 2,16 gr de Ag. Que peso de Fe se depositara en la segunda. RESPUESTA: 0,37 gr Fe

36. EJERCICIOS Se ha utilizado la electrolisis del fosfato de calcio, utilizando 18 amperios hora durante 35 minutos. Calcule la masa del ion fosfato que se formara. Respuesta 12,40 gr. (P04)

37. TALLER Una corriente continua de 1,5 A h atraviesa una disolución de CuCl2 durante 1 hora. Sabiendo que la masa atómica del cobre es 63,5 y que 1F=96500 c.Eq-1 Calcular: A. La masa de cobre depositada en el cátodo. B. El equivalente electroquímico del Cu en este proceso. RESPUESTA. A. 1,78gr Cu B. 3,29E-4 grEEq-1

38. ELECTROQUIMICA Es la parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la electroquímica es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes. Esta transformación química se realiza en los aparatos electroquímicos que son las pilas y los acumuladores en donde se produce energía eléctrica que puede ser transportada, almacenada, reemplazada, en todo sitio y cualquier momento.

39. ¿ ¿ ¿QUE SON LAS PILAS? Una pila eléctrica es un dispositivo que convierte energía química en energía eléctrica por un proceso químico transitorio. Esta energía resulta accesible mediante dos terminales que tiene la pila, llamados polos, electrodos o bornes. Uno de ellos es el polo positivo o ánodo y el otro es el polo negativo o cátodo .

40. ¿ COMO FUNCIONA UNA PILA?

41. HISTORIA DE LA PILA La primera pila eléctrica fue dada a conocer al por Volta en 1800 , mediante una carta que envió al presidente de la Royal Society londinense. Se trataba de una serie de pares de discos ( apilados ) de zinc y de cobre (o también de plata ), separados unos de otros por trozos de cartón o de fieltro impregnados de agua o de salmuera , que medían unos 3 cm de diámetro. El invento constituía una novedad absoluta y gozó de un éxito inmediato y muy merecido, ya que inició la era eléctrica en que actualmente vivimos y motivó una gran actividad científica en los siglos XIX y XX, así como diversas teorías.

42. MODELOS DE PILA

43. PILA DE VOLTA

44. La pila Daniell , dada a conocer en 1836 y de la que luego se han usado ampliamente determinadas variantes constructivas, está formado por un electrodo de Zinc sumergido en una disolución de sulfato de Zinc y otro electrodo de cobre sumergido en una disolución concentrada de sulfato de cobre. Ambos electrolitos están separados por una pared porosa para evitar su reacción directa. En esta situación la tensión de disolución del zinc es mayor que la presión de los iones Zn ++ y el electrodo se disuelve, emitiendo Zn ++ y quedando cargado negativamente, proceso en el que se liberan electrones y que recibe el nombre de oxidación . PILA DE DANIELL

45. En la disolución de sulfato de cobre, debido a su gran concentración de iones Cu ++ , se deposita Cu sobre el electrodo de este metal que de este modo queda cargado positivamente, mediante el proceso denominado reducción , que implica la incorporación de electrones. Esta pila presenta una diferencia de potencial de entre 1,07 y 1,14 V entre sus electrodos. PILA DE DANIELL

47. PILA GROVE ( 1839 ) La pila Grove ( 1839 ) utiliza como despolarizador el ácido nítrico HNO 3 . Su fuerza electromotriz es de 1,9 a 2,0 V. Originariamente utilizaba platino para el ánodo, pero Cooper y Bunsen lo sustituyeron luego por carbón; el cátodo era de zinc tratado con mercurio.

48. LA PILA LECLANCHÉ La pila Leclanché , diseñada por Georges Leclanché en 1868 , utiliza una solución de cloruro amónico en la que se sumergen electrodos de zinc y de carbón , rodeado éste último por una pasta de dióxido de manganeso y polvo de carbón como despolarizante. Suministra una tensión de 1,5 V y su principal ventaja es que se almacena muy bien, pues el cinc no es atacado más que cuando se extrae corriente del elemento.

49. Las pilas alcalinas y baterías alcalinas (una batería es un conjunto de varias celdas electroquímicas individuales) son un tipo de pilas eléctricas desechables o baterías recargables que obtienen su energía de la reacción química entre el zinc y el dióxido de manganeso (Zn/MnO 2 ), empleando hidróxido de potasio como electrolito . En comparación con las pilas de zinc-carbono de Leclanché o con las de cloruro de zinc , aunque todas producen aproximadamente 1,5 voltios por celda o célula, las pilas alcalinas tienen una densidad de energía mayor y una vida útil más larga. En comparación con las pilas de óxido de plata , contra las que habitualmente compiten las alcalinas en el formato de botón , tienen menor densidad de energía y menor duración pero también más bajo costo.