Unidades de la electroquímica

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CICLO LETRA - CIENCIAS 
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ACADEMIA “AMANTES DEL CONOCIMIENTO” 
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Semana 16: Electroquímica. Unidades. Electrolisis. Leyes de Faraday. 
Celdas electroquímicas. Potenciales estándar. 
 
Las reacciones de oxidación – reducción se encuentran entre las reacciones 
químicas más comunes e importantes. Están relacionadas con el funcionamiento 
de las baterías y de una gran variedad de procesos naturales, como la corrosión 
del hierro, el oscurecimiento de los alimentos y la respiración de los animales. La 
electroquímica es el estudio de las relaciones entre la electricidad y las 
reacciones químicas. Incluye el estudio tanto de los procesos espontáneos como 
los no espontáneos. 
 
ELECTROQUÍMICA 
1. Procesos electrolíticos, son procesos no espontáneos. 
2. Procesos galvánicos, son procesos espontáneos. 
 
1. Procesos electrolíticos, son procesos no espontáneos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2. Procesos galvánicos, son procesos espontáneos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1.- Procesos electrolíticos (electrólisis) 
Es la realización de una reacción redox, que espontáneamente no tendría lugar, 
mediante el paso de una corriente eléctrica continua a través de un electrólito. 
Se lleva a cabo en la llamada cuba o celda electrolítica, que es un recipiente 
provisto de dos electrodos inertes (barras conductoras de un metal cualquiera 
(Pt) o de grafito) conectado a un generador de corriente continua (pila o batería). 
Ejemplo: Electrólisis del NaCℓ fundido 
Al conectar los electrodos al generador, se observa que en un electrodo se 
desprende cloro gaseoso, mientras que en el otro se deposita sodio líquido. 
Esto se puede explicar porque el electrodo de carga positiva (+), atrae los iones 
cloruro, Cℓ −, de carga negativa, los cuales ceden electrones al electrodo y se 
transforman en cloro gaseoso, Cℓ2 (g), que asciende a la superficie en forma de 
burbujas: 
 
Electrodo: Ánodo (+) 2 Cℓ − → Cℓ2 (g) + 2 e− (oxidación) 
Mientras que el electrodo de carga negativa (–), atrae a los iones sodio, Na+, de 
carga positiva, que reciben electrones y forman sodio, Na (s) que se deposita en 
su superficie: 
 
Electrodo: Cátodo (-) 2 Na+ + 2 e− → 2 Na (reducción) 
 
La reacción global que se ha producido es: 
 2 Cℓ −+ 2 Na+ → Cℓ2 + 2 Na 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Leyes de Faraday 
1) “La masa (gramos) de sustancia depositada o liberada en un electrodo es 
directamente proporcional a la cantidad de corriente, es decir, a la carga (q = I. 
t) que pasa por la celda 
eqC
tIPeq
m
/96500
..
= 
Siendo m = masa (gramo) 
I = intensidad de corriente (Amperio) 
t = tiempo (segundo) 
 
2) “La cantidad de electricidad necesaria para depositar o liberar 1 eq-g de 
cualquier sustancia es 1 Faraday = 96 500 Culombios = carga de 1 mol de 
electrones”. 
 1 F = 6,023 x 10 23 e− × 1,6 x 10 –19 C/e- = 96 500 C 
• De esta 2ª ley se deduce: 
- En los dos electrodos de una cuba electrolítica se depositan o liberan el mismo 
número de equivalentes, ya que la cantidad de corriente que pasa por ambos 
electrodos es la misma. 
- Si se conectan en serie varias cubas electrolíticas, en todos los electrodos se 
depositan o liberan el mismo número de equivalentes. 
Ejemplo: Al pasar una corriente de 1 Faraday de carga, en todos los electrodos 
se deposita o libera 1 equivalente de cada sustancia. 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2.-Proceso galvánico (Celda Galvánica) 
Como se ha descrito anteriormente, cuando los iones Cu2+ alcanzan la barra de 
zinc metálico se produce una reacción redox espontánea. En dicha reacción, 
cada átomo de zinc entrega directamente dos electrones a un ion Cu2+. 
Empleando esta misma reacción redox, ¿cómo podríamos construir una pila que 
suministrase corriente eléctrica? 
Para ello, es necesario forzar a los electrones a pasar por un circuito eléctrico 
externo. Esto se consigue separando físicamente los dos procesos de la 
reacción: 
Oxidación: Zn(s)  Zn2+(ac) + 2 e− 
Reducción: Cu2+(ac) + 2 e−  Cu(s) 
de tal modo que tenga lugar en dos compartimentos distintos. 
De este modo obligamos a que los electrones que libera el Zn al oxidarse, antes 
de que los capten los iones Cu2+.al reducirse, pasen a través de un hilo conductor 
u otro circuito eléctrico, por el que circula los electrones. La pila así construida 
es la llamada pila Daniell, en honor de su inventor. 
La separación de los dos procesos puede efectuarse mediante un tabique o vaso 
poroso, o bien separándolos en dos recipientes distintos, unidos por un puente 
salino, que es un tubo de vidrio que contiene una mezcla de agar - agar ,agua y 
una sal que es un electrolito inerte respecto al proceso redox ( KCℓ, NH4NO3, 
etc…) 
Por ambos métodos, se impide que se mezclen las soluciones de los dos 
electrodos, pero se permite la conducción por los iones, para que el circuito 
eléctrico no se interrumpa. 
Si se impidiera el paso de los iones de una solución a otra, en las proximidades 
del zinc se produciría una acumulación de carga positiva, debido a los iones 
Zn2+ formado, mientras que en las proximidades del cobre habría un exceso de 
carga negativa, por la desaparición de iones Cu2+. 
Por tanto, en una pila circulan electrones por el circuito metálico externo, desde 
el polo negativo o ánodo hacia el polo positivo o cátodo, mientras que circulan 
iones por el circuito líquido interno, que tiene que estar cerrado (por un puente 
salino o por un tabique poroso) para que la pila pueda funcionar. 
No obstante, cuando la pila funciona, la lámina de zinc pierde peso, puesto que 
de ella salen los iones Zn2+, mientras que la lámina de cobre gana peso al 
depositarse en ella los iones Cu2+. A la misma vez, la solución de Zn2+ se va 
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concentrando cada vez más y la de Cu2+ se va diluyendo cada vez más, de modo 
que al cabo de un cierto tiempo, la pila se agota. 
La notación que utilizamos para representar una pila es la siguiente: 
A la izquierda se coloca siempre el electrodo negativo, es decir el que se oxida, 
indicando la concentración inicial de iones de la solución. En nuestro 
ejemplo Zn/Zn2+(1M) 
A la derecha el electrodo positivo, es decir el que se reduce, indicando 
igualmente la concentración inicial de los iones. En nuestro caso Cu2+(1M)/Cu. 
Si los electrodos son gaseosos hay que indicar la presión a la que está el gas y 
entre paréntesis se escribe el símbolo del metal que atraviesa el electrodo y 
sobre el que tiene lugar el proceso redox, sin que este metal intervenga 
(electrodo inerte). 
Un ejemplo de electrodo gaseoso sería: Cℓ-(1M)/Cℓ2(1atm) (Pt). 
La unión líquida se representa por dos barras, ║, o por una coma, cuando no 
existe separación entre las dos disoluciones. 
La pila Daniell se representa mediante la notación: 
 Zn(s) I Zn2+ (ac) (1M) ║ Cu2+(ac) (1M) I Cu(s) 
Nota: Los signos del ánodo y del cátodo en las pilas y en las celdas electrolíticas 
son contrarios. 
 
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Semirreacción de reducción E°, V 
Medio ácido 
F2(g) + 2e- →2F-(ac) +2,866 
O3(g) + 2H+(ac) +2e- → O2(g) + H2O(ℓ) +2,075 
S2O82-(ac) +2e- →2SO42-(ac) +2,01 
H2O2(ac) + 2H+(ac) + 2e- →2H2O(ℓ) +1,763 
MnO4-(ac) +8H+(ac) +5e- →Mn2+(ac) + 4H2O(ℓ) +1,51 
PbO2(s) + 4H+(ac) + 2e- → Pb2+(ac) + 2H2O(ℓ) +1,455 
Cℓ2(g) + 2e- → 2Cℓ-(ac) +1,358 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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