Quimica

ELECTROQUÍMICA
CELDAS ELECTROQUIMICAS
GALVÁNICA
ELECTROLÍTICA

Profesora: Clara Turriate M
Jul. 2009.

Electroquímica
Estudia los cambios químicos que produce una corriente
eléctrica y la generación de electricidad mediante
reacciones químicas de oxido-reducción.
Es importante la comprensión del proceso de conversión
de la energía química en energía eléctrica, para trabajos
conbaterías, celdas combustibles de vehículos
espaciales, electrodeposición de metales y técnicas
electrolíticas.

Los procesos electroquímicos son las reacciones de
oxidación-reducción en que:
•

la energía liberada por una reacción espontánea se
convierte en electricidad o (celdas voltaicas)

•

la energía eléctrica se usa para causar una reacción no
espontánea (celdas electrolíticas)0

0

2Mg (s) + O2 (g)
2Mg

O2 + 4e-

2+ 2-

2MgO (s)

2Mg2+ + 4e- Oxidación media reacción
(pierde e-)
Reducción media reacción
2O2(gana e-)

Celdas electroquímicas
• Galvánicas: Ocurren reacciones químicas espontáneas
y producen electricidad.
Se utilizan en las baterías de las linternas eléctricas,
transistores de radio, marcapasos cardiacos, relojes
electrónicos,calculadoras electrónicas, etc.
• Electrolíticas: Requieren energía eléctrica para
provocar una reacción química en reacciones no
espontánea.
Se utilizan en la purificación de metales, prevención de
la corrosión, etc.

Celdas voltaicas
Voltímetro

oxidación
ánodo

Ánodo
de zinc

Cátodo
de cobre
Puente
salino

Reducción
cátodo

Tapones
de
algodón

Solución
de ZnSO4Solución
de CuSO4

Reacción redox
espontánea
El Zinc se oxida
a Zn2+ en el ánodo
Zn(s) Zn2+(ac) + 2e-

Reacción neta
Zn(s) + Cu2+ (ac)  Zn2+(ac) + Cu(s)

El Cu2+ se reduce
a Cu en el cátodo
2e- + Cu2+(ac)  Cu(s)

Celdas voltaicas
La diferencia en el potencial eléctrico entre el ánodo y el
cátodo se llama:
 voltaje de la celda
 fuerza electromotriz (fem) (que causa movimientode
electones)

 potencial de celda
La energía potencial de los electrones es mayor en el
ánodo que en el cátodo, y los mismos fluyen del primero
al segundo a través de un circuito externo.

La diferencia de potencial se mide en voltios
1 V = 1 J/C

Celdas voltaicas
Para cualquier reacción que se lleva a cabo en forma
espontánea, el potencial de celda es positivo.
La fem, dependende las reacciones especificas que se
llevan a cabo en el ánodo y cátodo, concentración de los
reactivos y productos y de la temperatura.

Diagrama de celda
Zn (s) + Cu2+ (ac)

Cu (s) + Zn2+ (ac)

[Cu2+] = 1 M & [Zn2+] = 1 M
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)
ánodo
cátodo

Potenciales estándares del electrodo
El potencial estándar de reducción (E0) es el voltaje referido
auna reacción de reducción en un electrodo cuando todos los
solutos son 1 M y todos los gases están a 1 atm y la
temperatura 25ºC.

Gas H2 a 1 atm

Reacción de reducción

2e- + 2H+ (1 M)

H2 (1 atm)

E0 = 0 V
Electrodo de Pt

Electrodo estándar de hidrógeno (EEH)

Voltímetro

Potenciales
estándares
del
Gas H2 a 1 atm
electrodo

Puente
salino

Electrodo de Pt

Electrodode zinc

Electrodo de hidrógeno

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)
Ánodo (oxidación):

Zn (s)

Cátodo (reducción): 2e- + 2H+ (1 M)
Zn (s) + 2H+ (1 M)

Zn2+ (1 M) + 2eH2 (1 atm)
Zn2+ + H2 (1 atm)

0=
Ecelda 0.76 V

Potenciales estándares
del electrodo

Voltímetro

Gas H2 a 1 atm
Puente
salino

Estándar fem (E0ell )
c
0
0
0=
Ecelda Ecátodo -Eánodo
Electrodo de Pt

Electrodo de zinc

Electrodo de hidrógeno

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)
0
E0 elda EH +/H 2- EZn2+/Zn
=0
c
0
0.76 V = 0 - EZn2+/Zn
0
EZn 2+/Zn = -0.76 V

Zn2+ (1 M) + 2e-

Zn

E0 = -0.76 V

E0

Potenciales estándares del
electrodo

= 0.34 V

celda

Voltímetro
0
0
Ec0 = Ecátodo - Eánodo
elda
Gas H2 a 1 atm

0
0...