La electroquímica es una rama de la química que estudia las reacciones químicas que ocurren en el interfaz de un conductor (el electrodo del electrón integrado por un metal o un semiconductor, incluyendo el grafito ) y de un conductor iónico (el electrólito ) y que implican transferencia del electrón entre el electrodo y el electrólito.

Si una reacción química es causada por un voltaje externo, como en la electrólisis, o si un voltaje es causado por una reacción química, como en una batería, ella está una reacción electroquímica del . Las reacciones químicas donde los electrones se transfieren entre los átomos se llaman oxidación/las reacciones de la reducción (redox). La electroquímica se ocupa generalmente de las situaciones donde la oxidación y las reacciones de la reducción se separan en espacio, conectadas por un circuito eléctrico externo.

Historia

considera también: Historia la electroquímica

décimosexto a los progresos del siglo XVIII

El siglo XVI marcó el principio de la comprensión eléctrica. Durante el que el siglo el inglés William Gilbert del científico pasó 17 años que experimentaban con el magnetismo y, en un grado inferior, la electricidad. Para su trabajo sobre los imanes, Gilbert se conocía como el " del ; Padre de Magnetism." él descubrió los varios métodos para producir y consolidar los imanes.

En 1663 el alemán Otto von Guericke del físico creó el primer generador eléctrico, que produjo electricidad estática aplicando la fricción en la máquina. El generador fue hecho de una bola grande del sulfuro echada dentro de un globo de cristal, montado en un eje. La bola fue girada por medio de una manivela y una chispa eléctrica estática fue producida cuando un cojín fue frotado contra la bola mientras que giró. El globo se podía quitar y utilizar como fuente para los experimentos con electricidad.

Por los mid-1700s el francés Charles François de Cisternay du del químico Fay descubrió dos tipos de electricidad estática, y ése como cargas se rechaza mientras que desemejante de cargas atrae. Du Fay anunció que la electricidad consistió en dos líquidos: " del ; vitreous" ( latino para el " del ; glass" ), o positivo, electricidad; y " del ; resinoso, " o negativo, electricidad. Ésta era la teoría del dos-líquido del de la electricidad, que debía ser opuesta por la teoría del uno-líquido del de de Benjamin Franklin más adelante en el siglo.

El Charles-Agustín de Coulomb desarrolló la ley de la atracción electrostática en 1781 como consecuencia de su tentativa de investigar la ley de repulsiones eléctricas según lo indicado por el José Priestley en Inglaterra. En los últimos 1700s el médico italiano y el Luis Galvani del anatomista marcaron el nacimiento de la electroquímica estableciendo un puente entre las reacciones químicas y la electricidad en su " del del ensayo; De Viribus Electricitatis en Motu Musculari Commentarius" (latino para el comentario en el efecto de la electricidad en el movimiento muscular) en 1791 donde él propuso un " del ; substance" nerveo-eléctrico; en formas de vida biológica.

En su ensayo Galvani concluyó que el tejido animal contuvo una fuerza natural, vital hasta ahora descuidada, que él llamó " del ; electricidad animal, " que activó los nervios y los músculos atravesó por el del metal sonda que él creyó que esta nueva fuerza era una forma de electricidad además del " del ; natural" la forma de produjo por el relámpago o por la anguila eléctrica y el rayo del torpedo así como el " del ; artificial" la forma de produjo por la fricción (es decir, electricidad estática).

Los colegas científicos de Galvani generalmente aceptados sus opiniones, pero el Alejandro Volta rechazaron la idea de un " del ; líquido eléctrico animal, " que contesta que las ancas de rana respondieron a las diferencias en el genio del metal, la composición, y el a granel. Galvani refutó esto obteniendo la acción muscular con dos pedazos del mismo material.

siglo XIX

En 1800, el inglés Guillermo Nicholson de los químicos y el Juan Wilhelm Ritter tenido éxito en agua de descomposición en el hidrógeno y el oxígeno por la electrólisis . Ritter descubrió pronto después de eso el proceso que electrochapaba . Él también observó que la cantidad de metal depositada y la cantidad de oxígeno produjeron durante un proceso electrolítico dependieron de la distancia entre los electrodos . Antes de Ritter 1801 corrientes termoeléctricas observadas y anticipado el descubrimiento de la termoelectricidad por el Thomas Juan Seebeck .

Por 1810s el Guillermo Hyde Wollaston llevó a cabo mejoras a la pila galvánica . Sir trabajo de s de Davy Humphry el 'con electrólisis llevó a la conclusión que la producción de electricidad en las pilas electrolíticas simple resultó de la acción química y que la combinación química ocurrió entre las sustancias de la carga opuesta. Este trabajo llevó directo al aislamiento del sodio y del potasio de sus compuestos y de los metales de tierra alcalina el suyo en 1808.

descubrimiento de s de Ørsted Juan cristiano el 'del efecto magnético de corrientes eléctricas en 1820 fue reconocido inmediatamente como avance epoch-making, aunque él dejara trabajo adicional en el electromagnetismo a otros. El André-Marie Ampère repitió rápidamente el experimento de Ørsted, y las formuló matemáticamente. En 1821, el Estonio-Alemán Thomas Juan Seebeck del físico demostró el potencial eléctrico en los puntos de la juntura de dos metales disímiles cuando hay una diferencia del calor entre los empalmes.

En 1827 el ohmio de Jorge del científico del alemán expresó su ley en este " famoso del del libro; Morir el galvanische Kette, bearbeitet" del mathematisch; (el circuito galvánico investigado matemáticamente) en el cual él dio su teoría completa de la electricidad.

En el 1832 Michael Faraday que experimenta 's lo llevó a indicar sus dos leyes de la electroquímica. En el 1836 Juan Daniell inventó una célula primaria en la cual el hidrógeno fue eliminado en la generación de la electricidad. Daniell había solucionado el problema de la polarización. En su laboratorio él había aprendido que el que alea el el cinc unido del del esturión con el mercurio produciría un mejor voltaje. La arboleda de Guillermo produjo la primera pila de combustible en 1839. En 1846, el Wilhelm Weber desarrolló el electrodinamómetro . En 1866, el Jorte Leclanché patentó una nueva célula que se convirtió en eventual el precursor a la primera batería ampliamente utilizada del mundo, la célula del carbón del cinc.

El Svante agosto Arrhenius publicó su tesis en 1884 en los électrolytes (investigaciones del DES del galvanique del conductibilité del la del sur de Recherches del en la conductividad galvánica de electrólitos). De sus resultados el autor concluyó los electrólitos de ese cuando estaba disuelto en agua, convertido a los diversos grados partidos o disociados en eléctricamente enfrente de los iones positivos y negativos.

En el 1886 Paul Héroult y el Charles M. Pasillo desarrolló un método acertado para obtener el aluminio usando los principios descritos por Michael Faraday.

En el 1894 Friedrich Ostwald concluyó los estudios importantes de la conductividad eléctrica y de la disociación electrolítica de los ácidos orgánicos El Walther Hermann Nernst desarrolló la teoría de la fuerza electromotriz de la célula voltáica en 1888. En 1889, él demostró cómo las características del actual producido se podrían utilizar para calcular el cambio de la energía libre en la reacción química produciendo la corriente. Él construyó una ecuación, conocida como ecuación de Nernst, que se relacionó el voltaje de una célula con sus características.

En el 1898 Fritz Haber demostró que los productos definidos de la reducción pueden resultar de procesos electrolíticos si el potencial en el cátodo se mantiene constante. En 1898 él explicó la reducción de la nitrobencina en etapas en el cátodo y éste se convirtió en el modelo para otros procesos similares de la reducción.

El vigésimo siglo y los recientes desarrollos

En 1902, el la sociedad electroquímica (ECS) fue fundado.

En 1909, el Roberto Andrews Millikan comenzó una serie de experimentos para determinar la carga eléctrica llevada por un solo electrón .

En 1923, el Juan Nicolaus Brønsted y el Thomas Martin Lowry publicaron esencialmente la misma teoría sobre cómo los ácidos y las bases se comportan, usar una base electroquímica.

El Arne Tiselius desarrolló el primer aparato electroforético sofisticado en 1937 y algunos años más tarde le concedieron el Premio Nobel 1948 Del para su trabajo en la electroforesis de la proteína.

Un año más tarde, en 1949, la sociedad internacional de la electroquímica (ISE) fue fundada.

Por el 1960s– la electroquímica de Quantum de los años 70 fue desarrollada por el Revaz Dogonadze y sus pupilas.

Principios

Reacciones redox

considera también:

redox de la reacción Los procesos electroquímicos implican las reacciones redox donde la energía es producida por una reacción espontánea que produzca electricidad, o donde la corriente eléctrica estimula una reacción química. En una reacción redox, los cambios del estado de oxidación de un átomo o del ion (básicamente, su carga ) como resultado de un electrón transfieren .

Oxidación y reducción

Los elementos implicados en una reacción electroquímica son caracterizados por el número de los electrones que cada uno tiene. El estado de oxidación del de un ion es el número de electrones que ha aceptado o donado comparado a su estado neutral (que se define como teniendo un estado de oxidación de 0). Si un átomo o el ion dona un electrón en una reacción se aumenta su estado de oxidación. En la otra dirección, si un elemento acepta un electrón su estado de oxidación se disminuye. Generalmente la oxidación y la reducción ocurren siempre en una manera apareada tales que una especie está oxidada cuando se reduce otra. Una reacción en la cual la oxidación y la reducción está ocurriendo se llama una reacción redox del .

Por ejemplo cuando el sodio reacciona con la clorina, el sodio dona un electrón y logra un estado de oxidación de +1. que la clorina acepta el electrón y logra un estado de oxidación de −1. La muestra del estado de oxidación (positivo/negativa) corresponde realmente al valor de la carga electrónica de cada ion. La atracción de los iones diferentemente cargados del sodio y de la clorina es la razón que entonces forman un enlace iónico .

La pérdida de electrones de un átomo o de una molécula se llama la oxidación, y el aumento de electrones es la reducción . Esto se puede recordar fácilmente con el uso de los dispositivos mnemónicos . Dos del más popular son " del ; ACEITE RIG" (la oxidación es pérdida, la reducción es aumento) y " del ; LEO" el león dice el " del ; GER" (perder los electrones: Oxidación, electrones del aumento: Reducción). Para los casos donde los electrones se comparten (los enlaces covalentes) entre los átomos con diferencias grandes en electronegativity, el electrón se asigna al átomo con el electronegativity más grande de determinar el estado de oxidación.

Se sabe el átomo o la molécula que pierden electrones como el reductor del, o el reductant, y la sustancia que acepta los electrones se llama oxidante del, o el oxidante del . Oxidante se está reduciendo siempre en una reacción; el reductor se está oxidando siempre. El oxígeno es un oxidante, pero no el único. A pesar de el nombre, una reacción de la oxidación no necesita necesario implicar el oxígeno. De hecho, incluso el fuego se puede alimentar por un oxidante con excepción del oxígeno: Los fuegos del flúor son a menudo unquenchable, pues el flúor es un oxidante incluso más fuerte (tiene un más alto Electronegativity ) que el oxígeno.

Para las reacciones que implican el oxígeno, el aumento del oxígeno implica la oxidación del átomo o de la molécula a los cuales se agrega el oxígeno (se reduce el oxígeno). Esto sigue puesto que el oxígeno es alto electronegativo (esto se puede ampliar para incluir otros átomos alto electronegativos tal flúor). En los compuestos que implican los no metales, la pérdida de hidrógeno implica la oxidación del átomo o de la molécula de los cuales se pierde (se reduce el hidrógeno). Esto sigue porque el hidrógeno dona su electrón en enlaces covalentes con los no metales pero toma el electrón a lo largo cuando se pierde. Inversamente, la pérdida de oxígeno o el aumento del hidrógeno implica la reducción.

Células electroquímicas

considera también:

electroquímico de la célula

Una célula electroquímica es un dispositivo capaz de producir la corriente eléctrica de la energía lanzada por una reacción espontánea de los redox . Esta clase de célula incluye la célula galvánica o la célula voltáica, nombrada después Luis Galvani y Alejandro Volta, los científicos que condujeron varios experimentos en reacciones químicas y la corriente eléctrica durante el último siglo XVIII.

Las células electroquímicas tienen dos electrodos (el ánodo y el cátodo). El ánodo se define como el electrodo donde ocurre la oxidación y el cátodo es el electrodo donde ocurre la reducción. Los electrodos vienen en varias formas incluyendo el metal, el gas y el carbón.

La célula galvánica utiliza dos diversos electrodos del metal, cada uno en un electrólito donde están la forma los cationes oxidada del metal del electrodo. La tendencia de los metales del electrodo a oxidar o a reducir, en un electrólito particular, se define en términos de potencial electroquímico que depende de la temperatura, presión, y el componsition y la concentración del electrólito. En una célula particular, un electrodo experimentará la oxidación (el ánodo) y el otro experimentará la reducción (el cátodo), dependiendo de la suma de las diferencias potenciales electroquímicas en ambos electrodos. Así, una célula producirá una diferencia potencial eléctrica entre los dos electrodos cuya magnitud y muestra depende de la química que ocurre en ambos electrodos.

Una célula galvánica cuyos electrodos son el cinc y el de cobre sumergido en el sulfato de cinc y el sulfato de cobre, respectivamente, se conoce como célula de Daniells.

Las medias reacciones para una célula de Daniells son éstas: $del\; \backslash \; mbox\; \{electrodo\; del\; cinc\; (ánodo):\; \}\; \backslash \; mbox\; \{Zn\}\; (s)\; \backslash \; rightarrow\; \backslash \; mbox\; \{Zn\}\; ^\; \{2+\}\; (aq)\; +\; \backslash \; mbox\; \{2e\}\; ^\; \{-\}\; \backslash ,$ del$$
de \ mbox {electrodo de cobre (cátodo): } \ mbox {Cu} ^ {2+} (aq) + \ mbox {2e} ^ {-} \ rightarrow \ mbox {Cu} (s) \,

Para proporcionar un circuito eléctrico completo, debe haber una trayectoria de la conducción entre el ánodo y los electrólitos del cátodo. La trayectoria más simple de la conducción iónica es proporcionar una ensambladura líquida. Para evitar la mezcla convectiva entre los dos electrólitos, la ensambladura líquida se puede proporcionar a través de un enchufe poroso que permita flujo del ion mientras que restringe flujo convectivo. Tales conexiones del enchufe poroso permiten los aniones y los cationes de los dos electrólitos a la mezcla, que puede causar la contaminación. Para reducir al mínimo tales ediciones, un puente de sal puede ser utilizado que consiste en un gel saturado electrólito en un tubo en forma de "u" invertido. Las ediciones de la contaminación se pueden reducir al mínimo por las opciones cuidadosas de los electrólitos en el puente del ánodo, del cátodo y de sal.

Un voltímetro es capaz de medir el cambio del potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo.

El voltaje electroquímico de la célula también se refiere como la fuerza electromotriz o Emf .

Un diagrama de la célula se puede utilizar para remontar la trayectoria de los electrones en la célula electroquímica. Por ejemplo, aquí está un diagrama de la célula de una célula de Daniells: $del\; \backslash \; mbox\; \{Zn\}\; (s)|\backslash \; ^\; del\; mbox\; \{Zn\}\; \{2+\}\; (el\; 1M)||\backslash \; ^\; del\; mbox\; \{Cu\}\; \{2+\}\; (el\; 1M)|\backslash \; mbox\; \{Cu\}\; (s)\; \backslash ,$ Primero, la forma reducida del metal que se oxidará en el ánodo (Zn) se escribe. Esto es separada de su forma oxidada por una línea vertical, que representa el límite entre las fases (cambios de la oxidación). Las líneas verticales dobles representan el puente salino en la célula. Finalmente, la forma oxidada del metal que se reducirá en el cátodo, es escrita, separado de su forma reducida por la línea vertical. Se da la concentración del electrólito pues es una variable importante en la determinación del potencial de la célula.

Potencial de electrodo estándar

considera también:

estándar del potencial de electrodo

Para permitir la predicción del potencial de la célula, las tabulaciones del potencial de electrodo estándar están disponibles. Tales tabulaciones se refieren al electrodo de hidrógeno estándar (SHE). estándar hidrógeno electrodo experimenta reacción

$\backslash \; mbox\; \{2H\}\; ^\; \{+\}\; (aq)\; +\; \backslash \; mbox\; \{2e\}\; ^\; \{-\}\; \backslash \; rightarrow\; \backslash \; mbox\; \{H\}\; \_\; \{2\}\; \backslash ,$ cuál se demuestra como reducción pero, de hecho, ELLA puede actuar como el ánodo o el cátodo, dependiendo del potencial relativo de la oxidación/de la reducción de la otra combinación del electrodo/del electrólito. El estándar del término adentro que ELLA requiere una fuente de gas de hidrógeno burbujeó a través del electrólito en una presión de 1 atmósfera y de un electrólito ácido con la actividad de H+ igual a 1 (asumido generalmente para ser = 1 mol/litro).

ELLA electrodo puede ser conectada con cualquier otro electrodo por un puente de sal para formar una célula. Si el segundo electrodo está también en las condiciones estándar, después el potencial medido de la célula se llama el potencial de electrodo estándar para el electrodo. El potencial de electrodo estándar para ELLA es cero, por definición. La polaridad del potencial de electrodo estándar proporciona la información sobre el potencial relativo de la reducción del electrodo comparado a ELLA. Si el electrodo tiene un potencial positivo con respecto a ELLA, después ese los medios es un electrodo fuerte de reducción que la fuerza a ser el ánodo (un ejemplo es Cu en CuSO4 acuoso con un potencial de electrodo estándar de 0. Inversamente, si el potencial medido es negativo, el electrodo es más oxidante que ELLA (tal como Zn en ZnSO4 donde está -0.763 el potencial de electrodo estándar V).

Los potenciales de electrodo estándar se tabulan generalmente como potenciales de la reducción. Sin embargo, las reacciones son reversibles y el papel de un electrodo particular en una célula depende del potencial relativo de la oxidación/de la reducción de ambos electrodos. El potencial de la oxidación para un electrodo particular es apenas la negativa del potencial de la reducción. Un potencial de la célula estándar puede ser determinado mirando para arriba los potenciales de electrodo estándar para ambos electrodos (a veces llamados los medios potenciales de la célula). El que es más pequeño será el ánodo y experimentará la oxidación. El potencial de la célula entonces se calcula como la suma del potencial de la reducción para el cátodo y del potencial de la oxidación para el ánodo. $del$

l \ _ del ^ del mbox {E} {o} {célula} = \ _ del ^ del mbox {E} {o} {rojo} (cátodo) - \ _ del ^ del mbox {E} {o} {rojo} (ánodo) = \ _ del ^ del mbox {E} {o} {rojo} (cátodo) + \ _ del ^ del mbox {E} {o} {oxi} (ánodo)

Por ejemplo, el potencial de electrodo estándar para un electrodo de cobre es:

$\backslash \; mbox\; \{\}\; de\; la\; célula\; \backslash ,\; del\; diagrama$ del$$
de \ mbox {pinta} (s)|\ _ del mbox {H} {2} (1 atmósfera)|\ ^ del mbox {H} {+} (1 M)||\ ^ del mbox {Cu} {2+} (1 M)|\ mbox {Cu} (s) \, $del$
de \ _ del ^ del mbox {E} {o} {célula} = \ _ del ^ del mbox {E} {o} {rojo} (cátodo) - \ _ del ^ del mbox {E} {o} {rojo} (ánodo) En la temperatura estándar, las condiciones de la presión y de la concentración, el emf de la célula que (medido por un multímetro ) es 0. por definición, el potencial de electrodo para ELLA son cero. Así, el Cu es el cátodo y ELLA es el ánodo que da el $\backslash \; el\; \_\; del\; mbox\; \{E\}\; \{célula\}\; del\; =\; \backslash \; \_\; del\; ^\; del\; mbox\; \{E\}\; \{o\}\; \{\backslash /\backslash \; mbox\; \{Cu\}\; del\; ^\; del\; mbox\; \{Cu\}\; \{2+\}\}\; -\; \backslash \; el\; \_\; del\; ^\; del\; mbox\; \{E\}\; \{o\}\; \{\backslash \; el\; mbox\; \{H\}\; ^\; \{+\}/\backslash \; el\; \_\; del\; mbox\; \{H\}\; \{2\}\}$ O, $del\; \backslash \; =\; \backslash \; mbox\; \{0.34\; V\}$ del _ del ^ del mbox {E} {o} {\/\ mbox {Cu} del ^ del mbox {Cu} {2+}}

Cambio en estequiométrico coeficiente de equilibrado célula ecuación no cambiar $\backslash \; mbox\; \{E\}\; ^\; \{0\}\; \_\; \{rojo\}\; \backslash ,\; valor\; de$ porque el potencial de electrodo estándar es una característica intensiva .

Espontaneidad de la reacción redox

considera también:

l proceso espontáneo

Durante la operación de células electroquímicas, la energía química se transforma en la energía eléctrica y se expresa matemáticamente como el producto del emf y de la carga eléctrica de la célula transferidos a través del circuito externo.

$\backslash \; mbox\; \{energía\; eléctrica\}\; =\; \backslash \; mbox\; \{E\}\; \_\; \{célula\}\; \backslash \; mbox\; \{C\}\; \_\; \{\}\; \backslash ,\; deltransporte$ donde $\backslash \; mbox\; \{E\}\; \_\; \{célula\}\; \backslash ,$ es célula potencial medido en voltio (v) y $\backslash \; mbox\; \{C\}\; \_\; \{\}\; \backslash ,\; del\; transporte$ es el actual de la célula integrado en un cierto plazo y medido en los coulumbs (c). $\backslash \; el\; mbox\; \{C\}\; el\; \_\; \{\}\; \backslash ,\; del\; transporte$ puede también ser determinado multiplicando el número total del constante (medido en topos) de Faraday transferido los electrones de las épocas, F = 96.

El emf de la célula en la corriente cero es el emf posible máximo. Se utiliza para calcular la energía eléctrica posible máxima que se podría obtener de una reacción química . Se refiere esta energía mientras que el trabajo eléctrico y es expresado por la ecuación siguiente:

$\backslash \; mbox\; \{W\}\; \_\; \{máximo\}\; =\; \backslash \; mbox\; \{W\}\; \_\; \{eléctrico\}\; =\; -\; \backslash \; mbox\; \{nFE\}\; \_\; \{\}\; \backslash ,\; de\; la\; célula$ donde el trabajo se define como positivo en el sistema.

Desde el que la energía libre es la cantidad de trabajo máxima que se puede extraer de un sistema, uno puede escribir:

$\backslash \; delta\; G=-\; \backslash \; mbox\; \{nFE\}\; \_\; \{\}\; \backslash ,\; de\; la\; célula$

Un potencial positivo de la célula da un cambio negativo en la energía libre de Gibbs. Esto es constante con la producción de la célula de una corriente eléctrica que fluye del cátodo al ánodo a través del circuito externo. Si la corriente es conducida en la dirección opuesta imponiendo un potencial externo, después el trabajo se hace en la célula para conducir electrólisis.

Una reacción electroquímica espontánea (cambio en la energía libre menos de cero de Gibbs) se puede utilizar para generar el eléctrico actual, en las células electroquímicas esto es la base de todas las baterías y las pilas de combustible por ejemplo, el oxígeno gaseoso (O₂) y el hidrógeno (H₂) se puede combinar en una pila de combustible para formar el agua y energía, típicamente una combinación de calor y de energía eléctrica.

Inversamente, las reacciones electroquímicas no-espontáneas se pueden conducir adelante por el uso de una corriente en el suficiente voltaje . La electrólisis del agua en el oxígeno y el hidrógeno gaseosos es un ejemplo típico.

La relación entre el constante de equilibrio y la energía libre de Gibbs para una célula electroquímica se expresa como sigue:

$\backslash \; delta\; G^\; \{o\}\; =\; \backslash \; mbox\; \{-\; ln\; K\; del\; RT\}\; =\; \backslash \; mbox\; \{-\; nFE\}\; ^\; \{o\}\; \_\; \{\}\; \backslash ,\; de\; la\; célula$

Cambio para expresar la relación entre el potencial y las producciones estándar del constante de equilibrio

$\backslash \; mbox\; \{E\}\; ^\; \{o\}\; \_\; \{célula\}\; =\; \{\backslash \; mbox\; \{\}\; \backslash \; sobre\; \backslash \; mbox\; \{N-F\}\; del\; RT\}\; \backslash \; mbox\; \{\}\; \backslash ,\; del\; ln\; K$ La ecuación anterior puede utilizar el logaritmo de Briggsian como se muestra abajo:

$\backslash \; mbox\; \{E\}\; ^\; \{o\}\; \_\; \{célula\}\; =\; \{0.0592\; \backslash \; mbox\; \{\}\; \backslash \; sobre\; \backslash \; mbox\; \{n\}\; de\; V\}\; \backslash \; mbox\; \{\}\; \backslash ,\; del\; registro\; K$

Dependencia del emf de la célula en cambios en la concentración

Ecuación de Nernst

considera también:

la ecuación de Nernst

El potencial estándar de una célula electroquímica requiere las condiciones estándar para todos los reactivo. Cuando las concentraciones el reactivo diferencian de condiciones estándar, el potencial de la célula se desviará del potencial estándar. En el alemán Walther Hermann Nernst del químico de los 1900s propuso un modelo matemático para determinar el efecto de la concentración el reactivo en potencial electroquímico de la célula.

En el Willard Gibbs de los a fines del 1800 formuló una teoría para predecir si una reacción química es espontánea basada en la energía libre

$\backslash \; delta\; G=\; \backslash \; delta\; G^\; \{o\}\; +\; \backslash \; mbox\; \{\}\; \backslash ,\; del\; ln\; Q\; del\; RT$,

Donde:

ΔG = cambio en la energía libre, T de Gibbs = temperatura absoluta, R = constante de gas, logaritmo natural, Q del ln = = cociente de la reacción.

La contribución dominante de Gibbs era formalizar la comprensión del efecto de la concentración el reactivo en espontaneidad.

De acuerdo con el trabajo de Gibbs, Nernst amplió la teoría para incluir la contribución del potencial eléctrico en especie cargada. Según las indicaciones de la sección anterior, el cambio en la energía libre de Gibbs para una célula electroquímica se puede relacionar con el potencial de la célula. Así, la teoría de Gibbs se convierte

$nF\; \backslash \; delta\; E\; =\; N-F\; \backslash \; delta\; E^\; \backslash \; circ\; -\; \backslash \; mbox\; \{\}\; \backslash ,\; del\; ln\; Q\; del\; RT$

Donde:

n = número de los electrones /de producto del topo, F = Faraday constante (topo de los culombios ), y ΔE potencial de la célula de =.

Finalmente, Nernst dividió a través por la cantidad de carga transferida para llegar una nueva ecuación que ahora lleva su nombre:

$\backslash \; delta\; E=\; \backslash \; delta\; E^\; \{o\}\; -\; \{\backslash \; mbox\; \{\}\; \backslash \; sobre\; \backslash \; mbox\; \{N-F\}\; del\; RT\}\; \backslash \; mbox\; \{\}\; \backslash ,\; del\; ln\; Q$

Las condiciones estándar asumidas ($Temperature\; =\; 25\; C\; \backslash ,$) y el R = $8.3145\; \{J\; \backslash \; sobre\; K\; mol\}$ la ecuación antedicha se pueden expresar en el logaritmo Base-10 como se muestra abajo:

$\backslash \; delta\; E=\; \backslash \; delta\; E^\; \{o\}\; -\; \{\backslash \; mbox\; \{0.0592\}\; \backslash \; sobre\; \backslash \; mbox\; \{n\}\; de\; V\}\; \backslash \; mbox\; \{\}\; \backslash ,\; del\; registro\; Q$

Células de concentración

considera también:

la célula de concentración Una célula de concentración es una célula electroquímica donde están el mismo material los dos electrodos, los electrólitos en los dos half-cells implica los mismos iones, pero la concentración del electrólito diferencia entre los dos half-cells.

Por ejemplo una célula electroquímica, donde dos electrodos de cobre se sumergen en la solución de del vitriolo azul, cuyas concentraciones son 0.0 M, conectada a través de un puente de sal. Este tipo de célula generará un potencial que se pueda predecir por la ecuación de Nernst. Ambos electrodos experimentan la misma química básica (aunque la reacción procede en revés en el cátodo)

$Cu^\; \{2+\}\; (aq)\; +2e^\; \{-\}\; \backslash \; rightarrow\; \backslash \; mbox\; \{Cu\}\; (s)$

El principio de Le Chatelier indica que reacción es más favorable a reducción como concentración de $Cu^\; \{2+\}\; \backslash ,\; los\; iones\; de$ aumenta. La reducción ocurrirá en el compartimiento de célula donde está más alta la concentración y la oxidación ocurrirá en el lado más diluído.

El diagrama siguiente de la célula describe la célula mencionada anteriormente: $Cu\; del\; |Cu^\; \{2+\}\; (0.0\; M)|Cu\; \backslash ,$ Donde están las medias reacciones de la célula para la oxidación y la reducción: $Oxidation\; del\; :\; ^\; de\; los\; Cu\; \backslash \; del\; rightarrow\; \backslash \; del\; mbox\; \{Cu\}\; \{2+\}\; (0.05\; M)\; +\; 2e^\; \{-\}\; \backslash ,$ Reduction\; del$$
de : Cu^ {2+} (2.0 M) +2e^ {-} \ rightarrow \ mbox {Cu} (s) \, reacción del $Overall\; del$
de : Cu^ {2+} (2.0 M) \ ^ del rightarrow \ del mbox {Cu} {2+} (0.05 M) \,

Donde calculan al emf de la célula con la ecuación de Nernst como sigue:

$E\; =\; E^\; \{o\}\; -\; \{0.0257\; V\; \backslash \; sobre\; 2\}\; ln\; \{\_\; \{diluido\}\; \backslash \; sobre\}\; \backslash ,\; del\; \_\; \{concentrado\}$

$E^\; \{\}\; \backslash ,\; de\; o\; el\; valor\; de$ de esta clase de célula es cero, pues los electrodos y los iones están iguales en ambos half-cells. Después de substituir valores del caso mencionado, es posible calcular el potencial de la célula: $E\; del\; =\; 0\; -\; \{0.0257\; V\; \backslash \; sobre\; 2\}\; ln\; \{0.0474\; \{\}\; V\; \backslash ,$

Sin embargo, este valor es solamente aproximado, pues el cociente de la reacción se define en términos de actividades de ion que se puedan aproximar con las concentraciones según lo calculado aquí.

La ecuación de Nernst desempeña un papel importante en la comprensión de efectos eléctricos en células y organelos. Tales efectos incluyen las sinapsis del nervio y el golpe cardiaco así como el potencial de reclinación de una célula somática.

Batería

considera también:

la batería (electricidad)

Una batería es una célula electroquímica (a veces varias en serie) usada para el almacenaje de energía química. Las baterías se optimizan para producir una corriente eléctrica constante el mayor tiempo posible. Aunque las células discutieran previamente, incluyendo un puente de sal, ser útil para los propósitos teóricos y algunos propósitos del laboratorio, la resistencia interna grande del puente de sal les hacen tecnologías inadecuadas de la batería. Las varias tecnologías alternativas de la batería se han comercializado según lo discutido después.

Pila seca

considera también:

la pila seca Las pilas secas no tienen un electrólito flúido . En lugar, utilizan una goma húmeda del electrólito. La célula de Leclanché es un buen ejemplo de esto, donde está un envase el ánodo del cinc rodeado por una capa delgada del dióxido del manganeso y de una goma húmeda del electrólito del cloruro de amonio y del cloruro del cinc mezclada con el almidón . El cátodo de la célula es representado por una barra del carbón insertada en el electrólito de la célula, colocado generalmente en el centro.

Reacciones simplificadas de Leclanché las medias se demuestran abajo: $Anode\; del\; :\; Zn\; \backslash \; rightarrow\; Zn^\; \{2+\}\; (aq)\; +\; 2e^\; \{-\}\; \backslash ,$ Cathode\; del$$
de : 2NH^ {+} _ {4} (aq) + 2MnO_ {2} (s) + 2e^ {-} \ rightarrow Mn_ {2} O_ {3} (s) + 2NH_ {3} (aq) + H_ {2} O (l) \, $del$
de \ mbox {reacción total:}\,
de

El voltaje obtenido de la batería del Cinc-carbón es alrededor 1.

Batería de Mercury

considera también:

la batería de Mercury La batería de mercurio tiene muchos usos en la medicina y la electrónica . La batería consiste en un acero - envase hecho en la forma de un cilindro que actúa como el cátodo, donde un ánodo unido del mercurio y del cinc es rodeado por un electrólito alcalino más fuerte y una goma del óxido de cinc y del Mercury (II) el óxido .

Reacciones de la batería de Mercury las medias se demuestran abajo: $Anode\; del\; :\; Zn\; (hectogramo)\; +\; 2OH^\; \{-\}\; (aq)\; \backslash \; rightarrow\; ZnO\; +\; H\_\; \{2\}\; O\; (l)\; +\; 2e^\; \{-\}\; \backslash ,$ Cathode\; del$$
de : HgO + H_ {2} O (l) + 2e^ {-} \ rightarrow hectogramo (l) + 2OH^ {-} () \, del aq $del$
de \ mbox {reacción total:}\, $Zn\; del$
de (hectogramo) + HgO \ rightarrow ZnO + hectogramo (l) \, No hay cambios en la composición del electrólito cuando la célula trabaja. Tales baterías de Mercurium proporcionan 1.35 V de la corriente continua .

Batería de plomo

considera también:

la batería de plomo

La batería de plomo usada en los automóviles, consiste en una serie de seis células idénticas montadas en serie. Cada célula tiene un ánodo del plomo y un cátodo hechos del dióxido del plomo llena en una placa del metal . El cátodo y el ánodo se sumergen en una solución del ácido sulfúrico que actúa como el electrólito.

Las medias reacciones de la célula de la batería de plomo se demuestran abajo: $Anode\; del\; :\; Pb\; +\; SO^\; \{2\}\; \_\; \{4\}\; (aq)\; \backslash \; rightarrow\; PbSO\_\; \{4\}\; (s)\; +\; 2e^\; \{-\}\; \backslash ,$ Cathode\; del$$
de : PbO_ {2} (s) + 4H^ {+} (aq) + SO^ {2} _ {4} (aq) + 2e^ {-} \ rightarrow PbSO_ {4} (s) + 2H_ {2} O (l) \, $\backslash \; mbox\; \{reacción\; total:\}\; Pb\; +\; PbO\_\; \{2\}\; (s)\; +\; 4H^\; \{+\}\; (aq)\; +2SO^\; \{2\}\; \_\; \{4\}\; ()\; \backslash \; rightarrow\; 2PbSO\_\; \{4\}\; (s)\; +\; 2H\_\; \{2\}\; O\; (l)$ del aq

En las condiciones estándar, cada célula puede producir un potencial 2 V, por lo tanto cabalmente el voltaje producido es 12 V. que diferencian del Mercury y las baterías del Cinc-carbón, las baterías de plomo son el recargable. Si un voltaje externo se suministra a la batería que producirá una electrólisis de los productos en la reacción total (descarga), así recuperando los componentes iniciales que hicieron que la batería trabaja.

Batería de litio de estado sólido

considera también:

la batería de litio En vez de un electrólito acuoso o de una goma húmeda del electrólito, una batería de estado sólido funciona usar un electrólito sólido. Las baterías de estado sólido del litio son un ejemplo de esto; una barra sólida del litio actúa como el ánodo, una barra del sulfuro del litio o del óxido del vanadio actúa como el cátodo, y un polímero, permitiendo el paso de los iones y no de los electrones, sirve como el electrólito. La ventaja de esta clase de batería es que el litio posee el valor negativo más alto del potencial estándar de la reducción. Es también un metal de la luz y por lo tanto menos masa se requiere para generar 1 topo de los electrones . Las tecnologías de la batería de ion de litio son ampliamente utilizadas en dispositivos electrónicos portables porque tienen densidad del almacenaje de alta energía y son recargables. Estas tecnologías demuestran la promesa para los usos automotores futuros.

Los redox de la batería del flujo fluyen batería

considera también:

la batería del flujo La mayoría de las baterías tienen todo el electrólito y electrodos dentro de una sola cubierta. Una batería del flujo es inusual en que almacenan a la mayoría del electrólito, incluyendo especie reactiva disuelta, en los tanques separados. Los electrólitos se bombean a través de un reactor, que contiene los electrodos, cuando se carga o se descarga la batería.

Estos tipos de baterías se utilizan típicamente para el almacenaje de energía en grande (KVH - MWh multi). De los varios diversos tipos se han desarrollado que, algunos están de interés comercial actual, incluyendo la batería redox del vanadio y la batería del bromo del cinc.

Pilas de combustible

considera también:

la pila de combustible

Los combustibles fósiles se utilizan en las centrales eléctricas para suministrar necesidades eléctricas, no obstante su conversión en electricidad es un proceso ineficaz. La planta más eficiente de la corriente eléctrica puede convertir solamente cerca de 40 % de la energía química original en electricidad cuando quemado o procesado.

Para realzar la producción eléctrica, los científicos han desarrollado las pilas de combustible donde la combustión es substituida por métodos electroquímicos, similares a una batería pero a requerir el relleno continuo de los reactivo consumidos.

El más popular es la pila de combustible del oxígeno-hidrógeno, donde dos inerte-electrodos (electrodos porosos niquelan y el óxido del níquel) se colocan en una solución electrolítica tal como potasa cáustica caliente, en el hidrógeno gaseoso de los compartimientos (ánodo y cátodo) y el oxígeno se burbujea en la solución.

las reacciones de la pila de combustible del Oxígeno-hidrógeno se demuestran bramido: $Anode\; del\; :\; 2H\_\; \{2\}\; (g)+\; 4OH^\; \{-\}\; (aq)\; \backslash \; rightarrow\; 4H\_\; \{2\}\; O\; (l)+4e^\; \{-\}\; \backslash ,$ Cathode\; del$$
de : O_ {2} (g)+ 2H_ {2} O (l) + 4e^ {-} \ rightarrow 4OH^ {-} () \, del aq $del$
de \ mbox {reacción total:} 2H_ {2} (G) + (G) de O_ {2} \ rightarrow 2H_ {2} O (l) \,

La reacción total es idéntica a la combustión del hidrógeno . La oxidación y la reducción ocurren en el ánodo y el cátodo por separado. Esto es similar al electrodo usado en la célula para medir el potencial estándar de la reducción que tiene una función doble el actuar como conductores eléctricos que proporcionan una superficie requerida a la descomposición de las moléculas en los átomos antes del electrón que transfiere, así nombrados el platino, níquel, rodio de los electrocatalíticos son los buenos electrocatalíticos.

Corrosión

considera también:

la corrosión

La corrosión es el término aplicado al moho del metal causado por un proceso electroquímico. La mayoría de la gente es probablemente familiar con la corrosión del hierro, bajo la forma de moho rojizo. Otros ejemplos incluyen el deslustre negro en la plata, y la corrosión roja o verde que puede aparecer en el cobre y sus aleaciones, tales como latón . El coste de substituir los metales perdidos a la corrosión está en los multi-mil millones de los dólares por año.

Corrosión del hierro

Para que el moho del hierro ocurra el metal tiene que estar en contacto con el oxígeno y el agua, aunque las reacciones químicas para este proceso sean relativamente complejo y no todos se entienden totalmente, se cree que las causas son las siguientes:

de transferencia del

del electrón (Reducción-Oxidación) Una área en la superficie del metal actúa como el ánodo, que es donde ocurre la oxidación (corrosión). En el ánodo, el metal da para arriba electrones. : \ \ rightarrow Fe^ {2+} (aq) + 2e^ {-} \,
1. de

Los electrones se transfieren del hierro que reduce el oxígeno en la atmósfera en el agua en el cátodo, que se pone en otra región del metal. : $O\_\; \{2\}\; (G)\; +\; 4H^\; \{+\}\; (aq)\; +\; 4e^\; \{-\}\; \backslash \; rightarrow\; 2H\_\; \{2\}\; O\; (l)\; \backslash ,$

de Reacción global para el proceso:

: $2Fe\; +\; O\_\; \{2\}\; (G)\; +\; 4H^\; \{+\}\; ()\; \backslash \; rightarrow\; 2Fe^\; \{2+\}\; (aq)\; del\; aq\; +\; 2H\_\; \{2\}\; O\; (l)\; \backslash ,$

de Emf estándar para aherrumbrar del hierro: : $E^\; \{o\}\; =E^\; \{o\}\; \_\; \{cátodo\}\; -\; E^\; \{o\}\; \_\; \{\}\; \backslash ,\; del\; ánodo$

de : $E^\; \{o\}\; =1.67V\; \backslash ,$ La corrosión del hierro ocurre en medio ácido; Los iones H⁺ vienen de la reacción entre el dióxido de carbono en la atmósfera y el agua, formando el ácido carbónico . Óxidos de los iones de Fe²⁺, después de esta ecuación:
$4Fe^\; \{2+\}\; (aq)\; del$
+ O_ {2} (G) + (4+2x) H_ {2} O (l) \ rightarrow 2Fe_ {2} O_ {3} .xH_ {2} O + 8H^ {+} (aq) Hierro (III) el óxido hidratado se conoce como moho. Agua asociada al óxido de hierro que varía, así la representación química se presenta como $Fe\_\; \{2\}\; O\_\; \{3\}\; .\; El\; circuito\; eléctrico\; funciona\; mientras\; que\; ocurre\; elpasode\; electrones\; y\; de\; iones,\; así\; si\; un\; electrólito\; es\; presente\; que\; facilitará\; la\; oxidación,\; éste\; explica\; porqué\; el\; aherrumbrar\; es\; más\; rápido\; en\; el\; agua\; salada\; .$

Corrosión de los metales de la invención

Los metales de la invención tal como cobre y plata, pueden también corroer lentamente. En la temperatura estándar y la presión, una pátina de las formas azulverdes del carbonato del cobre en la superficie reviste con cobre. La cuchillería de plata que está en contacto con el alimento puede desarrollar una capa del sulfuro de la plata.

Prevención de la corrosión

Las tentativas de ahorrar un metal de llegar a ser anódicas son de dos tipos generales. Las regiones anódicas disuelven y destruyen la integridad estructural del metal.

Mientras que es casi imposible prevenir el ánodo /la formación del cátodo, si un material no conductor cubre el metal, el contacto con el electrólito no es posible y la corrosión no ocurrirá.

Capa

Los metales son cubiertos en su superficie con la pintura o alguna otra capa no conductora. Esto evita que el electrólito alcance la superficie de metal si la capa es completa. Los rasguños que exponen el metal corroerán con la región debajo de la pintura, adyacente al rasguño, ser el anódico.

La otra prevención se llama la estabilización donde un metal está cubierto con otro metal tal como una poder de lata . La lata es un metal que corroe rápido para formar una capa monomolecular del óxido que prevenga la corrosión adicional de la lata. La lata evita que el electrólito alcance el metal bajo, generalmente acero (hierro ). Sin embargo, si se rasguña el esta6ado el hierro llega a ser anódico y la poder corroe rápido.

Ánodos sacrificatorios

Un método de uso general proteger un metal estructural es atar un metal que sea más anódico que el metal que se protegerá. Esto fuerza el metal estructural para ser el catódico, corrosión así ahorrada. Se llama " del ; sacrificial" porque el ánodo disuelve y tiene que ser substituido periódico.

Las barras del cinc se atan en las varias localizaciones en los cascos de acero de la nave para rendir el catódico del casco de la nave. Las barras del cinc se substituyen periódico. Otros metales, tales como magnesio, trabajarían muy bien pero el cinc es el menos metal útil costoso.

Para proteger las tuberías, enterradas o expuestas un lingote de magnesio (o de cinc) es enterrado al lado de la tubería y eléctricamente conectado a la pipa sobre la tierra. La tubería se fuerza para ser un cátodo y se protege. Se sacrifica el ánodo del magnesio. En los nuevos lingotes de los intervalos se entierran para substituir ésos perdidos.

Electrólisis

considera también:

la electrólisis

Las reacciones redox espontáneas producen electricidad, así el paso de electrones a través de un alambre en el circuito eléctrico . La electrólisis requiere una fuente externa de la energía eléctrica inducir una reacción química, este proceso ocurre en un compartimiento llamado la pila electrolítica . Los principios implicados en electrólisis son iguales según lo ofrecido en las células electroquímicas.

Electrólisis del cloruro sódico fundido

¡derechos reservados quitado: --> Cuando es fundido, el cloruro sódico se puede electrolizar para rendir el sodio metálico y la clorina gaseosa . Este proceso ocurre industrial en una célula especial nombrada la célula de la llanura. La célula está conectada con una batería, permitiendo la migración de los electrones de la batería a la pila electrolítica.

Las reacciones que ocurren en la célula de la llanura son las siguientes: $del\; \backslash \; mbox\; \{ánodo\; (oxidación):\; \}\; 2Cl^\; \{-\}\; \backslash \; rightarrow\; Cl\_\; \{2\}\; (G)\; +\; 2e^\; \{-\}\; \backslash ,$ del$$
de \ mbox {cátodo (reducción): } 2Na^ {+} (l) + 2e^ {-} \ rightarrow 2Na (l) \, $del$
de \ mbox {reacción total: } 2Na^ {+} + 2Cl^ {-} (l) \ rightarrow 2Na (l) + (G) de Cl_ {2} \,

Este proceso puede rendir cantidades industriales de sodio metálico y de clorina gaseosa, y es ampliamente utilizado en la preparación mineral y las industrias de la metalurgia .

El Emf estándar para este proceso es aproximadamente -4 el V que indica un proceso no-espontáneo. En orden esta reacción a ocurrir la batería debe proporcionar por lo menos un potencial de 4V. Sin embargo, en industria refinadora mineral, se utilizan voltajes más altos, debido al bajo rendimiento del proceso.

Electrólisis del agua

considera también: Electrólisis l agua El agua en las condiciones de la temperatura estándar y de la presión no se descompone en el hidrógeno y el del oxígeno como la energía libre de Gibbs para el proceso en las condiciones estándar es espontáneo cerca de 474.4 kJ

Sin embargo, la cristalería de laboratorio especial se ha diseñado para este propósito el voltámetro de Hofmann. En él, un par de los electrodos inertes hechos generalmente del platino actúa como el ánodo y cátodo en el proceso electrolítico. Después del agua (si es puro) se ha colocado en el aparato, nada sucede, por lo tanto no hay bastantes iones para dejar el paso de electrones ocurrir. Para comenzar la electrólisis un electrólito se debe colocar adentro, generalmente el cloruro sódico o el ácido sulfúrico (la mayoría del 0.

Las burbujas de los gases serán consideradas cerca de ambos electrodos. Las medias reacciones siguientes describen el proceso mencionado anteriormente: $del$

l \ mbox {ánodo (oxidación): } 2H_ {2} O (l) \ rightarrow O_ {2} (G) + 4H^ {+} (aq) + 4e^ {-} \, $del$
de \ mbox {cátodo (reducción): } 2H_ {2} O (g) + 2e^ {-} \ rightarrow H_ {2} (G) + 2OH^ {-} () \, del aq $del$
de \ mbox {reacción total: } 2H_ {2} O (l) \ rightarrow 2H_ {2} (G) + (G) de O_ {2} \,

Aunque los ácidos fuertes se puedan utilizar en el aparato, la reacción no pescará consume el ácido.

Electrólisis de soluciones acuosas

La electrólisis en un acuoso es un proceso similar según lo mencionado en la electrólisis del agua. Sin embargo, se considera ser un proceso complejo porque el contenido en la solución tiene que ser analizado en las medias reacciones, está reducido u oxidado.

Electrólisis de una solución del cloruro sódico

La presencia de agua en una solución del cloruro sódico se debe examinar por lo que se refiere a su reducción y oxidación en ambos electrodos. Generalmente, el agua se electroliza según lo mencionado en la electrólisis del agua que rinde a el oxígeno gaseoso en el ánodo y el hidrógeno gaseoso en el cátodo. Por una parte, el cloruro sódico en del agua disocia en Na⁺ y los iones de Cl^-, anión serán atraídos al cátodo, así reduciendo el ion del sodio . El catión entonces será atraído al ion oxidante del cloruro del ánodo.

Las medias reacciones siguientes describen el proceso mencionado: $del\; \backslash \; mbox\; \{1.\; cátodos:\; \}\; Na^\; \{+\}\; (aq)\; +\; 1e^\; \{-\}\; \backslash \; Na\; del\; rightarrow\; \backslash \; \_\; de\; E^\; del\; qquad\; \{o\}\; =-2.71\; \{rojo\}\; V\; \backslash ,$ del$$
de \ mbox {ánodo 2.: } 2Cl^ {-} () \ rightarrow Cl_ {2} del aq (G) + 2e^ {-} \ _ de E^ del qquad {o} {rojo} = +1.36 V \, $del$
de \ mbox {cátodo 3.: } 2H_ {2} O (l) + 2e^ {+} \ rightarrow H_ {2} (G) + 2OH^ {-} (aq) \ _ de E^ del qquad {o} =-0.83 {rojo} V \, $del$
de \ mbox {ánodo 4.: } 2H_ {2} O (l) \ rightarrow O_ {2} (G) + 4H^ {+} (aq) + 4e^ {-} \ _ de E^ del qquad {o} =+1.23V {rojo} \,

Se desecha la reacción 1 pues tiene la mayoría del valor negativo en el potencial estándar de la reducción así que lo hace menos termodinámico favorable en el proceso.

Al comparar los potenciales de la reducción en las reacciones 2 y 4, la reducción del ion del cloruro se favorece. Así, si el ion de Cl^- se favorece para la reducción, después la reacción del agua se favorece para la oxidación produciendo el oxígeno gaseoso, no obstante los experimentos demostrados la clorina gaseosa se producen y no oxígeno.

Aunque el análisis inicial esté correcto, hay otro efecto que puede suceder, conocido como el efecto de la sobretensión. Adicional voltaje es a veces requerido, más allá de voltaje predicho por $E^\; \{o\}\; \_\; \{\}\; \backslash ,\; de\; la\; célula$. Esto puede ser debido al cinético algo que consideraciones termodinámicas . De hecho, ha sido que la energía de activación para el ion del cloruro es muy baja, por lo tanto favorable probado en los términos cinéticos . Es decir aunque el voltaje aplicado sea termodinámico suficiente conducir electrólisis, la tarifa es tan lenta que para hacer que el proceso procede en un marco de tiempo razonable, el voltaje de la fuente externa tiene que ser aumentado (por lo tanto, sobretensión).

Finalmente, la reacción 3 es favorable porque describe la proliferación de los iones OH^- que dejan así una reducción probable de los iones H⁺ menos favorable una opción.

La reacción total para el proceso según el análisis sería los siguientes: $del\; \backslash \; mbox\; \{ánodo\; (oxidación):\; \}\; 2Cl^\; \{-\}\; (aq)\; \backslash \; rightarrow\; Cl\_\; \{2\}\; (G)\; +\; 2e^\; \{-\}\; \backslash ,$ del$$
de \ mbox {cátodo (reducción): } 2H_ {2} O (l) + 2e {-} \ rightarrow H_ {2} (G) + 2OH^ {-} () \, del aq $del$
de \ mbox {reacción total: } 2H_ {2} O + 2Cl^ {-} (aq) \ rightarrow H_ {2} (G) + Cl_ {2} (G) + 2OH^ {-} () \, del aq

Mientras que la reacción total indica, la concentración de iones del cloruro se reduce con respecto a los iones de OH^- (cuyos aumentos de la concentración). La reacción también demuestra la producción del hidrógeno gaseoso, de la clorina y del hidróxido de sodio acuoso .

Electrólisis y leyes de Faraday cuantitativas

considera también: Ley de Faraday la electrólisis Los aspectos cuantitativos de la electrólisis fueron desarrollados original por el Michael Faraday en 1834. Acreditan Faraday también para haber acuñado el electrólito, electrólisis de los términos, entre muchos otros mientras que él estudió el análisis cuantitativo de reacciones electroquímicas. También él era abogado de la ley de la conservación de la energía .

Primera ley

Faraday concluyó después de varios experimentos en la corriente eléctrica en el proceso no-espontáneo, la masa de los productos rendidos en los electrodos era proporcional al valor de la corriente suministrado a la célula, la longitud del tiempo la masa existida, y molar actual de la sustancia analizada.

Es decir la cantidad de una sustancia depositada en cada electrodo de una pila electrolítica es directo proporcional a la cantidad de la electricidad pasajera a través de la célula.

Debajo de una ecuación simplificada de la primera ley de Faraday: $m\; del\; \backslash \; =\; \backslash \; \{1\; \backslash \; sobre\; 96.485\; \backslash \; \backslash \; mathrm\; \{(C\; \backslash \; cdot\; mol^-1)\}\; \}\; \backslash \; cdot\; \{Q\; M\; \backslash \; sobre\; n\}$ Donde, está la masa el m del de la sustancia producida en el electrodo (en los gramos ), el Q del
es la carga eléctrica total que pasó a través de la solución (en culombios, n del
es el número de la valencia de la sustancia como ion en la solución (electrones por el ion), M del
es la masa molar de la sustancia (en gramos por el topo ).

Segunda ley

considera también: que electrochapa el

Faraday ideó las leyes de la electrodeposición química de metales de soluciones en 1857. Él formuló la segunda ley de la electrólisis que indicaba el " del ; las cantidades de cuerpos que sean equivalentes el uno al otro en su acción química ordinaria tienen cantidades iguales de electricidad asociadas naturalmente a them." en otros términos, las cantidades de diversos elementos depositados por una cantidad dada de electricidad están en el cociente de sus pesos equivalentes químico

Un aspecto importante de la segunda ley de la electrólisis es que electrochapa que junto con la primera ley de la electrólisis, tenga un número significativo de usos en la industria, como cuando está utilizado para proteger los metales para evitar la corrosión .

Usos

Hay varios procesos electroquímicos en naturaleza e industria, como la fabricación de dispositivos con los metales o de aleations cubiertos con los depósitos finos del otro metal para evitar que estos artefactos tengan la corrosión, la reproducción de objetos en cobre con electrólisis, y la detección de licor injerido en conductores borrachos con la reacción redox.

Los impulsos nerviosos en neuronas se basan en cargas eléctricas con los iones del sodio y la expulsión de los iones del potasio de la célula; también, el cuerpo de una anguila eléctrica tiene células que, patrocinen individualmente pequeñas cargas eléctricas, pero junto produzcan un potencial de 700 voltios, bastante para matar un ser humano o un caballo.

Ver también

Serie de actividad de los metales
Bioelectricidad
Tensión - un precursor histórico del contacto a la teoría de la electroquímica.
Potencial electroquímico
Diagrama de la helada
Publicaciones importantes en electroquímica
Diagrama de Pourbaix
Titulación redox
Tabla de los potenciales de electrodo estándar
que electrochapa

.

Zenithic

Osvaldo Lacerda

Random links:

Locura de mármol | Braidwood, Nuevo Gales del Sur | Ninian Edwards | R52 (noroeste) | Río de ninguna vuelta