ELECTROQUÍMICA b) en una celda electroquímica Reacciones

ELECTROQUÍMICA
ELECTROQUÍMICA
Rama de la Quí
Química que estudia la interconversió
interconversión entre
la energí
energía elé
eléctrica y la energí
energía quí
química.
mica.
Producció
Producción de electricidad a partir de reacciones
electroquí
electroquímicas espontá
espontáneas (ΔG<0). (Pila, celda galvá
galvánica o
voltaica)
E qca
Reacciones
Químicas
Electricidad
E elect.
Empleo de corriente eléctrica para producir reacciones
electroquímicas no-espontáneas (ΔG>0). (Celda electrolí
electrolítica)
tica)
ELECTROQUÍMICA
Reacciones electroquí
electroquímicas
OXIDACIÓ
OXIDACIÓN
Celdas Galvánicas, voltaicas o pilas:
almacenan energía eléctrica
La energía liberada en las reacciones
químicas espontáneas se emplea para
producir electricidad
Celdas electrolíticas:
consumen energía eléctrica
Emplean electricidad para llevar a cabo
una transformación química
no espontánea.
ELECTROQUÍMICA
Reacciones redox
Transferencia de electrones
REDUCCIÓ
REDUCCIÓN
9Pérdida de electrones
9El número de oxidación
aumenta.
Zn(S) – 2eZn+2
b) en una celda electroquí
electroquímica
a) Por contacto directo
Barra de Zn en contacto con una solución de CuSO4
9Ganancia de electrones
9El número de oxidación
disminuye.
Cu+2 + 2eCu(S)
Zn(s) + Cu+2
Zn+2 + Cu(s)
9El agente reductor se oxida 9El agente oxidante se reduce
Reacciones redox
a) Por contacto directo
Zn(s) + Cu2+(ac)
Zn2+(ac) + Cu(s)
b) en una celda
electroquímica
ELECTROQUÍMICA
CELDAS GALVÁ
GALVÁNICAS, VOLTÁ
VOLTÁICAS O PILAS
ELECTROQUÍMICA
Caracterí
Características generales de las hemiceldas
electroquí
electroquímicas
M
Mn+ + ne-Electrodos
-Electrodos
(Conductores electrónicos)
electrónicos)
(Conductores
9Hemiceldas separadas físicamente.
9Transferencia de e- a través del circuito externo.
9Un puente salino o tabique poroso completa el circuito.
Electrolito
-- Electrolito
(Conductor iónico)
iónico)
(Conductor
Semicelda
o hemicelda
Mn+ + ne-
M
1
ELECTROQUÍMICA
ELECTROQUÍMICA
Celda ZnZn-Cu (Pila
(Pila de Daniell)
Daniell)
Fuerza electromotriz (fem),
Galvan5.swf
Eºcel = 1,103V
potencial o voltaje de la celda (Ecelda):
diferencia de potencial entre los
electrodos de una celda.
celda.
Se mide en voltios (V) 1V = 1J/C
Carga electró
electrón = 1,60x10 -19 Coulomb
¿De qué
qué depende la fem o Ecelda?
9De la naturaleza de los electrodos
Zn(s)
Hemicelda anódica
Hemicelda catódica
Zn2+(ac) + 2e-
Cu2+(ac) + 2e-
Cu(s)
Zn(s) + Cu2+(ac)
Zn2+(ac) + Cu(s)
Reacció
Reacción global
9De la concentración de las especies químicas
involucradas.
9De la temperatura
ELECTROQUÍMICA
ELECTROQUÍMICA
Diagrama de celda
Condiciones está
estándar:
Media celda de
oxidación
9 T = 25ºC
9 Disoluciones: C = 1M
Media celda de
reducción
9 Gases: P = 1 atm
Celda en condiciones estándar
Potencial de la celda
Potencial está
estándar
(Eºcelda)
Celda está
estándar
Fase en
menor
estado de
oxidación
Fase en mayor
estado de
oxidación
Límite entre
dos fases
Fase en
Fase en
mayor estado menor
de oxidación estado de
oxidación
Límite entre las
hemiceldas
Para la pila de Daniell
Eºcelda = Eºcátodo-Eºánodo
ÁNODO
CÁTODO
Zn / Zn2+(ac,1M)
ac,1M) // Cu+2(ac,1M)
ac,1M) / Cu
ELECTROQUÍMICA
Potenciales estándar de electrodo
ELECTROQUÍMICA
Ejemplos
No es posible medir el potencial de un electrodo
(o hemicelda) individual
Electrodo de referencia:
Electrodo está
estándar de hidró
hidrógeno (EEH)
Electrodo normal de hidró
hidrógeno (ENH)
Reversible, reproducible
Pt(s)/H2(1atm)/H+(1M) // Cu2+(1M)/Cu(s)
2 H+ (ac, 1M) + 2 eEº = 0,0 V
H2(g, 1 atm)
Al conectarlo con otra semicelda: el Eºcelda medido
corresponde al potencial estándar del electrodo en cuestión
H2(g) + Cu2+(ac)
Eºcelda = Eºcátodo- Eºánodo
0,34 V =
Eº(Cu2+/Cu)
–0
Cu(s) + 2H+(ac)
Eºcelda = Eº(Cu2+/Cu) - Eº(H+/H2)
Eº(Cu2+/Cu) = 0,34 V
2
ELECTROQUÍMICA
ELECTROQUÍMICA
Tabla de potenciales normales de reducció
reducción
Eº(celda) = 0,76V
SEMIRREACCIÓN
ELEMENTO
F2
Ag
Cu
H2
Zn/Zn2+(1M) // H+(1M)/ H2(1atm)/Pt(s)
Zn(s) + 2H+(ac)
Zn
Zn2+(ac) + H2 (g)
Al
Eºcelda = Eº(H+/H2) - Eº(Zn2+/Zn)
Li
Eº(Zn2+/Zn) = -0,76 V
0,76 V = 0 - Eº(Zn2+/Zn)
ELECTROQUÍMICA
F2 + 2e-
2F-
Ag+ + e-
Ag
Cu2+ + 2e-
Cu
2H+ + e-
H2
Zn2+ + 2e-
Zn
Al3+ + 3e-
Al
Li+ + e-
Li
Eº(REDUCCIÓ
(REDUCCIÓN)
+ 2,87 V
+ 0,80 V
+ 0,34 V
0,0 V
-0,76 V
- 1,66 V
-3,05 V
ELECTROQUÍMICA
Potenciales estándar de reducción a 25º C
9 E es una propiedad intensiva.
Fuerza oxidante
Fuerza reductora
Si cambian lo coeficientes estequiométricos de una
hemirreacción, el valor de E no cambia
I2 (s) + 2 e- → 2 I2 I2 (s) + 4
e-
→4
E0 = 0,53V
I-
E0 = 0,53V
9 E es una magnitud termodinámica.
Si se invierte el sentido de a reacción cambia el signo.
Ered =- E oxid
ELECTROQUÍMICA
9 La tabla de potenciales permite predecir si una
reacción redox será espontánea, tanto en una celda
como por contacto directo de los reactivos, en
condiciones estandard.
ELECTROQUÍMICA
Potenciales estándar de reducción a 25º C
9 La hemirreacciones son reversibles. Cada electrodo
puede actuar como cátodo o como ánodo, de acuerdo a
la naturaleza del otro electrodo involucrado.
Ejemplo:
Cu2+/Cu0 E0 = +0,34V
Ni2+/Ni0
E0 = -0,26V
Zn2+/Zn0 E0 = -0,76 V
cátodo:Cu; ánodo: Ni
cátodo:Ni; ánodo: Zn
3
ELECTROQUÍMICA
ELECTROQUÍMICA
Cu en contacto con una solución de AgNO3
Cu(s) + 2Ag+(ac)
Cu2+(ac) + 2 Ag(s)
Al en contacto con una
solución de CuSO4
2Al(s) + 3Cu2+(ac)
2Al3+(ac) + 3Cu(s)
Cu en contacto con solución de Zn(NO3)2
Comportamiento de los metales frente a los ácidos
9Metales con potenciales de electrodo estándar de
reducción negativos desplazarán al H2(g) de sus
disoluciones ácidas (ácidos no oxidantes)
Oxidación:
M(s)
Reducción:
2H+(ac)
Global:
M2+(ac) + 2e+ 2e-
H2(g)
M(s) + 2H+(ac)
M2+(ac) + H2(g)
Eºcelda = Eº (H+/H2) – Eº(M2+/M) > 0
Cu(s) + Zn2+(ac)
Eº (H+/H2) = 0 y Eº(M2+/M) < 0
No hay reacción
9El agente oxidante es el H+
ELECTROQUÍMICA
ELECTROQUÍMICA
Celda Cu-Ag
9Algunos metales que no reaccionan con hidrácidos,
reaccionan con ácidos que contienen un anión que es
mejor agente oxidante que el H+, por ejemplo HNO3 :
¿Cómo calculamos el Eº de la celda?
Ánodo(-)
Cátodo(+)
Eº(NO3-/NO) = 0,96V
3(Ag(s)
NO3-
(ac) +
4H+ (ac)
+
Ag+(ac) + e-)
3e-
3 Ag (s) + NO3- (ac) + 4H+ (ac)
Buen agente oxidante
en medio ácido
Eºcelda = Eºred. catodo - Eºred. anodo
NO(g) +2 H2O
3 Ag+(ac) + NO(g) + 2 H2O
Eºcelda = Eºcátodo- Eºánodo
Empleamos potenciales
estándar de reducción
(Ánodo) Cu(s)
Cu2+(ac) + 2e(Cátodo) 2[Ag+(ac) + eAg (s)]
Cu(s) + 2Ag+(ac)
Cu2+(ac) + 2 Ag(s)
Eº(Ag+/Ag) = 0,8 V
Eº(Cu2+/Cu) = +0,34V
Eº(Ag+/Ag) = +0,80V
Eºcel= (0,80 – 0,34)V = +0,46V
Eºcelda = Eº(NO3-/NO) –Eº(Ag+/Ag) = 0,96V – 0,8V = 0,16V
IMPORTANTE! Los valores de Eº no se ven afectados por
los cambios de estequiometría de la reacción .
ELECTROQUÍMICA
ELECTROQUÍMICA
Ejemplos
¿Cuál es el significado del valor de E?
Calcular fem estándar de las reacciones que se
establecen entre los siguientes pares:
Eºred Ag+/Ag = 0,80V
Eºred Fe2+/Fe = - 0,45V
Eºred Al+3/Al = -1,66V
Eºred Cr+3/Cr = - 0,74V
y
Clasifique las siguientes sustancias en orden creciente
como agente oxidante en medio ácido: Cr2O7=, Cu2+, Cl2,
MnO4-, O2 y Li+. Ídem, en orden creciente de fuerza
reductora de Zn, I-, Sn+2, F- y Al.
Las siguientes sustancias podrían funcionar como un
oxidante, un reductor o ambas? Ca(s), ClO3-, N2O5, H2O y
SO3.
Termodinámica
Relació
Relación entre Ecelda y ΔG
Proceso espontáneo: ΔG < 0,
ΔG = wmax
En una celda electroquímica :
ΔG = w max = welec = q. Δvelec =-n.F.Ecelda
Nº de moles de e- transferidos
carga eléctrica por mol de eentre los electrodos
F = 96.485 C/mol e-
∴ΔG
ΔG==-nFE
nFE
∴
Ecelda
celda
ΔG < 0
Reacción espontánea
E>0
ΔG > 0
Reacción no espontánea
E<0
4
ELECTROQUÍMICA
ELECTROQUÍMICA
ΔG ==- nFE
nFE
ΔG
Ecelda
celda
Unidades:
Joule = moles de e-(coulomb/ mol e-). Voltios
Para una celda estándar
Como podría calcular la fen de la siguiente
reacción:
Cu2+ + eCu+ E03 = ?
Si se sabe:
J = C.V
C = J/V
V = J/C
Cu+ + eCu2+
ΔGº ==- nFE
nFEº
ΔGº
Eºcelda
celda
Cu(s)
Cu+ + eCu(s)
Cu2+ + 2eCu2+ + eCu+
Cu(s) + Zn2+(ac) Eº = 1,1 V, n =2
ΔGº = - 2 (96.500 C).1,1 V
Eoxd.
ELECTROQUÍMICA
Dependencia del potencial de la celda (E
(Ecelda) con las
concentraciones.
¿Cómo calcular Ecelda en condiciones nono-está
estándar?
ΔG = ΔGº + RT ln Q
- nFEºcelda = -2,303.R.T.log K
K = 10
ΔG = -n.F.Ecelda
n.F.E0
celda
2,303.R.T
n. E 0
celda
ΔGº = -n.F.Eº
n.F.Eºcelda
Ecuació
Ecuación de Nernst
0,059V
ELECTROQUÍMICA
º
Ecelda = Ecelda
−
2,303.R.T
logQ
nF
ELECTROQUÍMICA
Ecelda = Eºcelda - 2,303 R.T logQ si E = 0
nF
Por Ej:
Cu+2 + Zn(s)
K = 10
Eºcelda = 2,303 R.T log K
nF
1
Ecelda = 2,303 R.T ( log K - log Q)
nF
Si Q = 1 =[P]/[R]
Ecelda = 2,303 R.T . log K
K
>
1 Eº > 0 Q = 1
nF
Q
K = 1 Eº = 0 Q = 1
Si Q = 1 Ecelda = Eºcelda
K < 1 Eº < 0 Q = 1
[Productos]
[Reactivos]
-n.F.Ecelda = -n.F.Eºcelda + 2,303 RT log Q
Dividiendo ambos miembros por (-nF) obtenemos:
Cuando T = 25º
25ºC = 298K
el té
término: 2,303.R.T/F = 0,059 V
K = 10
Q=
ΔG = ΔGº + 2,303 RT log Q
log K = n.F.Eºcelda
2,303 R.T
0,059V.
=
logK
n
E03 = 0,16V
ELECTROQUÍMICA
Relación entre Eºcelda y K
ΔGº = -RT ln K
ΔGº = -nFEºcelda
ΔGº = -2,303.R.T.log K
R = 8,31 J/K.mol = 8,31VC/Kmol
ΔG01 = - nFE01 = -1.F.(-0,52) J
ΔG02 = - nFE02 = -2.F. 0,34 J
ΔG03
ΔG03= -nFE03 = F(-0,16)J y
Cuanto vale el ΔG0 de la reacción inversa?
º
E celda
E02 = 0,34
ΔG03 = ΔG01 + ΔG02 = F.(-0,16)J
= - 2. 96.500 (J/V).1,1 V = - 212.300 J = - 212,3 KJ
Eºcelda = 2,303 R.T log K
nF
Cu(s)
E01 = 0,52
ΔG0 = -nFE0
Ejemplo: en la pila de Daniell
Zn(s) + Cu2+(ac)
+
Cu(s)
2e-
n. E 0
celda
0,059V
Cu(s) + Zn+2 E0 = 1,1V
= 1,94 x1037
Eºcelda = 1,1V = 2,303 R.T log K = 2,303R.T log 1,94 x 1037
nF
1(Q)
nF
1
[P] = [R]
K R
P
1 R=P
K P
R
Qd = [Zn+2] = 1
[Cu+2]
1,94x1037
1
Reacción inversa Cu(s) + Zn+2
Cu+2 + Zn(s) E0 = - 1,1V
K = 5,1 x 10-38
Eºcelda =-1,1V = 2,303 R.T log K = 2,303R.T log 5,1 x 10-38
nF
1(Q)
nF
1
Qi = [Cu+2] = 1
[Zn+2]
5,1x10-38
1
5
ELECTROQUÍMICA
º
Ecelda = Ecelda
−
Si T = 298K
ΔG
º=
K
º
E celda
=
2 ,303 .R .T .
log K
nF
Eºcelda
ΔGº
Positivo
Negativo
>1
0
0
=1
Equilibrio
Negativo
Positivo
<1
No espontánea
K
0 ,059 V
º
log Q
E celda = E celda
−
n
9Si E y Eº se conocen, se puede determinar la
concentración de algunas de las especies involucradas.
Reacció
Reacción en condiciones
está
estándar
Espontánea
Ejemplo: Pila de Daniell
E = 1,10V – 0,059V log [Zn2+]
2
[Cu2+]
ELECTROQUÍMICA
ELECTROQUÍMICA
La ecuación de Nernst se puede aplicar a un electrodo o
hemicelda
Cu2+(ac) + 2eCu(s)
Zn(s)
Zn2+(ac) + 2eZn(s) + Cu2+(ac)
Ered,Cu = Eºred.Cu – 0,059V log 1
2
[Cu2+]
ECu↑ si [Cu2+]↑
Ered,Zn = Eºred,Zn – 0,059V log 1
2
[Zn2+]
EEcelda==EEcu- -EEZn
EZn↑ si [Zn2+]↑
celda
cu
Dependencia del la fem con el pH
MnO4- + 8H+ + 5e-
Zn2+(ac) + Cu(s)
Zn
Eºcu––Eº
EºZn––0,059V
0,059Vlog
log[Zn
[Zn2+2+] ]
EEcelda
celda==Eº
cu
Zn
2+
2
[Cu
2
[Cu2+] ]
Eº
Eº celda
2,303.R.T
logQ
nF
Indica la variación del potencial de la celda (Ecelda) con
las concentraciones de la misma y con T.
lo g
.T.
3 .R
30
-2,
- nF
Eº
ce
lda
º=
ΔG
Relación entre
ΔGº, K y Eºcelda
ELECTROQUÍMICA
Ered
Mn+2 + 4H2O
EMnO4-/Mn2+ = EºMnO4-/Mn2+ – 0,059V log [Mn+2]
5
[MnO4-][H+]8
E MnO4-/Mn2+ = Eº – 0,059V log [Mn+2] + 0,059V 8 log[H+]
5
[MnO4-]
5
Ecelda↑ si [Cu2+]↑
-pH = log [H+]
Ecelda↓ si [Zn2+]↑
E MnO4-/Mn2+ = Eº – 0,059V log [Mn+2] - 0,059V 8 pH
5
[MnO4-]
5
celda
ELECTROQUÍMICA
ELECTROQUÍMICA
Ejemplos:
1.-En una celda voltaica se lleva a cabo la siguiente reacción
a 25C:
Zn+2(ac) + Ni(s)
Zn(s) + Ni+2 (ac)
Cual es la fen de la celda cuando a) la [Ni+2] = 3,0M y [Zn+2] =
0,1M y b) [Ni+2] =0,20M y [Zn+2] = 0,90M. E0(Ni/Ni+2) = -0,26V
E0(Zn/Zn+2) = -0,76V
Celdas de Concentració
Concentración
2.- En la celda que se lleva a cabo la siguiente reacción:
Zn(s) + 2H+(ac)
Zn2+(ac) + H2(g)
Calculé el pH del compartimiento catódico, si la fen de la
celda a 298K es de 0,684V, la [Zn+2] = 0,3M y la PH2 =
0,90atm. E0(Zn/Zn+2)= -0,76V
Ánodo:
Cu(s)
Cátodo:
Cu2+
Global:
Cu2+ (ac, 1M)
(ac, 1M) +
Cu2+ (ac, 0,1M) + 2e2e-
Cu(s)
Cu2+ (ac, 0,1M)
6
ELECTROQUÍMICA
ELECTROQUÍMICA
Ánodo:
Cu(s)
Cu2+ (ac, 0,1M) + 2e-
Cátodo:
Cu2+ (ac, 1M) + 2e-
Cu(s)
Global:
Cu2+ (ac, 1M)
Cu2+ (ac, 0,1M)
CELDAS ELECTROLÍ
ELECTROLÍTICAS
Utilizan energía eléctrica para producir reacciones
químicas no espontáneas. El proceso se denomina
electró
electrólisis
Proceso espontáneo Eº > 0
Pila de Daniell:
Zn(s) + Cu2+(ac)
Ecelda = Eºcu – Eºcu – 0,059V log [Cu2+]
2
[Cu2+]
0
Cu(s) + Zn2+(ac) Eºcelda = + 1,103 V
Proceso no espontáneo:
Cu(s) + Zn2+(ac)
Zn(s) + Cu2+(ac)
Eºcelda==Eº
EºZn––Eº
EºCu
Eº
celda
Zn
Cu
Ecelda = – 0,059V log [0,1M]
2
[1M]
eCátodo
(-)
Ánodo
(+)
Eºcelda = - 1,103 V (Eº<0)
Se invierte el sentido de circulación
de los eVoltaje de la batería V > 1,103 V
ELECTROQUÍMICA
ELECTROQUÍMICA
Electró
Electrólisis de NaCl acuoso
Concentració
Concentración moderada
Reacciones posibles:
Cátodo:
Na+ + eNa(s)
Eº = - 2,71 V
2H2O(l) + 2 e2OH- + H2(g) Eº = - 0,83 V
Cl2(g) + 2 eAnódo:
2ClEº = 1,36 V
2H2O(l)
O2(g) + 4 H+(ac) + 4e- Eº = 1,23 V
Electró
Electrólisis de NaCl fundido
Celda de Downs →
Eº (V)
Ánodo:
Cátodo:
2Cl2 (Na+ + e2 Cl- + 2 Na+
Ocurre la reacción que requiere
menor voltaje
Cl2(g) + 2 eNa(liq))
Cl2(g) + Na(liq)
O2/H20
Cl2/Cl-
0
H20/H2
-0,83 V
El O2 presenta un sobrepotencial
PF(NaCl) = 801ºC PF(Na) = 97,8ºC
+ CaCl2≈ 600ºC
Na+/Naº
ELECTROQUÍMICA
ELECTROQUÍMICA
Reacciones de la celda:
Anódo:
2Cl-
Cátodo: 2H2O + 2 e2Cl- +
2H2O
Cl2(g) + 2 e-
Eº = 1,36 V
2OH- + H2(g)
Eº = - 0,83 V
Cl2(g) + H2(g)
Para bajas concentraciones de NaCl
Soluciones diluídas
ECl aumenta y supera a EO
ENa = -2,71 + 0,059 log [Na+]
0
H20/H2
Electró
Electrólisis del agua
Para altas concentraciones de NaCl
ECl = 1,36 - 0,059 log
2
[Cl2]
Cl2/Cl-
Se desprende O2
Eºcelda = Ec – Ea = -0,83V –1,36V = -2,19V.
[Cl-]2
O2/H20
O2/H20
Na+/Naº
Cl2/Cl-
0
H20/H2
2H2O(l)
O2(g) + 4 H+(ac) + 4e-
2(2H2O(l) + 2 e6 H2O
(ánodo)
2OH- + H2(g) ) (cátodo)
O2 + 2H2 + 4 H+ + 4OH-
Menor voltaje a aplicar
No se desprende O2
Na+/Naº
2 H2O
O2 + 2H2
7
ELECTROQUÍMICA
ELECTROQUÍMICA
Purificació
Purificación electrolí
electrolítica del cobre
Electró
Electrólisis del agua
Fuente de
corriente
Ánodo: Cu impuro
Cátodo: Cu puro
Reacción Anódica:
Reacción Catódica:
Cu2+ + 2e- → Cu
Cu → Cu2+ + 2e-
ELECTROQUÍMICA
ELECTROQUÍMICA
Baterí
Baterías
Pila seca o celda
de Leclanché
Leclanché
Primarias: La reacción es irreversible → se agotan
Pila seca
Pila alcalina
Pila de botón
Ánodo: Zn
Cátodo: C (grafito)
Secundarias: Reacciones reversibles, se invierte el
sentido por paso de corriente → recargables
Electrolito: NH4Cl
Emax= 1,55V
Acumulador de Pb
Baterías de flujo o celdas de combustible: los reactivos,
productos y electrolito pasan a través de la celda
2 MnO2(s) + H2O +
Celda de hidrógeno
Zn2+ + 2NH3 + 2 Cl-
2e-
Mn2O3(s) + 2OH-
2 MnO2(s) + Zn + 2H2O
ELECTROQUÍMICA
El electrolito es ácido
NH4+ + OH-
Zn2+ + 2e-
Zn(s)
Mn2O3(s) + 2OH- + Zn2+
ELECTROQUÍMICA
Pila de Botón
NH3 + H2O
[Zn(NH3)2]Cl2 ↓
9 Se acumulan productos.
9 El amoniaco se adsorbe en los electrodos y modifica la
corriente.
Pila alcalina
Electrolito: NaOH o KOH
Zn(s) + 2OH−(ac) → ZnO(s) + H2O(l) + 2e
2MnO2 (s) + H2O(l) + 2e− →Mn2O3(s) + 2OH−(ac)
9 El Zn no se disuelve tan fácilmente en medio alcalino.
9 La batería mantiene su voltaje
Ánodo:
Cátodo:
Zn + 2OHHgO + H2O +
ZnO + H2O + 2e2e-
Zn + HgO
Hg(l) + 2OHZnO + Hg(l)
9Reactivos y productos
sólidos
9Permite un diseño pequeño
9Alta densidad de corriente
Ecelda=1,35V
8
ELECTROQUÍMICA
ELECTROQUÍMICA
Acumulador de plomo
Batería secundaria
utilizada en los automóviles
Ánodo: Pb
Eº O2/H2O = 1,23V
Eº H2O/H2 = -0,83V
Celda de hidró
hidrógeno
Cátodo: PbO2
Electolito: H2SO4
H2
A: Pb(s) + SO4=
PbSO4 (s) + 2e-
C: PbO2 (s) + 4H+ + SO4= + 2e-
O2 + 4e- +2H+
2OH-
PbSO4 (s) + 2H2O
Pb(s) + PbO2 (s) + 2H2SO4
descarga
2H+ + 2e-
2PbSO4 (s) + 2H2O
Ecelda= 2,05V
carga
Batería de 12V.Celdas en serie
ELECTROQUÍMICA
Calcule E0 y la constante de equilibrio para cada
una de las siguientes reacciones a 25ºC.
Fe(s) + Ni+2(ac)
Co(s) +2H+(ac)
10Br-(ac)
2MnO4-(ac)
+
8H2O(l) + 5Br2(l)
Fe+2(ac) + Ni(s)
Co+2(ac) + H2(g)
+ 16H+(ac)
2Mn+2(ac) +
Sabiendo: Fe+2/Fe0 = -0.44V; Ni+2/Ni0 = -0,28V;
Co+2/Co0 = -0,277V; Br-/Br2 = 1,065V; MnO4-/Mn+2 =
1,51V
Resp. E0 = 0,16 y K = 2,65 x105; E0= 0,277V y K = 2,45x109;
E0 = 0,445V y K = 2,65x 1075
9