1. ¿Qué es la electroquìmica?

2. Michael Faraday, Químico inglés considerado el fundador de la electroquímica Durante finales del siglo XVIIILuigi Galvani marcó el nacimiento de la electroquímica de forma científica al descubrir el fenómeno que ocurría, al pasar electricidad por las ancas de rana y nuevamente al tocar ambos extremos de los nervios empleando el mismo escalpelo descargado. HISTORIA DE LA ELECTROQUIMICA

5. Conducción electrolítica La conducción electrolítica, en la cual la carga es transportada por los iones, no ocurrirá a menos que los iones del electrólito se puedan mover libremente. => Por consiguiente, la conducción electrolítica es exhibida principalmente por sales fundidas y por soluciones acuosas de electrólitos.

7. El flujo de e- produce un potencial, que podemos medir en un circuito externo. El potencial depende de la naturaleza de las semireacciones y la concentración de las especies implicadas.Funcionamiento de las células voltaicas El diagrama de la célula: Ánodo (oxidación) a la derecha. Cátodo (reducción) a la izquierda. La unión entre la fases se representa por|. La unión entre las dos medias células, que normalmente se hace mediante el uso de un puente salino se representa por ||.

8. La célula Zn-Cu2+ Los iones de Cu2+ se reducen a átomos de Cu. Los átomos de Zn se oxidan a iones Zn2+ Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) Ecell = 1.103 V

9. Espontaneidad de las reacciones redox Ej.1: Ni(s) + Zn2+(1M) -> Ni2+(1M) + Zn (s) E° = E°oxNi+E°redZn2+= + 0,236 +(-0,762)= - 0,526 E°Ni2+/Ni = - 0,236 EoZn2+/Zn= - 0,762 Ej.2: Ni(s) + Cu2+(1M) -> Ni2+(1M) + Cu (s) E° = E°oxNi+E°redCu2+= + 0,236 + (+0,339)=+0,575 E°Ni2+/Ni = - 0,236 EoCu2+/Cu= +0,339 Si el potencial calculado para una reacción redox es una cantidad positiva, la reacción será espontánea. Si el potencial calculado es negativo la reacción no será espontánea. No espontánea! Espontánea!

10. Cualquier reacción redox puede descomponerse en dos semi-reacciones, una de oxidación y otra de reducción. Podemos asociar potenciales estándar a cada semi-reacción (Eored y Eoox). => El potencial estándar para la reacción total, Eo, es igual a la suma de las dos magnitudes: Eo =Eored + Eoox Calculo del potencial de celda

11. Sea la sgte. pila Zn/Zn+2 Cu+2/Cu Ánodo Zn  Zn+2 + 2e- E0ox= 0,763 v oxidación Cátodo Cu+2 + 2e- Cu E0red= 0,337 v reducción Rx: Zn (s) + Cu+2(ac) +2e- Zn+2(ac) + Cu (s) + 2e- E0=1,1 v EJEMPLO:

13. Pilas secas(Leclanché)

14. Pilas secas alcalinas

15. Pilas de Ag y Zn (pilas botón)

16. Baterías de Pb-ácido

18. La reacción de oxidación puede darse en dos pasos: Zn(s) -> Zn2+(aq) + 2 e- Zn2+(aq)+ 2 OH- -> Zn (OH)2(s) Zn(s)+ 2 OH- -> Zn (OH)2(s) + 2 e- Pilas secas alcalinas - La pasta entre los electrodos contiene KOH en lugar de NH4Cl. - No se produce ningún gas 2 MnO2(s) + H2O(l) + 2 e--> Mn2O3(s) + 2 OH- Reduccion: - Es más cara pero tiene una vida más larga que la pila de Leclanché y proporciona mayor intensidad

19. Pilas de Ag y Zn (pilas botón) Zn(s),ZnO(s)|KOH(sat’d)|Ag2O(s),Ag(s) Zn(s) + Ag2O(s) -> ZnO(s) + 2 Ag(s) Ecell= 1.8 V

20. Batería de Plomo-ácido (acumulador) Es el tipo de pilas secundaria más común:Batería de los coches

22. Reacciones que se producen en las batería de Pb-ácido Reducción: PbO2(s) + 3 H+(aq) + HSO4-(aq) + 2 e--> PbSO4(s) + 2 H2O(l) Oxidacion: Pb (s) + HSO4-(aq) -> PbSO4(s) + H+(aq) + 2 e- PbO2(s) + Pb(s) + 2 H+(aq) + HSO4-(aq) -> 2 PbSO4(s) + 2 H2O(l) E°cell = E°PbO2/PbSO4 - E°PbSO4/Pb = 1.74 V – (-0.28 V) = 2.02 V

23. Pilas de Niquel-Cadmio (son recargables) Cd(s) + 2 NiO(OH)(s) + 2 H2O(L) -> 2 Ni(OH)2(s) + Cd(OH)2(s)

24. En el ánodo: 2Cl- (aq) Cl2 (g) + 2e- En el cátodo, las moléculas de agua se se reducen más facilmente que los iones Na+: 2H2O+ 2e- H2 (g) + 2OH- (aq) 2Cl-(aq) + 2H2O Cl2(g)+H2(g)+2OH-(aq) El gas cloro burbujea en la disolución del ánodo. En el cátodo, se forma el H2 gas y la disolución alrededor del electrodo se hace fuertemente básica. Los iones Na+ reaccionan con los OH para producir NaOH Proceso Cloro-álcali: La electrolisis del NaCl

25. GRACIAS