Electroquimica

Electroquímica

La Electroquímica es la rama de la química que estudia como el paso de una corriente eléctrica genera nuevas sustancias y como algunas reacciones químicas pueden proporcionarnos energía eléctrica.
Nos sirve para llevar a cabo varios procesos como electrodeposición, galvanizado, anodizado, dorado y plateado, en caso de que quieras generar nuevas sustancias; en caso de que quieras producir energía eléctrica pues es cuando construyes una celda de Daniel, una batería para auto, una pila de mercurio (muy contaminantes por cierto) o una pila recargable .

La electroquímica es una parte de la química que se dedica a estudiar las reacciones asociadas con la corriente eléctrica que circula en un circuito.

Las dos formas de representar las reacciones electroquímicas son:

1) Reacción de reducción A + ne- → An-
Cuando la corriente eléctrica suministra electrones a la sustancia A, y

2) Reacción de oxidación B - ne- → Bn+
Cuando la corriente eléctrica sustrae electrones a la sustancia B.

La electroquímica es una disciplina muy versátil que puede ayudar a resolver innumerables problemas que van desde dispositivos que funcionan como fuentes alternas de energía (celdas de combustible) hasta unidades de proceso en las plantas de extracción y refinación de metales (celdas de electrólisis), pasando por procesos de corrosión. Otra aplicación importante de la electroquímica se da en el análisis químico, donde se hace uso de sensores electroquímicos cuyas mediciones se adquieren como diferencias de voltaje (potenciómetros) o corrientes eléctricas (amperímetros). De los sensores potencio métricos se puede menciona el electrodo de pH y los de ion selectivo y en cuanto a los sensores anemométricos se destacan los electrodos inertes de carbón vítreo, platino y oro, que sólo sirven de soporte para reacciones de oxidación o de reducción.

Formulas:

La corriente se mide en ampere (A). La cantidad de carga se mide en coulomb (C); el Coulomb se define como la cantidad de electricidad transmitida en un segundo en un segundo mediante una corriente de un ampere.

La corriente se hace pasar a través del circuito mediante una diferencia de potencial eléctrico, el cual se mide en volts (V). Se necesita un joule de trabajo para mover un coulomb desde un potencial mas bajo a uno mas alto cuando la diferencia de potencial es de un volt

Mientras mayor sea la diferencia de potencial entre dos puntos en un alambre dado, mayor será la corriente que transporte el alambre entre estos dos puntos. George Ohm, en 1826, expreso la relación cuantitativa entre la diferencia de potencial, en voltios y la corriente,/ , en amperes, como:

Donde R se llama resistencia. La resistencia se mide en Ohms. Se requiere un volt para transportar una corriente de un ampere a través de una resistencia de un Ohm.


Ejemplos:

Mediante la ecuación De Nernst calcule el potencial de celda para cada par de soluciones
Sea la pila de Daniels:
Zn/Zn+2 (a=1) // Cu+2 (a=1) /Cu
Ánodo
Zn à Zn+2 + 2e- E0 = 0,763 v oxidación
Cátodo
Cu+2 + 2e- à Cu E0 = 0,337 v reducción
Rx:
Zn (s) + Cu+2 (ac) +2e- ß à 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)

Ecuacion 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 (g )
Sabemos a = g [M] g ZnSO4 = 0,15
g 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 Ecuación 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

Experimentos

Lavandina casera

Materiales:
  Frasco de vidrio
Sal de mes
Fuente de alimentación regulable o batería de automóvil o moto
Electrodos de grafito (ver mas adelante)
50cm de conductor eléctrico
Puedes utilizar una batería de auto o de moto.

Procedimiento:
Llena el frasco con agua y coloca dentro de él un par de cucharadas soperas de sal de mesa (la que usas para comer) y revuelve bien. Si el agua que sacar del grifo está muy fría, caliéntala apenas un poco, muy poco. Lo ideal son unos 20°C.
Ahora corta por la mitad el trozo de cable, pela sus extremos, y utilízalos para unir cada barra de grafito a un borne de la batería o la fuente de alimentación. Introdúcelo en la solución salina y espera un par de horas. El líquido se habrá convertido así en lavandina casera o lejía casera

¿Cómo funciona el experimento?

Al conectar los electrodos a una fuente de energía eléctrica, se crea un campo eléctrico dentro del fluido que atrae a estos iones hacia los electrodos. En este experimento, y con los materiales que estamos utilizando, la sal “Cloruro de Sodio” (sal de mesa) se descompuso en iones sodio e iones Cloro. Los iones sodio serán atraídos hacia el electrodo que esté conectado al polo negativo de la batería, y allí reaccionarán para dar hidróxido de sodio. Mientras que los iones cloro, serán atraídos hacia el electrodo de grafito que esta conectado al polo positivo de la batería. Allí es donde el ion deja de ser tal, y se transforma en una molécula de cloro, la cual está en estado gaseoso.

Es común es las plantas potabilizadoras de agua, el inyectar cloro gaseoso en los conductos con el fin de matar ciertos microorganismos nocivos para nuestra salud. Siempre se coloca un poco más de gas que el necesario, pues el agua puede contaminarse en el trayecto de distribución desde la planta hacia tu hogar, de modo que con ese “extra” de cloro sigue matándolos y permanece potable.

Lo mismo estamos haciendo en estos experimentos, el cloro gaseoso que se forma en nuestro electrodo burbujea dentro de la solución, la cual se terminará transformando en lavandina o lejía.

Cabe destacar, que además, en el electrodo en que hacia donde van los iones sodio, se desprende gas hidrógeno.

La reacción electroquímica que gobierna el experimento es la siguiente:

2NaCl (aq) + 2 H2O ——> 2 NaOH (aq) + Cl2 + H2

 Bibliografias:

1. Fuente Libro física general

2.http://www.monografias.com/trabajos7/elec/elec.shtml#ixzz2yFFnQjRu