ELECTROQUÍMICA

ELECTROQUÍMICA

1. Es el estudio de las relaciones entre la electricidad y las reacciones químicas.

   • Celda Voltaica
     • La energía liberada por una reacción redox espontánea puede usarse para realizar trabajo eléctrico.
     • Es un dispositivo en el que la transferencia de electrones tiene lugar a lo largo de un camino externo, y no directamente entre los reactivos.
       • Los dos metales sólidos que están conectados por un circuito externo se conocen como electrodos
         • el electrodo en el que ocurre la oxidación es el ánodo
         • el electrodo en el que se efectúa la reducción es el cátodo.
         • Para que una celda voltaica funcione, las disoluciones de las dos medias celdas deben seguir siendo eléctricamente neutras.
         • Los electrones fluyen espontáneamente del ánodo negativo al cátodo positivo.
         • El desplazamiento de los iones en disolución completa el circuito eléctrico
   • FEM de celda
     • empuja los electrones a lo largo de un circuito externo en una celda voltaica.
     • entre dos electrodos se mide en unidades de volt.
       • Un volt (V) es la diferencia de potencial necesaria para impartir 1 J de energía a una carga de 1 coulomb (C).
       • proporciona la fuerza motriz que empuja los electrones a lo largo del circuito externo.
         • se denota como E celda, se llama también potencial de celda.
           • un cambio en el coeficiente estequiométrico de una media reacción no influye en el valor del potencial estándar de reducción

2. Espontaneidad de las reacciones Redox

   • Un valor positivo de E indica un proceso espontáneo
   • un valor negativo de E indica un proceso no espontáneo
   • Los potenciales estándar de reducción facilitan la comprensión de la serie de actividad de los metales.
   • FEM y cambio de energía libre
     • es una medida de la espontaneidad de un proceso que se lleva a cabo a temperatura y presión constantes.
     • Se expresa por medio de esta formula
       • △G=-nFE
         • n= número de electrones
         • F= Constante de Faraday
         • E= Potencial de celda

3. Efecto de la concentración en la FEM celda

   • Depende de las concentraciones que contenga cada reacción.
   • Ecuación de Nerst
     • Se encuentra a partir de la dependencia del cambio de energía con respecto de la concentraciones.
     • E=E°-(RT/nF)*lnQ
       • o también
         • E=E°-(2.303RT/nF)*logQ
   • Si las concentraciones de los reactivos aumentan con respecto a las de los productos, la FEM aumenta.
   • Celdas de Concentración
     • La FEM de celda depende de la concentración
     • Es una celda basada exclusivamente en la FEM que se genera debido a una diferencia de concentración
     • La ecuación de Nerst nos permitira calcular la FEM cuando el sistema se encuentre fuera de equilibrio químico

4. Baterias

   • Es una fuente de energía electroquímica portátil y autosuficiente, compuesta de una o más celdas voltaicas
     • El cátodo se identifica con un signo de más, y el ánodo, con un signo de menos.
       • Ciertas baterías son celdas primarias, lo cual significa que no es posible recargarlas
       • Una celda secundaria se puede recargar mediante una fuente de energía externa
       • Existen una gran variedad de baterias, todas dependen del uso que vayan a tener
         • Batería de plomo y ácido
           • El cátodo de cada celda es de dióxido de plomo (PbO2)
           • El ánodo de cada celda es de plomo.
           • Ambos electrodos están inmersos en ácido sulfúrico.
           • Una ventaja de la batería de plomo y ácido es que se puede recargar.
           • Batería alcalina
             • Es una batería primaria, no recargable
             • El ánodo de esta batería consiste en zinc metálico en polvo inmovilizado en un gel y en contacto con una disolución concentrada de KOH
             • El cátodo es una mezcla de MnO2(s) y grafito, separada del ánodo por una tela porosa.
             • La fem de una batería alcalina es de 1.55 V a temperatura ambiente.
             • Batería de niquel y cadmio
               • Una celda individual de nicad tiene una fem de 1.30 V
               • Las baterías de nicad contienen típicamente tres o más celdas en serie
               • Debido a un alto porcentaje de contaminacion debido al cadmio, se buscaron otras alternativas, de alli surgen las baterías de litio y niquel
               • Batería de níquel e hidruro metálico
                 • El ánodo consiste en una aleación metálica
                   • Tiene la capacidad de absorber átomos de hidrógeno
                 • La reacción catódica de las baterías NiMH es la misma que la de las baterías de níquel y cadmio
                 • Batería de Ion-Litio
                   • Consiguen una mayor densidad de energía
                   • Los iones Li+ tienen la capacidad para insertarse en ciertos sólidos estratificados y ser extraídos de ellos.

5. Corrosión

   • Son reacciones redox espontáneas en las que un metal es atacado por alguna sustancia del ambiente y convertido en un compuesto no deseado.
     • La oxidación es un proceso termodinámicamente favorable en el aire a temperatura ambiente
       • Corrosión del Hierro
         • El enmohecimiento del hierro requiere oxígeno y agua
           • La corrosión del hierro es de naturaleza electroquímica.
             • Los electrones se desplazan a través del metal desde una región donde hay oxidación hasta otra donde hay reducción
               • Protección Catódica
                 • Proteger un metal contra la corrosión convirtiéndolo en el cátodo de una celda electroquímica es una técnica
                   • Ánodo de Sacrificio
                     • El metal que se oxida y protege así el cátodo

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