5 Capitulo5 Electroquimica

CAPITULO V

ELECTROQUIMICA Y
CORROSION
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Electroquímica, parte de la química que trata de la relación entre las corrientes
eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en
eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la electroquímica es el estudio
de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos
químicos causados por la acciónde las corrientes o voltajes.
Este tipo de reacciones se les conoce con el nombre de reacciones de oxidación reducción (Redox) y son aquellas en la que se produce la oxidación de un
elemento y la reducción del otro; produciéndose una transferencia de
electrones de un átomo a otro, que se deben a los cambios de valencia que se
producen entre los átomos que reaccionan.
Oxidación: es el proceso por elcual un elemento cede (o pierde) electrones,
produciéndose un aumento de valencia.
Reducción: es el proceso por el cual un elemento captura (o gana) electrones,
produciéndose una disminución de valencia.
Oxidante: es la sustancia o el elemento que al actuar gana electrones,
oxidándolo al otro y al mismo tiempo el oxidante se reduce.
Reductor: es la sustancia o el elemento que al actuar pierdeelectrones,
reduciéndolo al otro y al mismo tiempo el reductor se oxida.
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Tipos de Celdas Electroquímicas
1. Celdas voltaicas o galvánicas son aquellas en las
cuales las reacciones químicas espontáneas producen
electricidad.
2. Celdas electrolíticas son aquellas en las cuales la
energía eléctrica que procede de una fuente externa
provoca reacciones químicas no espontáneas.

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Celda GalvánicaNotación: Zn(s), | Zn+2(ac, 1M) || Cu+2 (ac, 1M) | Cu(s)
Zn(s), | Zn+2(ac, 1M) | KCl(sat) | Cu+2(ac, 1M) | Cu(s)
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En el ánodo:

Zn  Zn 2  2e

En el cátodo:

Cu 2  2e  Cu

De tal modo que la reacción neta:

Zn  Cu 2  Zn 2  Cu
En la tabla de potenciales estándar de reducción:

Entonces:

Zn 2  2e  Zn

 º  0,76V

Cu 2  2e  Cu

 º 0,34V

Zn  Zn 2  2e

 º 0,76V

Cu 2  2e Cu

 º 0,34V

Zn  Cu 2  Zn 2  Cu

 º 1,10V
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De manera general:

 º celda  º cátodo   º ánodo
 º celda  º oxidación  º reducción
Nota:
Si la fem es positiva: reacción espontánea (celda
galvánica)
Si la fem es negativa: reacción no espontánea (celda
electrolítica)
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7

Relación de la fem de una celda
con la termodinámica
G wmax

Para procesos a P y T constantes:

La cargade la energía eléctrica que pasa a a través de la
celda:
Energía eléctrica = V x C = J
La carga total está determinada por el número de moles de
electrones (n) que pasan a a través del circuito:
Carga total = nF
F es la constante de Faraday

1F = 96500 C/mol

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wmax welect
wmax  nF celda
El signo negativo indica que el trabajo eléctrico es hecho
por el sistema sobre su entorno

G wmax
G nF celda
o
G º  nF celda

G º  RT ln K
o
 nF celda
 RT ln K
o

 celda

0,0591

log K
n

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Relación entre G, K y fem de la
celda
Gº

K

ºcelda

Negativo > 1 Positivo
Cero
1
Cero
Positivo < 1 Negativo

Reacciones en
condiciones estándar
Espontánea
En equilibrio
No espontánea

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EFECTO DE LA CONCENTRACION:
ECUACION DE NERNST

 celda


0,0591
Oxid 
 º celda 
log
 Re d n

En donde:
n: Número de electrones que se transfieren

 celda

0,0591
 º celda 
log K
n
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CELDAS DE CONCENTRACION
Celda formada por dos semiceldas del mismo material
pero de diferentes concentraciones de iones.
La relación matemática para este tipo de celda sería:

 celda


0,0591
 º celda 
log

n

 dil

 conc
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BATERIAS
Celda electroquímica, o a menudo
son varias celdaselectroquímicas
conectadas en serie, que pueden ser
usadas como fuente de corriente
eléctrica continua.

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La Pila Seca (Pila de Leclanché)
De uso común, proporciona un voltaje aproximado de 1,5 V

ánodo: Zn(s)  Zn(ac)2+ + 2e
cátodo: 2 MnO2(s) + 2 NH4(ac)+ + 2e- Mn2O3(s) + 2 NH3(ac) + H2O(l)
global: Zn + 2 MnO2(s) + 2 NH4(ac)+  Zn(ac)2+ + Mn2O3(s) + H2O(l) + 2 NH3(ac)
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Batería de mercurio...