REPUBLICA BOLIVARIANA DE VENEZUELA

MINISTERIO DEL PODER POPULAR PARA LA EDUCACION


U.E.Col “Ibero-Americano”


Catedra: Química


4º Año



















Electroquímica




















Introducción


Desde el punto de vista Fisicoquímico los conductores mas importantes son los del tipo electrolíticos, es decir los electrolitos; estos se distinguen de los conductores electrónicos, como los metales por el hecho de que el paso de una corriente eléctrica va acompañada por el transporte de materia.


Cuando pasa una corriente eléctrica a través de un conductor electrolito, el transporte de materia se manifiesta en las discontinuidades del sistema. Por ej., si en una disolución acuosa diluida en un acido se sumergen dos alambres, preferentemente de platino, unidos a los 2 polos de una batería voltaica que actúa como fuente de corriente, se desprenden en los alambres burbujas de hidrogeno y oxigeno respectivamente, si la disolución electrolítica contuviera una sal de cobre o plata se liberaría el metal correspondiente en lugar de hidrogeno. Los fenómenos asociados con la electrólisis fueron estudiados por Faraday y la nomenclatura que utilizó y que se emplea todavía fue ideado por Whewell.

Electroquímica


La electroquímica estudia los cambios químicos que producen una corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas. Es por ello, que el campo de la electroquímica ha sido dividido en dos grandes secciones. La primera de ellas es la Electrólisis, la cual se refiere a las reacciones químicas que seproducen por acción de una corriente eléctrica. La otra sección se refiere a aquellas reacciones químicas que generan una corriente eléctrica, éste proceso se lleva a cabo en una celda o pila galvanica

Celda eléctrica

Se llama ordinariamente pila eléctrica a un dispositivo que genera energía eléctrica por un proceso químico transitorio, tras de lo cual cesa su actividad y han de renovarse sus elementos constituyentes, puesto que sus características resultan alteradas durante el mismo. Se trata de un generador primario. Esta energía resulta accesible mediante dos terminales que tiene la pila, llamados polos, electrodos o bornes. Uno de ellos es el polo positivo o anodo y el otro es el polo negativo o catodo.

Tenemos también dos tipos de pilas las células electrolíticas y las células voltaicas
Células Electrolíticas; son aquellas en las que la energía eléctrica procedente de alguna fuente externa hace que tenga lugar una reacción química no espontanea.
Células Voltaicas; son aquellas en las que las reacciones químicas espontaneas producen electricidad y la suministran a un circuito eléctrico.


Celdas electrolíticas
Son aquellas en las cuales la energía eléctrica que procede de una fuente externa provoca reacciones químicas no espontaneas generando un proceso denominado electrólisis. Las celdas electrolíticas constan de un recipiente para el material de reacción, dos electrodos sumergidos dentro de dicho material y conectados a una fuente de corriente directa.


Celdas voltaicas o galvanicas

Son celdas electroquímicas en las cuales las reacciones espontaneas de óxido-reducción producen energía eléctrica. Las dos mitades de la reacción de óxido reducción, se encuentran separadas, por lo que la transferencia de electrones debe efectuarse a través de un circuito externo.

En todas las reaccioneselectroquímicas hay transferencia de electrones y por tanto, son reacciones de óxido reducción (redox).soluciones electrolíticas.

Existen teorías que permiten explicar el comportamiento de las soluciones electrolíticas. Una de estas teorías es la de la Ionización de Arrhenius. Arrhenius propuso en 1887 la Teoría de la disociación electrolítica, la cual esta basada en la idea de que los electrolitos se disocian en iones al ponerse en contacto con el agua.

Postulados de la Teoría de Arrhenius

|a) Los electrolitos al disolverse en el agua se disocian parcialmente en
|iones, los cuales son atomos o radicales con carga eléctrica. | |
|b) El número de cargas eléctricas transportadas por cada ión es igual a su pic] |
|valencia y el número total de cargas de los cationes es igual al total de
|cargas de los iones, de allí que las soluciones electrolíticas sean
|eléctricamente neutras.
|c) La ionización es un proceso reversible y se establece un equilibrio, propio de cada electrolito, entre las moléculas no|
|disociadas y los iones. |
|d) Los iones deben ser considerados como especies químicas con sus propiedades características. |
|e) Los poliacidos se ionizan en fases. Por ejemplo: pic] |








Pilas Secas


Esta formada por celdas electrolíticasgalvanicas con electrolitos pastosos. Una pila seca común es la pila de zinc-carbono, que usa una célula llamada a veces célula Leclanché seca, con un voltaje nominal de 1,5 voltios, el mismo que el de las pilas alcalinas (debido a que ambas usan la misma combinación zinc-dióxido de manganeso). Suelen conectarse varias células en serie dentro de una misma carcasa o compartimento para formar una pila de mayor voltaje que el provisto por una sola. Una pila seca muy conocida es la «pila de transistor» de 9 voltios (pila PP3), constituida internamente por un conjunto estandar de seis células de zinc-carbono o alcalinas, o bien por tres células de litio.

Por otra parte, una pila húmeda esta formada por células con un electrolito líquido, como las baterías de plomo y acido de la mayoría de automóviles.


Para la variedad mas económica de zinc-carbono, una carcasa exterior de zinc (el anodo) contiene una capa de pasta acuosa de NH4Cl con ZnCl2 separada por una capa de papel de una mezcla de carbono y óxido de manganeso (IV) en polvo (MnO2) compactado alrededor de un varilla de carbono (el catodo). A medida que la célula se descarga, los iones manganeso se reducen de un estado de oxidación de +4 a +3, recolectando electrones de la varilla de carbono, mientras el catodo metalico de zinc se oxida a iones Zn2+, liberando los electrones. Así, los electrones viajan fuera de la célula, desde la carcasa de zinc (anodo, negativo) mediante contactos y cables a la varilla de carbono (que esta en contracto con el polvo de dióxido de manganeso, el auténtico material del catodo, y por tanto es positivo).

En las llamadas pilas alcalinas, parte del electrolito de la pasta se sustituye por una pasta alcalina de hidróxido de potasio. Sin embargo, la transferencia esencial de electrones del zinc al manganeso es lo que sigue dando potencia ala célula.



La célula seca estandar de zinc-carbono es relativamente barata y ha sido el tipo de célula mas común hasta que recientemente esta siendo reemplazada en la mayoría de los usos por el tipo alcalino. Fue la primera pila portatil comercial (técnicamente, una pila esta formada por dos o mas células) y por tanto tuvo un gran impacto en la sociedad, pues contribuyó al desarrollo de las linternas y las radios portatiles.

Primera ley de Faraday
“La masa de un producto obtenido o de reactivo consumido durante la reacción en un electrodo, es proporcional a la cantidad de carga (corriente x tiempo) que ha pasado a través del circuito”.

Esta primera ley, permite calcular, la cantidad de electricidad (en coulambios o faraday) para depositar un equivalente gramo de una sustancia.

La unidad eléctrica que se emplea en física es el coulomb (C). Un coulomb se define como la cantidad de carga que atraviesa un punto determinado cuando se hace pasar un ampere (A) de corriente durante un segundo.

|Intensidad (A) = Coulombios = Amperios x segundos |
|Ejemplo: Calcular el equivalente electroquímico del ión férrico (Fe+++) |

|El equivalente electroquímico es la masa transportada por un Coulomb: |

|Ejemplo: Calcular el número de coulombios necesarios para depositar en el catodo 30 g de plata, cuando se hace pasar una |
|corriente de 3 amperios a través de una solución de AgNO3.|
|Calculo del equivalente químico:
|Si 96.500 coulombious depositan 107,8 g/Equi-g, 30 gramos de plata cuantos coulombious requiere. |
|Calculo de la electricidad empleada: pic] |
|
|



Segunda Ley de Faraday:
“Las masas de diferentes sustancias producidas por el paso de la misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a sus equivalentes gramos”.

Esta ley permite calcular la masa de diferentes sustancias depositadas por la misma cantidad de electricidad.La cantidad de elemento depositado por un Faraday (96.500 c) se conoce como equivalente electroquímico.

|Ejemplo: Calcule la cantidad de cobre que se depositara al hacer pasar una corriente de 100 Amperes durante 20 minutos por|
|una solución de sulfato cúprico (CuSO4). Peso atómico del Cu = 63 g. |
|Calculo del
|Equivalente
|químico:
|Calculo de la cantidad de electricidad empleada: |
||
|Q = A x t |

|Q = 100 Amperes x 1.200 segundos = 120.000 coulombios. |
|Calculo de la pic] |
|cantidad de cobre
|depositado:

Las dos leyes de Faraday se cumplen para los electrolitos tanto fundidos como en solución. Su validez no se altera por variaciones de temperatura, presión, naturaleza del solvente y del voltaje aplicado.

Aplicaciones tecnológicas de los procesos electroquímicos: Los procesos electroquímicos se emplean en la producción y purificación de diversos metales. También se utiliza en la galvanoplastia que se basa en procesos de electrolisis para recubrir un metal con otro. La galvanoplastia se aplica en joyería para recubrir con plata u oro diversas prendas y joyas; cucharas, tenedores, jarras y otros utensilios que son moldeados en metales de bajo costo para luego ser cubiertos por una delgada capa de un metal mas atractivo y resistente a la corrosión, como el oro o la plata.

La galvanoplastia se utiliza también para proteger tuberías o tanques por lo cual se les denomina galvanizados, ya que estan recubiertos con metales que evitan la acción corrosiva delaire y el agua. La corrosión consiste en la oxidación del metal y es producto de reacciones de óxido reducción.


























Conclusión



La celda galvanica esta basada en la oxidación - reducción donde se produce un cambio en los de oxidación de las sustancias. Los electrones tienen que fluir por el circuito externo desde el electrodo negativo al positivo. En el electrodo negativo tiene lugar la oxidación y la reducción se verifica en el electrodo positivo. Al sumar las reacciones de oxidación y reducción resulta la celda.


Si las soluciones son diluidas, entonces se puede reemplazar en la Ec. Nernst las concentraciones por la actividad, por lo que se tiene que la diferencia entre actividad y molaridad es mínima.
El uso del puente salino es importante pues concentra a las 2 soluciones, evita su mezcla ademas que elimina completamente el potencial de unión y que la fem medida es simplemente la suma de los 2 potenciales electródicos.
La diferencia de potencial varía con la concentración, es decir mientras mas diluida es la solución, el potencial decrecera
La masa desprendida en un electrodo de una solución es proporcional a la cantidad de electricidad que esta pasando
Cuando se prepara las soluciones se debe tener cuidado de hacerlo en recipientes bien limpios, pues el potencial varía con la concentración.
Se debe tener mucho cuidado cuando se esta efectuando el desprendimiento de hidrogeno, al igualar la presión en la pera y la bureta, así como de medir en tiempo exacto.














Anexos











Bibliografía


https://es.wikipedia.org/wiki/Electroqu%C3%ADmica
https://www.rena.edu.ve/cuartaEtapa/quimica/Tema15.html
https://www.monografias.com/trabajos7/elec/elec.shtml
https://html.rincondelvago.com/electroquimica.html