Electroquímica
1
Definiciones

Se denomina electroquímica a la parte de la
química que estudia la interconversión entre
energía eléctrica y energía química.
E. Eléctrica ↔ E.química

En las celdas galvánicas, se aprovecha la energía
liberada por una reacción química espontánea para
obtener energía eléctrica.
En las celdas electrolíticas, se utiliza energía
eléctrica para realizar una reacción química no
espontánea.

2
Reacciones Redox

Todas las procesos electroquímicos implican la
transferencia de electrones, y son por lo tanto
reacciones de óxido-reducción o reacciones redox.

Oxidación: Se pierden e-.
Aumenta el Número de Oxidación

Reducción: Se ganan e-.
Disminuye el Número de Oxidación
3
Reacciones Redox (Ejemplo)
Ataque del Mg por ácido clorhídrico
Ecuación molecular:
Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2
Ecuación iónica:
Mg + 2 H+ → Mg2+ + H2
(Los Cl- son iones espectadores)
Semiecuación de reducción: 2 H+ +2e- → H2
Semiecuación de oxidación: Mg → Mg2+ + 2e4
Proceso redox (Zn +Cu2+→ Zn2+ +Cu)
Zn
CuSO4
Electroquímica. Jorge Garcia
5
Proceso redox (Zn +Cu2+→ Zn2+ +Cu)
Depósito de cobre sobre
la lámina de zinc.
Electroquímica. Jorge Garcia
6
Celdas Galvánicas

En el ejemplo anterior, los electrones se
transfieren directamente desde el Zn al Cu2+.

Si se pudieran separar físicamente el oxidante
del reductor, se podría forzar el paso de e- por
un conductor.

De esta forma se generaría una corriente
eléctrica. (se está realizando Trabajo Eléctrico.
7
Celda galvánica
Cu
Zn
CuSO4
ZnSO4
Los dos vasos están conectados en la parte inferior por
una membrana que permite el pasaje de iones.
(Puente salino)
8
Celda Galvánica
Cobre
(cátodo)
Puente salino
Zinc
(ánodo)
9
Electrodos

En el electrodo de cobre se produce una
reducción. Se denomina cátodo.

En el electrodo de zinc se produce una
oxidación. Se denomina ánodo.

Se llama fuerza electromotriz o fem a la
diferencia de potencial entre los electrodos de
una celda.
10
Diagrama de pila
Para esquematizar
una pila se
comienza por el
ánodo y se va
indicando todas las
especies químicas
presentes,
marcando con
barras las
interfases.
Zn | Zn2+ (aq, 1 M) | NaSO4 (sat) | Cu2+ | Cu
11
Potencial estándar de electrodo
Cuando las
concentraciones
iónicas son 1 M, el
potencial
observado en esta
pila es de 1,10 V.
Cu
Zn
CuSO4
ZnSO4
Este valor puede
obtenerse
sumando los
valores de
potencial de cada
semi-celda.
Estos valores se
obtienen
enfrentando el
electrodo con el
electrodo normal
de Hidrógeno
12
Electrodo normal de Hidrógeno
Eº = 0,00V
13
Electroquímica. Jorge Garcia
14
Calculo de la Fem de una pila

En condiciones estándar (1M,25ºC), se suman
los potenciales de cada electrodo, teniendo en
cuenta si es una oxidación o reducción.
(Eºcelda = Eºox + Eºred )

Los potenciales de electrodo son propiedades
intensivas, no se multiplican al multiplicar los
coeficientes de la ecuación)
15
Ejemplos
1.
2.
Calcular la fem para la celda:
Zn (s) + Cu2+ (ac) → Zn2+ (ac) +
Calcular la fem para la celda:
Zn (s) + 2 Ag+ (ac) → Zn2+ (ac) +
Cu (s)
2 Ag (s)
16
Pilas
Electroquímica. Jorge Garcia
17
Pilas
Electroquímica. Jorge Garcia
18
Espontaneidad de las reacciones
redox




ΔG = wmax
En las celdas galvánicas,
welec = - q. ΔV = - n.F. Ecelda
1 F =96485 cou = q de 1 mol de eWelec = wmax , por lo tanto,
ΔG = - n.F. Ecelda

Y en condiciones estándar: ΔGº = - n.F. Eºcelda
19
Relacion entre fem, energia libre y
constante de equilibrio

En condiciones estándar: ΔGº = - n.F. Eºcelda

Y como ΔGº = - RTlnKc , queda

Eºcelda = (RT/nF) . ln Kc = 0,06/n log Kc
Ecelda =Eº -0,06/n log Qc
Ecuación de Nernst
20
Espontaneidad
ΔGº
K
E celda Espontaneidad
Negativo
>1
Positivo
Sí
0
1
0
Equilibrio
Positivo
>1
Negativo
No
Electroquímica. Jorge Garcia
21
Ejemplos
1. El potencial estándar (fem) a 25 oC es 0.92 V para la siguiente celda:
Al (s) + Cr3+ (ac)
→
Al3+ (ac) + Cr (s)
Calcular el cambio de energía libre estándar (ΔGº) para esta
reacción a 25 oC.
2. Usando la ecuación de Nernst, calcular la fem para la celda:
Cu (s) + 2 Fe3+ (ac) → Cu2+ (ac) + 2 Fe2+ (s)
Si las concentraciones de las especies a 25 oC son:
[Fe3+] = 1.0 x 10-4 [Cu2+] = 0.25
[Fe2+] = 0.20
3. Usando los potenciales estándar de reducción de la tabla, calcular la
constante de equilibrio a 25 oC para la reacción:
6 Br-(ac) + Cr2O72-
(ac)
+ 14 H+ (ac) ↔ 3 Br2 (ac) + 2 Cr3+ (ac) + 7 H2O (l)
22
Electrólisis
Es el proceso por el cual se usa la energía
eléctrica para provocar una reacción
química no espontánea.
 USOS:

Manufactura de metales
 Producción de hidrógeno
 recubrimiento

23
Electrólisis del cloruro de sodio fundido
Electroquímica. Jorge Garcia
24
Electrólisis del agua
25
Descargar

Electroquímica - QUIM3002