Contenido

1. Definición2. Celdas galvánicas: las pilas3. Células electrolíticas4. Pilas de combustible

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Definición1

1. Definición

La electroquímica estudia la transformación entre la energía química y la eléctrica.

Reacción espontánea

Reacción inducida

pila galvánica o batería

electrolisismediante corriente eléctrica

1. Definición

Características comunes de los procesos

Componentes

Conductor eléctrico Conductor iónico

Electrodos(intermediario)

Se trata de procesos asociados a las interfases

Fuerza impulsora: potencial electroquímico

µ = µ + zFØ~

Celdas galvánicas: las pilas2

2. Celdas galvánicas: las pilas

Cálculo del potencial redox de semicelda

aA + bB + n[e]- + h[H]+ cC + dD

Ecuación de Nernst

potencial estándar

potencial debido a concentración

potencial debido a pH

Se producen reacciones redox de forma espontánea

2. Celdas galvánicas: las pilas

Se produce la

oxidaciónSe produce la

reducción

Componentes de una celda galvánica

ÁNODO (-) CÁTODO (+)

Puente salino

anolito catolito

2. Celdas galvánicas: las pilasNomenclatura IUPAC de las pilas

M(s) MX(aq) M’X’(aq) M’(s)

ánodo cátodo

indica separación de fases

puente salino

membrana permeable a iones

Ej.: Zn(s) ZnSO4(1M, aq) CuSO4(1M, aq) Cu(s)

Obtención del potencial estándar (Eo)

2. Celdas galvánicas: las pilas

Electrodo estándar

de hidrógeno

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Aplicaciones

Pilas alcalinas para dispositivos portátiles

2. Celdas galvánicas: las pilas

Baterías recargables de ion litio

en las baterías recargables el proceso inversodebe ser exactamente idéntico al directo

Baterías de plomo para automóviles

Pilas de combustible

Pb(s) H2SO4(conc., aq) PbO2(s)

Células electrolíticas3

3. Células electrolíticas

Se producen reacciones redox por aplicación de un sobrepotencial (η) al sistema

η = ΔФ - ΔФcel

potencial real del sistema (aplicado)

potencial de equilibrio del

sistema

es el proceso inverso al de una celda galvánica

La corriente eléctrica neta depende de forma exponencial de la sobretensión aplicada

ecuación de Butler – Volmer

i = io exp

Cálculo de la corriente eléctrica

αFηRT

(1-α)FηRT

– exp

corriente anódica

corriente catódica

3. Células electrolíticas

3. Células electrolíticas

Componentes del sistema electrolítico

Se produce la

oxidación

ÁNODO (+)

Se invierten los signos de los electrodos

Se produce la

reducción

CÁTODO (-)

Cuo Cu2+ + 2e- 2H2O + 2e- H2 + 2OH-

NaCl0.1M

H2

Pt

+ -

puente salino

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3. Células electrolíticas

Aplicaciones

Producción de metales: Na, Li, Al, K y Mg

Producción de NaOH, NaClO, NaClO3 y KClO3

Galvanoplastia

Elementos decorativos

Protección ante la corrosión

Purificación de metales

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Pilas de combustible4

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4. Pilas de combustible

Se trata de celdas galvánicas en las que existe alimentación continua de los reactivos

Habitualmente H2 (o un precursor) y O2 (aire)

Clasificación

Alcalina (AFC)

Membrana de intercambio de protones (PEMFC)

Metanol directo (DMFC)

Óxido sólido (SOFC)

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Componentes de una pila de combustible

4. Pilas de combustible

Entrada decombustible Entrada de

oxidante

ionespositivos

onegativos

Combustiblegastado y gases

de salida

Oxidantegastado y gasesde salida

ÁNODO CÁTODOELECTROLITO(conductor iónico)

H2 O2

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Aplicaciones

Generación de electricidad en lugares remotos

4. Pilas de combustible

(naves espaciales, localizaciones rurales…)

Aplicaciones de cogeneración en viviendas y hospitales (uso combinado de calor y electricidad)

Vehículos eléctricos

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CONCLUSIONES

La electroquímica estudia la transformación dela energía química en energía eléctrica.

química eléctrica CELDA GALVÁNICA

eléctrica química ELECTROLISIS

Aplicaciones muy variadas: sistemas portátiles,síntesis química, pilas de combustible…