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Electroquímica III

16 de mayo de 2005


BateríasBaterías

Una batería es una celda electroquímica

Suelen ser varias celdas electroquímicas

conectadas en serie

Pueden ser usadas como una fuente de

corriente eléctrica directa a un voltaje

constante

Es completamente autosuficiente


Pila secaPila seca

2NH2NH4+4+(ac)+2MnO(ac)+2MnO22(s)+2e Mn(s)+2e Mn22OO33(s)+2NH(s)+2NH33(ac)+ H(ac)+ H22O(l)O(l)

Zn(s) Zn Zn(s) Zn 2+(2+(ac)+ 2 eac)+ 2 e


AislanteAislante Ánodo ( recipiente de Zn)Ánodo ( recipiente de Zn)Cátodo de aceroCátodo de acero

Disolución electrolítica que contiene Disolución electrolítica que contiene KOH, pasta de Zn(OH)KOH, pasta de Zn(OH)22 y HgO y HgO

Batería de mercurioBatería de mercurio

HgO(s)+HHgO(s)+H22O(l)+2e Hg(l)+2OH-(ac)O(l)+2e Hg(l)+2OH-(ac)

Zn(s) +2OH-(ac) ZnO(s)+HZn(s) +2OH-(ac) ZnO(s)+H22O(l)+ 2 eO(l)+ 2 e

Zn(s) +HgO(s) ZnO(s)+Hg(l)Zn(s) +HgO(s) ZnO(s)+Hg(l)


CátodoCátodoÁnodoÁnodoTapaTapa

PbOPbO22 ( placas positivas) ( placas positivas)

Pb ( placas negativas)Pb ( placas negativas)

Solución de SOSolución de SO44HH22

PbO(s)+4HPbO(s)+4H++(ac) +SO(ac) +SO442-2-(ac)+2e PbSO(ac)+2e PbSO44(s)+ 2H(s)+ 2H22O(l)O(l)

Pb(s) +SOPb(s) +SO442-2- (ac) PbSO (ac) PbSO44(s)+ 2 e(s)+ 2 e

Pb(s) +PbO(s)+ 4HPb(s) +PbO(s)+ 4H++(ac) +SO(ac) +SO442-2-(ac) 2PbSO(ac) 2PbSO44(s)+ 2H(s)+ 2H22O(l)O(l)

Acumulador de plomoAcumulador de plomo


ÁnodoÁnodoCátodoCátodo

Electrolito sólido

Li+

Batería de litio – estado sólidoBatería de litio – estado sólido


CátodoCátodo

Electrodo de carbón Electrodo de carbón poroso con Ni y NiOporoso con Ni y NiO

Electrodo de carbónElectrodo de carbónporoso con Niporoso con Ni

Disolución de KOH caliente

ReducciónReducciónOxidación Oxidación

Celda de combustión hidrógeno-oxígeno

ÁnodoÁnodo


2 H2(g) + O2(g) 2H2O(l)


CorrosiónCorrosión

Termino aplicado al deterioro de los metales por Termino aplicado al deterioro de los metales por un proceso electroquímico.un proceso electroquímico.

Ej: hierro oxidadoEj: hierro oxidado

empañadura de plataempañadura de plata

pátina verde que se forma en el cobre y latónpátina verde que se forma en el cobre y latón

OO22(g) +4H(g) +4H++(ac) +4e 2 H(ac) +4e 2 H22O(l)O(l)

Cu (s) CuCu (s) Cu2+ 2+ (ac) + 2e(ac) + 2e

Ag(s)Ag(s) Ag Ag+ + (ac) + e(ac) + e


Formación de herrumbreFormación de herrumbre


Formación de herrumbreFormación de herrumbre

AguaAgua

AireAire

HerrumbreHerrumbre

HierroHierro

Ánodo CátodoCátodo


Zn Zn 2+2+ + 2e Zn (s) Eo= -0,76V + 2e Zn (s) Eo= -0,76V

Fe Fe 2+2+ + 2e Fe (s) Eo =-0,44 V + 2e Fe (s) Eo =-0,44 V

GalvanizadoGalvanizado


Protección catódica de un tanque de Fe Protección catódica de un tanque de Fe para almacenamientopara almacenamiento

Tanque de Fe para almacenamiento

ReducciónReducciónOxidaciónOxidación


Protección catódica de un tanque de Fe Protección catódica de un tanque de Fe para almacenamientopara almacenamiento

Tanque de Fe para almacenamiento

OxidaciónOxidación ReducciónReducción


ElectrólisisElectrólisis

Es el proceso de impulsar una

reacción en sentido opuesto al

espontáneo mediante corriente eléctrica.


La reacción de reducción siempre tiene lugar en el cátodo.

La reacción de oxidación siempre tiene lugar en el ánodo.

Por convención:El ánodo corresponde al polo positivo de la electrolisis.El cátodo corresponde al polo negativo de la electrolisis

Los electrodos comparten el mismo compartimento.En general hay un único electrolito y las concentraciones y

presiones están alejadas de las estándar.


El potencial suministrado a una celda electrolítica debe ser como mínimo igual al de

la reacción de pila que debe invertirse.

2 H2O (l) 2 H2 (g) + O2 (g)

E= -1,23 V

Sobrepotencial = 0,6 V

Tensión total = 0,6 V + 1,23 V


Si en la solución hay más de una especie susceptible a ser reducida, se reducen preferentemente las especies con mayor potencial. El mismo principio puede aplicarse a la oxidación.


Aplicaciones de la electrólisisAplicaciones de la electrólisis

Producción industrial de Al y Mg

Extracción de metales de sus sales

Preparación de Cl2, F2 e NaOH

Refinación de Cu

Electrodeposición (cromados)

Evitar la corrosión


Electrolisis de cloruro de sodio fundidoElectrolisis de cloruro de sodio fundido


Electrolisis del aguaElectrolisis del agua


Etapas implicadas en el cálculo de la cantidad de Etapas implicadas en el cálculo de la cantidad de sustancia que se oxidan o se reducen durante la sustancia que se oxidan o se reducen durante la

electrolisiselectrolisis

Corriente (en Corriente (en amperes y amperes y

tiempo)tiempo)

Carga en Carga en coulombscoulombs

Moles de Moles de electroneselectrones

Moles de Moles de sustancia sustancia oxidada o oxidada o reducidareducida

Gramos de Gramos de sustancia sustancia oxidada o oxidada o reducidareducida

Contante Contante de Faradayde Faraday EstequiometríaEstequiometría


Leyes de FaradayLeyes de Faraday

La cantidad de sustancia oxidada o reducida durante la electrólisis es directamente

proporcional a la cantidad de corriente eléctrica continua que pasa a través de la celda electrolítica

m = E . q

q = i . t

E = e / F

Sabiendo que:

m = e . i .t

F

Primera ley:


Leyes de FaradayLeyes de Faraday

Segunda ley:

La misma cantidad de corriente que circula a través de varias celdas electroquímicas conectadas en serie depositada, disuelve o libera sobre los electrodos masas de sustancias que son directamente proporcionales a sus respectivos equivalentes químicos.

m1 = e1 .q F

m2 = e2 .q F

y

m1

m2

= e1

e2


BIBLIOGRAFÍA

• Atkins P.W, Jones L. Química . 3ra edición. Ed Omega. Capítulo 17. 1999.

• Chang R. Química. 6ta edición. Ed Mc. Graw Hill. Capítulo 19. 1999.

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