Electroquimica

. Introducción

Desde el punto de vista Fisicoquímico los conductores más importantes son los del tipo electrolíticos, es decir los electrolitos; estos se distinguen de los conductores electrónicos, como los metales por el hecho de que el paso de una corriente eléctrica va acompañada por el transporte de materia.

Cuando pasa una corriente eléctrica a través de un conductor electrolito, el transporte de materia se manifiesta en las discontinuidades del sistema. Por ej., si en una disolución acuosa diluida en un ácido se sumergen dos alambres, preferentemente de platino, unidos a los 2 polos de una batería voltaica que actúa como fuente de corriente, se desprenden en los alambres burbujas de hidrogeno y oxigeno respectivamente, si la disolución electrolítica contuviera una sal de cobre o plata se liberaría el metal correspondiente en lugar de hidrogeno. Los fenómenos asociados con la electrólisis fueron estudiados por Faraday y la nomenclatura que utilizó y que se emplea todavía fue ideado por Whewell.

Las celdas electroquímicas se usan principalmente con dos fines:

A) Convertir la energía química en eléctrica

B) Convertir la energía eléctrica en química

En las pilas secas comunes y en el acumulado de plomo tenemos convertidores de energía química en eléctrica, mientras que en la carga de la batería de almacenamiento y en la purificación electrolítica del cobre se utiliza la energía eléctrica para realizar una acción química. Una celda es un dispositivo simple de dos electrodos y un electrolito capaz de dar electricidad por la acción química dentro de la celda, o de producir una acción química por el paso de electricidad a su través. Una batería, por otra parte, es una combinación de dos o más celdas dispuestas en serie o en paralelo. Así el acumulador de plomo es una batería constituidas por tres celdas conectadas en serie.

El método más común de determinar la diferencia de potencial entre dos puntos cualesquiera en un circuito eléctrico es el de conectar un voltímetro entre aquellos, leyéndose directamente el voltaje con el instrumento

2. Ejemplo de cálculos

a) Mediante la ec. De Nernst calcule el potencial de celda para cada par de soluciones

Sea la sgte pila de Daniels:

Zn/Zn+2 (a=1) // Cu+2 (a=1) /Cu

Anodo

Zn  Zn+2 + 2e- E0 = 0,763 v oxidación

Catodo

Cu+2 + 2e-  Cu E0 = 0,337 v reducción

Rx:

Zn (s) + Cu+2 (ac) +2e-  Zn+2 (ac) + Cu (s) + 2e- E0=1,1 v

Calculo del potencial de celda

Zn SO4 0,1M con CuSO4 0,1M

Consideremos soluciones diluidas donde los coeficientes de a son iguales a los [ ] de las soluciones a = [M]

aZn+2 = [MZn+2] aCu+2 = [MCu+2] } …..(1)

Ec. de Nernst:

E = E0 - RT Ln aZn+2 ……….(2)

nF aCu+2

(2) en (1)

E = E0 - RT Ln [MZn+2] ……….(2)

nF [MCu+2]

Luego reemplazando datos experimentales:

E = 1,1 - (8,314)(298) Ln 0,1

(2e-)(96486) 0,1

E = 1,1 voltios

Consideremos en el cálculo a los coeficientes de actividad ()

Sabemos a = [M]  ZnSO4 = 0,15

 CuSO4= 0,4

Luego:

E = 1,1 - (8,314) (298) Ln (0,15)(0,1)

2e- (96486) (0,4)(0,1)

E = 1,11 v

ZnSO4 0,1M con CuSO4 0,01M

Aplicando Ec. de Nernst:

E = 1,1 - (8,314)(298) Ln 0,1

(2e-)(96486) 0,01

E = 1,0704 voltios

Luego:

E = 1,1 - (8,314) (298) Ln (0,15)(0,1)

2e- (96486) (0,4)(0,01)

E = 1,083 v

ZnSO4 0,1M con CuSO4 0,001M

E = 1,1 - (8,314)(298) Ln 0,1

(2e-)(96486) 0,001

E = 1,041 voltios

Luego:

E = 1,1 - (8,314) (298) Ln (0,15)(0,1)

2e- (96486) (0,4)(0,001)

E = 1,053 v

Porcentaje de errores:

Para ZnSO4 0,1M, CuSO4 0,1M

%E = Vt - Vexp x 100

Vexp

%E = 1,1 - 1,042 x 100 %E = 5,27%

1,1

Para ZnSO4 0,1M, CuSO4 0,01M

%E = 1,0704 - 1,005 x 100 %E = 6,11%

1,0704

Para ZnSO4 0,1M, CuSO4 0,001M

%E = 1,0408 - 0,364 x 100 %E = 65%

1,0408

Utilizando la Ley de Faraday calcule la cantidad en gramos de hidrógeno liberado en el cátodo y compárelo con el obtenido experimentalemente.

Sea: M(gr) = Peq x I x t / 96500

M = masa de sustancia

Peq. = peso equiv. de sustancia

I = amperios

t = tiempo en seg.

Para nuestra experiencia:

t = 9'35'' ó 575 seg.

M = (1gr)(0,3 A)(575 seg) / 96500 = 1,78 x 10-3 A

Según nuestra experiencia se produjo 20 ml. de hidrogeno:

Sabemos:

1 mol H2 ---------- 22,4 l

X ---------- 2,0 x 10-2 l

X = 8,928 x 10-4 moles de H2

Como:

1

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