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Contenido. 1. Definición 2. Celdas galvánicas: las pilas 3. Células electrolíticas 4. Pilas de combustible. 1. Definición. 1. Definición. La electroquímica estudia la transformación entre la energía química y la eléctrica. Reacción espontánea. pila galvánica o batería.

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Contenido

1. Definición

2. Celdas galvánicas: las pilas

3. Células electrolíticas

4. Pilas de combustible


1

Definición


1. Definición

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

Reacción espontánea

pila galvánica o batería

Reacción inducida

electrolisis

mediante 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


2

Celdas galvánicas: las pilas


2. Celdas galvánicas: las pilas

Cálculo del potencial redox de semicelda

Se producen reacciones redox de forma espontánea

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

cC + dD

Ecuación de Nernst

potencial estándar

potencial debido a concentración

potencial debido a pH


2. Celdas galvánicas: las pilas

Componentes de una celda galvánica

Puente salino

ÁNODO (-)

CÁTODO (+)

Se produce la oxidación

Se produce la reducción

anolito

catolito


2. Celdas galvánicas: las pilas

Nomenclatura 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)


2. Celdas galvánicas: las pilas

Obtención del potencial estándar (Eo)

Electrodo estándar de hidrógeno


2. Celdas galvánicas: las pilas

Aplicaciones

Pilas alcalinas para dispositivos portátiles

Baterías recargables de ion litio

en las baterías recargables el proceso inverso

debe ser exactamente idéntico al directo

Baterías de plomo para automóviles

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

Pilas de combustible


3

Células electrolíticas


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


3. Células electrolíticas

Cálculo de la corriente eléctrica

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

ecuación de Butler – Volmer

αFη

(1-α)Fη

i = io exp

– exp

RT

RT

corriente anódica

corriente catódica


3. Células electrolíticas

Componentes del sistema electrolítico

Se invierten los signos de los electrodos

-

+

CÁTODO (-)

ÁNODO (+)

puente salino

Se produce la reducción

Se produce la oxidación

H2

NaCl

0.1M

Pt

2H2O + 2e- H2 + 2OH-

Cuo Cu2+ + 2e-


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


4

Pilas de combustible


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)


4. Pilas de combustible

Componentes de una pila de combustible

H2

O2

Entrada de

Entrada de

combustible

oxidante

iones

positivos

o

negativos

Oxidante

Combustible

gastado y gases

gastado y gases

de salida

de salida

CÁTODO

ÁNODO

ELECTROLITO

(conductor iónico)


4. Pilas de combustible

Aplicaciones

Generación de electricidad en lugares remotos

(naves espaciales, localizaciones rurales…)

Aplicaciones de cogeneración en viviendas y

hospitales (uso combinado de calor y electricidad)

Vehículos eléctricos


CONCLUSIONES

La electroquímica estudia la transformación de

la energía química en energía eléctrica.

química

eléctrica

CELDA GALVÁNICA

eléctrica

química

ELECTROLISIS

Aplicaciones muy variadas: sistemas portátiles,

síntesis química, pilas de combustible…


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