Electroqu aplica
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1) El documento trata sobre fundamentos de electroquímica, incluyendo reacciones de óxido-reducción, construcción de celdas electroquímicas, y tipos de celdas como galvánicas y electrolíticas. 2) Se describen procesos redox que ocurren en electrodos como reducción y oxidación, y cómo las celdas separan estos procesos. 3) Se explican conceptos clave como voltaje, leyes de Faraday, y cómo medir y calcular potenciales de reducción.
Electroqu aplica
- 2. Reactividad química Serie galvánica en agua de mar 2
- 3. Reacciones de óxido reducción oxidante = agente oxidante especie reaccionante que se reduce, ganando electrones a costa de una especie que se oxida. incremento en el número de hidrógenos en su fórmula reductor = agente reductor especie reaccionante se oxida, perdiendo electrones que dona a la especie que se reduce. incremento en el número de oxígenos en su fórmula 3
- 4. Reacciones de óxido reducción Medias reacciones 4 Reducción: Oxidación:
- 5. Reacciones de óxido reducción Medias reacciones 5 Reducción: Oxidación:
- 6. Construcción de una celda electroquímica Separación de los procesos redox 6
- 7. Separación de los procesos redox 7 Construcción de una celda electroquímica
- 8. Zn2+ Cu2+ – + El potencial de circuito abierto (i=0) es equivalente a la fuerza electromotriz (f.e.m.) 8 Construcción de una celda electroquímica
- 9. Zn2+ Cu2+ – + SO4 = El potencial de circuito cerrado (i 0) es menor que el valor de fuerza electromotriz (f.e.m.) medido. Esta celda se denomina galvanostática. 9 Construcción de una celda electroquímica
- 10. Ánodo Cátodo Representación convencional de una celda Celda Galvanostática Celda de Daniels 10 − +
- 11. Electrodos de referencia Electrodo estándar de hidrógeno (SHE) o normal de hidrógeno (NHE) 11
- 12. Potenciales de reducción estándar 12 Medición de un potencial de reducción estándar
- 13. Escala de potenciales estándar de reducción 13
- 14. Derivación de la ecuación de Nernst 14
- 15. Uso de la ecuación de Nernst 15
- 17. Parte I – Celdas >Electrolíticas Muy importante en procesos industriales
- 18. Pila +- Electrodos inertes Fuente de poder Cuba electrolítica e- e- Medio conductivo Electrólisis Del NaCl POlaridad de los electrodos (-) (+)
- 19. ¿Qué especies químicas estarían presentes en un vaso de cloruro de sodio fundido?, NaCl (l)? Na+ Cl- Examinemos la celda electrolítica para NaCl fundido.
- 20. +- Pila Na (l) Cátodo Ánodo NaCl fundido Na+ Cl- Cl- Na+ Na+ Na+ + e- Na 2Cl- Cl2 + 2e- Cl2 (g) Cloro gaseoso Observe las reacciones en los electrodos NaCl (l) (-) Cl- (+)
- 21. +- Pila e- e- NaCl (l) (-) (+) Cátodo Ánodo NaCl fundido Na+ Cl- Cl- Cl- Na+ Na+ Na+ + e- Na 2Cl- Cl2 + 2e- Los cationes Emigran hacia El cátodo (-) Los aniones Emigran hacia En ánodo (+) A nivel microscópico
- 22. NaCl fundido en la celda electrolítica En el cátodo (-) Reducción Na+ + e- Na En el ánodo (+) Oxidación 2Cl- Cl2 + 2e- Reacción global 2Na+ + 2Cl- 2Na + Cl2 X 2 La reacción no es expontánea
- 23. Definiciones: CÁTODO La REDUCCIÓN ocurre a este electrodo ÁNODO La OXIDACIÖN ocurre en este electrodo
- 24. ¿Qué esepcies químicas estarán presentes en una celda electrolítica con solución de NaCl? Na+ Cl- H2O Ahora con solución de NaCl, ¿Las reacciones serán las mismas o diferentes?
- 25. Pila +- Fuente de poder e- e- NaCl (aq) (-) (+)cátodo El medio es diferente Solución de NaCl ánodo 2Cl- Cl2 + 2e- Na+ Cl- H2O ¿Qué sustancia se reduce en el cátodo?
- 26. Solución de NaCl en la celda electrolítica Lo que sucede en el cátodo (-) REDUCCIÓN Na+ + e- Na 2H20 + 2e- H2 + 2OH- Lo que sucede en el ánodo (+) OXIDACIÓN 2Cl- Cl2 + 2e- 2H2O O2 + 4H+ + 4e- Reacción total 2Cl- + 2H20 H2 + Cl2 + 2OH-
- 27. e- Ag+ Ag Por cada electrón, un átomo de plata se deposita en el electrodo Ag+ + e- Ag La intensidad de corriente eléctrica se mide en Amperios. Amperio, es la cantidad de corriente que al pasar por una solución de AgNO3, en condiciones normales depositará 0.001119 g Ag/sec 1 amp = 0.001119 g Ag/sec
- 28. Leyes de Faraday La masa que se deposita o libera de un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que atraviese el electrolito ya sea en solución o fundido. Coulombio unidad de carga eléctrica más pequeña (q) q es el producto de los amperios por el tiempo en segundos q = Itcoulomb Corriente en amperios (A) Tiempo en segundos 1 coulomb = 1 amp-sec = 0.001119 g Ag
- 29. Ag+ + e- Ag 1 mol de e- = 1 mol de Ag = 108 g Ag 108 g Ag/mol e- 0.001119 g Ag/C = 96500 C/mol e- Aprox 1 Faraday (F ) 6,022 x 1023 e- equivalen a 96500 C 1 e- equivale a 1,6 x 10-19 C molmetal depende del medio de la reacción
- 30. Ejemplo usando la 1ra ley de Faraday • ¿Cuántos gramos de cobre (II) se depositarán en 3 horas al paso de 4 amperios? (Cu= 63,5) w= x a) Hallar Eq_q t= 3 h x 3600 s = 10800 s Eq_q= P.a/N.O x 96500 I= 4 A Eq-q= 63,5/2 x 96500 N.O= 2 Eq_q= 0,000329 g/C b) Hallar w w= Eq_qIt w= 0,000329 x 4 x 10800 w= 14,21 gramos de Cu Rspta
- 31. Se tiene 3 soluciones de Au+3; Zn+2 y Ag+1 respectivamente, por las cuales circula 50000 coulombios y están unidas en serie. Determine la cantidad de metal que se deposita en cada ánodo. (Au= 197; Zn= 65; Ag= 108) Pila - + + + +- - - 1.0 M Au+3 1.0 M Zn+2 1.0 M Ag+ Au+3 + 3e- Au 3(96500) 197 g 50000 x g X= 34,02 g de Au Zn+2 + 2e- Zn 2(96500) 65 g 50000 x g X= 16,84 g de Zn Ag+ + e- Ag 96500 108 g 50000 x g X= 55,95 g de Ag e- e- e- e- Ejemplo de la 2da Ley de Faraday
- 32. Proceso para obtener aluminio • La electrólisis del Al2O3 fundido se mezcló con criolita a bajo punto de fusión • La celda electrolítica opera a la temperatura de 1000 ºC • El aluminio era un metal precioso en 1886. • ¡Un bloque de aluminio está en la punta del Monumento de Washington!
- 33. Cátodo de carbono Rayado en la celda Burbujas de CO2 Al (l) Al2O3 (l) Al (líquido) - + Cátodo: Al+3 + 3e- Al (l) Ánodo: 2 O-2 + C (s) CO2 (g) + 4e- Fuente De Poder Al+3 O-2 O-2 Al+3 O-2 Ánodos de grafito e- e-
- 34. El proceso del vestíbulo Cátodo: Al+3 + 3e- Al (l) Ánodo: 2 O-2 + C (s) CO2 (g) + 4e- 4 Al+3 + 6 O-2 + 3 C (s) 4 Al (l) + 3 CO2 (g) x 4 x 3 El grafito del ánodo no se consume en el proceso.
- 35. Parte II – CeLdas galvánicas Corrosión y baterías
- 36. Cu 1.0 M CuSO4 Zn 1.0 M ZnSO4 El Puente de sal De KCl en agar Proporciona la conducción de corriente entre las semiceldas Construcción de Una celda galvánica Observe los electrodos para ver lo que está ocurriendo.
- 37. Cu 1.0 M CuSO4 Zn 1.0 M ZnSO4 Lámina de cobre como electrodo El electrodo de Zn comienza a corroer En el cátodo Cu+2 + 2e- Cu En el ánodo Zn Zn+2 + 2e- -+ ¿QUé reacciones hay en la celda galvánica? ¿Qué señal hay en los electrodos? ¿Qué pasó a cada electrodo? ¿Por qué?
- 38. Celda galvánica • En el cátodo de la celda (+) REDUCCIÓN Cu+2 + 2e- Cu • En el ánodo de la celda (-) OXIDACIÓN Zn Zn+2 + 2e- • Reacción global de la celda Zn + Cu+2 Zn+2 + Cu ¡Reacción expontánea produce corriente eléctrica!
- 39. Ahora para una celda normal compuesta de Cu/Cu+2 y Zn/Zn+2, ¿que voltaje se produce por la reacción a 25oC? Condiciones normales Temperatura - 25oC Toda solución – 1.00 M Todos los gases – 1.00 atm
- 40. Cu 1.0 M CuSO4 Zn 1.0 M ZnSO4 En el cátodo Cu+2 + 2e- Cu En el ánodo Zn Zn+2 + 2e- -+ Ahora remplace el foco por un voltímetro 1.1 voltio
- 41. H2 input 1.00 atm inert metal ¡Necesitamos un electrodo normal para hacer la medidas contrastantes! Electrodo de Hidrógeno normal (EHN) Pt 1.00 M H+ 25oC 1.00 M H+ 1.00 atm H2 En la celda 2H+ + 2e- H2 Eo EHN = 0.0 voltios
- 42. H2 1.00 atm Pt 1.0 M H+ Cu 1.0 M CuSO4 0.34 v En el cátodo Cu+2 + 2e- Cu En el ánodo H2 2H+ + 2e- KCl con agar + ¡Ahora combinemos un medio de cobre con EHN ! Eo = + 0.34 v
- 43. H2 1.00 atm Pt 1.0 M H+1.0 M ZnSO4 0.76 v En el cátodo 2H+ + 2e- H2 En el ánodo Zn Zn+2 + 2e- KCl con agar Zn - ¡Ahora combinamos un medio de Zn con EHN! Eo = - 0.76 v
- 44. Al+3 + 3e- Al Eo = - 1.66 v Zn+2 + 2e- Zn Eo = - 0.76 v 2H+ + 2e- H2 Eo = 0.00 v Cu+2 + 2e- Cu Eo = + 0.34 Ag+ + e- Ag Eo = + 0.80 v Asignando el Eo Escriba la reducción de las celdasy asigne el voltaje de cada electrodo Actividadcreciente
- 45. 105 Db 107 Bh Metales no activos Metal + H+ no reacción Desde Eo cell < 0
- 46. Calculando el potencial de la celda, Eo celda, en condicones normales Fe+2 + 2e- Fe Eo = -0.44 v O2 (g) + 2H2O + 4e- 4 OH- Eo = +0.40 v Esto es corrosión u oxidación del metal. Condidera una gota de agua oxigenada en un objeto de hierro Fe H2O con O2 Fe Fe+2 + 2e- -Eo = +0.44 v2x 2Fe + O2 (g) + 2H2O 2Fe(OH)2 (s) Eo cell= +0.84 v reverso
- 47. ¿El fierro es un metal activo? ¿Qué pasaría si el hierro se expone al ión de hidrógeno? ¿Cómo la lluvia ácida influye en la corrosión del hierro? Fe + 2H+ Fe+2 + H2 (g) Eo cell = +0.44 V Fe Fe+2 + 2e- -Eo = +0.44 v O2 (g) + 4H+ + 4e- 2H20 Eo = +1.23 v 2x 2Fe + O2 (g) + 4H+ 2Fe+2 + 2H2O Eo cell= +1.67 v Aumenta el proceso de corrosión
- 48. ¿Qué pasa con el potencial del electrodo si las condiciones no son las normales? La ecuación de Nerst ajustas a laas condiciones que no son normales Para un potencial de reducción: ox + ne red a 25oC: E = Eo - 0.0591 log (red) n (ox) Calcule el E para el electrodo de hidrógeno donde 0.50 M H+ and 0.95 atm H2. en general: E = Eo – RT ln (red) nF (ox)
- 49. DGo = -nFEo cell La Energía libre y el potencial de celda Cu Cu+2 + 2e- -Eo = - 0.34 Ag+ + e- Ag Eo = + 0.80 v2x Cu + 2Ag+ Cu+2 + 2Ag Eo cell= +0.46 v donde n es el número de electrones para balancear la ecuación ¿Cuál es la energía libre en la celda ? 1F = 96,500 J/v
- 50. Y la relación anterior: DGo = -nFEo celda De la termodinámica tenemos: DGo = -2.303RT log K -nFEo cell = -2.303RT log K at 25oC: Eo cell = 0.0591 log K n donde n es el número de electrones Para balancear la reacción
- 51. Galvánica Electrolítica Necesita pilas dos electrodos produce corriente eléctrica ánodo (-) cátodo (+) ánodo (+) cátodo (-) Puente salino vasos medio conductor Comparación de Celda Electroquímicas DG < 0 DG > 0
- 52. Electroquímica III 16 de mayo de 2005
- 53. Baterías 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
- 54. Pila seca 2NH4+(ac)+2MnO2(s)+2e Mn2O3(s)+2NH3(ac)+ H2O(l) Zn(s) Zn 2+(ac)+ 2 e
- 55. Aislante Ánodo ( recipiente de Zn)Cátodo de acero Disolución electrolítica que contiene KOH, pasta de Zn(OH)2 y HgO Batería de mercurio HgO(s)+H2O(l)+2e Hg(l)+2OH-(ac) Zn(s) +2OH-(ac) ZnO(s)+H2O(l)+ 2 e Zn(s) +HgO(s) ZnO(s)+Hg(l)
- 56. Cátodo Ánodo Tapa PbO2 ( placas positivas) Pb ( placas negativas) Solución de SO4H2 PbO(s)+4H+(ac) +SO4 2-(ac)+2e PbSO4(s)+ 2H2O(l) Pb(s) +SO4 2- (ac) PbSO4(s)+ 2 e Pb(s) +PbO(s)+ 4H+(ac) +SO4 2-(ac) 2PbSO4(s)+ 2H2O(l) Acumulador de plomo
- 57. Ánodo Cátodo Electrolito sólido Li+ Batería de litio – estado sólido
- 58. Cátodo Electrodo de carbón poroso con Ni y NiO Electrodo de carbón poroso con Ni Disolución de KOH caliente ReducciónOxidación Celda de combustión hidrógeno-oxígeno Ánodo
- 59. 2 H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
- 60. Corrosión Termino aplicado al deterioro de los metales por un proceso electroquímico. Ej: hierro oxidado empañadura de plata pátina verde que se forma en el cobre y latón O2(g) +4H+(ac) +4e 2 H2O(l) Cu (s) Cu2+ (ac) + 2e Ag(s) Ag+ (ac) + e
- 63. Zn 2+ + 2e Zn (s) Eo= -0,76V Fe 2+ + 2e Fe (s) Eo =-0,44 V Galvanizado
- 64. Protección catódica de un tanque de Fe para almacenamiento Tanque de Fe para almacenamiento ReducciónOxidación
- 65. Protección catódica de un tanque de Fe para almacenamiento Tanque de Fe para almacenamiento Oxidación Reducción
- 66. Electrólisis Es el proceso de impulsar una reacción en sentido opuesto al espontáneo mediante corriente eléctrica.
- 67. 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.
- 68. 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
- 69. 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.
- 70. Aplicaciones 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
- 71. Electrolisis de cloruro de sodio fundido
- 72. Electrolisis de cloruro de sodio fundido
- 75. Etapas implicadas en el cálculo de la cantidad de sustancia qu se oxidan o se reducen durante la electrolisis Corriente (en amperes y tiempo) Carga en coulombs Moles de electrones Moles de sustancia oxidada o reducida Gramos de sustancia oxidada o reducida Contante de Faraday Estequiometría
- 76. Leyes 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:
- 77. Leyes 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
- 78. 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.