ELECTROQUÍ ELECTROQUÍMICA Cátedra de Introducció Introducción a la Quí Química – Ciencias Naturales (UNLP) ELECTROQUÍMICA Estudia la interconversió interconversión entre la energí energía elé eléctrica y la energí energía quí química: a) Producción de energía eléctrica a partir de reacciones químicas espontáneas (∆G<0). Bibliografí Bibliografía: “Principios de Quí Química” mica”- P. Atkins y L. Jones. Jones. “ Quimica General“ General“- R. Petruci, Petruci, W.S. W.S. Harwood y F.Herring. F.Herring. “Quí Química la Ciencia Central” Central”- T.Brown, T.Brown, H.Lemay y B. Bursten. Bursten. a Reacciones Reacciones Química Química Energía Energía eléctrica eléctrica b "Quimica" Quimica" R. Chang. b) Empleo de energía eléctrica para producir reacciones químicas no espontáneas (∆G>0). REACCIONES REDOX Reacciones redox Reacciones electroquí electroquímicas Transferencia de electrones A) POR CONTACTO DIRECTO Barra de Zn en contacto con una solución de CuSO4 Zn(s) + Cu2+(ac) Zn2+(ac) + Cu(s) Reacciones redox a) Por contacto directo b) en una celda electroquímica Reacció Reacción redox espontá espontánea, hay transferencia de e-, se desprende energí energía, que no se aprovecha. Recordar y repasar conocimientos previos!: b) EN UNA CELDA ELECTROQUÍMICA Agente oxidante Agente reductor Zn(s) + Cu2+(ac) Oxidació Oxidación : Zn(s) Zn(s) Reducció Reducción: Cu2+ + 2e- OXIDACIÓ OXIDACIÓN REACCIONES REDOX Zn2+(ac) + Cu(s) → Zn2+ + 2e→ Cu(s) Cu(s) REDUCCIÓ REDUCCIÓN 9 Ganancia de electrones. 9 Pérdida de electrones. 9 Aumenta el Nº de oxidación. 9 Disminuye el Nº de oxidación 9 El agente reductor se oxida 9 El agente oxidante se reduce. 9 Celdas galvánicas, voltaicas o pilas: almacenan energía eléctrica. Emplean la energía liberada en las reacciones químicas espontáneas para producir electricidad. 9 Celdas electrolíticas: consumen energía eléctrica. Emplean electricidad para llevar a cabo una transformación química no espontánea. 1 CELDAS ELECTROQUÍMICAS: características comunes CELDAS ELECTROQUÍMICAS: características comunes Consisten de: En toda celda electroquí electroquímica 9 Dos conductores electró electrónicos (electrodos). ¾ Ánodo: nodo: electrodo donde se produce la oxidació oxidación 9 Conductor ió iónico (solució (solución electrolí electrolítica). Semicelda o Hemicelda M → Mn+ + ne- ¾ Cátodo: electrodo donde se produce la reducció reducción Por ejemplo: Cu (s) Electrodo Solución electrolítica Mn+ + ne- → M CuSO4 (xM) xM) Semicelda TIPOS DE ELECTRODOS CELDAS GALVÁ GALVÁNICAS, VOLTÁ VOLTÁICAS O PILAS 9 Electrodos activos: Participan en la reacción química de la celda. Permiten aprovechar la energí energía liberada en las reacciones espontá ¿Por qué espontáneas. qué? Zn Ej.: Electrodos de Zn y Cu Cu Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu 9 Electrodos inertes: No participan en la reacción química de la celda. Anó Anódo (-) Cátodo (+) Oxidació Oxidación Reducció Reducción M → Mn+ + ne- Son el soporte donde ocurre la transferencia de e-. Ej.: Electrodo de Pt 9Dos hemiceldas separadas físicamente ? Mn+ Mn+ Mn+ + ne- → M (Cu + 2 Fe3+ → Cu2+ + 2 Fe2+) Exceso de carga (+) 9 Electrodos de gas. Exceso de carga ((-) 9 Transferencia de e- a través del circuito externo. Aquellos en donde participa una especie gaseosa. Ej.: electrodo de hidrógeno 9 Se completa el circuito con un puente salino o un tabique poroso. FUERZA ELECTROMOTRIZ (fem) Sal Saturada: KCl, KCl, KNO3, … ¿Por qué qué los electrones se mueven espontá espontáneamente desde el ánodo al cá cátodo? (-) Electrones Exceso de carga (+) (+) Exceso de carga ((-) 9 Evita Funció Función del Puente Salino (diafragma poroso) que las soluciones Por diferencia de potencial elé eléctrico entre cátodo y ánodo. se mezclen. 9 Permite el contacto elé eléctrico entre ellas. Mayor diferencia ⇒ mayor fuerza impulsora 9 Mantiene la neutralidad elé eléctrica 2 FUERZA ELECTROMOTRIZ (fem) CELDA ESTÁNDAR Potencial o voltaje de la celda, (Ecelda o ∆E): diferencia de potencial entre los electrodos (diferencia de energía potencial por carga eléctrica) Se mide en voltios (V) 1V = 1J/C Depende Condiciones estándar Consideraremos celdas que funcionan a T = 298K, en condiciones está estándar. Potencial de la celda en condiciones estándar 9 De la naturaleza y de la concentració concentración de las especies quí químicas involucradas. 9 De la temperatura 9 De la naturaleza de los electrodos Potencial estándar de celda (E Eºcelda) Eºcelda = Eºcátodo- Eºánodo Es una medida de la tendencia de la reacció reacción a ir desde un estado de no equilibrio a una condició condición de equilibrio, donde Ecelda = 0. Ejemplo: Celda Zn-Cu (Pila de Daniell) Galvan5.swf e- A C Disoluciones: C = 1M Gases: P = 1 atm Reacció Reacción espontá espontánea: Eºcelda > 0 Reacció Reacción no espontá espontánea: Eºcelda < 0 DIAGRAMA DE CELDA Forma simbó simbólica de describir los componentes de una celda ÁNODO CÁTODO Zn(s) Zn(s) / Zn+2(ac,1M) // Cu+2(ac,1M) / Cu(s) Cu(s) Cu Zn Zn(NO3)2 (1,0M) Cu(NO3)2 (1,0M) Ánodo: nodo: Zn(s) Zn(s) → Zn2+(ac) + 2e- Cátodo: todo: Cu2+(ac) + 2e- Zn Cu MEDIA CELDA DE REDUCCIÓ REDUCCIÓN Fase en menor estado de oxidación Fase en mayor estado de oxidación Límite entre dos fases → Cu(s) Cu(s) Zn(s) + Cu2+(ac) → Zn2+(ac) + Cu(s) MEDIA CELDA DE OXIDACIÓ OXIDACIÓN Eºcel = 1,103V POTENCIALES ESTÁNDAR DE ELECTRODO (Eº) 9 Forma conveniente de tabular datos electroquímicos. 9Por acuerdo internacional, Eº mide la tendencia de un electrodo para generar un proceso de reducción ∴ Eº(tabulados) = Eº(reducción). Mn+ + ne- → M 9 Resulta imposible determinar el valor absoluto de los potenciales de los electrodos individuales Elecció Elección de un cero arbitrario (electrodo de referencia). Fase en mayor estado de oxidación Fase en menor estado de oxidación Límite entre las hemiceldas 9 Cuando no se indica ninguna sustancia metálica, el potencial se establece sobre un electrodo metálico inerte (ej: Pt,Au…) POTENCIALES ESTÁNDAR DE ELECTRODO Electrodo de referencia Electrodo está estándar de hidró hidrógeno (EEH) o electrodo normal de hidró hidrógeno (ENH) Pt|H2(g, 1 atm)|H+(1M) Reversible, reproducible H++ (ac, (ac, 1M) 1M) ++ 22 ee-22 H H22(g, (g, 11 atm) atm) H Eº = 0,0 V Eºred se miden relativos al electrodo de referencia. 3 ¿Qué Qué ocurre al conectar el ENH con otra semicelda está estándar? Zn/Zn2+(1M) // H+(1M)/ H2(g,1atm)/Pt(s) Pt(s)/H2(g, 1 atm)/H+(1M) // Cu2+(1M)/Cu(s) Eº(celda) = 0,76V Eºcelda = Eºcátodo- Eºánodo Eºcelda = Eº(H+/H2) - Eº(Zn2+/Zn) 0,76 V = 0 - Eº(Zn2+/Zn) Eºcelda = Eº(Cu2+/Cu) - Eº(H+/H2) 0,34 V = Eº(Cu2+/Cu) – 0 Eº(Zn2+/Zn) = - 0,76 V Eº(Cu2+/Cu) = + 0,34 V Cu(s) + 2H+(ac) Eº(reducció (reducción) Eº(reducció (reducción) ∴ el Eºcelda medido corresponde al potencial estándar del electrodo en cuestión Eº(oxidació (Cu/Cu2+) = - 0,34 V (oxidación) = Eº(Cu/Cu Zn(s) + 2H+(ac) → Zn2+(ac) + H2(g) Eº(oxidació (Zn/Zn2+) = + 0,76 V (oxidación) = Eº(Zn/Zn Tabla de Potenciales Está Estándar de Reducció Reducción, a T = 25º 25ºC SEMIRREACCIÓ SEMIRREACCIÓN 2FF2 + 2e- Eº(REDUCCIÓ (REDUCCIÓN) + 2,87 V Ag Ag+ + e- Ag + 0,80 V Cu Cu2+ + 2e- Cu + 0,34 V H2 2H+ + e- H2 0,0 V Zn Zn2+ + 2e- Zn -0,76 V Al Al3+ + 3e- Al - 1,66 V Li Li+ + e- Li -3,05 V Fuerza oxidante ELEMENTO F2 Tabla de Potenciales Está Estándar de Reducció Reducción a T = 25º 25ºC Fuerza reductora H2(g) + Cu2+(ac) Aplicación importante: ayuda a predecir la espontaneidad de las reacciones redox. 9 Cuanto má más positivo (mayor) sea el valor de Eºred mayor será será la tendencia de la reacció reacción a producirse hacia la derecha, tal como está está escrita. Mn+ + ne- → M La especie se reduce, es un buen agente oxidante 9 Cuanto má más negativo (menor) sea el valor de Eºred mayor será será la tendencia de la reacció reacción a producirse hacia la izquierda, en direcció dirección inversa a la que se encuentra escrita. M → Mn+ + ne- La especie se oxida, es un buen agente reductor POTENCIALES ESTÁ ESTÁNDAR DE REDUCCIÓ REDUCCIÓN A T = 25º 25ºC Más positivo Cátodo (reducción) Eºreducción(V) POTENCIALES ESTÁ ESTÁNDAR DE REDUCCIÓ REDUCCIÓN A T = 25º 25ºC Eº(B+/B) Eºcelda Eº(A´+/A´) Eºcelda Mayor diferencia entre los valores de Eºred, mayor es el valor de Eºcelda Eº(A+/A) Ánodo (oxidación) Más negativo 4 Ejemplos de aplicació aplicación: ¾ Al en contacto con una solución de CuSO4 Eº(Cu2+/Cu) = + 0,34 V Eº(Al3+/Al) = -1,66 V 2Al(s) + 3Cu2+(ac) Se reduce Se oxida 2Al3+ + 3Cu(s) Eº(reacció (reacción) > 0 ¾ Cu en contacto con una solución de AgNO3 Se oxida Eº(Cu2+/Cu) = + 0,34 V Se reduce Eº(Ag+/Ag) = + 0,80 V Cu(s) + 2Ag+(ac) Cu en contacto con solución de Zn(NO3)2 Eº(Cu2+/Cu) = + 0,34 V Eº (Zn2+/Zn) Cu(s) + Zn2+(ac) = -1,66 V No hay reacción Eº(reacció (reacción) < 0 Recordar Tendencia termodiná termodinámica: las especies con potencial está estándar de reducció reducción menor reducen a aquellas con Eºred mayor y se oxidan. Cu2+(ac) + 2 Ag(s) En otras palabras: Eº(reacció (reacción) > 0 CÁLCULO DEL EºCELDA EMPLEANDO LA TABLA DE Eºred CÁLCULO DEL EºCELDA EMPLEANDO LA TABLA DE Eºred Ejemplo: considere la siguiente celda galvánica Ánodo Cu(s)/ CuSO4(1M) // AgNO3(ac)/Ag(s) Cátodo Cu(s)/ CuSO4(1M) // AgNO3(ac)/Ag(s) menor reduce mayor mayor oxida menor A: Cu(s) Cu(s) → Cu2+(ac) + 2e- Eº(Cu2+/Cu) = + 0,34 V C: 2 x (Ag+(ac) + e- → Ag(s)) Ag(s)) Cu(s) + 2Ag+(ac) Ánodo(-) Cátodo(+) Eº(Ag+/Ag) = + 0,80 V Cu2+(ac) + 2 Ag(s) Eºcelda = Eº(c) – E(a) Eºcelda = Eºcátodo – Eºánodo Eºcelda = 0,80 V – 0,34 V Se emplean potenciales estándar de reducción Eºcelda = + 0,46 V Eº > 0 → REACCIÓN ESPONTÁNEA Notar: Los cambios de estequiometría de la reacción no afectan el valor de Eº Comportamiento de los Metales Frente a los ácidos 9 Metales con potencial está estándar de reducció reducción negativos desplazaran al H2(g) de sus disoluciones ácidas (HCl (HCl,, HBr, HBr, HI, ácidos no oxidantes): Oxidació Oxidación: Reducció Reducción: Global: M(s) M(s) → 2H+(ac) + 2e2eM(s) M(s) + 2H+(ac) M2+(ac) + 2e2e→ H2(g) → M2+(ac) + H2(g) 9 Algunos metales que no reaccionan con hidrá hidrácidos, reaccionan con ácidos que contienen un anió anión que es mejor agente oxidante que el H+, por ejemplo HNO3: 3x( 3x(Ag(s) Ag(s) NO3- (ac) + 4H+ (ac) + 3e3e3 Ag(s) Ag(s) + NO3-(ac) + 4H+ (ac) Ag+(ac) + ee-) NO(g) NO(g) + 2 H2O 3 Ag+(ac) + NO(g) NO(g) + 2 H2O Buen agente oxidante en medio ácido Eºcelda = Eº (H+/H2) – Eº(M2+/M) > 0 H+ es el agente oxidante Eº(NO3-/NO) = 0,96 V Eº(Ag+/Ag) Ag) = 0,80 V 5 Ejercicios de aplicación RELACIÓ RELACIÓN ENTRE Ecelda y ∆G 1.- Considerando que todas las especies están en estado estándar y empleando valores de Eºreducción: a) prediga si ocurrirá una reacción de desplazamiento cuando se agrega: i) Cl2 a una solución de KI, ii) Br2 a una solución de NaCl. Proceso espontáneo: ∆G < 0 Termodinámica ∆G = wmax En una celda electroquímica : wmax = weléctrico = - q . ∆V welect = - n.F.Ecelda b) establezca si i) el MnO4- oxidará al Cl- a Cl2 en medio ácido, ii) la Ag reaccionará con HCl (1M), iii) el Au reaccionará con HNO3(1M). n = moles de e- transferidos entre los electrodos. 2.- Estime entre que valores se encuentra el Eº de la hemirreacción : M2+ + 2e- → M(s), si M reacciona con HNO3(ac) pero no con HCl(ac), desplaza a Ag+(ac) pero no a Cu2+(ac). carga eléctrica por mol de eF = 96.485 Coulombios/mol ~ 96.500 C/mol C = J/V ∴ ∆G ∆G ==- nFE nFE ∴ Ecelda celda Ejemplo: Determinar el valor de ∆Gº para la reacción que ∆G==-nFE nFE ∴∴∆G Ecelda celda tienen lugar en la pila de Daniell. Ecelda > 0 → ∆G < 0 ( proceso espontáneo) e- A Ecelda = 0 → ∆G = 0 (equilibrio) Ecelda < 0 → ∆G > 0 ( proceso no- espontáneo) C Zn(s) + Cu2+(ac) C = J/V Eº = 1,10 V V = J/C Unidades: Cu(s) + Zn2+(ac) n=2 Joule = moles de e-. (Coulomb/mol e-). (Joules/Coulomb) Joule = moles de e-. (Joule/ Voltios.mol e-). Voltios Reactivos y productos en estado estándar: ∆Gº = -nFEºcelda ∆Gº = - 2 moles e- x (96.500 C/mol e-) x 1,10 V ∆Gº = - 2 x 96.500 (J/V) x 1,1 V = - 212.300 J = - 212,3 KJ Celda estándar RELACIÓN ENTRE EºCELDA y K ∆Gº = -nFEº nFEºcelda ∆Gº = - RT ln K ∆Gº = - 2,303.R.T.log K º Ecelda = 2,303.R.T. log K nF T = T absoluta log K = K = 10 nFEº 2,303.R.T.log - -nFEº ºcelda R.T.log KK celda== - -2,303.R.T.log nFE 2,303. º n.F.E celda 2,303 .R .T n.F.E0Celda 2,303.R .T Cuando T=298K el té /F = 0,059 V ∴ término: 2,303.R.T 2,303.R.T/F º Ecelda = 2,303.R.T. log K nF log K = º n.F.E celda 2,303 .R .T º Ecelda = 0,059 V. log K n K = 10 n. E0celda 0,059 V Donde : R = 8,31 J/K.mol 6 INTERRELACIÓN ENTRE ∆Gº, EºCELDA y K Espontánea: Eºcelda > 0 ∆Gº eld a -nF Eº c K log .T. 3.R 30 -2 , ∆G º= ¿Cómo calculamos Ecelda en condiciones nono-está estándar? ∆G = ∆Gº + RT ln Q ∆ Gº < 0 K>1 º= ∆G Eº K º Ecelda = DEPENDENCIA DEL ECELDA CON LA CONCENTRACIÓ CONCENTRACIÓN . 2,303.R.T log K nF Equilibrio ∆G = ∆Gº + 2,303 RT log Q Eºcelda = 0 ∆ Gº = 0 K=1 ∆G = -n.F.Ecelda ∆Gº = -n.F.Eº n.F.Eºcelda Dividiendo ambos miembros por (-nF) obtenemos: No Espontánea: Eºcelda < 0 Ecuació Ecuación de Nernst ∆ Gº > 0 K<1 º Ecelda = Ecelda − Si T = 298K º Ecelda = Ecelda − 2,303.R.T logQ nF º Ecelda = Ecelda − Ecuación de Nernst: se puede aplicar a un electrodo o hemicelda Cu2+(ac) + 2eCu(s) Zn(s) Zn2+(ac) + 2e- 2,303.R.T logQ nF Expresa como varia el potencial de la celda con la composició composición (concentració (concentración) de la misma y con la T. Zn(s) + Cu2+(ac) Ered 0,059 logQ n 9Si E y Eº se conocen, se puede determinar la concentración de algunas de las especies de la reacción. Zn2+(ac) + Cu(s) ECu = EºCu – 0,059V log 1 2 [Cu2+] ECu↑ si [Cu2+]↑ EZn = EºZn – 0,059V log 1 2 [Zn2+] EZn↑ si [Zn2+]↑ EEcelda celda==EE cu- -EE Zn cu Zn Eºcu––Eº EºZn––0,059V 0,059Vlog log[Zn [Zn2+2+] ] EEcelda celda==Eº cu Zn [Cu2+2+] ] 22 [Cu 9Si Q = 1 entonces E = Eº Eºcelda Eº celda Ecelda = 1,10 V − 0,059 V [ Zn2+ ] log 2 [Cu2+ ] Ecelda↑ si [Cu2+]↑ Ecelda↓ si [Zn2+]↑ Ejercicio de aplicación: 1. a) Dibuje la celda expresada por el siguiente diagrama: Pt/Fe2+(0,10M), Fe3+(0,2M)//Ag+(1,0M)/Ag(s) Q < 1, w grande Fe2+(ac) + Ag+(ac) → Fe3+(ac) + Ag(s) Eºcel = 1,10V Eº(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V ? ? Ánodo Q > 1, w pequeño ∆G = 0, w = 0 T = 25ºC 1.b) Determine el valor de Ecel Q = 1, Ecel = Eºcel Equilibrio: Ecelda = 0 [Productos] [Reactivos] -n.F.Ecelda = -n.F.Eºcelda + 2,303 RT log Q Ecuació Ecuación de Nernst T = 298K Q= Pt Cátodo Eº (Ag+/Ag) = 0,80V n=1 Eºcel = 0,03V Ecel = 0,03 V − 0,059 V [Fe3 + ] log 1 [Fe2 + ].[ Ag+ ] Ecel = 0,03 V − 0,059 V 0,2 log 1 0,1 x 1,0 Ecel = 0,012 V 7 2. Establezca si el poder oxidante del par MnO4-/Mn2+ aumenta o disminuye cuando el pH aumenta de 1 a 5. Suponga que la [MnO4-] = [Mn2+] = 0,2M E°(MnO4-/Mn2+) = 1,51V. CELDAS DE CONCENTRACIÓ CONCENTRACIÓN voltaicCellEMF.swf Consisten de dos hemiceldas con electrodos idénticos en soluciones iónicas de diferente concentración. MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4 H2O E MnO−4 / Mn2 + = 1,51V − 0,059 V [Mn2+ ] log 5 [MnO−4 ].[H+ ]8 E MnO−4 / Mn2 + = 1,51V + 8 x 0,059 V log[H+ ] 5 E = 1,51V − 8 x 0,059 V pH 5 MnO−4 / Mn2 + pH = 1 → EHR = 1,41 pH = 5 → EHR = 1,04 Ánodo: Cu(s) Cátodo: Cu2+ Global: Cu2+ (ac, 1M) CELDAS ELECTROLÍ ELECTROLÍTICAS Zn(s) + Cu2+(ac) Cu(s) + Proceso no espontáneo: Zn(s) + Cu2+(ac) Cu(s) + Zn2+(ac) EºZn––Eº EºCu Eºcelda==Eº Eº celda Zn Cu Cu(s) Cu2+ (ac, 0,1M) Algunas aplicaciones del proceso de electrólisis 9 Obtención de metales a partir de sales fundidas. Proceso espontáneo Eº > 0 Zn2+(ac) (ac, 1M) + CELDAS ELECTROLÍ ELECTROLÍTICAS Utilizan energía eléctrica para producir reacciones químicas no espontáneas. El proceso se denomina electró electrólisis Pila de Daniell: Cu2+ (ac, 0,1M) + 2e2e- Eºcelda = + 1,103 V 9 Refinación electrolítica (purificación) de metales. 9 Galvanoplastia (cromado, niquelado, plateado electrolítico …). eCátodo (-) 9 Anodizado Ánodo (+) Eºcelda = - 1,103 V (Eº< 0) 9 Se invierte el sentido de circulación de los e9 Voltaje de la bateria V > 1,103 V ELECTRÓ ELECTRÓLISIS DE NaCl FUNDIDO Electró Electrólisis de NaCl acuoso (concentració (concentración moderada) Cátodo (-) Ánodo (+) Celda de Downs Na+ OH- NaCl fundido Ánodo: Cátodo: 2Cl2 x (Na+ + e2 Cl- + 2 Na+ PF(NaCl) = 801ºC Cl2(g) + 2 eNa(liq)) Cl2(g) + 2 Na(liq) PF(Na) = 97,8ºC Mezcla NaCl + CaCl2: PF ≈ 600ºC Cl2 Cl- H2 9 Se libera H2 en el cátodo. 9 En la vecindad del mismo la solución se vuelve básica. 9 Se libera Cl2 en el anódo. 9 Se forma NaOH, como subproducto H+ Reacciones posibles: Cátodo: Na+(ac) + e2H2O(l) + 2 eAnódo: 2Cl-(ac) 2H2O(l) Na(liq) 2OH-(ac) + H2(g) Eº = - 2,71 V Eº = - 0,83 V Cl2(g) + 2 eO2(g) + 4 H+(ac) + 4e- Eº = 1,36 V Eº = 1,23 V 8 Reacciones de la celda: Eº (V) Cl2(g) + 2 e- Eº = 1,36 V Cátodo: 2H2O + 2 e- 2OH- + H2(g) Eº = - 0,83 V 2Cl- + 2H2O Cl2(g) + H2(g) Anódo: 2Cl- O2/H20 0 H20/H2 -0,83 V Eºcelda = Ec – Ea = -0,83V –1,36V = -2,19V. Para bajas concentraciones de NaCl Soluciones diluídas O2/H20 Cl2/Cl- 0 Cl2/Cl- E(Cl2/Cl-) aumenta y supera a E(O2/H2O) H20/H2 Se desprende O2 Ocurre la reacción que requiere menor voltaje El O2 presenta un sobrepotencial Ecelda ≠ Eºcelda O2/H20 Para altas concentraciones de NaCl E(Cl2/Cl-) = 1,36 - 0,059 log [Cl-]2 2 [Cl2] Cl2/Cl- 2H2O(l) 0 H20/H2 Menor voltaje a aplicar E (Na+/Naº) = -2,71 + 0,059 log [Na+] No se desprende O2 Na+/Naº ELECTRÓ ELECTRÓLISIS DEL AGUA Na+/Naº 2(2H2O(l) + 2 e6 H2O (ánodo) O2(g) + 4 H+(ac) + 4e- 2OH- + H2(g) ) (cátodo) O2 + 2H2 + 4 H+ + 4OH2 H2O O2 + 2H2 Na+/Naº Electró Electrólisis del agua REFINACIÓ REFINACIÓN ELECTROLÍ ELECTROLÍTICA DE COBRE Fuente de corriente Ánodo: Cu impuro Cátodo: Cu puro REFINACIÓ REFINACIÓN ELECTROLÍ ELECTROLÍTICA DE COBRE Reacción Anódica: Reacción Catódica: Cu(s) → Cu2+(ac) + 2e- Cu2+(ac)+ 2e- → Cu(ac) NIQUELADO O PLATEADO ELECTROLÍ ELECTROLÍTICO Consiste en el depósito de un metal sobre otro, más económico, por electrólisis. A: Ni(s) → Ni2+(ac) + 2eC: Ni2+(ac) + 2e- → Ni(s) Bateria A: Ag(s) → Ag+(ac) + e- Solución de NiSO4 Cátodo metálico Ánodo Ni Cubierta de Ni C: Ag+(ac) + e- → Ag(s) 9 BATERÍ BATERÍAS PILA SECA O CELDA DE LECLANCHÉ LECLANCHÉ Primarias: La reacción es irreversible → se agotan Ánodo: Zn Pila seca Pila alcalina Pila de botón Cátodo: C (grafito) Electrolito: NH4Cl Emax= 1,55V Secundarias: Reacciones reversibles, se invierte el sentido por paso de corriente → recargables Acumulador de Pb Baterías de flujo o celdas de combustible: los reactivos, productos y electrolito pasan a través de la celda Celda de hidrógeno Zn(s) Zn2+ + 2e- 2 MnO2(s) + H2O + 2e- Mn2O3(s) + 2OH- 2 MnO2(s) + Zn + 2H2O Mn2O3(s) + 2OH- + Zn2+ Pila de Botón ELECTROQUÍMICA El electrolito es ácido NH4+ OH- Zn(s), ZnO(s) /KOH(saturado)/ Ag2O(s), Ag(s) NH3 + H2O Zn2+ + 2NH3 + 2 Cl- [Zn(NH3)2]Cl2 ↓ 9 Se acumulan productos. 9 El amoniaco se adsorbe en los electrodos y modifica la corriente. Ánodo: Zn + 2OH- → ZnO + H2O + 2e- Cátodo: Ag2O + H2O + 2e- → 2Ag + 2OHZn + Ag2O → ZnO + 2Ag Ecelda=1,8V Cátodo metálico (+) Aislante Pila alcalina Ánodo de Zn(-) Electrolito: NaOH o KOH Pasta de HgO en medio básico de KOH y Zn(OH)2 9 El Zn no se disuelve tan fácilmente en medio alcalino. 9 La batería mantiene su voltaje ACUMULADOR DE PLOMO 9Reactivos y productos sólidos 9Permite un diseño pequeño CELDA DE HIDRÓ HIDRÓGENO Batería secundaria utilizada en los automóviles e- Ánodo: Pb Electrolito Electrodos: C poroso impregnado con catalizadores metálicos. Electrolito: H2SO4 H2SO4 (ac) C: O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e- → 4 OH-(ac) Cátodo: PbO2 Ánodo Pb A: 2(H2(g) + 2 OH-(ac) → 2 H2O(l) + 2 e-) Cátodo PbO2 A: Pb(s) + SO4= PbSO4 (s) + 2e- C: PbO2 (s) + 4H+ + SO4= + 2ePb(s) + PbO2 (s) + 2H2SO4 descarga carga 2H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) PbSO4 (s) + 2H2O 2PbSO4 (s) + 2H2O Ecelda= 2,05V Batería de 12V. Celdas en serie Eº (O2/OH-) = 0,40 V Eº (H2O/H2) = - 0,83V E°cel = E°O2/OH- - E°H2O/H2 Eºcel = 0,40 V - (- 0,83 V) Eºcel = 1,23 V Eº (O2/H2O) = 1,23V 10 CELDA DE HIDRÓ HIDRÓGENO 11