1. Prof. Quím. Jenny M. Fernández Vivanco CICLO 2011-I Módulo: Unidad: IV Semana: 6 FISICO QUIMICA DE LOS PROCESOS AMBIENTALES

2. Electroquímica Lic. Quím. Jenny M. Fernández Vivanco

4. Zn(s) + 2 HCl(ac)  H 2 (g) + ZnCl 2 (ac)

6. Semiceldas

9. Tabla de Potenciales (Eº) F 2 (g) + 2e –  2F – (ac) Eº = + 2,87 V H 2 O 2 (ac) + 2H + (ac) + 2e –  2H 2 O + 1,82 PbO 2 (s) + 4H + + SO 4 2– (ac) + 2e –  PbSO 4 (ac) + 2H 2 O + 1,77 MnO 4 – (ac) + 8H + (ac) + 5e –  Mn 2+ (ac) + 4H 2 O + 1,51 Au 3+ (ac) + 3e –  Au(s) + 1,50 Cr 2 O 7 2­­– (ac) + 14H + (ac) + 6e –  2 Cr 3+ (ac) + 7H 2 O + 1,33 O 2 (g) + 4H + (ac) + 2e –  2H 2 O + 1,23 Ag + (ac) + e –  Ag(s) + 0,80 Fe 3+ (ac) + e –  Fe 2+ (ac) + 0,77 MnO 4 – (ac) + 2H 2 O + 3e –  MnO 2 (s) + 4OH – (ac) + 0,59 O 2 (g) + 2H 2 O + 4e –  4OH – (ac) + 0,40 Cu 2+ (ac) + 2e –  Cu(s) + 0,34 2H + (ac) + 2e –  H 2 (g) + 0,00 Pb 2+ (ac) + 2e –  Pb(s) – 0,13 Ni 2+ (ac) + 2e –  Ni(s) – 0,25 PbSO 4 (s) + 2e –  Pb(s) + SO 4 2– (ac) – 0,31 Fe 2+ (ac) + 2e –  Fe(s) – 0,44 Zn 2+ (ac) + 2e –  Zn(s) – 0,76 2H 2 O + 2e –  H 2 (g) + 2OH – (ac) – 0,83 Al 3+ (ac) + 3e –  Al(s) – 1,66 Mg 2+ (ac) + 2e –  Mg(s) – 2,37 Na + (ac) + e –  Na(s) – 2,71 Ca 2+ (ac) + 2e –  Ca(s) – 2,87 Ba 2+ (ac) + 2e –  Ba(s) – 2,90 Li + (ac) + e –  Li(s) – 3,05

10. Uso de la Tabla de potenciales Ambos son procesos de reducción Al comparar: Ag + (ac) + e –  Ag(s) Eº = + 0,80 V Zn 2+ (ac) + 2e –  Zn(s) Eº = – 0,76 V Podemos afirmar que la tendencia a la reducción en la plata es mayor que en el cinc, y a vez, que la tendencia a la oxidación del cinc es mayor que el de la plata. Ag(s)  Ag + (ac) + e – Eº = – 0,80 V Zn(s)  Zn 2+ (ac) + 2e – Eº = + 0,76 V Ambos son procesos de oxidación

12. ¿Cómo se llega a la Tabla de Eº? Una analogía

14. La semicelda patrón de hidrógeno Pt/H 2 (g, 1 atm)/H + (1M)

15. Medida de los Eº red Para medir Eº red , conectamos la semicelda patrón y la semicelda a evaluar. El voltímetro debe ser conectado de modo que la lectura sea siempre positiva; de ese modo la semicelda conectada al extremo negativo del voltímetro es el ANODO. El otro extremo se llama CÁTODO. En este caso la lectura es +0,340 V, y el ánodo resultó ser la semicelda de hidrógeno: el cobre se reduce más fácilmente que el hidrógeno. Puesto que el potencial del hidrógeno es cero, el voltaje leído solo corresponde al cobre, y por tanto: Eº(Cu 2+ /Cu) = 0,340 V. De ese modo se construye la Tabla de Potenciales. H 2 (g)  2 H + (ac) + 2e - Oxidación ánodo Cu 2+ + 2e -  Cu(s) Reducción cátodo

16. Potenciales Estándar

18. Celda Zn-Cu

20. Celda Zn-Cu Zn(s) | Zn 2+ (aq) || Cu 2+ (aq) | Cu(s) E cell = 1.10 V

22. Celda comerciales Pila seca Batería

23. Celdas comerciales Pila Ni-Cd Cd(s) + 2 NiO(OH)(s) + 2 H 2 O(l) -> 2 Ni(OH) 2 (s) + Cd(OH) 2 (s) Pila Ag-Zn Zn(s) + Ag 2 O(s) -> ZnO(s) + 2 Ag(s) E pila = 1.8 V

24. Celdas de combustible O 2 (g) + 2 H 2 O(l) + 4 e - -> 4 OH - (aq) 2{H 2 (g) + 2 OH - (aq) -> 2 H 2 O(l) + 2 e - } 2H 2 (g) + O 2 (g) -> 2 H 2 O(l) E° pila = E ° O 2 /OH - - E ° H 2 O/H 2 = 0.401 V – (-0.828 V) = 1.229 V

25. Corrosión

28. Electrólisis de NaCl fundido En este caso las reacciones son: Cátodo (reducción): [ Na + + e -  Na(l) ]x2 Ánodo (oxidación): 2 Cl -  Cl 2 (g) + 2e - Reacción global: 2Na + + 2 Cl -  2 Na(l) + Cl 2 (g) NaCl(l)

36. Electrólisis de NaCl concentrado (salmueras, como el agua de mar)

40. Electrólisis del agua H 2 O(l) H 2 (g) + O 2 (g) electricidad

41. Aplicaciones de la electrólisis Electroplateado

47. GRACIAS