Practica No.5 Electroquímica

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ESCUELA SUPERIOR DE INGENIERIA MECANICA Y ELECTRICA[pic 7]

ACADEMIA DE QUIMICA LABORATORIO QUÍMICA BÁSICA

Practica No.5 Electroquímica

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Profesora: Sandra Irma Aguirre Maturano Carrera: ICA

Grupo: 1AV2

INTEGRANTES:

• CEBALLOS LEON EDGAR JESUS

• PACHECO DOMINGUEZ DIEGO MARIO
• BECERRIL RUIZ FERNANDO
• PALACIOS ROSALES MIGUEL VICTOR
• CANDIA MARIN RODRIGO

PRACTICA 5

 OBJETIVO:

El alumno aplicará los conocimientos de Electroquímica, para obtener un electro depósito con los materiales proporcionados en el laboratorio de Química.

 ¿QUE ES LA ELECTROQUIMICA?

La 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 interfaz de un conductor eléctrico y un conductor iónico pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido

Si las reacciones químicas son provocadas por una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la diferencia de potencial eléctrico es creada como consecuencia de la reacción química, se conoce como un "acumulador de energía eléctrica", también llamado batería o celda galvánica.

Las reacciones químicas en las que 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, son producidos como consecuencia de ella.

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

 PRINCIPIOS IMPORTANTES:

 Celdas electroquímicas: Las celdas electroquímicas son dispositivos que permiten convertir energía química en energía eléctrica o viceversa. Están compuestas por dos electrodos (un ánodo y un cátodo) sumergidos en una solución conductora llamada electrolito. La reacción redox ocurre en los electrodos y los electrones fluyen a través de un circuito externo, generando corriente eléctrica.

 Reacciones de oxidación y reducción: En la electroquímica, las reacciones de oxidación y reducción son fundamentales. La oxidación implica la pérdida de electrones por parte de una especie química, mientras que la reducción implica la ganancia de electrones. Estas dos reacciones siempre ocurren de forma simultánea y se conocen como reacciones redox.

 Potencial de electrodo: El potencial de electrodo es una medida de la capacidad de un electrodo para ganar o perder electrones. Se mide en relación con un electrodo de referencia, como el electrodo estándar de hidrógeno (E°=0V). El potencial de electrodo puede utilizarse para predecir la dirección de una reacción redox y su viabilidad.

 Ley de Faraday: La ley de Faraday establece que la cantidad de sustancia que se produce o consume en una reacción redox es proporcional a la cantidad de electricidad que fluye a través de la celda electroquímica. Esta ley permite relacionar la corriente eléctrica (I), el tiempo (t), el número de electrones transferidos (n) y la cantidad de sustancia (moles) involucrada en la reacción.

Equilibrio de las ecuaciones redox: Las reacciones electroquímicas se pueden equilibrar por el método ion-electrón donde la reacción global se divide en dos semirreacciones (una de oxidación y

otra de reducción), se efectúa el balance de carga y elemento,

agregando H+, OH−, H2O y/o electrones para compensar los cambios de oxidación.[pic 9][pic 10]

Antes de empezar a equilibrar se tiene que determinar en qué medio ocurre la reacción, debido a que se procede de una manera en particular para cada medio.

Medio ácido

Se explicará por medio de un ejemplo, cuando una sal magnésica reacciona con bismutato de sodio

El primer paso es escribir la reacción sin balancear:[pic 11]

Luego se divide en dos semirreacciones:

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Cada semirreacción se balancea de acuerdo con el número y tipo de átomos y cargas: Como estamos en medio ácido los iones H+ se agregan para balancear los átomos de H y se[pic 15]

agrega H2O para balancear los átomos de O.[pic 16][pic 17]

Semirreacción de oxidación:

Semirreacción de reducción:

Finalmente se multiplica cada semirreacción por un factor para que se cancelen los electrones cuando se sumen ambas semireacciones.

 Semirreacción de oxidación:[pic 18][pic 19]

 Semirreacción de reducción:

 Reacción balanceada[pic 20]

Medio basico

También se explicará por medio de un ejemplo, cuando el permanganato de potasio reacciona con el sulfito de sodio.

El primer paso es escribir la reacción sin balancear:

Luego se divide en dos semirreacciones:        [pic 21]

 Semirreacción de reducción:[pic 22][pic 23]

 Semirreacción de oxidación:

Cada semirreación se balancea de acuerdo con el número y tipo de átomos y cargas: Como estamos en medio alcalino los OH− se agregan para balancear los átomos de H y normalmente se agrega la mitad de moléculas de H2O del otro lado de la semirreacción para balancear los átomos de O.[pic 24]

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