Transcript Electroquímica

Electroquímica
Electroquímica
Rama de la química que estudia la relación entre
la energía eléctrica y la energía química.
Si la reacción química es capaz de
producir electricidad se habla de
una pila electroquímica
Si en cambio es necesario aplicar
electricidad para
producir una reacción química
se trata de electrólisis
LA PILA
La historia de la pila data de fines del siglo XVIII, cuando
dos científicos italianos, Luigi Galvani (1737-1798) y
Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta (1745-1827)
plantearon posturas disimiles:
Luigi Galvani
(1737-1798)
Alessandro Giuseppe
Antonio Anastasio Volta
(1745-1827)
Galvani, mientras estaba anatomizando una rana notó
que la pata de la misma temblaba a pesar de no estar
viva. Tras varias pruebas, expuso la teoría que la
electricidad provenía de la rana y la denominó
electricidad animal.
Volta, en cambio demostró que el temblor muscular no podía
producirse a menos que se utilizaran dos metales diferentes al
tocarla. Sostenía que no era la pata de la rana sino los metales
distintos los que causaban el temblor, y llamó a la energía
electricidad de contacto.
LA PILA DE VOLTA
Volta utilizó metales diferentes en un líquido y llevó a cabo un
descubrimiento que abrió una nueva rama de la química.
Había descubierto la corriente continua.
Su descubrimiento fue espectacular.
Reproducirlo resultaba sencillo para cualquier científico del
mundo.
Volta produjo una gran cantidad de energía, no sólo la
necesaria para provocar el temblor en la pata de una rana.
Apiló cierto número de discos de cobre y
de cinc comenzando por cualquiera de los
metales alternados, intercalando discos
de cartón empapados en una disolución
de agua salada. Así formó una columna o
“pila”. Al conectar unas tiras metálicas a
ambos extremos consiguió obtener
chispas.
Volta presenta a la Royal
Society of London un
documento con título
“Sobre la electricidad
excitada por simple
contacto de sustancias
conductoras de diferentes
tipos”.
Hoy sabemos que existe una corriente
continua que proviene de las células
del individuo. Por ejemplo, el
electrocardiograma y el
electroencefalograma son mediciones
de la electricidad producida por las
células del corazón y del cerebro.
Galvani no estaba tan equivocado,
después de todo.
La controversia GalvaniVolta concluye con la
victoria de Volta. Galvani
ha caído en el
desprestigio y su carrera
se ha truncado.
REACCIONES REDOX.
Reacción de oxidación-reducción:
Aquélla en la que ocurre una transferencia de electrones. Por
ejemplo al colocar un clavo de hierro en solución de CuSO4
Fe + Cu2+  Fe2+ + Cu
Fe  Fe2+ + 2e-
Semirreacción de oxidación
Fe pierde electrones: se oxida; es el agente reductor
Cu2+ + 2e-  Cu
Semirreacción de reducción
Cu2+ gana electrones: se reduce; es el agente oxidante
Otro ejemplo: si quemamos un trozo de carbón
C + O2  CO2
¿Cómo poner de manifiesto la transferencia electrónica?
Mediante los estados de oxidación
0
0
+4 -2
C + O2  CO2
A cada elemento se le asigna un estado de oxidación:
Una reacción será redox si hay cambios en dichos estados.
PILAS ELECTROQIMICAS
Por ejemplo, si colocamos una placa de Zn en una solución
de CuSO4 ocurre la siguiente redox:
Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu
Zn
Cu
Cu2+
SO42-
Zn2+
Esta reacción ocurre espontáneamente
por contacto directo.
Así no es un dispositivo útil para generar
corriente eléctrica.
La PILA es un 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)
Pila Daniell
(-)
Zn  Zn2+ + 2eOxidación
(+)
Cu2+ + 2e-  Cu
Reducción
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu(s)
John Frederic Daniell
(1790-1845)
FUERZA ELECTROMOTRIZ DE LAS PILAS
FEM
La corriente eléctrica fluye debido a una diferencia de potencial entre
los dos electrodos, llamada fuerza electromotriz (fem, De).
Unidades: voltios (V)
Deº es una propiedad intensiva
• Reacción espontánea: De > 0
• Reacción no espontánea: De < 0
(la reacción espontánea será la inversa)
• Equilibrio: De = 0 (no se produce energía eléctrica)
La pila se ha agotado.
Para calcular Deº de cualquier pila, se utilizan los
potenciales de electrodo.
Para medirlos:
El electrodo de referencia al que por convenio se le
asigna el valor de potencial cero es el Electrodo estándar de hidrógeno.
2 H+ (aq) + 2 e-  H2 (g)
• Se construyen pilas con un electrodo
de hidrógeno y otro que cuyo potencial
queramos averiguar y se mide la fem
de la pila.
• Dicha fem será el potencial estándar
del otro electrodo.
eº = 0.00 V
En las tablas figuran los potenciales estándar (eº) de reducción

Serie electroquímica
p.ej.:
Zn2+ + 2e-  Zn
Cu2+ + 2e-  Cu
eº = -0.76 V
eº = +0.34 V
Más tendencia a reducirse; más oxidante
La fem de una pila se calcula como: Deº = eº(cátodo) - eº(ánodo)
p.ej.: 0.34 – (-0.76) = 1.10 V
[reducción]
[oxidación]
Para que funcione la pila (reacción espontánea): Deº > 0
El acumulador de plomo
El acumulador de plomo, conocido habitualmente como “batería de
automóvil ” es un dispositivo muy especial. Por una parte, proporciona
corriente para producir el arranque de un motor, pero por otra parte,
también recibe corriente. De lo contrario se agotaría muy pronto.
La corriente que recibe, provoca cambios químicos que recomponen los
materiales que necesita el acumulador para producir corriente. Esta
ocurrencia de transformaciones químicas por la corriente, se conoce con el
nombre de “electrólisis” y forma parte de la electroquímica.
Ciertas sustancias, (ácidos, hidróxidos, sales
y algunos óxidos metálicos disueltos o
fundidos) son conductores de electricidad
al mismo tiempo que se descomponen al
paso de la corriente eléctrica, estas
sustancias son llamadas electrolitos.
A tal fenómeno se le denomina electrólisis y
constituye fundamentalmente un proceso
redox que se desarrolla "no
espontáneamente" es decir:
Transformaciones que requieren para su
realización una fuerza externa de energía.
Electrólisis
Por ejemplo, si se coloca solución de cloruro de cobre (II) en una cuba
electrolítica y se introducen en ella dos electrodos de grafito
conectados a una pila de 4.5 voltios. Se observa el desprendimiento de
un gas y el depósito de un sólido en los electrodos.
En el electrodo + ( ánodo) se desprende el cloro ya que se ha
producido la oxidación. En el otro electrodo (-) se deposita el cobre. La
reducción se lleva a cabo en el cátodo.
2 Cl - ----- Cl 2 + 2 e
Cu 2+ + 2 e ----- Cu 0
GALVANOTECNIA
Proceso electroquímico por el cual se deposita
una capa fina de metal sobre una base
generalmente metálica. Los objetos se
galvanizan para evitar la corrosión, para
obtener un acabado atractivo, para purificar
metales, como en la refinación electrolítica del
cobre. Los metales que se utilizan son: cadmio,
cromo, cobre, oro, níquel, plata y estaño.
El objeto que va a ser cubierto se coloca en
una disolución (baño) de una sal del metal
recubridor, y se conecta a un terminal negativo
(cátodo) de la fuente. Allí se producirá la
reducción y por lo tanto se depositará el metal
deseado. La fuente debe ser de bajo voltaje,
normalmente de 1 a 6 V.
Los materiales no conductores pueden ser galvanizados si se cubren
antes con un material conductor como el grafito.
Electrólisis del agua
Es la descomposición de H2O en O2 e H2. En la
celda se observa que el hidrógeno aparece en el
cátodo y el oxígeno se produce en el ánodo.
La cantidad de hidrógeno generado es el doble que
la de oxígeno, y ambas son proporcionales al total
de carga eléctrica que fue enviada. La eficacia de
la electrólisis aumenta con la adición de un
electrolito (como la sal, un ácido o una base) y el
uso de catalizadores.
Recordemos que si una
reacción no es
espontánea, la reacción
contraria si lo es
H2 + ½ O2 ------ H2O