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Diapositivas de la asignatura electroquimica sobre equilibrio
Tipo: Diapositivas
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¡No te pierdas las partes importantes!
Índice:
· Introducción. · Células Electroquímicas · Células Galvánicas. · Células Electrolíticas. · Potencial de Unión Líquida. Puente Salino. · Potenciales Estándar. · Termodinámica de las Celdas Electroquímicas. · Ecuación de Nernst. · Celdas de Concentración. · Magnitudes Termodinámicas a partir del Potencial de Pila. · Electrodos de Referencia.
· En una disolución iónica, un ion se encuentra rodeado simétricamente por iones de distinto signo y todas las especies presentes en la disolución, iones y moléculas de disolvente, sufren una serie de interacciones, pero la resultante de estas interacciones es nula. Es decir, en cualquier volumen macroscópico se mantiene el principio de electroneutralidad.
Al introducir una barra de metal en esta disolución se produce una nueva ordenación de las partículas que puede dar origen a una separación de carga. Este hecho implica la aparición de una diferencia de potencial en dicha frontera.
a) b)
· La Electroquímica es la parte de la Química Física que trata de las relaciones entre la electricidad y las reacciones químicas: · Reacciones químicas dan lugar a energía eléctrica espontáneamente. ·Aplicación de energía eléctrica provoca Reacciones Químicas
Ley de Faraday: “La cantidad de material que sufre una reacción química en un
electrodo es equivalente a la cantidad de carga eléctrica que pasa por dicho electrodo”
M. Faraday estudio cuantitativo de las reacciones en los electrodos.
ducción
Re
Reacción en un electrodo:
1 Faraday = carga del electrón · nº de electrones en un mol
1 F =1.602 · 10-19^ C · 6.022 · 10^23 mol-1^ = 96485 C·mol-
z es el número de electrones intercambiados en la reacción, n’ es el número de moles de la sustancia electroactiva, Q es la cantidad de electricidad (carga eléctrica) F es el faraday, que es la carga que lleva asociada un mol de electrones
ducción
Re
M
Oz+
ze-
n moles totales de electrones
e-^ e-
Zn
Ánodo Cátodo
Zn++^ Cu++
Zn++^ SO 4 =^ Cu++^ SO 4 =
Célula Galvánica
El transporte de electrones del ánodo al cátodo significa que existe una diferencia de potencial entre los electrodos, a la cual se le da el nombre de potencial de la pila, E. A 298 K y concentraciones iguales de ZnSO 4 y CuSO 4 , el valor de E de la celda de Daniell es de 1.10 V Esta pila se representa por: Zn(s) | ZnSO 4 (ac) || CuSO 4 (ac) | Cu(s)
e e
Zn
Ánodo Cátodo
Zn++^ Cu++
Zn++^ SO 4 =^ Cu++^ SO 4 =
Célula Galvánica
La polaridad es distinta, aunque la corriente siempre fluye desde el ánodo al cátodo.
Usando una fuente de corriente, podemos crear una diferencia de potencial e invertir la dirección del flujo de electrones de la celda de Daniell. El Cu funciona como ánodo, oxidándose a Cu++, y el Zn actuará como cátodo y en él se producirá la reducción del Zn++, que se deposita sobre el electrodo.
Zn
Cátodo Ánodo
Zn++^ Cu++
Zn++^ SO 4 =^ Cu++^ SO 4 = Célula Electrolítica
e | | e
Signos de los Electrodos: En la célula galvánica en el ánodo se generan electrones, por lo que este electrodo estará cargado negativamente , mientras que el cátodo estará cargado positivamente. En la pila electrolítica , se están retirando continuamente electrones del ánodo, para forzar una reacción que no es espontánea, por tanto, el ánodo se mantiene artificialmente con una carga positiva , mientras que al cátodo se le están dando electrones, por lo que siempre habrá un exceso de carga negativa.
Zn
Zn++SO 4 2-^ Cu++SO 4 2-
Cu
Potencial de Unión Líquida
Zn
Zn++SO 4 2-^ Cu++SO 4 2-
Cu
HCl (0.1 M) KCl (0.1 M)
KCl (sat)
Sin Puente Salino: El= 0.027 V Con Puente Salino: Interfase HCl/KCl(sat) EL,1= +0.004 V Interfase KCl(sat)/KCl (0.1 M) EL,2= -0.002 V EL = 0.004 V-0.002 V= 0.002 V = 2 mV
El Zn puede reducir al Cu++, Ni++^ y Pb++. El Ni puede reducir al Pb++^ y al Cu++, pero no al Zn++. El Pb sólo puede reducir al Cu++. El Cu no puede reducir al Zn++, Ni++, ni Pb++.
· Una pila galvánica es una combinación de dos electrodos en la que cada uno contribuye de una forma específica al potencial global de la pila.
Zn(s) + Cu++(ac) Zn++(ac) + Cu(s) Zn(s) + Ni++(ac) Zn++(ac) + Ni(s) Ni(s) + Cu++(ac) Ni++(ac) + Cu(s) Ni(s) + Pb++(ac) Ni++(ac) + Pb(s) Pb(s) + Cu++(ac) Pb++(ac) + Cu(s)
Problema: Esta caída de potencial no puede ser medida directamente con un voltímetro.
· La caída de potencial en la interfase metal- disolución reflejará la capacidad de reducción de cada metal.
· No es posible medir la contribución de un electrodo particular. Podemos asignar el valor cero al potencial de uno de los electrodos y evaluar el resto sobre esta base.
Zn
Ni (^) Pb
Eº(Zn++/Zn) = -0.76 V
Se pueden tabular los potenciales estándar de distintos electrodos
· El potencial estándar de cualquier par redox se obtiene construyendo una pila en la que éste sea el electrodo de la derecha, mientras que el SHE será el de la izquierda. En esta pila todas las sustancias que intervienen tendrán una actividad igual a la unidad y si intervienen sustancias gaseosas la fugacidad será también la unidad.
H 2 (g) 2H+(ac) + 2e-
Elect. Derecha^ Zn++(ac) + 2e-^ Zn (s)
Elect. Izquierda
H+^ Zn++
Zn H 2
Volt
Puente Salino
· El valor del potencial es una medida cuantitativa de la tendencia de la semi-reacción a producirse de izquierda a derecha (sentido de reducción).
· A partir de estas tablas podremos calcular el potencial normal de cualquier pila.
Zn++(ac ) + 2e-^ Zn(s) Eº = -0.76 V Cu++(ac) + 2e-^ Cu(s) Eº = 0.34 V Zn(s) + Cu++(ac) Zn++(ac) + Cu(s) Eº = 1.10 V
Eº = Eºd – Eºi
. En las tablas las semi-reacciones se escriben como reducciones · Valor Positivo : se reducen más fácilmente que el H+^ a H 2 · Valor Negativo : se reducen menos fácilmente que el H+a H 2
El pila de Daniell:
· Se transportan 4 cargas eléctricas, que crean una diferencia de potencial, E, entre ambos electrodos.
Ecuación Fundamental de la Termodinámica
· Para una reacción que transporte n electrones y en la que no existe otro tipo de trabajo, el trabajo eléctrico será:
2H 2 (g) 4H+^ + 4 e-^ Oxidación
2H 2 (g) + O 2 (g) 2H 2 O(l)
O 2 (g) + 4H+^ + 4e-^ 2H 2 O(l) Reducción
En condiciones en las que P y T son
constantes tendremos:
We 4 FEe G
Considerando que el W se expresa en julios, el trabajo eléctrico de la celda es: We(J) = I (A) · t (s) · E (V) = Q (C) · E(V) = nF·E
· Una reacción es espontánea si el valor de G < 0 E > 0
· Una reacción no es espontánea si G > 0 E < 0
· En el equilibrio, G = E = 0.
