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Elementos de Electroquímica

María Luisa Cerón Andrés Soto - Bubert

Marzo 2004

Indice. Materia
I. I.1 I.2 I.3 I.4 II. III. III.1 III.2 III.3 III.4 IV. IV.1 V. VI. VII. Leyes de Faraday Primera ley de Faraday. Segunda ley de Faraday Tercera ley de Faraday Algunas consideraciones de diseño de celdas. Algunas consideraciones termodinámicas. Medición de potenciales de interfase. Electrodode referencia. Potenciales de interfase. Electrodo de hidrógeno. Construcción de escala de potenciales a partir de potencial de hidrógeno cero o estándar. Un ejemplo de cómo se mide. Ecuación de Nerst. Aplicaciones de la ecuación de Nerst. Predicción del sentido en que ocurre la reacción redox. Notación de celdas. Definiciones de interés. 16 17 20 21 23 25 26 26 26 26 27 27 29 31 32 33 34 34Página
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VII.1 Ánodo y cátodo. VII.2 FEM. VII.3 Puente salino. VIII. Clasificación general de celdas electroquímicas. VIII.1 Tipos de celdas. VIII.2 La pila de Daniell. VIII.3 Pila voltaica. VIII.4 Baterías modernas VIII.5 Pilas alcalinas. IX. IX.1 Clases de electrodos. Electrodo de gas – ión.

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IX.2 IX.3 IX.4 IX.5 IX.6 IX.7 IX.8 X. X.1 X.2 X.3 X.4 XI. XI.1 XI.2 XI.3 XI.4XI.5 XII.

Electrodo ión metálico – metal. Electrodo metal –sal insoluble – anión. Electrodo de plata – cloruro de plata. Electrodo de calomel. Electrodo de amalgama. Electrodos redox. Electrodos de no metal – no gaseosos Aplicaciones de las medidas de FEM. Determinación de cantidades termodinámicas. Determinación de constantes de equilibrio. Determinación de coeficientes de actividad.Determinación de pH. Algunos fenómenos asociados. Electrólisis. Galvanización. Electro refinación de cobre. Corrosión. Bioelectricidad. Algunos problemas.

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XIII. Referencias.

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I. Leyes de Faraday.
I.1 Primera ley de Faraday. La masa de un elemento depositada en una célula electrolítica es independiente de la composición química delelectrolito, con la condición de que funcione siempre con la misma valencia. Si se conectan en serie varias celdas conteniendo soluciones de sales de diferentes metales como por ejemplo CuSO4 y AgNO3 se puede comprobar que las cantidades depositadas son químicamente equivalentes, lo cual significa que están en la misma relación de los equivalente químicos, o sea, el cuociente entre el peso atómicoy la valencia del metal. Para el caso anterior se tiene: Pesos atómicos:  gr  Cu : 63,57    mol   gr  Ag : 107,88    mol  valencias: Cu : +2 Ag : +1

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Si se denota por “ M 1 ” al equivalente químico del Cu y “ M 2 ” al de la plata, se cumple: 63,57 M1 2 = 0,2947 = M 2 107,88 1 relación que se cumple siempre y cuando no existan fenómenos secundarios como dilución de las especiesdepositadas reacciones químicas posteriores. Si se depositan elementos distintos en los electrodos de la misma célula se verifica algo similar lo cual puede enunciarse mediante la segunda ley de Faraday.

I.2 Segunda Ley de Faraday. Las masa de diversos elementos depositados en un mismo circuito son proporcionales a sus pesos atómicos e inversamente proporcional a la valencia. Así se tiene: Sededuce luego que las cantidades depositadas son proporcionales a los equivalentes químicos de modo que se cumple: P. A1 M1 v1 = M 2 P. A.2 v2 donde “P.A.” es el peso atómico, “M” es el equivalente químico y “v” es la valencia.

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I.3 Tercera ley de Faraday. La masa de un elemento depositado en una celda electroquímica, depende de la cantidad total de electricidad que circule por ella y esproporcional a ésta. Se tiene:

M = E⋅q
donde: E es una constante para cada elemento conocida como equivalente electroquímico y representa la masa del elemento depositada por unidad de electricidad y “q” es la cantidad de electricidad. Si la corriente es de intensidad constante se tiene:

q = i ⋅t M = E ⋅i ⋅t
donde “q” se mide en coulombs, “t” es el tiempo en segundos e “i” se mide en...
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