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quimica general e inorganica facultad de farmacia y bioquimica (uba)
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Electroquímica III
16 de mayo de 2005
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BateríasBaterías
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
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Pila secaPila seca
2NH2NH4+4+(ac)+2MnO(ac)+2MnO22(s)+2e Mn(s)+2e Mn22OO33(s)+2NH(s)+2NH33(ac)+ H(ac)+ H22O(l)O(l)
Zn(s) Zn Zn(s) Zn 2+(2+(ac)+ 2 eac)+ 2 e
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AislanteAislante Ánodo ( recipiente de Zn)Ánodo ( recipiente de Zn)Cátodo de aceroCátodo de acero
Disolución electrolítica que contiene Disolución electrolítica que contiene KOH, pasta de Zn(OH)KOH, pasta de Zn(OH)22 y HgO y HgO
Batería de mercurioBatería de mercurio
HgO(s)+HHgO(s)+H22O(l)+2e Hg(l)+2OH-(ac)O(l)+2e Hg(l)+2OH-(ac)
Zn(s) +2OH-(ac) ZnO(s)+HZn(s) +2OH-(ac) ZnO(s)+H22O(l)+ 2 eO(l)+ 2 e
Zn(s) +HgO(s) ZnO(s)+Hg(l)Zn(s) +HgO(s) ZnO(s)+Hg(l)
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CátodoCátodoÁnodoÁnodoTapaTapa
PbOPbO22 ( placas positivas) ( placas positivas)
Pb ( placas negativas)Pb ( placas negativas)
Solución de SOSolución de SO44HH22
PbO(s)+4HPbO(s)+4H++(ac) +SO(ac) +SO442-2-(ac)+2e PbSO(ac)+2e PbSO44(s)+ 2H(s)+ 2H22O(l)O(l)
Pb(s) +SOPb(s) +SO442-2- (ac) PbSO (ac) PbSO44(s)+ 2 e(s)+ 2 e
Pb(s) +PbO(s)+ 4HPb(s) +PbO(s)+ 4H++(ac) +SO(ac) +SO442-2-(ac) 2PbSO(ac) 2PbSO44(s)+ 2H(s)+ 2H22O(l)O(l)
Acumulador de plomoAcumulador de plomo
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ÁnodoÁnodoCátodoCátodo
Electrolito sólido
Li+
Batería de litio – estado sólidoBatería de litio – estado sólido
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CátodoCátodo
Electrodo de carbón Electrodo de carbón poroso con Ni y NiOporoso con Ni y NiO
Electrodo de carbónElectrodo de carbónporoso con Niporoso con Ni
Disolución de KOH caliente
ReducciónReducciónOxidación Oxidación
Celda de combustión hidrógeno-oxígeno
ÁnodoÁnodo
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2 H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
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CorrosiónCorrosión
Termino aplicado al deterioro de los metales por Termino aplicado al deterioro de los metales por un proceso electroquímico.un proceso electroquímico.
Ej: hierro oxidadoEj: hierro oxidado
empañadura de plataempañadura de plata
pátina verde que se forma en el cobre y latónpátina verde que se forma en el cobre y latón
OO22(g) +4H(g) +4H++(ac) +4e 2 H(ac) +4e 2 H22O(l)O(l)
Cu (s) CuCu (s) Cu2+ 2+ (ac) + 2e(ac) + 2e
Ag(s)Ag(s) Ag Ag+ + (ac) + e(ac) + e
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Formación de herrumbreFormación de herrumbre
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Formación de herrumbreFormación de herrumbre
AguaAgua
AireAire
HerrumbreHerrumbre
HierroHierro
Ánodo CátodoCátodo
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Zn Zn 2+2+ + 2e Zn (s) Eo= -0,76V + 2e Zn (s) Eo= -0,76V
Fe Fe 2+2+ + 2e Fe (s) Eo =-0,44 V + 2e Fe (s) Eo =-0,44 V
GalvanizadoGalvanizado
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Protección catódica de un tanque de Fe Protección catódica de un tanque de Fe para almacenamientopara almacenamiento
Tanque de Fe para almacenamiento
ReducciónReducciónOxidaciónOxidación
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Protección catódica de un tanque de Fe Protección catódica de un tanque de Fe para almacenamientopara almacenamiento
Tanque de Fe para almacenamiento
OxidaciónOxidación ReducciónReducción
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ElectrólisisElectrólisis
Es el proceso de impulsar una
reacción en sentido opuesto al
espontáneo mediante corriente eléctrica.
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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.
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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
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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.
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Aplicaciones de la electrólisisAplicaciones 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
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Electrolisis de cloruro de sodio fundidoElectrolisis de cloruro de sodio fundido
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Electrolisis de cloruro de sodio fundidoElectrolisis de cloruro de sodio fundido
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Electrolisis del aguaElectrolisis del agua
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Electrolisis del aguaElectrolisis del agua
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Etapas implicadas en el cálculo de la cantidad de Etapas implicadas en el cálculo de la cantidad de sustancia que se oxidan o se reducen durante la sustancia que se oxidan o se reducen durante la
electrolisiselectrolisis
Corriente (en Corriente (en amperes y amperes y
tiempo)tiempo)
Carga en Carga en coulombscoulombs
Moles de Moles de electroneselectrones
Moles de Moles de sustancia sustancia oxidada o oxidada o reducidareducida
Gramos de Gramos de sustancia sustancia oxidada o oxidada o reducidareducida
Contante Contante de Faradayde Faraday EstequiometríaEstequiometría
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Leyes de FaradayLeyes 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:
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Leyes de FaradayLeyes 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
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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.