Tema 2. Revisión de reacciones Redox. Celdas galvánicas ...
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<strong>Tema</strong> 2<br />
<strong>Tema</strong> <strong>2.</strong> <strong>Revisión</strong> <strong>de</strong> <strong>reacciones</strong> <strong>Redox</strong>. <strong>Celdas</strong> <strong>galvánicas</strong>.<br />
Potenciales estándar <strong>de</strong> electrodo. Espontaneidad <strong>de</strong> las<br />
<strong>reacciones</strong> <strong>Redox</strong>. Efecto <strong>de</strong> la concentración en la FEM <strong>de</strong> la<br />
celda. La ecuación <strong>de</strong> Nernst. <strong>Celdas</strong> <strong>de</strong> concentración.<br />
Corrosión.<br />
Objetivos<br />
1. Recordar la terminología usada en las ecuaciones <strong>Redox</strong>.<br />
<strong>2.</strong> Recordar el concepto <strong>de</strong> potencial estándar <strong>de</strong> electrodo y tabla <strong>de</strong> potenciales<br />
3. Establecer el concepto <strong>de</strong> celda galvánica y fuerza<br />
electromotriz <strong>de</strong> una celda.<br />
4. Relacionar la fuerza electromotriz con la energía<br />
libre. Espontaneidad.<br />
5. Estudiar la variación <strong>de</strong>l potencial con la<br />
concentración. Ecuación <strong>de</strong> Nernst.<br />
6. Revisar el concepto <strong>de</strong> corrosión y sus aplicaciones.<br />
<strong>Revisión</strong> <strong>de</strong> Reacciones <strong>Redox</strong><br />
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Energía eléctrica = volts X coulombs = joules<br />
carga total = nF 1 F = 96 500 C/mol<br />
∆G = W max ∆G = -nFE celda<br />
K =<br />
c<br />
[ C] [ D]<br />
d<br />
[ ]<br />
a<br />
A [ B] b<br />
∆G 0 =-nFEº celda ∆Gº = -RT In K<br />
Entonces -nFEº celda =-RTlnK<br />
Eº =<br />
0,0592V<br />
n<br />
log<br />
K<br />
∆G 0 K Eº celda Reacciones en cond. <strong>de</strong> estado estándar<br />
Negativo > 1 Positivo Espontánea<br />
0 = 1 0 En equilibrio<br />
Positivo < 1 Negativo No espontánea. La reacción es espontánea en<br />
la dirección inversa.<br />
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c<br />
aA + bB cC + dD [ C] [ D]<br />
<strong>Revisión</strong> <strong>de</strong> Reacciones <strong>Redox</strong><br />
Q =<br />
d<br />
[ ]<br />
a<br />
A [ B] b<br />
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<strong>Tema</strong> 2<br />
0.1M<br />
Eº(Fe +3 /Fe +2 )= 0.77v<br />
Eº(Ag + /Ag) = 0.80v<br />
<strong>Revisión</strong> <strong>de</strong> Reacciones <strong>Redox</strong><br />
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La corrosión<br />
Corrosión es el término aplicado al <strong>de</strong>terioro <strong>de</strong> metales por<br />
un proceso electroquímico.<br />
• Para que el hierro se oxi<strong>de</strong> es<br />
necesario que estén presentes<br />
el agua y el oxígeno gaseoso.<br />
Una parte <strong>de</strong>l hierro funciona<br />
como ánodo:<br />
<strong>Tema</strong> 2<br />
Fe(s) -- Fe +2 (ac) + 2e<br />
Los electrones liberados reducen<br />
el oxígeno atmosférico a agua en<br />
el cátodo, que es otra parte <strong>de</strong>l<br />
metal:<br />
O 2 (g) + 4H + (ac) + 4e ---- 2H 2 O(l)<br />
La reacción redox global es:<br />
2Fe(s) + O 2 (g) + 4H + (ac) ------ 2Fe +2 (ac) + 2H 2 O(l)<br />
<strong>Revisión</strong> <strong>de</strong> Reacciones <strong>Redox</strong><br />
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Protección frente la corrosion<br />
<strong>Tema</strong> 2<br />
El recurso más obvio consiste en cubrir la superficie <strong>de</strong>l metal con<br />
pintura.<br />
Pasivación. Se forma una capa <strong>de</strong>lgada <strong>de</strong> óxido cuando se trata al<br />
metal con un agente oxidante fuerte como el ácido nítrico<br />
concentrado.<br />
Mediante aleaciones; la aleación entre el hierro, el cromo y el níquel<br />
para formar el acero inoxidable, la capa <strong>de</strong> óxido <strong>de</strong> cromo que se<br />
forma protege al hierro <strong>de</strong> la<br />
corrosión.<br />
La protección catódica es un<br />
proceso en el cual el metal que va<br />
a ser protegido <strong>de</strong> la corrosión se<br />
convierte en el cátodo <strong>de</strong> una<br />
celda electroquímica<br />
<strong>Revisión</strong> <strong>de</strong> Reacciones <strong>Redox</strong><br />
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<strong>Tema</strong> 2<br />
<strong>Revisión</strong> <strong>de</strong> Reacciones <strong>Redox</strong><br />
La oxidación <strong>de</strong>l Fe +2 a Fe +3 <strong>de</strong>pen<strong>de</strong> <strong>de</strong>l pH<br />
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