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“Año de la Diversificación Productiva y del Fortalecimiento de la Educación “ UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CENTRO DEL PERÚ ESCUELA ACADÉMICA PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA AMBIENTAL E INGENIERIA QUIMICA DE GAS NATURAL Y ENERGIA CATEDRA: QUIMICA GENERAL DOCENTE: Ing. MENDOZA SANCHEZ, Juana M. INTEGRANTES: ESPINOZA CHANCA I.Q.G.N.E GAGO OBISPO JHON I.Q.G.N.E JIMENEZ CHUQUIMANTARI JIMMY I.Q.G.N.E PARRAGA QUISPE ALICIA I.Q.A ELECTROQUIMICA: CELDAS GALVANICAS
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Informe de Electroquimica

Feb 05, 2016

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Jimmy Jimnz

ELECTROQUIMICA
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Page 1: Informe de Electroquimica

“Año de la Diversificación Productiva y del Fortalecimiento de la Educación “

UNIVERSIDAD NACIONAL DEL CENTRO DEL PERÚ

ESCUELA ACADÉMICA PROFESIONAL DE INGENIERÍA QUÍMICA AMBIENTAL E INGENIERIA

QUIMICA DE GAS NATURAL Y ENERGIA

CATEDRA: QUIMICA GENERAL

DOCENTE:

Ing. MENDOZA SANCHEZ, Juana M.

INTEGRANTES:

ESPINOZA CHANCA I.Q.G.N.E

GAGO OBISPO JHON I.Q.G.N.E

JIMENEZ CHUQUIMANTARI JIMMY I.Q.G.N.E

PARRAGA QUISPE ALICIA I.Q.A

SURICHAQUI RAMOS RONNIE I.Q.G.N.E

SEMESTRE:

II

ELECTROQUIMICA: CELDAS GALVANICAS

Page 2: Informe de Electroquimica

HUANCAYO - PERÚ

2015

ABSTRACT

In the present practice of chemistry lab course 2 will be released information and data theme electrochemistry, in this particular case the galvanic cells are treated.

A galvanic cell comprises two. In its simplest form, each half-cell comprises a metal and a solution of a metal salt, the salt solution contains a metal cation and an anion to balance the charge of the cation, in this laboratory use with zinc sulfate the aluminum electrode since the aluminum can replace cin since their electronegativities are almost the same.

In a galvanic cell is a metal cation capable of reducing the other and instead, the other cation can oxidize the first metal. The two half-cells must be physically separated so that solutions do not mix. A salt bridge or a porous plate is used to separate two solutions, in this case we use the filter paper dipped in potassium chloride.

The galvanic cell voltage is the sum of the potentials of the two half-cells. Is measured by connecting a voltmeter to the two electrodes. When a device such as an electric motor is connected to the electrodes and an electric current flows redox reactions occur in both half-cells. This will continue until the concentration of the cations which are reduced close to zero.

ii

Page 3: Informe de Electroquimica

RESUMENEn la presente practica de laboratorio del curso química 2, se dará a conocer la información y datos del tema de la electroquímica, en este caso particular se trataran las celdas galvánicas.

Una celda galvánica consta de dos. En su forma más simple, cada semipila consta de un metal y una solución de una sal del metal, la solución de la sal contiene un catión del metal y un anión para equilibrar la carga del catión, en este laboratorio utilizaremos el sulfato de cinc con el electrodo de aluminio debido a que el aluminio puede sustituir al cin ya que sus electronegatividades son casi las mismas.

En una pila galvánica de un metal es capaz de reducir el catión del otro y por el contrario, el otro catión puede oxidar al primer metal. Las dos semipilas deben estar separadas físicamente de manera que las soluciones no se mezclen. Se utiliza un puente salino o una placa porosa para separar las dos soluciones, en este caso utilizaremos el papel filtro remojado en cloruro de potasio.

El voltaje de la pila galvánica es la suma de los potenciales de las dos semipilas. Se mide conectando un voltímetro a los dos electrodos. Cuando un dispositivo como un motor eléctrico se conecta a los electrodos fluye una corriente eléctrica y las reacciones redox se producen en ambas semipilas. Esto continuará hasta que la concentración de los cationes que se reducen se aproxime a cero.

iii

Page 4: Informe de Electroquimica

ÍNDICE

ABSTRACT...................................................................................................................................... ii

RESUMEN....................................................................................................................................... iii

I. INTRODUCCION....................................................................................................................vi

II. FUNDAMENTO TEÓRICO.....................................................................................................1

2.1. ELECTROQUIMICA........................................................................................................1

2.2. REDUCCION Y OXIDACION.........................................................................................2

2.2.1. DEFINICIÓN DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN.................................................................2

2.2.2. PRINCIPALES ESTADOS DE OXIDACIÓN.......................................................................2

2.3. CELDAS GALVANICAS..................................................................................................2

2.3.1. DESCRIPCION DE CELDAS GALVANICAS.......................................................2

2.4. LA FUERZA ELECTROMOTRIZ...................................................................................5

2.4.1. POTENCIALES DE ELECTRODO Y FUERZA ELECTROMOTRIZ DE UNA PILA 7

2.4.3. PARTES DE LA PILA:...............................................................................................10

2.5. POTENCIAL ESTANDAR DE REDUCCION.............................................................13

2.6. EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN.............................¡Error! Marcador no definido.

2.6.1. ECUACIÓN DE NERNST.....................................................................................18

2.6.2. APLICACIÓN A PILAS..........................................................................................20

2.7. ELECTRODOS DE REFERENCIA.................................¡Error! Marcador no definido.

2.7.1. ELECTRODOS METAL-SAL INSOLUBLE-ANIÓN...........................................20

2.8. CELDAS ELECTROLITICAS.......................................................................................21

2.9. LEY DE FARADAY........................................................................................................27

2.9.1. PRIMERA LEY DE FARADAY:............................................................................27

2.9.2. SEGUNDA LEY DE FARADAY:..........................................................................29

2.10. PILAS COMUNES.....................................................................................................30

2.11. PILAS ALCALINAS....................................................................................................30

2.12. CORROSION DEL HIERRO....................................................................................31

2.13. PROTECCION CATODICA......................................................................................35

III. PARTE EXPERIMENTAL.................................................................................................37

iv

Page 5: Informe de Electroquimica

3.1. PROCEDIMIENTO........................................................................................................37

3.2. DATOS OBTENIDOS....................................................................................................38

IV. CONCLUSION...................................................................................................................38

ANEXOS.........................................................................................................................................42

v

Page 6: Informe de Electroquimica

I. INTRODUCCION

Esta práctica se basa en el estudio de las celdas galvánicas realizando el experimento debido, donde se obtendrá la intensidad de corriente de la celda y más información.

Una Celda Galvánica (pila) transforma la energía química en energía eléctrica; parte de esa energía química se transforma en calor y el resto en corriente eléctrica.Existen dos clases de pilas: la primaria, cuya carga no puede renovarse cuando se agota, excepto reponiendo las sustancias químicas de que está compuesta, y la secundaria, que sí es susceptible de reactivarse sometiéndola al paso más o menos prolongado de una corriente eléctrica continua, en sentido inverso a aquél en que la corriente de la pila fluye normalmente. La pila seca común que se emplea, por ejemplo, en las lámparas portátiles es una pila primaria. El primer uso y tal vez el más importante, es la aplicación de los principios de funcionamiento para fabricar todo tipo baterías, también otro uso generalizado es la galvanización o galvanizado, que es un proceso por el cual se puede recubrir la superficie de un metal con otro, usado para galvanizar láminas de hierro con zinc para los techos y protegerlos de la oxidación, en joyas de bajo costo con un recubrimiento de oro y en decoración de artículos domésticos.

vi

Page 7: Informe de Electroquimica

OBJETIVOS

OBJETIVO GENERAL

Comprobar si experimentalmente se transfieren electrones.

OBJETIVOS ESPECIFICOS

Demostrar experimentalmente que el potencial de la celda galvánica con electrodos de cinc y cobre es 1.10 V.

Definir y diferenciar los términos de oxidación, reducción, ánodo y cátodo.

vii

Page 8: Informe de Electroquimica

II. FUNDAMENTO TEÓRICO

II.1. ELECTROQUIMICA

La electroquímica es la rama de la química la cual se encarga de estudiar la conversión entre la energía eléctrica y la energía química .los procesos electroquímicos son reacciones redox (oxidación y reducción) que se explicara posteriormente en las cuales la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad o a la energía eléctrica se aprovecha para provocar una reacción química no espontanea. (Chang , 2010)

Ha sido definida clásicamente como la ciencia que trata de los cambios químicos producidos por la corriente eléctrica, y de la producción de electricidad mediante la energía de reacciones químicas. Teóricamente, las dos ramas son de igual importancia. Sin embargo, industrialmente, los cambios químicos y físicos producidos por el uso de la corriente eléctrica son, con mucho, los más importantes. Ingeniería electroquímica. (Mantell , 1980).

Los procesos electroquímicos son estudios por la química desde la antigüedad. La electroquímica debe entenderse como la rama de la química que estudia las interacciones entre la energía eléctrica y las reacciones químicas, tipos de interacciones:

La electricidad que se hace pasar por una solución iónica genera reacciones químicas no espontaneas de oxidación y reducción: como caso especial esta la galvanoplastia, que en casos particular recibe los nombres de cromato, cobrizado, etc. Según sea el ion metálico empleado en el proceso.

Reacciones espontaneas de oxidación y reducción generan energía eléctrica: es el caso de las pilas y baterías comerciales. Con base en estos procesos se explican los procesos de corrosión electrolítica que ocurren en los materiales metálicos.

Los fenómenos electroquímicos ocurren en una celda; para la primera interacción, las celdas se denominan electrolíticas y para la segunda interacción de denominan celdas galvánicas o voltaicas, celdas es el sistema donde se llevan a cabo las interacciones electroquímicas, están constituidas por:

Un recipiente que soporta los elementos y sustancias que intervienen en el proceso.

1

Page 9: Informe de Electroquimica

Un electrolito o sustancia que en solución conduce la electricidad, pues, tiene aniones y cationes. (Correa , 2002)

Fig 1.representacicon del significado de electroquímica

II.2. REDUCCION Y OXIDACIONII.2.1. DEFINICIÓN DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN.

El término oxidación comenzó a usarse para indicar que un compuesto incre-mentaba la proporción de átomos de Oxígeno.

Igualmente, se utilizó el término de reducción para indicar una disminución en la proporción de oxígeno.

Actualmente, ambos conceptos no van ligados a la mayor o menor presencia de Oxígeno. Se utilizan las siguientes definiciones:

OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento en el número de oxidación).

REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación).

2

Page 10: Informe de Electroquimica

Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción. Cada una de estas reacciones se denomina semireacción.

EJEMPLOS:

1. Si introducimos un electrodo de cobre en una disolución de AgNO3, de manera

espontánea el cobre se oxidará pasando a la disolución como Cu2+, mientras que la

Ag+ de la misma se reducirá pasando a ser plata metálica:

a) Cu → Cu2+ + 2e– (oxidación)

b) Ag+ + 1e– → Ag (reducción).

2. Igualmente, al introducir una lámina de cinc en una disolución de Pb (NO3)2, ésta

se recubre de una capa de plomo:

Zn → Zn2+ + 2e– (oxidación)

Pb2+ + 2e– → Pb (reducción).

3. Al añadir HCl (ac) sobre Zn(s) se produce ZnCl2 y se desprende H2 (g) que, al ser

un gas inflamable, produce una pequeña explosión al acercarle una cerilla encendida.

3

Page 11: Informe de Electroquimica

Fig. 2 Representación de REDOX

EJEMPLO:

Comprobar que la reacción de formación de hierro:

Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2

Es una reacción redox. Indicar los E.O. de todos los elementos antes y después de la reacción.

Reducción: El Fe disminuye su E.O. de +3 a 0 luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones).

Oxidación: El C aumenta su E.O. de +2 a +4 luego se oxida (en este caso

pasa de compartir 2e– con el O a compartir los 4 electrones).

Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2

E.O.: +3 –2 +2 –2 0 +4

Fig.3. Representación de reduccion

4

Page 12: Informe de Electroquimica

EJEMPLO

CO2: el átomo de carbono forma dos enlaces covalentes con dos átomos de oxigeno

Más electronegativo que él. Comparte el 4e–, pero para saber cuáles son el estado de oxidación. Hay que suponer que el carbono los pierde, y que el oxígeno los gana, con lo cual la carga que tendría el carbono sería “+4” y la del oxígeno “–2” ⇒ estado de oxidación. (C) = +4; E.O. (O) = –2.

El azufre tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según comparta 2, 4 o los 6 electrones de valencia con un elemento más electronegativo (por ejemplo oxigeno).

CÁLCULO DE ESTADO DE OXIDACIÓN (E.O.).

La suma de los E.O. de una molécula neutra es siempre 0 y de un ion es igual a su carga eléctrica.

EJEMPLO DE CÁLCULO DE ESTADOS DE OXIDACIÓN (E.O.).

Calcular el estado de oxidación del azufre en ZnSO 4

E.O. (Zn) = +2

E.O. (O) = –2; +2 + E.O. (S) + 4 (–2) = 0 ⇒ E.O. (S) = +6

Si se trata de un ion monoatómico es igual a su carga.

Es la carga que tendría un átomo si todos sus enlaces fueran iónicos, es decir, considerando todos los enlaces covalentes polares como si en vez de tener fracciones de carga tuvieran cargas completas.

En el caso de enlaces covalentes polares habría que suponer que la pareja de electrones compartidos están totalmente desplazados hacia el elemento más electronegativo.

El Estado de oxidación no tiene porqué ser la carga real que tiene un átomo, aunque a veces coinciden.

II.2.2. PRINCIPALES ESTADOS DE OXIDACIÓN.

Todos los elementos en estado neutro tienen E.O. = 0.

5

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El oxígeno (O) en óxidos, ácidos y sales oxácidas tiene E.O. = –2.

El hidrógeno (H) tiene E.O. = –1 en los hidruros metálicos y +1 en el resto de los casos que son la mayoría.

Los metales formando parte de moléculas tienen E.O. positivos.

II.3. CELDAS GALVANICAS

Una celda galvánica o voltaica es un dispositivo experimental para

generar electricidad mediante una reacción redox espontánea. Las

Celdas galvánicas, son un dispositivo en el que la transferencia de

electrones, (de la semireacción de oxidación a la semireacción de

reducción), se produce a través de un circuito externo en vez de ocurrir

directamente entre los reactivos; de esta manera el flujo de electrones

(corriente eléctrica) puede ser utilizado.

La celda galvánica o celda voltaica, denominada en honor de Luigi

Galvani y Alessandro Volta respectivamente, quienes fabricaron las

primeras celdas de este tipo. Es una celda electroquímica que obtiene

la energía eléctrica a partir de reacciones redox espontáneas que tienen

lugar dentro de la misma.

II.3.1. DESCRIPCION DE CELDAS GALVANICAS

Una celda galvánica consta de dos semipilas (denominadas también

semiceldas o electrodos). En su forma más simple, cada semipila consta

de un metal y una solución de una sal del metal. La solución de la sal

contiene un catión del metal y un anión para equilibrar la carga del

catión. En esencia, la semipila contiene el metal en dos estados de

oxidación, y la reacción química en la semipila es una reacción redox,

escrito simbólicamente en el sentido de la reducción como:

M n+¿ (especie oxidada )+ n e - ↔ M ( especie reducida ) ¿

Los componentes fundamentales de las celdas galvánicas se ilustran en la figura Una se sumerge en una disolución de CuSO4.. El

funcionamiento de las celdas se basa en el principio de que la oxidación Zn a Zn2+¿¿y la reducción de Cu2+¿ ¿a Cu se puede llevar a cabo

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Page 14: Informe de Electroquimica

simultáneamente, pero en recipientes separados, con la transferencia de

electrones a través de un alambre conductor externo. Las barras de zinc

y cobre serían los electrodos.

Esta distribución particular de electrodos (Zn y Cu) y de disoluciones (ZnSO4 yCuSO4 ) En una celda galvánica, el ánodo es, por definición, el

electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación, y el cátodo es el

electrodo donde se efectúa la reducción.

Las reacciones de oxidación y de reducción en los electrodos es decir,

las reacciones de semicelda, son:

Electrodo deZn (ánodo ) :Zn(s)→Zn(ac )2+¿+2e−¿¿ ¿

Electrodo deCu (cátodo ) :Cu(ac)2+¿+2e−¿ →Cu( s) ¿ ¿

Observe que los iones Cu2+¿¿reaccionarán directamente con la barra de

zinc, a menos que las disoluciones estén separadas:

Cu(ac )2+¿+Zn(s)→Cu(s )+Zn( ac)

2+¿ ¿¿

Pero no se obtendría trabajo eléctrico útil.

Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se deben conectar mediante un conductor por el que puedan pasar los cationes y los aniones desde un compartimiento al otro. Este requisito se cumple con un PUENTE SALINO, que en su forma más simple se trata de un tubo, en forma de U invertida, lleno con una disolución de un electrólito inerte como KCl o N H 4 N O3, cuyos iones no reaccionarán con los iones de la disolución o con los electrodos (figura1.). Durante el curso de la reacción redox global, los electrones fluyen externamente desde el ánodo (electrodo Zn) hacia el

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Page 15: Informe de Electroquimica

cátodo (electrodo de Cu). En la disolución, los cationes (Zn2+¿ ,Cu2+¿ y K+¿¿¿ ¿) se

mueven hacia el cátodo y los aniones (SO42−¿ y Cl−¿ ¿¿) se dirigen hacia el ánodo

(cuando parte de los iones Zn2+¿¿) y cargas negativas en el del cátodo (cuando parte de los iones Cu2+¿ ¿ a Cu), impidiendo que la celda funcione.

Fig.4. representación de celdas galvánicas

En una pila galvánica de un metal es capaz de reducir el catión del otro y por el

contrario, el otro catión puede oxidar al primer metal. Las dos semipilas deben

estar separadas físicamente de manera que las soluciones no se mezclen. Se

utiliza un puente salino o una placa porosa para separar las dos soluciones.

El número de electrones transferidos en ambas direcciones debe ser el mismo, así

las dos semipilas se combinan para dar la reacción electroquímica global de la

celda. Para dos metales A y B:

An+¿+ n e- ↔ A¿

Bm+¿+ m e - ↔ B¿

m A+nBm+¿ ↔ nB+m A n+¿¿ ¿

¿CÓMO FUNCIONA UNA CELDA GALVÁNICA?

En la semicelda anódica ocurren las oxidaciones, mientras que en la semicelda

catódica ocurren las reducciones. El electrodo anódico, conduce los electrones

que son liberados en la reacción de oxidación, hacia los conductores metálicos.

Estos conductores eléctricos conducen los electrones y los llevan hasta el

electrodo catódico; los electrones entran así a la semicelda catódica

produciéndose en ella la reducción.

PILA GALVÁNICA

Una pila galvánica es un dispositivo que convierte la energía libre de un

proceso redox espontáneo (energía química) en energía eléctrica.

Las pilas galvánicas se suelen esquematizar con el siguiente convenio:

a) La semirreacción de oxidación se escribe a la izquierda con las especies

separadas por una barra vertical (|).

8

Una celda galvánica. El puente salino (un tubo en forma de U invertida), que

contiene una disolución de NaCl, proporciona un medio eléctricamente

conductor entre ambas disoluciones. Las aperturas del tubo en forma de U

están tapadas con pedazos de algodón para impedir que la disolución de NaCl

fluya hacia los contenedores mientras permiten que pasen los aniones y los

cationes. La bombilla se enciende cuando los electrones fluyen externamente

del electrodo de Zn (ánodo) al electrodo de Cu (cátodo).

Page 16: Informe de Electroquimica

b) La semirreacción de reducción se escribe de igual forma a la derecha.

c) Ambos procesos se separan con una doble barra vertical. (||).

d) Por ejemplo la pila Daniell se simboliza Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu

II.4. LA FUERZA ELECTROMOTRIZ

El voltaje o fuerza electromotriz (FEM) suministrado por una pila galvánica, que se designa por E( pila), mide la diferencia de potencial entre sus dos electrodos. F.E.M = potencial cátodo – potencial ánodo:

En el caso de las celdas galvánicas también debe existir una diferencia de potencial eléctrico, y el trabajo que realiza cada unidad de carga al ir de un punto a otro se denomina fuerza electromotriz (F.E.M).

Estás magnitudes son numérica y dimensionalmente iguales.

Un voltio es la diferencia de potencial eléctrico necesaria para

impartir un joule de energía a una carga de un coulomb:

1V= 1J1C

La fuerza electromotriz (FEM) es toda causa capaz de mantener una diferencia de potencial entre dos puntos de un circuito abierto o de producir una corriente eléctrica en un circuito cerrado. Es una característica de cada generador eléctrico. Con carácter general puede

explicarse por la existencia de un campo electromotor   cuya

circulación,  define la fuerza electromotriz del generador. (Mantell, 2003)

¿CÓMO SE DETERMINA LA F.E.M. DE UNA CELDA?

9

Page 17: Informe de Electroquimica

Ya que es igual a la diferencia de potencial, lo que se hace es darle valores referenciales de potencial a los diversos procesos de oxidación y reducción. Estos valores dependen de las condiciones de temperatura, presión y concentración en que se lleve a cabo el proceso

Se define como el trabajo que el generador realiza para pasar por su interior la unidad de carga positiva del polo negativo al positivo, dividido por el valor en Culombios de dicha carga. (Mantell, 2003)

Esto se justifica en el hecho de que cuando circula esta unidad de carga por el circuito exterior al generador, desde el polo positivo al negativo, es necesario realizar un trabajo o consumo de energía (mecánica, química, etcétera) para transportarla por el interior desde un punto de menor potencial (el polo negativo al cual llega) a otro de mayor potencial (el polo positivo por el cual sale). (Mantell, 2003)

La FEM se mide en voltios, al igual que el potencial eléctrico.

Por lo que queda que:

Se relaciona con la diferencia de potencial V entre los bornes y la resistencia interna   del generador mediante la fórmula E=V + Ir  (el producto Ir es la caída de potencial que se produce en el interior del generador a causa de la resistencia óhmica que ofrece al paso de la corriente). La FEM de un generador coincide con la diferencia de potencial en circuito abierto. (Mantell, 2003)

La fuerza electromotriz de inducción (o inducida) en un circuito cerrado

es igual a la variación del flujo de inducción  φ  del campo magnético

que lo atraviesa en la unidad de tiempo, lo que se expresa por la fórmula

de la Ley de Faraday:

:

El signo - (Ley de Lenz) indica que el sentido de la FEM inducida es tal que se opone al descrito por la ley de Faraday. (Mantell, 2003)

10

P= RA

∈=∆φ∆ t

Page 18: Informe de Electroquimica

EN QUÍMICA:

II.4.1. POTENCIALES DE ELECTRODO Y FUERZA ELECTROMOTRIZ DE UNA PILA

El potencial o fuerza electromotriz de una pila se puede predecir a través de la utilización de los potenciales de electrodo, las tensiones de cada semicelda.

La diferencia de voltaje entre los potenciales de reducción de cada electrodo da una predicción para el potencial medido de la pila. (Laitinen y Harris, 2002)

Los potenciales de pila tienen un rango posible desde 0 hasta 6 voltios. Las pilas que usan electrolitos disueltos en agua generalmente tienen potenciales de celda menores de 2,5 voltios, ya que los oxidantes y reductores muy potentes, que se requerirían para producir un mayor potencial, tienden a reaccionar con el agua. (Laitinen y Harris, 2002)

Cabe mencionar que las tablas presentadas son tablas de reducción, por lo que al tomar el valor del potencial se debe de cambiar el signo cuando ésta corresponde al electrodo de oxidación, para evitar el cambio de signo la formula a utilizar es la siguiente:

Una celda de concentración, también llamada pila de concentración, es una pila galvánica en la cual las dos semiceldas están formadas por el mismo metal en la misma solución. La corriente eléctrica es generada gracias a que las concentraciones de la solución en las semiceldas son distintas, en una la solución estará más concentrada que en la otra. (Laitinen y Harris, 2002)

Entonces, los electrones tenderán a fluir desde la semicelda en donde la solución es más diluida hacia la solución más concentrada, de manera de reducir los iones disueltos, y que la concentración de la solución concentrada disminuya, al mismo tiempo que la concentración de iones

11

Epila = Ecatodo + Eanodo

Epila = Ecatodo - Eanodo

Page 19: Informe de Electroquimica

en la solución diluida aumentará (debido a que se está oxidando, está cediendo electrones). (Laitinen y Harris, 2002)

Cuando las concentraciones en las soluciones se igualan, ya no se genera una diferencia de potencial, no hay transporte de electrones, entonces la pila se ha agotado. (Laitinen y Harris, 2002)

También, se denomina fuerza electromotriz (FEM) a la energía proveniente de cualquier fuente, medio o dispositivo que suministre corriente eléctrica. Para ello se necesita la existencia de una diferencia de potencial entre dos puntos o polos (uno negativo y el otro positivo) de dicha fuente, que sea capaz de bombear o impulsar las cargas eléctricas a través de un circuito cerrado. (Andrés et all, 2008)

Fig. 4. Representación de una fuerza electromotriz

De la figura 4:

A. Circuito eléctrico abierto (sin  carga o resistencia). Por tanto, no

se establece la circulación de la corriente eléctrica desde la

fuente de FEM (la batería en este caso). 

B.  Circuito eléctrico cerrado, con una carga o resistencia acoplada,

a través de la cual se establece la circulación de un flujo de

corriente eléctrica desde el polo negativo hacia el polo positivo de

la fuente de FEM o batería. (Andrés et all, 2008)

Existen diferentes dispositivos capaces de suministrar energía eléctrica,

entre los que podemos citar:

Pilas o baterías: Son las fuentes de FEM más conocidas del gran

público. Generan energía eléctrica por medios químicos. Las más

comunes y corrientes son las de carbón-zinc y las alcalinas, que

cuando se agotan no admiten recarga. Las hay también de

níquel-cadmio (NiCd), de níquel e hidruro metálico (Ni-MH) y de

ión de litio (Li-ion), recargables. En los automóviles se utilizan

baterías de plomo-ácido, que emplean como electrodos placas de

12

Page 20: Informe de Electroquimica

plomo y como electrolito ácido sulfúrico mezclado con agua

destilada. (Reboiras, 2008).

Fig .5. Representacion de una Pila.

II.4.2. CRITERIOS DE ESPONTANEIDAD

La termoquímica dice que una reacción será espontánea cuando la variación de energía libre que la acompaña sea negativa, es decir cuando haya una disminución de la función de estado G. (Frederic y Reyes , 2005)

Si:

∆G<0

Por otra parte la energía eléctrica producida por un generador de FEM E cuando hace circular una carga eléctrica Q por todo el circuito nos la da la ecuación del trabajo eléctrico: 

La carga Q es la transportada por los electrones que van de un electrodo a otro, y su valor es  donde  es el número de moles de electrones y F es la constante de Faraday, que equivale a la carga, en culombios, transportada por cada mol de electrones, es decir, (carga del electrón) x (Número de Avogadro) = 96500 culombios). (Frederic y Reyes, 2005)

Como ∆G representa el máximo de energía de la reacción puede liberar, nos queda:

Donde para que ∆G sea negativo, E debe ser positivo.

13

W = QE

∆G= - nFE

Page 21: Informe de Electroquimica

II.4.3. PARTES DE LA PILA:

Electrodo de oxidación (Ánodo, pérdida de electrones)

Electrodo de reducción (Cátodo, ganancia de electrones)

Medio para la transferencia de carga

Encadaelectrodo se realizauntrabajo→Potencial de Electrodos

A medida que E oxidación es más (+ ) →G oxidación es más (-)→“Mayor espontaneidad”

A medida que E reducción es más (+)→G reducción es más (-) →“Mayor espontaneidad”

Ejemplo

Se dan los siguientes electrodos de oxidación:

A = -0.534volts

D=-2.35volts

B=0.321volts

E=-1.23volts

C = 0.00 volts

F = 1.467 volts

Sí ordenamos en forma creciente de espontaneidad, tenemos:

                                                   D<E<A<C<B<F

14

FEM = E reducción - E oxidación

Page 22: Informe de Electroquimica

La diferencia de potencial que se establece entre los dos electrodos de una pila galvánica o voltaica, o entre las dos semipilas recibe el nombre de fuerza electromotriz de la pila aunque también se suele abreviar como FEM. Otro nombre que se le puede dar a la fuerza electromotriz es el de potencial estándar de la pila, haciendo referencia la denominación de estándar a que las disoluciones tienen una concentración 1M y la pila se halla a una temperatura de 25ºC. Se representa con una Eo. (Martinez et all, 2007)

Fig. 8. Actividad iónica por medio de la fuerza electromotriz

Cuando se dispone de la tabla de potenciales de reducción normales de electrodo y, por tanto, del potencial de reducción estándar de los dos electrodos que forman la pila, la fuerza electromotriz de la pila o potencial estándar se calcula como:

E (pila) = E (cátodo) – E (ánodo)

Actuará como cátodo (reducción) aquel electrodo cuyo potencial estándar es mayor y como ánodo (oxidación) aquel electrodo cuyo potencial estándar es menor. Es decir:-Cuanto mayor es el potencial normal de un electrodo, mayor es su tendencia a reducirse y, por tanto, mayor su poder oxidante.-Cuanto menor es el valor del potencial normal de un electrodo, mayor es su tendencia a oxidarse y, por tanto, mayor será su poder reductor.

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Page 23: Informe de Electroquimica

Cabe añadir, además, que la fuerza electromotriz de una pila es siempre positiva.(Martinez et all, 2007)

Ejemplo:

1. Se construye una pila galvánica conectando una barra de cobre sumergida en una disolución de Cu2+ 1 M con una barra de cadmio sumergida en una disolución de Cd2+ 1 M. Halla la fem de esta pila.

Datos:

E0 (Cu2+/Cu) = 0,34 V

E0 (Cd2+/Cd) = -0,40 V.

Solución:

La FEM de la pila es la FEM estándar, ya que las concentraciones son 1 M.

Como el potencial de reducción mayor es el de Cu este se reducirá y el de Cd se oxidará, por tanto las reacciones que tendrán lugar en la pila serán:

Reducción (cátodo): Cu2+ + 2 e- →Cu E0 = 0,34 V

Oxidación (ánodo): Cd→ Cd2+ + 2 e- E0 = 0,40 V

Reacción global de la pila: Cu2+ + Cd→ Cu + Cd2+ E0 = 0,32 + 0,40 = 0,72 V

Obsérvese que al escribir la reacción de oxidación para el electrodo de Cd se ha cambiado el signo del potencial normal de reducción, ya que éste es el proceso inverso. (Martinez et all, 2007)

2. Representa la pila voltaica formada por un electrodo de Zn en una disolución de ZnSO4 y un electrodo de plata en disolución de AgNO3 1,0 M. Las disoluciones están a 250 C. Determina cuál es el cátodo y cuál es el ánodo, escribe las reacciones de la pila, indica el sentido de flujo de los electrones y calcula la FEM de la pila.

Datos:

E0 ( Zn2+/Zn) = -0,76 V

E0 (Ag+/Ag) = 0,80 V.

SOLUCIÓN:

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Page 24: Informe de Electroquimica

El electrodo que tenga el potencial normal de reducción mayor se reducirá actuando como cátodo. El de menor potencial se oxidará actuando como ánodo.

Las reacciones que tendrán lugar en la pila son:

Oxidación en el ánodo: Zn→Zn2+ + 2 e- E0 = 0,76 V

Reducción en el cátodo: 2 Ag+ + 2 e-→2 Ag E0 = 0,80 V

Reacción global: Zn + 2 Ag2+ → Zn2+ + 2 Ag

Se cambia el signo del potencial del Zn debido a que se ha invertido el sentido de la semireacción, es decir hemos escrito la reacción de oxidación.

Se ha multiplicado por 2 la semireacción de reducción con objeto de ajustar la reacción global y, sin embargo, el potencial de electrodo no varía, ya que se una propiedad intensiva.

Como la reacción global de la pila es suma de las dos semireacciones, su potencial es también la suma de los dos potenciales parciales:

Eopila = 0,80 + 0,76 = 1,56 V

Es decir:

E0pila = E0

cátodo - E0ánodo

La notación abreviada de la pila será:

Zn(s)/Zn2+ (1M)//Ag+ (1M)/Ag(s)

II.5. POTENCIAL ESTANDAR DE REDUCCION

La FEM o potencial de celda voltaica depende de las medias celdas anódica y catódica específicas de que se trate. Al inicio, se podría tabular los potenciales de celada de todas las combinaciones posibles de cátodo y ánodo, Sin embargo, no es necesario, en su lugar se asigna un potencial estándar a cada media celda individual, y después se determina la E° de la celda con bases en los potenciales de media celda.(Chang R., ét al, 2013)

El potencial de celda es la diferencia entre dos potenciales de electrodo, uno de ellos es el cátodo y el otro es el ánodo. Por consiguiente, los potenciales estándar de electrodo se tabulan respecto a reacciones de

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Page 25: Informe de Electroquimica

reducción, y se les denota como potenciales estándares de reducción. (Chang R., ét al, 2013)

E°celda=E°cátodo−E°ánodo

El exponente “°” denota condiciones de estado estándar, y E° es el potencial estándar de reducción, o el voltaje en un electrodo asociado con una semireaccion de reducción cuando todos los solutos son de 1 M y todos los gases están a 1 atm. Así, el potencial estándar de reducción del electrodo hidrogeno es cero. El electrodo de hidrogeno se conoce como electrodo estándar de hidrogeno (EEH). (Chang R., ét al, 2013)

Fig. 9 a) Una celda que está compuesta por un electrodo de zinc y un electrodo de hidrogeno. b) Una celda que está compuesta por un electrodo de hidrogeno y un electrodo de zinc.

El electrodo de Pt proporciona la superficie en que lleva a cabo la reduccion. Cuando todos los reactivos estan en su estado estandar(El H 2esta a 1 atm y los iones H+¿¿ y Zn2+¿¿ a 1 M), la fem de la celda e sde 0.76 V a 25 °C. Las reacciones de semicelda se escriben:

Ánodo (Oxidación): Zn ( s )→Zn+2 (1M )+2e−¿¿

Cátodo (Reducción): 2H+¿ (1 M )+2e−¿ →H2( 1atm ) ¿¿

Reacción Global: Zn ( s )+2H+¿ (1M )→Zn+2 (1 M )+H 2 (1atm ) ¿

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Page 26: Informe de Electroquimica

La celda de Zn-EEH se escribe como:

E°celda=E°cátodo−E°ánodo

E°celda=E°H+¿/ H2−E°Zn+2/ Zn¿

0.76V=0−E° Zn+2 /Zn

E° Zn+2

Zn

=−0.76V

Por lo tanto, el potencial estándar de reducción del zinc es de -0.76 V.

El potencial estándar de electrodo del cobre se calcula de la misma manera. En este caso el electrodo de cobre es el cátodo. Y las reacciones de semicelda son:

Ánodo (Oxidación): H 2 (1atm )→2H+¿ (1 M )+2e−¿¿ ¿

Cátodo (Reducción): Cu+2 (1M )+2e−¿→Cu (s ) ¿

Reacción Global: H 2 (1atm )+Cu+2 (1M )→2H+¿ (1M )+Cu ( s )¿

La celda de EEH-Cu se escribe como:

E°celda=E°cátodo−E°ánodo

E°celda=E°Cu+2 /Cu−E°H +¿/H 2¿

0.34V=E°Cu+2/Cu−0

E°Cu+2

Cu

=0.34V

Para la celda de Daniell, se escribe:

Ánodo (Oxidación): Zn ( s )→Zn+2 (1M )+2e−¿¿

Cátodo (Reducción): Cu+2 (1M )+2e−¿→Cu (s ) ¿

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Page 27: Informe de Electroquimica

Reacción Global: Zn(s )+Cu+2 (1M )→Zn+2 (1M )+Cu (s )

La FEM de la celda es:

E°celda=E°cátodo−E°ánodo

E°celda=E°Cu+2 /Cu−E°Zn+2/Zn

E°celda=0.34 V−(−0.76V )

E°celda=1.10V

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Page 28: Informe de Electroquimica

TABLA DE POTENCIALES ESTANDAR A 25 °C

EJEMPLO:

Una celda Galvánica se compone de un electrodo de Mg en una disolución de Mg (N O3)2 1.0 M y un electrodo de Ag en una disolución de AgN O3 1.0 M. Calcule la FEM en esta celda Galvánica a 25 °C.

Ag+¿ (1.0 M )+e−¿→Ag ( s)E °=O .80V¿ ¿

Mg2+¿ ( 1.0M )+2e−¿→Mg ( s)E °=−2.37V ¿ ¿

SOLUCION:

Oxidación: Mg ( s )→Mg2+¿ (1.0 M )+2e−¿¿¿

Reducción: 2 Ag+¿ (1.0 M )+ e−¿→2 Ag ( s )¿ ¿

Reacción global: Mg ( s )+2 Ag+¿ ( 1.0M )→Mg2 +¿ ( 1.0M )+2 Ag (s ) ¿¿

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Page 29: Informe de Electroquimica

E°celda=E°cátodo−E°ánodo

E°celda=E°Ag+¿/Ag−E°Mg+2/Mg ¿

E°celda=0.80V−(−2.37V )

E°celda=3.17V

II.5.1. ECUACIÓN DE NERNST

La ecuación de Nernst se utiliza para calcular el potencial de reducción de un electrodo fuera de las condiciones estándar (concentración 1 M, presión de 1 atm, temperatura de 298 K o 25 ºC). Se llama así en honor al científico alemán Walter Nernst, que fue quien la formuló en 1889.

Considere una reacción redox del tipo

aA+bB→cC+dD

De la ecuación

∆G=∆G°+RT lnQ Puesto que:

∆G=−nFE y ∆G°=−nF E°

La ecuación anterior se expresa como:

−nFE=−nF E °+RT lnQ

Al dividir la ecuación entre – nFE, obtenemos

E=E°− RTnF

lnQ

DONDE:

E: es el potencial corregido del electrodo.

E°: el potencial en condiciones estándar (los potenciales se encuentran

tabulados para diferentes reacciones de reducción).

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Page 30: Informe de Electroquimica

R: la constante de los gases.(8.31J

° K .mol)

T: la temperatura absoluta (escala Kelvin 298° K).

n: la cantidad de mol de electrones que participan en la reacción.

F: la constante de Faraday (23,062calV

Ó 96,406JV

).

Ln (Q): es el logaritmo neperiano de Q que es el cociente de reacción.

Donde Q es el cociente de la reacción. A 298 K, la ecuación se expresa como:

E=E°−0.0257n

lnQ

Empleando el logaritmo en base 10 de Q, la ecuación quedaría expresada como:

E=E°−0.0592nF

logQ

Así para la reacción:

aA+bB→cC+dD

La expresión de Q es:

Donde:

[C] y [D]: presiones parciales y/o concentraciones molares en caso de gases o de iones disueltos de los productos de la reacción; [A] y [B] para los reactivos.

Los exponentes son la cantidad de moles de cada sustancia implicada en la reacción (coeficientes estequiométricos). A las sustancias en estado sólido se les asigna concentración unitaria, por lo que no aparecen en Q.

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Page 31: Informe de Electroquimica

En realidad, los potenciales de las células electroquímicas están relacionados con las actividades de los reactivos y los productos de la reacción, que a su vez están relacionadas con las respectivas concentraciones molares. No obstante, con frecuencia se hace la aproximación de que las actividades son iguales a las concentraciones molares, pero es conveniente tener en cuenta que esto es una aproximación y que como tal, puede conducir a resultados erróneos.

Durante la función de la celda galvánica, los electrones fluyen del ánodo al cátodo, lo que da por resultado la formación de los productos y una disminución en la concentración de los reactivos. Así, aumenta Q, lo cual significa que Edisminuye. Finalmente, la celda logra el equilibrio. E n el equilibrio no hay transferencia neta de electrones, de modo que E=0 yQ=K , donde K es la constante de equilibrio.

La ecuación de Nernst permite calcular E en función de las concentraciones de los reactivos y los productos en una reacción redox.

Por ejemplo, para la celda galvánica

Cu(ac)2+¿+Zn(s)→Cu(s )+Zn( ac)

2+¿ ¿¿

La ecuación de Nernst para esta celda a 25℃ se escribe como

E=1.10V−0.0257V2

ln¿¿¿

Si el cociente ¿¿ es menor a 1, el ln ¿¿¿ será un número negativo, y el segundo

término del lado derecho de la ecuación anterior será positivo. En esta condición,E es mayor que la fem estándar E° . Si el cociente es mayor a 1, E será menor que E°.

II.5.2. APLICACIÓN A PILAS

La fuerza electromotriz de una pila se calcula con la siguiente expresión:

∆ E=∆ E(red .cátodo )−∆ E(red . ánodo)

Ambos potenciales de reducción se calculan con la ecuación de Nernst, por lo tanto sacando factor común y operando con los logaritmos se obtiene la siguiente ecuación:

E=E°− RTnF

lnQ

Donde ∆ E es la diferencia de potencial corregida de la pila y ∆ E ° la diferencia de potencial de la pila en condiciones estándar, es decir calculada con las reacciones tabuladas, sin corregir con la ecuación de Nernst para electrodos.

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Page 32: Informe de Electroquimica

II.5.3. ELECTRODOS METAL-SAL INSOLUBLE-ANIÓN

Consta de una barra metálica inmersa en solución que contiene una sal insoluble sólida de metal y aniones de sal. (Castellan G. W., 1987)

A. ELECTRODO DE PLATA-CLORURO DE PLATA

AgCl (s )+e−¿↔ Ag (s )+Cl−¿ (aq )¿ ¿

La actividad de AgCl no aparece en el cociente, pues AgCl es una solido puro. El electrodo de plata-cloruro de plata es un electrodo de referencia de uso común. (Castellan G. W., 1987)

B. ELECTRODO DE CALOMEL

Gran cantidad de mercurio liquido cubierto con una pasta de calomel (cloruro mercuroso) y una solución de KCl. (Castellan G. W., 1987)

Hg2Cl2 (s )+2e−¿↔2Hg ( l)+2Cl−¿ ( aq ) ¿¿

C. ELECTRODO DE MERCURIO-OXIDO MERCÚRICO

Gran cantidad de mercurio liquido cubierto con una pasta de calomel (cloruro mercuroso) y una solución de KCl. (Castellan G. W., 1987)

HgO ( s)+H 2O (l )+2e−¿↔Hg ( l)+ 2OH−¿( aq)¿ ¿

D. ELECTRODO DE MERCURIO-SULFATO MERCUROSO

Gran cantidad de mercurio liquido cubierto con una pasta de sulfato mercuroso y una solución que contiene sulfato. (Castellan G. W., 1987)

Hg2SO4 ( s)+2e−¿↔ 2Hg (l )+SO 42−¿ (aq )¿ ¿

II.6. CELDAS ELECTROLITICAS

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Page 33: Informe de Electroquimica

Es el segundo gran tipo de celdas electroquímicas que convierte la energía de una corriente eléctrica en la energía química de los productos de una reacción que no se da de modo espontáneo en las condiciones de trabajo de dicha cuba. El voltaje de dicha corriente ha de ser mayor al que tendría la celda galvánica en la que se produjese el proceso inverso, por lo que también se deben conocer los potenciales de reducción. A comparación con las celdas galvánicas, las celdas electrolíticas no son espontáneas y debe suministrarse energía para que funcionen. Al suministrar energía se fuerza una corriente eléctrica a pasar por la celda y se fuerza a que la reacción redox ocurra. (Andrés et all, 2008)

Fig. 10. Celda electrolítica.

EJEMPLO:

Los potenciales de reducción del cobre (II)/cobre y del zinc (II)/Zinc valen respectivamente +0,34 V y -0,76 V. Una pila o celda galvánica que aprovechara la reacción espontánea Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu proporcionaría una fuerza electromotriz de +0,34 V -(-0,76 V)=1,10 voltios. (Andrés et all, 2008)

Si ahora queremos provocar la reacción contraria Cu + Zn2+ → Cu2+ +

Zn por ejemplo para depositar Zn sobre un objeto metálico, habremos de

introducir una fuente de alimentación que genere una corriente eléctrica de

más de 1,10 voltios

Por tanto, en la célula electrolítica existe igualmente una reacción redox

pero ahora está provocada por la energía eléctrica de las cargas que

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Page 34: Informe de Electroquimica

atraviesan la cuba. Aunque ahora existe un único recipiente, también

existen dos semireacciones, una en cada electrodo, pues en cada una de

ella tiene lugar una parte de la reacción redox:

La pérdida de electrones (oxidación) tiene lugar en el ánodo.

La ganancia de electrones (reducción) se produce en el cátodo.

Un ejemplo es la electrolisis del agua cuando se le hace pasar una corriente eléctrica. 2H 2O→2H 2+O2 (Andrés et all, 2008)

Fig. 11. Aparato para electrolisis del agua y otras disoluciones con matraces

para recogida de los gases liberados

Si se sumergen dos conductores químicamente inertes (por ejemplo platino o grafito) en una solución de un electrolito o en un compuesto iónico fundido y se aplica una diferencia de potencial eléctrico entre ellos, circulará corriente eléctrica porque hay especies cargadas capaces de moverse: los iones (en el electrolito o el compuesto iónico fundido) y los electrones (en los conductores). Sobre cada interfaz conductor/electrolito tendrán lugar reacciones alimentadas por la presencia de especies oxidables y reducibles. Como ya vimos, este proceso se denomina electrólisis y al sistema al cual se le suministra la diferencia de potencial eléctrico se llama celda electrolítica. Se puede interpretar a la electrólisis como el proceso

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Page 35: Informe de Electroquimica

opuesto al que ocurre en una celda galvánica: por medio de la aplicación de una diferencia de potencial eléctrico externo se genera la circulación de carga eléctrica que produce una reacción química rédox no espontánea. En una celda galvánica, por el contrario, se aprovecha una reacción química rédox espontánea para producir una diferencia de potencial eléctrico. Los iones positivos (cationes) se dirigen hacia el polo negativo, donde pueden aceptar electrones y transformarse en la especie correspondiente reducida. Por otro lado, el electrodo positivo atrae a los iones negativos (aniones), los que pueden oxidarse cediendo uno o más electrones al electrodo. La suma de las dos reacciones de electrodo, la oxidación en el ánodo y la reducción en el cátodo, constituyen la reacción redox global, lograda por medio de la aplicación de una diferencia de potencial. (Andrés et all, 2008)

EJEMPLOS:

a) Electrólisis de una sal fundida:

PbBr2 (¿Por qué es imposible realizar la electrólisis de una sal sólida?).

Reacción en el cátodo:

Pb2+¿+2e−¿→Pb(l) ¿ ¿

Reacción en el ánodo:

2Br→Br2(g )+2e−¿¿

Reacción global:

PbBr2 (l)→Pb(l)+Br2(g)

(Andrés et all, 2008)

b) Electrólisis de una sal disuelta en agua:

CuCl2 ,NaCl y Na2SO4 .

Como acabamos de ver en (a), en los casos de electrólisis de sales fundidas no puede haber dudas respecto de las reacciones respectivas en los electrodos, porque no hay más que un tipo de aniones y de cationes. En el caso de la electrólisis de sales disueltas en agua la situación no es siempre tan sencilla. Veamos primero la electrólisis de CuCl2 disuelto en agua. (Andrés et all, 2008)

Disociación en el medio acuoso:

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Page 36: Informe de Electroquimica

CuCl2 (g)→Cu2(ac )+¿+2Cl(ac )

−¿ ¿¿

Reacción esperada en el cátodo:

Cu2(ac)+¿+2e→Cu(s )¿

Reacción esperada en el ánodo:

2Cl(ac )−¿→Cl 2(g )+2e−¿¿ ¿

Reacción global esperada:

CuCl2 (ac)→Cl2( g)+Cu(s )

En este caso se cumplen las expectativas, porque efectivamente se observa desprendimiento de cloro gaseoso en el ánodo y el depósito de cobre metálico sobre el material del cátodo. (Andrés et all, 2008)

En el caso de la electrólisis del NaCl, el resultado que se obtiene no coincide totalmente con lo esperado, ya que en el cátodo se observa desprendimiento de gas hidrógeno, en lugar de depósito de sodio metálico. La reacción en el ánodo sí es la esperada. (Andrés et all, 2008)

Disociación en el medio acuoso:

NaCl→Na(ac)+¿+Cl(ac )

−¿¿ ¿

Reacción esperada en el cátodo:

Na(ac)+¿+e−¿→Na( s )No ocurre ¿¿

Reacción que ocurre en el cátodo:

H 2O(ac)+2e−¿→H 2+2OH( aq)

−¿¿ ¿

Reacción esperada en el ánodo:

2Cl(aq)−¿→Cl 2(g )+2e−¿Ocurre¿ ¿

¿Cómo se puede explicar este resultado?

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Page 37: Informe de Electroquimica

Debe tenerse presente que en soluciones acuosas, cerca de los electrodos no sólo están presentes los iones provenientes de la disociación de la sal, sino también moléculas de agua y los iones provenientes de la disociación de ella, H+(ac) y OH-(ac), especies que también pueden intervenir en reacciones redox. En este caso particular, cerca del electrodo negativo existirán iones Na+(ac) y H+(ac) (estos últimos en muy baja concentración si el medio es neutro) y moléculas de agua. ¿Cómo se puede saber cuál de ellos se reducirá? En una primera aproximación, se puede utilizar como criterio cualitativo el valor de los potenciales de reducción, calculados mediante la ecuación de Nernst, para tener en cuenta las concentraciones de los iones en solución. En este caso, suponiendo que la solución de NaCl tiene concentración 1 M y pH 7, el potencial de reducción del sodio es –2,71 V mientras que el del agua [(H+¿¿)] = 10-7 M) vale –0,41 V. La especie que tenga un valor de potencial de reducción mayor será posiblemente la que se reduzca. En el ejemplo anterior ésta es el agua. No siempre este criterio es aplicable en forma directa, pues el depósito de un sólido o el desprendimiento de un gas en una celda electrolítica tienen lugar cuando la diferencia de potencial aplicada excede a la de equilibrio en una cantidad denominada sobre potencial, que está determinado por la cinética de la reacción. (Andrés et all, 2008)

Aquí no se estudia el sobre potencial, pero debe saberse que algunas reacciones tienen sobre potencial elevado y no ocurren aunque el potencial de electrodo (potencial de electrodo termodinámico o potencial de Nernst) sea favorable. (Andrés et al, 2008)

En el último ejemplo ocurren las siguientes reacciones:

Disociación en el medio acuoso:

Na2SO4 (s)→2Na(ac )+¿ SO4(ac)

−¿¿ ¿

Reacción en el cátodo:

2H(ac)+¿+2e−¿→H

2(g) ¿ ¿

Reacción en el ánodo:

4OH (ac)−¿→O 2(g)+2H 2O+4e−¿¿ ¿

Reacción global:

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Page 38: Informe de Electroquimica

4 H(ac)+¿+4OH (ac)

−¿→ 2H2(g)+O 2(g)+2H2 O ¿¿

Esta última reacción se puede escribir como:

2H 2O(l)→2H 2(g )+O2 (g)

La reacción neta que ocurre es la descomposición electrolítica del agua. En las cercanías del ánodo se encuentran mayoritariamente los iones sulfato, pero éstos no pueden ser oxidados, de manera que la oxidación ocurre como está indicada. (Andrés et all, 2008)

¿Qué sucede si intentamos hacer la electrólisis de agua pura? Es virtualmente imposible, pues el agua pura contiene una cantidad muy pequeña de iones y prácticamente no conduce la corriente eléctrica. Por esta razón, para que se pueda electrolizar el agua es necesario agregar alguna sal o un ácido o una base para que la solución sea conductores.

II.7. LEY DE FARADAY

En 1820, el descubrimiento, de Oeste, de los efectos magnéticos causados por la corriente eléctrica creo un gran interés en la búsqueda de los efectos eléctricos producidos por campos magnéticos, que es la inducción electromagnética, descubierta en 1830 por Michel Faraday Joseph Henry, casi simultáneamente y de manera independiente. Ampere había malinterpretado algunos experimentos, porque buscaba fenómenos eléctricos causados por campos magnéticos estáticos. Los experimentos de Faraday y Henry, mostraron que una corriente eléctrica podría inducirse en un circuito mediante un campo magnético variable. Los resultados de estos experimentos llevaron a la ley conocida como Ley de Inducción de Faraday.  Esta ley señala que la magnitud de la fuerza electromotriz (FEM) inducida en un circuito es igual a la razón de cambio en el tiempo del flujo magnético a través del circuito.

II.7.1. PRIMERA LEY DE FARADAY:

“La masa de un producto obtenido o de reactivo consumido durante la reacción en un electrodo, es proporcional a la cantidad de carga (corriente x tiempo) que ha pasado a través del circuito”. (Waser, 2000)

Esta primera ley, permite calcular, la cantidad de electricidad (en coulambios o Faraday) para depositar un equivalente gramo de una sustancia. (Waser, 2000)

La unidad eléctrica que se emplea en física es el coulomb (C). Un coulomb se define como la cantidad de carga que atraviesa un punto

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Page 39: Informe de Electroquimica

determinado cuando se hace pasar un ampere (A) de corriente durante un segundo.

EJEMPLO:

Calcular el equivalente electroquímico del ion férrico (Fe+++)

El equivalente electroquímico es la masa transportada por un Coulomb:

Equivalente electroquimico= equivalente quimico96.500

=¿

18.6696.500

=0,000193 g/Equi−g×C

0,000193=1,933×10−4g /Equi−g×C

EJEMPLO: 

Calcular el número de coulombios necesarios para depositar en el cátodo 30 g de plata, cuando se hace pasar una corriente de 3 amperios a través de una solución de AgNO3.

Cálculo del equivalente químico:

Plata=107,81

=107,8g /Equi−g

Si 96.500 coulombious depositan 107,8 g/Equi-g, 30 gramos de plata cuantos coulombious requiere.

Cálculo de la electricidad empleada:

96.500C→107,8g /Equi−g

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Equlibrio Equivalente=Masa atómicaValencia

=563

=18,66 g /Equi−g

Intensidad (A) = Coulombios = Amperios x segundos

Page 40: Informe de Electroquimica

C= 30 g×96.500C107,8g /Equi−g

=26.855,2c

II.7.2. SEGUNDA LEY DE FARADAY:

“Las masas de diferentes sustancias producidas por el paso de la misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a sus equivalentes gramos”. (Waser, 2000)

Esta ley permite calcular la masa de diferentes sustancias depositadas por la misma cantidad de electricidad. La cantidad de elemento depositado por un Faraday (96.500 c) se conoce como equivalente electroquímico. (Waser, 2000)

Ejemplo: Calcule la cantidad de cobre que se depositará al hacer pasar una corriente de 100 Amperes durante 20 minutos por una solución de sulfato cúprico (CuSO4). Peso atómico del Cu = 63,54 g.

Cálculo del Equivalente químico:

Equil−qdelCu++¿=63,54

2=31,77g /Equi−g¿

Cálculo de la cantidad de electricidad empleada:

Q = 100 Amperes x 1.200 segundos = 120.000 C.

Cálculo de la cantidad de cobre depositado:

96.500C depositan28,27g /Equi−g

120.000Ccuando depositan→X

X=120.000C×31,77 g/Equi−g96.500C

39,50 gdeCu++¿¿

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Equivalente quimico=MasaatomicaValencia

Q = A x t

Page 41: Informe de Electroquimica

Las dos leyes de Faraday se cumplen para los electrolitos tanto fundidos como en solución. Su validez no se altera por variaciones de temperatura, presión, naturaleza del solvente y del voltaje aplicado. (Reboiras, 2008)

II.8. PILAS COMUNES

Llamadas de Leclanché, fueron inventadas en 1860 por Georges Leclanché. Tienen un electrodo de grafito donde ocurre la reducción (polo positivo) y un electrodo de Zn donde ocurre la oxidación (polo negativo). El electrodo de Zn es una chapa que envuelve al electrolito, una mezcla de N H 4Cl ,ZnCl2, agua, almidón y grafito en polvo. El almidón se emplea para que los líquidos no fluyan (se forma un gel) y el grafito en polvo para mejorar la conductividad del sistema. (Aldabe S., ét al, 2002)

Esta pila genera 1.5 V entre los electrodos. Es de bajo costo y de distintos tamaños

II.9. PILAS ALCALINAS

Son similares las comunes. Los mismos electrodos son puestos en contacto con un electrolito que es una pasta de KOH. Esto elimina la producción de gases y el electrodo Zn no se ataca tan fácilmente. (Aldabe S., ét al, 2002)

La diferencia de potencial que genera esta también es de 1.5 V. Tiene la ventaja de tener mayor vida útil que a pila común porque no se ataca el Zn tan fácilmente. L desventaja es el precio. (Aldabe S., ét al, 2002)

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Page 42: Informe de Electroquimica

II.10.CORROSION DEL HIERRO

La corrosión es un proceso espontáneo de destrucción que experimentan los metales en contacto con el medio ambiente, convirtiéndose en óxidos y esto produce un gradual deterioro de ellos.

La corrosión de los metales, es un proceso permanente debido a que ellos están siempre en contacto con los agentes que la provocan, como son el agua, el oxígeno del aire y en estos últimos años la lluvia ácida, al mismo tiempo en las zonas costera, también el problema se intensifica debido al ambiente salino.

La forma de corrosión más común y destructiva desde el punto de vista económico es la oxidación del hierro, este problema significa un derroche de energía y de dinero, debido a que en el mundo se gastan millones de dólares, tanto en proteger como en reponer los materiales y estructuras metálicas corroídas.

Para minimizar el problema de la corrosión, es necesario proteger los metales con pinturas anticorrosivas o estructuras de hierro galvanizadas, estañadas o bien se le une a la estructura de hierro un ánodo de sacrificio de magnesio.

La corrosión de los metales, y en particular el hierro, es un proceso electroquímico debido a que sobre la pieza del metal que se corroe existen zonas anódicas y catódicas, en el cual el hierro se oxida con el oxígeno del aire en presencia de humedad, para dar un producto que carece de las propiedades estructurales del hierro metálico, como lo es el óxido de hierro (III)

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hidratado (Fe2O3 x H2O) de color café rojizo que se llama en lo cotidiano herrumbre.

El proceso de corrosión se desarrolla fundamentalmente en dos etapas, a saber:

a. la primera etapa puede interpretarse como una pila galvánica, en la que una zona de la superficie del hierro funciona como ánodo y tiene lugar la oxidación del hierro metálico a ion hierro(II), según :

Fe(s)→Fe2+¿ (ac )+2e−¿ ¿ Eº=−0,44 v

En otra región contigua a la superficie del metal que funciona como cátodo, tiene lugar la reducción del oxígeno atmosférico a agua según la semireacción:

12O2(g)+2H+¿(ac )+2e−→H2O (l)¿

Eº=1,23 v

La reacción global se representa en la siguiente ecuación:

Fe(s)+ 12O2(g)+2H+¿(ac)→Fe2

+¿(ac)+H2O( l) ¿¿

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El potencial de esta pila se puede calcular, sea sumando los potenciales obtenidos en las semireacciones o haciendo uso de los potenciales de reacción tabulados como de reducción y se obtiene:

Eº=Eºcátodo – Eº ánodo

1,23−(−0,44 )=1,67v . espontánea

Como se observa en la reacción global, esta primera etapa ocurre en medio ácido, donde los protones requeridos, son aportados por cualquier ácido como el CO2 atmosférico disuelto en el agua, también pueden ser aportados por la lluvia ácida en las zonas más contaminadas.

b. La segunda etapa, corresponde a la formación de la herrumbre, donde el ion hierro(II) sale de la superficie del metal y migra a la gota de agua, donde se oxida a ion hierro(III),según:

2 Fe2+¿(ac)→ 2Fe3

+¿(ac)+2e−¿¿ ¿ Eº=0,77 v

Simultáneamente el oxígeno disuelto en el agua se reduce según:

12O2(ac )+2H+¿(ac)+2e−→H2O (l)¿

Eº=1,44V

La ecuación de la reacción global corresponde a:

2 Fe2

+¿(ac)+12O 2(g)+2H +¿(ac)→2 Fe3

+¿ (ac )+H2O (l )¿

¿ ¿

El potencial de la reacción global es alto y positivo, por lo tanto este proceso

también es espontáneo. Los iones Fe3+¿ ¿

precipitan como óxido de hierro (III)

hidratado como consecuencia de la desprotonación de las moléculas de agua y se representa mediante la siguiente ecuación:

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4 H2O (l )+Fe3+¿ (ac )→6H +¿ ( ac )+Fe

2O

3x H 2O( s) ¿¿

Esta reacción reestablece los protones necesarios para que la reacción global de la primera etapa vuelva a ocurrir.

La representación gráfica del proceso de corrosión del hierro en medio ácido, donde se forma la herrumbre, se muestra en la figura 2. El proceso global de corrosión del hierro se resume en la siguiente ecuación:

2 Fe (s )+ 32O2 (ac )+x H 2O(l)→Fe2O3 x H 2O(s)

En medio neutro o débilmente básico, el proceso de corrosión del hierro se representa por las siguientes etapas:

Primera etapa: El oxígeno del aire se reduce a ion hidróxido, donde los electrones son suministrados por la oxidación del hierro metálico de acuerdo a las siguientes ecuaciones:

Cátodo

2O2 (g )+2H 2O (l )+4e−→4OH−¿ (ac ) ¿ Eº=0,40 v

Ánodo

Fe (s )→Fe2+¿ (ac )+2e ¿ Eº=0,44 V

Ecuación global

2 Fe(s)+O2(g)+2H 2O(l)→Fe2+¿(ac)+4OH−¿(ac)¿ ¿

El potencial de esta pila es 0,84 v, positivo, menor que en medio ácido, pero también es espontáneo.

En la segunda etapa se forma el hidróxido de hierro (II), el cual se oxida a hidróxido de hierro

(III) y este se convierte en óxido de hierro (III) llamada herrumbre y se representa en las

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Siguientes ecuaciones:

Fe2+¿ (ac )+2OH−¿(ac)→Fe (OH )

2(s) ¿¿

4 Fe(OH )2(s)+O2(g)+2H 2O(l)→4 Fe(OH )3(s )

2 Fe(OH )3(s)→Fe2O3 .H 2O(s )+2H 2O(l)

II.11.PROTECCION CATODICA

El potencial catódico es el potencial se va desplazando hacia la izquierda hasta que no fluyen corrientes anódicas, es decir U<U a. Además de con la creación de una tensión exterior, el potencial también se puede desplazar introduciendo un material no noble que haga las veces de un ánodo de sacrificio. No obstante el potencial del electrodo que debe protegerse también se puede desplazar hacia el margen pasivo, esto es, hacia el margen de potencial U p y U d.

Para disminuir al máximo el consumo del ánodo de sacrifico o de la corriente impresa, que es la esencia del diseño de protección, se recurre como una práctica general al pintado de esas superficies convertidas en cátodo. De este modo la relación de superficies, r, será la mínima posible. Como aquí lo que se consume es una ánodo masivo, no importa tanto la concentración de la corrosión, cuanto su magnitud en términos totales de masa oxidada o energía consumida.

Para que la pila de corrosión funcione del mejor modo posible es necesario que razonando de modo inverso, la conductividad a través del electrolito sea la más elevada posible; y para que el efecto protector sea mucho mayor n el espacio, lo cual permitirá colocar menor número de ánodos, es decir, más espaciados entre sí, y que la caída de tensión sea la mínima. (Vázquez et.al, 2001)

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la protección catódica es una técnica de control de la corrosión que está siendo aplicada cada día con mayor éxito en el mundo entero, en que cada día se hacen necesarias nuevas instalaciones de ductos para transportar petróleo , productos terminados , aguas ; así como para tanques de almacenamientos , cables eléctricos y telefónicos enterrados y otras instalaciones importantes.

Se puede aplicar la protección catódica en metales como a cero, cobre, plomo, latón y aluminio, contra la corrosión en todos los tipos de suelos y, en casi todos los medios acuosos. De igual manera, se puede eliminar el agrietamiento por corrosión bajo tensiones por corrosión, corrosión intergranular, picaduras o tanques generalizado.

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III. PARTE EXPERIMENTAL

III.1. PROCEDIMIENTO

Tener la celda galvanica.

Hacer las respectivas soluciones de cobre como de zinc

En cada cuba colocar las soluciones de sulfato de zinc, como tambien sulfato de cobre.

Tener un puente salino (es un tubo en forma de u invertida) este contendra al cloruro de potasio ya que es un conductor metalico, o también un papel filtro remojado con ClNa.

Este circuito externo sera armado mediante un flujo de electrones.

Ya que estara instalado las semiceldas observaremos y mediremos de forma experimental con un multitester.

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III.2. CALCULO Y DATOS OBTENIDOS :

Se obtuvo como potencial de la celda galvánica con electrodos de cinc y cobre con ayuda del multímetro: 1.10 v

IV. CONCLUSIONES

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Se demostró parcialmente potencial de la celda galvánica con electrodos de cinc y cobre, ya que solo se obtuvo 1.10 V con una solución de CuSO4 y ZnSO4 a 1 M en ambos casos..

Se defino correctamente:

ÁNODO: Aquel que realiza la reducción. En la celda galvánica es el Aluminio (Al).

CÁTODO: Aquel que realiza la oxidación. En la celda galvánica es el Cobre (Cu)

OXIDACIÓN: Es una reacción quimica muy poderosa donde un elemento cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación.

REDUCCIÓN: Es el proceso electroquímico por el cual un atomo o un ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación.

BIBLIOGRAFÍA

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Page 51: Informe de Electroquimica

Aldabe S., Aramendía P., Lacreu L.,(2002), Química 1 Fundamentos, Argentina: Ediciones COLIHUE

Alfonso José Vázquez Vaamonde, J. J. de Damborenea, Juan J. Damborenea González, (2001), CIENCIA E INGENIERÍA DE LA SUPERFICIE DE LOS MATERIALES METÁLICOS, España: RAYCAR.

Andres Cabrerizo Dulce Maria.Anton bozal Juan Luis, Barrio Perez Javier, (2008).FISICA Y QUIMICA 1°BACHILLERATO.España: Editex S.A.

Asmat Humberto, (2007). FISICA GENERAL III, TEORIA Y PROBLEMAS, Sexta Edición. Perú: TRAMA.

C.L.mantell (1980). INGENIERIA ELECTRO-QUIMICA, .4ta edición. España: Reverte

Carlos Arturo Correa Maya (2002),FENÓMENOS QUÍMICOS ,Colombia : EAFIT

Castellan G. W., (1987), Fisicoquímica, 2° Edición, México: Adison Wesley

Chang R. Goldsby K. A. (2013), Química, Undécima Edición, México: McGrawHill

DEPARTAMENTO DE FISICA Y QUIMICA 2014, CORROSION DEL HIERRO, Recuperado el 17 de noviembre del 2014, de http://iespmbroseta.edu.gva.es/04h _fisica/carpeta_arxius/Corrosion%20Fe.pdf

Frederic Walton Harold,Reyes Jorge,(2005).ANALISIS QUIMICO E INSTRUMENTAL MODERNO.España :Reverte.

Laitinen Herbert A, Harris Walter E (2002).ANALISIS QUIMICO. España: Reverte

Martínez Álvarez Roberto, Rodríguez Yunta Josefa, Sánchez Martin Luis. (2007).QUIMICA UN PROYECTO DE LA AMERICAN CHEMICAL SOCIETY. España: reverte.

R. A. Serway (1997), Fisica, 4ª. Edición, México: Mc Graw Hill

Reboiras M.D. (2008).QUIMICA: LA CIENCIA BASICA. España: Thomsom.

44

Page 52: Informe de Electroquimica

Valenzuela Calahorro C., (1994).QUIMICA GENERAL, INTRODUCCION A LA QUIMICA TEORICA. España: salamanca

Waser Jurg (2000).TERMODINAMICA QUIMICA FUNDAMENTAL.España:Reverte.

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ANEXOS

La imagen muestra la placa de cobre, la placa de cinc y el puente salino en las soluciones

La imagen muestra el cómo ubicamos los puntas de los cables del multímetro para la medición del potencial de la celda.

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Page 54: Informe de Electroquimica

La imagen muestra la medición del voltaje en el multímetro por el contacto de los electrodos de cobre y de aluminio.

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