Ecuación de Nerst y Pilas de Concentración

REDOX EN RESUMEN

1. Todas las reacciones electroquímicas implican trasferencias de electrones y son por lo tanto reacciones redox.

2. En una celda galvánica, la electricidad se produce por una reacción química espontánea.

La oxidación en el ánodo y la reducción en el cátodo se producen en forma
separada, y los electrones fluyen a través de un circuito externo.

3. Las dos partes de una celda galvánica son las semiceldas, y las reacciones en los electrodos son las reacciones de semicelda. Un puente salino permite el flujo de iones entre las dos partes de la celda.

4. La fuerza electromotriz (fem) de una celda es la diferencia de potencial que existe entre los dos electrodos. En el circuito externo de una celda galvánica los electrones fluyen del ánodo hacia el cátodo. En la disolución, los aniones se mueven hacia el ánodo y los cationes hacia el cátodo.

5. La cantidad de electricidad trasportada por 1 mol de electrones es 1 faraday, que es igual a 96500 coulombios.

6. Los potenciales estándar de reducción muestran la afinidad relativa de las reacciones de semicelda de reducción, y pueden ser utilizados para predecir los productos, dirección y espontaneidad de las reacciones redox entre varias sustancias.

7. La disminución en la energía libre del sistema en una reacción espontánea es igual al trabajo eléctrico hecho por el sistema sobre su entorno,
o ∆Gº =-nEºF

8. La constante de equilibrio para una reacción redox puede encontrarse a partir de la fuerza electromotriz de una celda.

9. La ecuación de Nernst da una relación entre la fem de la celda y la concentración de los reactivos y productos en condiciones distintas a las del estado estándar.

10. Las baterías, que constan de una o más celdas electroquímicas, se usan ampliamente como fuentes de energía autosuficientes. Algunas de las baterías mejor conocidas son las baterías de pilas secas, como la celda de Leclanché, la batería de mercurio, la batería de níquel-cadmio y el acumulador de plomo que se usa en los automóviles.

11. La corrosión de los metales, cuyo ejemplo más común es la oxidación del hierro, es un fenómeno electroquímico.

12. La corriente eléctrica de una fuente externa se usa para provocar una reacción química no espontánea en una celda electrolítica. La cantidad de producto formado o de reactivo consumido depende de la cantidad de electricidad trasferida en el electrodo.
Tomado de http://www.uclm.es/profesorado/afantinolo/Docencia/Inorganica/Tema2/ResumenT2IQ.pdf

Pila Zinc-Carbono

La pila de zinc-carbono es un tipo tipo de pila seca común (pila salina). Está formada por un envase externo de zinc que actúa como contenedor y electrodo negativo (ánodo). En el interior se halla el terminal positivo (cátodo), conformado por una barra de carbono.  El electrolito utilizado es una pasta de cloruro de zinc y de cloruro de amonio disuelto en agua.

Sección transversal de una pila de zinc-carbono:
1 - Botón metálico superior (+).
2 - Barra de carbono (electrodo positivo)
3 - Vasija de zinc (electrodo negativo)
4 - óxido de manganeso(IV)
5 - pasta húmeda de cloruro de amonio (electrolito)
6 - Base metálica (-).

Ley de Hess: ejercicio resuelto (video)

En este video se muestra el desarrollo de un ejemplo en el cual se solicita calcular la entalpía de formación del etano gaseoso a condiciones estándar cuando se obtiene a partir de carbono sólido y de hidrógeno gaseoso