Electroquimica. Energía Química Energía eléctrica
Enviado por Michel Blanco • 28 de Febrero de 2016 • Informes • 1.745 Palabras (7 Páginas) • 323 Visitas
ELECTROQÍMICA
Blanco Ortega Michel Dayana; Camargo María; Osorio Durán Angie Juliana
Universidad Industrial de Santander, Bucaramanga, Colombia
Resumen
En la práctica 6 se comprobó experimentalmente y teóricamente el potencial producido por una celda Galvánica, cambiando las concentraciones de las soluciones compuestas por electrolitos. Para ello se utilizó un tubo salino con la función de cerrar el circuito eléctrico; también se tomó en cuenta la dirección del flujo de los electrones para saber que electrodo hacia el papel de ánodo o cátodo.
Palabras clave: electroquímica, energía eléctrica y química, procesos Voltaicos, oxidación, reducción, celdas, electrodos, voltaje, potenciales estándar, ecuación de Nernst, concentración.
- Introducción
La electroquímica constituye un campo de estudio muy amplio de la química y la cual está relacionada con la conversión de la energía eléctrica en energía química y viceversa. (1)
Energía Química Energía eléctrica [pic 1]
El estudio de la electroquímica es de gran importancia, por lo que representa la energía eléctrica en nuestros días. Mediante procesos electroquímicos se obtiene en la actualidad muchos productos de amplio consumo como los relojes, baterías de los automóviles, marcapasos, pilas, entre otros. Así mismo la obtención de productos químicos y metales puros como aluminio, cobre, plata, etcétera. (2)
En electroquímica se estudian dos procesos, ambos basados en reacciones de oxidación-reducción:
- Procesos Voltaicos o Galvánicos: se estudia la generación de electricidad mediante reacciones químicas de oxidación- reducción que ocurren espontáneamente, no necesitan corriente eléctrica para realizarse.
- Procesos electrolíticos: se estudia los cambios químicos producidos por una corriente eléctrica, es decir, reacciones no espontaneas mediante el empleo de corriente eléctrica.
Estos procesos se llevan a cabo en recipientes llamados celdas.
En esta práctica de trabajó con las celdas Voltaicas o Galvánicas (ver figura 1). Una celda Voltaica consta de dos semi celdas que están eléctricamente conectadas. Cada semicelda corresponde a una pequeña celda electroquímica en donde se lleva a cabo las semireacciones de oxidación y de reducción. Por medio de los electrodos ocurre el flujo de electrones conectados a las dos semiceldas.
El electrodo donde tiene lugar la semirreacción de oxidación recibe el nombre de ánodo y se le asigna polaridad negativa. El electrodo donde tiene lugar a semirreacción de reducción se denomina y se le asigna polaridad positiva. La polaridad de los electrodos se determina experimentalmente mediante un galvanómetro, que indica la dirección de flujo de los electrones. El puente salino es un tubo en forma de U que conecta las dos disoluciones que puede contener una disolución de un electrolito muy conductor, como por ejemplo, KCl o NaNO3, en este caso son los iones de la sal del puente salino los que preservan la neutralidad eléctrica de ambas disoluciones. (3)
Figura 1. Celda Galvánica o Célula Galvánica
En una pila los electrones circulan del ánodo al cátodo (o del polo negativo al polo positivo) a través del hilo conductor del circuito externo. Dicho flujo de electrones tiene lugar debido a que entre los electrodos de la pila se establece una diferencia de potencial eléctrico.
Se denomina fuerza electromotriz (f.e.m.) de la pila al valor máximo de esta diferencia de potencial cuando la intensidad de corriente es cero. La diferencial de potencial se mide en voltios. El voltaje (o diferencial de potencial) es medido por el voltímetro, colocado en la parte externa del circuito (ver figura 1). La diferencia de potencial está dada por la suma de los potenciales del electrodo donde ocurre la reducción y la oxidación:
ΔE = Ecátodo + Eánodo
ΔE = Esemireducción + Esemioxidación
Cuando se opera bajo condiciones estándares, el potencial es llamado potencial estándar de la reacción y es representado por: ΔEº. Las condiciones estándar de un sólido o un líquido puro son estos mismos a una temperatura de 25ºC y concentración 1M, para los gases es 25ºC y 1 atm de presión. [pic 2]
Algunos potenciales estándar de oxidación y reducción están establecidos en la tabla 1.
Tabla 1. Potencial estándar de reducción en solución acuosa a 25ºC.
Semirreacción (reducción) | ΔEº, V |
H2O2(aq) +2 H+(aq) + 2e− → 2 H2O(l) | 1,77 |
2 H+ (aq) + 2e− → H2(g) | 0,00 |
Cu2+ (aq) + 2e− → Cu (s) | 0,34 |
Zn2+ (aq) + 2e− → Zn(s) | −0,76 |
Para cuando no se cumplen con las condiciones estándares (1M y 25ºC) se utiliza la ecuación de Nernst. Experimentalmente se ha encontrado a lo largo de la historia que el voltaje de una celda Voltaica depende de la temperatura y de las concentraciones de los reactivos.
Si tenemos la siguiente ecuación balanceada:
aA + bB cC+ dD[pic 3]
...