Practica Electroquimica

Instituto Politécnico Nacional

Escuela Superior de Ingeniería de Mecánica

y Electrónica

(ESIME)

Ingeniería en Comunicaciones y Electrónica (ICE)

Lab. Química Básica

No. 4 Electroquímica

Grupo. 1CV2 Equipo. 5

Alumno.

Hernández Bautista Gerardo

Prof.

Héctor Ávila Espinoza

Fecha de realización. 14-Oct-2011

Fecha de entrega. 28-Oct-2011

Electroquímica.

Objetivo: El alumno aplicara los conocimientos de Electroquímica, para obtener un electrodepósito, con los materiales proporcionados en el laboratorio.

La energía eléctrica es una de las formas de energía de mayor importancia práctica para la vida contemporánea. Un día sin energía eléctrica, ya sea por fallas de la compañía que suministra la luz o por falta de baterías, es inconcebible en nuestra sociedad tecnológica. El área de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y la energía química es la electroquímica.

Los procesos electroquímicos son reacciones Redox en donde la energía liberada por una reacción espontanea se transforma en electricidad, o la electricidad se utiliza para inducir una reacción química. A este último proceso se le conoce como electrolisis.

Se aplican los fundamentos y las aplicaciones de las celdas (pilas) electroquímicas, la termodinámica de las reacciones electroquímicas y las causas y las prevención de la corrosión por medios electroquímicos. También se analizan algunos procesos electrolíticos simples y los aspectos cuantitativos de la electrolisis.

La electroquímica es la rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. Los procesos electroquímicos son reacciones Redox (oxidación-reducción) en donde la energía eléctrica se aprovecha para inducir una reacción química.

En las reacciones Redox se transfieren electrones de una sustancia a otra. Lam reacción entre el magnesio metálico y el ácido clorhídrico es un ejemplo de una reacción Redox.

0 +1 +2 0

Mg (s) + 2 HCl (ac) MgCl_2 (ac) + H_2 (g)

Recuerde que los números que aparecen encima de los símbolos de los elementos indican sus números de oxidación. La pérdida de electrones durante la oxidación de un elemento se distingue por un aumento en su número de oxidación. La reducción de un elemento implica una disminución en su número de oxidación debida a la ganancia de electrones. En la reacción anterior, el Mg metálico se oxida y los iones H^+ se reducen; los iones Cl^- son expectores.

Celda electroquímica.

Una celda electroquímica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción Redox espontánea. (esta celda también se conoce como celda galvánica o voltaica, en honor de los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta, quienes fabricaron las primeras celdas de este tipo.) Los componentes fundamentales de las celdas electroquímicas. Una barra de Zinc metálico se sumerge en una disolución de ZnSO_4 y una barra de cobre se sumerge en una disolución de CuSO_4. El funcionamiento de la celda se basa en el principio de que la oxidación de Zn a Zn^(3+) y la reducción de Cu^(2+) a Cu se pueden llevar a cabo simultáneamente, pero conductor externo. Las barras de Zinc y Cobre serían los electrodos. Esta distribución particular de electrodos (Zn y Cu) y de disoluciones (ZnSO_4 y CuSO_4) se conoce como celda de Daniell. En una celda electroquímica, el ánodo es, por definición, el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación, y el cátodo es el electrodo donde se efectúa la reducción.

En la celda de Daniell, las reacciones de oxidación y de reducción en electrodos, es decir, las reacciones de semicelda, son

Electrodo de Zn (ánodo): Zn (s) Zn^(2+) (ac) + 〖2e〗^-

Electrodo de Cu (cátodo): Cu^(2-) (ac) + 〖2e〗^- Cu (s)

Observe que los iones Cu^(2+) reaccionarán directamente con la barra de zinc, a menos que las disoluciones estén separadas:

Cu^(2-) (ac) + Zn (s) Cu (s) + Zn^(2+) (ac)

Pero no se obtendría trabajo eléctrico útil.

Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se deben conectar mediante un conductor por el que puedan pasar cationes y aniones desde un compartimiento al otro. Este requisito se cumple con un puente salino, que en su forma más simple es un tubo en forma de U invertida lleno con una disolución o con los electrones fluyen externamente desde el ánodo (electrodo de Zn) hacia el cátodo (electrodo de Cu) a través del alambre conductor y del voltímetro. En la solución, los cationes (Zn^(2+), Cu^(2+) y K^+) se mueven hacia el cátodo y los aniones (SO_4^(2-),Cl^-) se dirigen hacia el ánodo. Sin el puente salino, pronto se acumularían cargas positivas en el compartimiento del ánodo (por la formación de iones Zn^(2+)) y cargas negativas en el cátodo (cuando parte de los iones Cu^(2+) se reduzcan a Cu), impidiendo

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