Cálculo de Fuerza Electromotriz

Cálculo de Fuerza Electromotriz
Química
Prof. Carlos Soto
Conceptos
Oxidación: Pérdida de electrones (ocurre en
los elementos metálicos)
Reducción: Ganancia de electrones (ocurre en
los no metales)
Número de Oxidación: Número de cargas de
un átomo, molécula o ión si los electrones
fueran transferidos totalmente
Ideas Previas
• Las
celdas
voltaicas,
corresponden a un dispositivo
en que la transferencia de
electrones se produce gracias
a una conexión entre dos
electrodos.
• Las superficies de las láminas
metálicas que sirven de contacto
con las disoluciones se les llama
electrodos. Unos de ellos se
denomina ánodo y el otro
cátodo, por definición, en el
primero ocurre la oxidación y en
el segundo la reducción,
constituyéndose cada uno de
ellos en una media celda.
Celda electrolítica
• La electrólisis, en
cambio, corresponde
al proceso contrario
a las celdas
galvánicas, esto es, la
aplicación de energía
eléctrica para lograr
una reacción química
redox
¿Qué es una fuerza electromotriz?
Existe una “fuerza motriz”. Esta
empuja los electrones a “viajar”
a lo largo de un circuito externo
en el caso de una celda
voltaica, debido a una diferencia
de energía potencial
que se produce, ya que la
energía potencial de los
electrones es mayor en el
ánodo que en el cátodo. POR
LO TANTO SE GENERA UNA
DIFERENCIA DE POTENCIAL!
¿Qué es una fuerza electromotriz?
A esta diferencia de
potencial se le llama fuerza
electromotriz (fem) y es
medida en unidades de
volts (V), se denominada
también “potencial de
la celda”, se escribe como
E celda
¿Cuál es la formula para la fuerza
electromotriz?
•
•
•
•
Donde,
E celda: Potencial estándar de la celda
E cátodo: Potencial estándar del cátodo
E ánodo: Potencial estándar del cátodo
¿Qué es el potencial estándar de
celda?
• Tal como se menciono anteriormente, es la
fuerza electromotriz total. La cual viene por
una parte, de la resta entre el fem (Fuerza
electromotriz) del cátodo y el fem del ánodo.
¿Por qué se denomina «Potencial
estándar»?
• Por que su cálculo se realiza bajo valores preestablecidos considerados bajos condiciones
«estándar» para todas las reacciones ya
calculadas para conocer el valor del fem
ánodo y el fem catodo . Estas condiciones son
las que se muestran a continuación
Condiciones para cumplir para calcular
Potencial Estándar de celda
• Concentraciones de 1 M en los reactantes
• Productos de disolución en 25 °C
• Presión de gases igual a 1 atm
Potenciales de Reducción (Capacidad
para oxidar otras especies químicas)
• Como mencionamos anteriormente, el E ° celda depende de lo que
ocurre en cada media celda, razón por la cual es necesario conocer
el potencial estándar de cada media celda y a partir de ellos el de
la celda completa, entendiéndolo como la diferencia entre los dos
potenciales de cada uno de sus electrodos (ánodo y cátodo), es
decir:
• En forma general, entendemos que los
potenciales estándar del cátodo y el ánodo
empleados para calcular el potencial de la
celda ( E° celda ) se expresa de la siguiente
forma
• Lo anterior sobre los procesos de
«Espontaneidad» de una reacción. Se refiere a
la llamada Energía libre de Gibss.
• Si el valor de E es positivo y ΔG
negativo, respectivamente, indican que
la reacción es espontánea. Permite el
paso de reactantes a productos.
• Si el valor de E es negativo y ΔG
positivo, respectivamente, indican que
la reacción no es espontánea.
En ambas expresiones “n” corresponde al número de electrones que
se transfieren en la reacción y “F” es la constante de Faraday, que
indica la cantidad de carga eléctrica de 1 mol de electrones cuyo valor
es 96500 J/V mol.
• Nota: Si el valor de E es positivo y ΔG negativo,
respectivamente, indican que la reacción es espontánea.
Ejemplo para entender mejor!
• Dada la siguiente reacción, calcula el potencial
estándar de reducción :
• Puedes notar que Fe se oxido y Ag se reducio
¿Qué podemos interpretar
finalmente?
Ecuación de Nernst
• Walther Nernst
Físico y químico alemán. En 1894
obtuvo la cátedra de Química y Física
de la Universidad de Gotinga. Pasó
después, en 1904, a la Universidad de
Berlín como sucesor de Planck en la
enseñanza de la Física. Obtuvo en
1920 el Premio Nobel de Química por
sus estudios sobre termodinámica.
Fundamental es su teoría osmótica de
la pila galvánica, a partir de la cual
inventó la lámpara que lleva su
nombre, y sustituyó con filamentos a
base de óxidos metálicos el filamento
de carbón de las primeras lámparas
eléctricas,
mejorando
así
su
rendimiento.
Ecuación de Nernst
• En la realidad, numerosas reacciones tienen
lugar en condiciones distintas a las estándar,
por lo que se necesita un método que permita
calcular los potenciales redox. Con la ecuación
de Nernst, es posible determinar los
potenciales de celda en condiciones diferentes
a la estándar
Formula
Simplificacion de la ecuación de Nernst
• Para condiciones de temperatura iguales a 25 °C
(298,15 K) y utilizando la escala de logaritmo en base
10, si se considera que R y F son constantes, la
ecuación de Nernst queda expresada así:
Ejercicio
Interpretación
Corrosión
• Las reacciones de corrosión son reacciones
redox espontáneas en las que un metal es
atacado por alguna sustancia del ambiente y
convertido en un compuesto no deseado
• El ejemplo clásico de corrosión es la formación de
óxido en el hierro. Para que el hierro se oxide es
necesario que estén presentes el agua y el oxígeno
gaseoso. Una región de la superficie del metal
funciona como ánodo, donde ocurre la oxidación:
• La corrosión metálica no se limita al hierro;
también afecta al aluminio, un metal utilizado
para fabricar muchas cosas útiles, incluyendo
aeroplanos y latas para bebida. El aluminio
tiene una mayor tendencia a oxidarse que el
hierro (tiene una fuerza electromotriz de
reducción más negativo que el del hierro).
• Estos procesos no se llevan a cabo a causa de
la capa insoluble de óxido de aluminio
(Al2O3) que se forma en la superficie cuando
el metal se expone al aire, y que sirve para
proteger al aluminio de la corrosión.
• A presión atmosférica normal, el Cu forma una
capa de carbonato de cobre, sustancia verde
llamada pátina, que protege al metal de una
corrosión posterior. De la misma manera, los
artículos de plata que se ponen en contacto
con los alimentos desarrollan una capa de
sulfuro de plata (Ag2S).
• La superficie de hierro metálico puede
inactivarse por un proceso llamado
pasivación. Se forma una capa delgada de
óxido cuando se trata al metal con un agente
oxidante fuerte como el HNO3 concentrado.