Electroquimica

ELECTROQUIMICA

I. OBJETIVOS

 Medir la diferencia de potenciales de los electrodos individuales y compararlos con las magnitudes teóricas según la ecuación de Nerst.

 Estudiar las interacciones entre la química y la electricidad.

II. PRINCIPIOS TEORICOS

Electroquímica

Electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interfase de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido.

Si una reacción química es conducida mediante un voltaje aplicado externamente, se hace referencia a una electrólisis, en cambio, si el voltaje o caída de potencial eléctrico, es creado como consecuencia de la reacción química , se conoce como un "acumulador de energía eléctrica", también llamado batería o celda galvánica.

Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la electroquímica es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan electricidad o en caso contrario, es producido como consecuencia de ella.

En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o temporalmente, se encuentran en un entorno conectado a un circuito eléctrico. Esto último es motivo de estudio de la química analítica, en una subdisciplina conocida como análisis potenciometrito.

Corriente eléctrica y movimiento de iones

Estequiometría de la electrolisis

Las relaciones cuánticas entre electricidad y cambio químico fueron descritas originalmente por Michael Faraday en 1832 y 1833. El trabajo de Faraday se conoce mejor por la referencia a las medias reacciones que ocurren durante la electrólisis. El cambio en el cátodo durante la electrólisis del cloruro de sodio fundido:

Na+ + e- -> Na

Celdas galvánicas, voltaicas o pilas

• Funcionan espontáneamente.

• Utiliza una reacción química para realizar trabajo eléctrico.

• Funcionamiento:

ej. pila Znº(s) /Zn+2(a M) // Cu+2(b M) /Cuº (s)

Ánodo (-): Oxidación: Znº(s) → Zn2+(ac) + 2e-

Cátodo (+): Reducción: Cu2+(ac) + 2e- → Cuº(s)

Puente salino o tapón poroso: flujo de iones.

Los electrones se mueven a través del circuito externo desde el lugar de la oxidación (ánodo) hacia el sitio de la reducción (cátodo).

Aniones

Celda electrolítica

Una celda electrolítica consta de un líquido conductor llamado electrolítico además de dos electrodos de composición similar. La celda como tal no sirve como fuente de energía eléctrica, pero puede conducir corriente desde una fuente externa denominada acción electrolítica. Se usa en electro deposición, electro formación, producción de gases y realización de muchos procedimientos industriales, un ejemplo es la refinación de metales. Siendo la cantidad producida de cualquier sustancia proporcional a la cantidad de electricidad que atraviesas la celda. Esta relación fue descubierta por Michel

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