Celdas electroquímicas
4° medio
Año 2012
¿Qué es la electroquímica?

Es el estudio de las reacciones rédox que
generan o utilizan energía eléctrica. Estas
reacciones se producen en celdas
electroquímicas
Algunos conceptos





a)
b)
c)
Electrodo: es una barra de C o de metal que se puede
introducir en un gas, solución o sólido iónico fundido y que
es capaz de conducir corriente eléctrica entre la celda y el
entorno
Cátodo: electrodo donde se lleva a cabo la reducción
Ánodo: electrodo donde se lleva a cabo la oxidación
Semicelda: es la mitad de una celda electroquímica
Puente salino: es un compuesto que cumple 3 funciones
Permite el contacto entre las dos semi-celdas o soluciones
Mantiene la neutralidad eléctrica en cada semi-celda
Evita la mezcla de soluciones
Celdas

Celdas galvánicas: también denominadas
voltaicas o pilas. Aprovechan la reacción
redox espontánea para producir energía
eléctrica

Celdas electrolíticas: requieren de una
fuente externa de energía eléctrica para
generar una reacción química redox no
espontánea.
Celdas galvánicas




Las pilas o celdas galvánicas esta formada
por dos compartimentos: las semiceldas.
En una de las semiceldas se produce la
oxidación y en la otra la reducción
Cada semicelda esta formada por un
electrodo sumergido en una solución iónica
Las semiceldas están conectadas por un
circuito externo, que conduce los electrones
generados en la semicelda de la oxidación y
por un puente salino, que generalmente
tiene la forma de una U invertida, que cierra
el circuito eléctrico
Celdas galvánicas
Potencial de celda



La celda convierte la energía que se genera
de forma espontánea (∆G) en esta reacción
en energía cinética de los electrones, lo que
da lugar a la corriente eléctrica
Esta corriente fluye desde el electrodo
negativo (ánodo) hacia el cátodo (electrodo
positivo).
Este flujo se debe a una diferencia de
voltaje o potencial eléctrico entre los dos
electrodos de la celda, lo cual se conoce
como potencial de celda (E celda) o
fuerza electromotriz (fem)
Potenciales de electrodos

Cada uno de los electrodos introducidos
posee un potencial determinado, pero
estos no se pueden medir de forma
aislada, asi que su valor se determina
respecto a un electrodo estándar(1 atm de
presión y 25° C) al que se le asigna un
valor arbitrario que es = 0
Electrodo de hidrógeno

Este corresponde al potencial de
referencia estándar del hidrógeno, que se
describe en la siguiente semi-reacción:
2H+(1M) + 2e-  H2 (1atm) E°=0,00 V
Electrodo de hidrógeno
Si se construye una celda con electrodo de
cobre y otro con electrodo estándar de
hidrógeno, se obtiene experimentalmente un
potencial de celda de +0,34 V. Las
semirreacciones de la celda son:
 SRO: H2(g) 2H+(ac)+2eE°cátodo=0,00 V
 SRR:Cu2+(ac)+ 2e-  Cu(s) E°ánodo=?
Reaccion de celda:
Cu2+(ac)+H2(g)Cu(s)+2H+(ac) E° celda= 0,34V

Electrodo de hidrógeno

Al sumar los potenciales de las semireacciones tal como están escritas
E° ánodo + E° cátodo : E° celda
E° cátodo= 0,34 V
Tabla de potenciales

Forma oxidada + n°electronesforma reducida
Por ejemplo:
Zn2+ (ac) + 2 e-  Zn (s)
Espontaneidad de reacciones redox
Las reacciones redox que proceden sin la
ayuda de factores externos de denominan
espontáneas
 Los potenciales de electrodo se pueden
estudiar como funciones termodinámicas,
ya que el signo de la fem de la celda nos
da a conocer si efectivamente la reacción
redox es espontanea o no.

Espontaneidad de reacciones redox

Para que una ecuación redox sea
espontánea, la suma de sus potenciales de
reducción de media celda debe ser
positiva. Por ejemplo, considere la
reacción del cobre metálico con el ion
plata. Los valores de potencial de media
celda son:
Cu 2+(ac) + 2e- Cu(s)
Ag+(ac) + e- Ag(s)
E°=+0,34
E°=+0,80
Espontaneidad de reacciones redox

La semicelda que posea el potencial de
reducción mas positivo será el agente
oxidante mas fuerte, por lo tanto sufrirá
reducción.
Ag+(ac) + e- Ag(s)
E°=+0,80
Espontaneidad de reacciones redox
Todo lo contrario pasara con la semicelda
que posea el potencial mas bajo o
negativo, ya que pasara a ser el agente
reductor y se oxidará, por ende
 Cu 2+(ac) + 2e- Cu(s)
E°=+0,34
Pasará a ser:

Cu(s)  Cu 2+(ac) + 2e- E°=-0,34
Espontaneidad de reacciones redox
Luego se procede a utilizar
 E° ánodo + E° cátodo= E° celda
 (-0,34 V)+(+0,80 V)= E° celda
E° celda = +0,46 V

Espontaneidad de reacciones redox
Para la reacción:
 Ag+(ac) + e- Ag(s)
 Cu(s)  Cu 2+(ac) + 2e
/x2
/x1
Electrones en juego: 2
Es espontánea!!!!
E°celda Proceso
∆G°
>0
<0
Espontáneo
<0
No espontáneo
>0
=0
En equilibrio
=0
Pilas y baterias de uso comercial
A.
B.
C.
D.
Pila seca o de Leclanché
Pilas alcalinas
Pila de litio
Acumulador de plomo
Pila seca o de Leclanché

Usos: linternas o radios
1,5 V
Reacción
Oxidación (ánodo):
 Zn(s)  2e- + Zn2+
 Reducción (cátodo):
 2 MnO2 (s)+ 2 NH4+ (ac) + 2e-  Mn2O3(s) +
2NH3(ac) + H2O(l)
 Reacción global:
Zn (s) + 2 MnO2(s)+ 2 NH4 +(ac)  Zn2++ Mn2O3(s) +
H2O(l) + 2 NH3(AC)

Pila alcalina
1,5 V
Mayor duración
Se diferencia con la pila seca que su pasta esta
compuesta por hidróxido de potasio y dióxido de
manganeso
Pila de litio
A: Li(s) Li+ + eC: MnO2(s)+e- MnO2-(s)
Acumulador de plomo
Reacción

Cátodo:
PbO2(s) + 4H+(ac)+SO42- + 2e-  PbSO4(s) + 2H2O(l)
ánodo:
Pb(s)+SO42- PbSO4(s) +2e
¿Reacción Global?
Celdas electrolíticas
Electrólisis:
Es cuando en una celda se utiliza
electricidad de una fuente externa para
producir una reacción química no
espontánea. Por ejemplo:
a) Produccion de sodio fundido
b) Producción de Cl2 e H2 en solución de
NaCl
c) Electrorrefinación del Cu

Producción de sodio fundido o
celda de Down
Reacción en el ánodo
2Cl-(ac)  Cl2(g) + 2e Reacción en el cátodo
2Na+(ac) + 2e- 2Na(l)

Producción de Cl2 e H2 en solución
de NaCl
Electro -refinación del Cu
R.A= Cu(s)Cu2+(ac)+ 2eR.C=Cu2+(ac)+2e- Cu(s)
Corrosión
Proceso natural redox por el cual se
destruye la superficie de un metal. Esta se
asimila a una celda electrolítica
 El Hierro expuesto al aire húmero se oxida a
ion ferroso (Fe+2)
 Los electrones liberados en el ánodo
reducen al oxígeno atmosférico a agua en el
cátodo
 Los iones Fe2+ son oxidados por el oxígeno a
Fe3+ en presencia de agua, transformándose
en óxidos hidratados, lo que se llama
herrumbre

Tabla de especificaciones
Contenidos
Conocimiento
Comprensión Aplicación
Total
Estados de
oxidación
6
2
10
18
4
4
4
12
Igualación de
ecuaciones por
método ionelectrón en
medio ácido y
básico
Celdas
electroquímicas y
determinación de
fem y
espontaneidad de
reacciones rédox
8
Pilas
6
 Completación
 Alternativas
 Desarrollo
6
Total:40
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Celdas electroquimicas