QUIMICA ELECTROQUIMICA

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ELECTROQUIMICA
DRA. CECILIA BARBA
2021
CARRERA DE BIOMEDICINA
ELECTROQUIMCA
 La electroquímica explica la interrelación que se produce cuando 
dos fenómenos se llevan a cabo en un proceso.
 Fenómenos que intervienen: Químico y Eléctrico
ELECTROQUIMICA
 Los procesos electroquímicos son reacciones redox, en las 
cuales, la energía liberada por una reacción espontánea 
se convierte en electricidad o viceversa
 La energía eléctrica se aprovecha para provocar una 
reacción química no espontánea. 
 La construcción de las baterías, la electrodeposición y la 
corrosión de metales son ejemplos que involucran 
procesos electroquímicos.
 Las interconversiones se llevan a cabo en dispositivos 
llamados CELDAS ELECTROQUÍMICAS
CELDAS ELECTROQUÍMICAS CELDAS GALVANICAS 
CELDAS ELECTROLÍTICAS 
 Conversión de energía química en eléctrica
 Conversión de energía eléctrica en química
Las celdas electroquímicas se pueden clasificar, 
en tres tipos muy generales: 
• celdas galvánicas o voltaicas, 
• celdas electrolíticas y celdas de combustible
• Celdas voltaica y electrolítica.
CONCEPTOS BÁSICOS 
 IÓN: elemento o grupo de elementos con carga 
eléctrica. 
 ELECTROLITO: Sustancia que en solución acuosa, 
contiene iones negativos y positivos, los que son 
capaces de conducir la electricidad.
 ELECTRODO: Dispositivo constituido por un 
elemento conductor, (puede ser un metal por 
ejemplo) que se encuentra en contacto con la 
solución de electrolito
CONCEPTOS BÁSICOS 
 CÁTODO: Dispositivo en donde ocurre el 
proceso de reducción, tiene signo positivo ya 
que hacia él se transportan los electrones. 
 ÁNODO: Dispositivo en donde ocurre el proceso 
de Oxidación, tiene signo negativo porque en él 
se producen los electrones.
CELDA GALVANICA: fundamento 
 En general una reacción redox ocurre cuando un agente oxidante 
se encuentra en contacto con un agente reductor 
 Si se separan físicamente ambos agentes sería posible que los 
electrones se condujesen por un medio externo, así al progresar la 
reacción se generará electricidad.
 Es una reacción electroquímica espontanea.
 Transformación de energía química a energía eléctrica (diferente 
potencial)
 Uno de los reactivos tiene que oxidarse (perdida de electrones) 
 Otro de los reactivos tiene que reducirse (ganancia de electrones)
 El proceso se realiza simultáneamente.
 Los electrodos están físicamente separados para que haya una 
migración de iones a través de un circuito externo
CELDA GALVANICA
 En el ánodo (-) ocurre la oxidación 
 En el cátodo (+) ocurre la reducción 
 Los electrones son transferidos desde el ánodo hacia el cátodo a 
través de un circuito externo. 
 Por el puente salino se transportan los iones. 
 Los cationes (+) van hacia el cátodo y los aniones (-) hacia el 
ánodo. 
 Ejm. El electrodo de Zn se deshace lentamente y el electrodo de 
cobre aumenta su volumen
Celdas electroquímicas: 
Espontáneas
 Aunque en general se usan indistintamente los términos galvánica y 
voltaica, para designar a las celdas electroquímicas espontáneas, 
se puede hacer una distinción entre ellas. 
 Una celda galvánica hace referencia al experimento de Galvani, 
ya que en ella, dos medias celdas se encuentran separadas entre sí 
por una unión líquida (pared porosa, puente salino, etc.), por 
ejemplo la celda Daniell
 La celda voltaica, por otro lado, es una celda espontánea 
constituida por un solo líquido.
Celda galvánica Celda voltaica
FEM (FUERZA ELECTROMOTRIZ) 
Se requiere trabajo para mover los 
electrones y a esa fuerza que empuja a 
los electrones de una celda a otra se le 
denomina fuerza electromotriz o fem (es 
una diferencia de potencial)
 La fem de una celda se mide en volts.
 En toda reacción espontánea la fem de 
una celda debe ser positiva
FEM (FUERZA ELECTROMOTRIZ) 
 Ya que la fem de la celda depende de dos 
reacciones (la de oxidación y la de reducción), 
estos valores se tabulan como potenciales de 
media celda.
 Los potenciales de media celda se encuentran 
tabulados en función de las reacciones de 
reducción.
FEM (FUERZA ELECTROMOTRIZ) 
 Los valores de E 0 están tabulados para semi-
reacciones que están escritas de la forma :
a) Forma oxidada + ne → Forma reducida 
Al escribir las semi-reacciones como:
b) Forma reducida → Forma oxidada + n e
Nota: en b) su valor es idéntico pero se escribe con el 
signo contrario
Las reacciones que ocurren en los electrodos, 
o reacciones de hemiceldas son: 
Ánodo: (electrodo de Zn) 
Zn(s) Zn 2+ (ac)+2e –
Cátodo: (electrodo de Cu) 
Cu 2+ (ac)+2e – Cu(s) 
Reacción global: 
Zn(s) +Cu 2+ (ac) Zn 2+ (ac)+Cu(s)
 Mientras más positivo sea el valor de E° mayor será la tendencia a ser 
reducido (poder oxidante) del ión o compuesto de la izquierda. (F 2 es el 
mejor agente oxidante)
 Mientras más negativo sea el valor de E°, mayor será la tendencia a ser 
oxidado (poder reductor) del ión o compuesto de la derecha. 
 Los potenciales de electrodo son propiedades intensivas, es decir, no 
dependen de la cantidad de sustancia.
 EJERCICIOS Dados los potenciales estándar de las siguientes reacciones: 
 Cu +2 + 2 e → Cu + 0,34 V 
 Zn +2 + 2e → Zn -0,76 V 
 Ni +2 + 2e → Ni -0,25 V
 ¿Cuál es el potencial estándar de 2 Cu → 2Cu +2 + 4e? 
 ¿Cuál es el oxidante más fuerte? 
 ¿Cuál es el reductor más fuerte? 
ESPONTANEIDAD DE REACCIONES 
ELECTROQUÍMICAS 
 Por lo general a las celdas galvánicas se les llama Pilas y es un 
conjunto formado por una especie que se oxida y otra que se 
reduce, separadas físicamente. 
 A la reacción global redox se le denomina reacción de la pila 
 A la suma de los potenciales de cada semi-reacción se la llama 
potencial de la pila. 
Celda galvánica
Reacción redox espontánea
Ánodo (oxidación) cátodo (reducción)
En compartimientos separado
Cálculo del potencial de una pila 
 Se utiliza la ecuación: 
ΔE pila = E Red cátodo – E Red ánodo 
 Si el resultado de ΔE pila es positivo la reacción será espontánea, es 
decir, ocurre en el sentido escrito. 
 Si por el contario el valor es negativo entonces la reacción es no 
espontánea.
Cálculo del potencial de una pila 
EJERCICIOS
Predecir si las siguientes reacciones serán o no espontáneas 
 Zn (s) + Cu +2 → Zn +2 (ac) + Cu (s) 
RESOLUCIÓN I.
 La primera opción para el cálculo, consiste identificar las reacciones que 
corresponda para hacerla espontánea y luego sumar algebraicamente los 
potenciales. 
 Zn(s) → Zn +2 + 2e 0,76 V Oxidación (ánodo)
 Cu +2 + 2e → Cu 0,34 V Reducción (Cátodo) 
 R= 1,1 V
Cálculo del potencial de una pila 
EJERCICIOS
Predecir si las siguientes reacciones serán o no espontáneas 
 Zn (s) + Cu +2 → Zn +2 (ac) + Cu (s) 
RESOLUCIÓN II
Utilizando los potenciales de reducción (sin cambiar los signos) se puede 
aplicar la ecuación para calcular el potencial de la pila:
Zn +2 + 2e →Zn(s) -0,76 V Oxidación (ánodo) 
Cu +2 + 2e → Cu 0,34 V Reducción (Cátodo) 
ΔE pila= E Red cátodo – E Red ánodo
0,34- (-0,76) = 1,1 V 
ΔE pila > 0 La reacción es espontánea
EJERCICIO 
Utilizando su tabla de potenciales, prediga si las siguientes reacciones 
pueden ocurrir o no en forma espontánea. 
1) Cd +2 (ac) + Cu(s) →Cd +0 (ac) + Cu +2 (s)
2) Br 2 (aq) + 2Cl - →2 Br - (aq) + Cl 2 (g)
DIAGRAMAS DE CELDA 
 Para describir una celda galvánica en forma abreviada se utiliza el 
llamado diagrama de celda. 
 Consiste en escribir a la izquierda la reacción anódica y a la derecha 
la reacción catódica 
ÁNODO - CÁTODO 
Ánodo/electrolito//electrolito/cátodo 
 Por ejemplo para la pila de Daniell se escribiría: 
Zn(s)/Zn +2 // Cu +2 /Cu(s)
Determine los potenciales de las siguientes pilas, escriba las 
reacciones de oxidación y reducción, busque su potencial, 
equilibrelas y calcule el potencial de la pila. 
 Mg(s)/ Mg +2 //Ag + /Ag(s) 
 H 2 /H +(1M)//Cu +2 (1M)/Cu(s) 
 Fe +2 (1M)/Fe +3 //Ag + (1M)/Ag(s) 
 )/Au +3 //Zn +2 (ac)/Zn(s)
CELDAS ELECTROLÍTICAS 
 En este dispositivo ocurre el proceso llamado 
ELECTROLISIS que por el contrario de las celdas 
galvánicas, es un proceso en donde la energía 
eléctrica induce una reacción química que 
originalmente no podría ocurrir, es decir, es NO 
espontánea.
CELDAS ELECTROLÍTICAS 
 En la celda electrolítica la batería u otra fuente de corriente 
eléctrica, empuja los electrones hacia el cátodo, por lo que éste 
tiene signo negativo (–) y los toma del ánodo, por lo que éste 
es positivo (+).
CELDAS ELECTROLÍTICAS 
 En la celda electrolítica la batería u otra fuente de corriente 
eléctrica, empuja los electrones hacia el cátodo, por lo que éste 
tiene signo negativo (–) y los toma del ánodo, por lo que éste 
es positivo (+).
La electrólisis es un proceso que se aplica a muchos procesos 
industriales, por ejemplo:
 revestimiento de autopartes
 joyería
 refinamiento de metales
 galvanoplastía en general
ELECTROLISIS DEL SODIO FUNDIDO 
 Cátodo: 2 Na + (l) + 2e → 2Na (l) E = -2,71 V 
 Ánodo : 2 Cl - → Cl 2 (g) + 2e E = -1,36 v 
 2 Na + (l) + 2 Cl - → 2 Na (l) + Cl 2(g)
¿QUÉ OCURRE ? Una fuente de 
corriente externa extrae electrones 
desde el ánodo haciendo que los iones 
cloruro (Cl-) se oxiden a Cl-, asimismo 
Los iones Na+ se reducen a Na en el 
cátodo que es el que recibe electrones. 
Ventajas: se generan las sustancias puras que componen 
a la sal 
Desventaja: Se requiere una alta temperatura para fundir 
estas sales iónicas.
Actividad para el estudiante
 ELECTROLISIS DEL AGUA
Investigue como se lleva a cabo la electrolisis del agua ¿Qué productos se generan?
CELDAS COMBUSTIBLES
 Las celdas de combustible son dispositivos que convierten la 
energía de una reacción electroquímica directa de oxidación 
(para lo cual consumen oxígeno), en energía eléctrica, al ser 
alimentadas con un combustible convencional como gas, alcohol 
u otros químicos2 . 
 Se diferencian de las celdas galvánica y voltaica, en que no son 
espontáneas, ya que producen energía eléctrica solo cuando se 
alimentan el combustible y el oxidante.
CELDAS COMBUSTIBLES
APLICACIONES DE LA 
ELECTROQUIMICA