Termodinamica Pilas ECHO

5/12/2018 Termodinamica Pilas ECHO - slidepdf.com

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TERMODINAMICA APLICADA A PILAS ELECTROQUIMICAS

Bryan Flores Lazo

Alumno del Programa de Formación Regular de Electrotecnia industrial

Instituto Tecnologico Superior Tecsupfisica 1 aplicada

1.- INTRODUCCION

Es sabido que al pasar una corriente eléctrica a través de un electrólito, en la

superficie de los electrodos tienen lugar reacciones electroquímicas acompañadas por la

entrada o salida de electrones al electrodo. Las reacciones electroquímicas son ocasionadas

por una fuente externa de corriente. Sin embargo, es también posible el fenómeno contrario,

o sea, que las reacciones electroquímicas que tiene lugar en dos distintas superficies en

contacto, pertenecientes a conductores de primera y segunda clase, ocasionen una corriente

eléctrica (dos electrodos introducidos en un electrolito causan el paso de una corriente por

el conductor metálico que une los electrodos). En los electrodos las reacciones

electroquímicas, originadas por el paso de la corriente a través del conductor, transcurren

solo a circuito cerrado (durante el paso de corriente) y cesan a circuito abierto.

Una pila electroquímica (o galvánica) es un dispositivo para la obtención de

corriente eléctrica causada por reacciones electroquímicas. La más simple consta de dos

electrodos metálicos (conductores de primera clase) introducidos en un electrolito

(conductor de segunda clase) y unidos entre sí por un contacto metálico. Varias pilas

electroquímicas unidas en serie forman un circuito electroquímico de pilas.

La característica cuantitativa más importante de una pila o de un circuito de pilas es la

fuerza electromotriz ( fem, la cual designaremos en adelante con E). E es igual a la

diferencia máxima de potencial de una pila correctamente abierta, o sea, es igual a ladiferencia de potencial entre los terminales de los conductores de primera clase, ambos del

mismo material, y unidos a los electrodos de la pila (circuito). El signo de la fem coincide

con el signo de la diferencia de potencial total del circuito o es opuesta a él en dependencia

del sistema de signos adoptados.



2.- OBJETIVOS

2.1.- Objetivo General .

* Medir parámetros termodinámicos de pilas mediante medidas electroquímicas.

2.1.1.- Objetivos Específicos

• Determinar las propiedades termodinámicas de una pila reversible

• Determinar las reacciones electrolíticas de una pila irreversible

• Entender la aplicación a pilas de la ecuación de Walter Nernts

3.- FUNDAMENTO TEORICO

3.1.- Pilas Reversibles y Irreversibles

Si al pasar una corriente eléctrica en diferentes direcciones, en la superficie del electrodotranscurre la misma reacción, pero en direcciones opuestas, tales electrodos, así como la pila o circuito de pilas, se denominan reversibles. La fuerza electromotriz de pilasreversibles es una propiedad termodinámica de estas, es decir, depende sólo de latemperatura, presión, naturaleza de las sustancias de que están hechos los electrodos y delas que forman las soluciones de la pila, así como de la concentración de estas. Comoejemplo de pila reversible puede servir la de Daniel-Jacobi

(-) Cu /Zn/ ZnSO4, (ac) // CuSO4, (ac) /Cu (+)

en la cual cada electrodo es reversible, pues al cambiar la dirección de la corriente en loselectrodos tienen lugar reacciones reversibles.

Veamos una pila irreversible; la de Volta,

(-) Zn / H2SO4/Cu (+).

Durante el trabajo de esta última tienen lugar las siguientes reacciones electrodicas:

Zn→Zn2+ + 2e; 2H+ + 2e→ H2.

Al pasar una corriente de fuerza infinitamente pequeña proveniente de una fuerza externa,las reacciones electródicas serán:

2H+ + 2e→ H2. Cu→Cu2+ + 2e.



La fem de una pila electroquímica esta compuesta de las diferencias de potencial entre losdistintos conductores del circuito abierto (desconectado) en los sitios de contacto. Estasdiferencias de potencial reciben también el nombre de saltos de potencial . Al poner encontacto conductores de primera clase surge un salto de potencial llamado potencialgalvánico.

3.2.- Signo de la Fem de las Pilas

La fem de una pila electroquímica es una magnitud positiva, pues corresponde siempre a undeterminado proceso espontáneo que entrega trabajo positivo. Al proceso inverso, que no puede producirse de manera espontánea, correspondería una fem negativa. Al componer uncircuito de pilas electroquímicas se puede dirigir el proceso en un de ellas de manera queaquél que vaya acompañado de consumo de trabajo del exterior (proceso no espontáneo) .Para esto ese emplea el trabajo de otra pila del circuito en el que tenga lugar un procesoespontáneo. Es evidente que la fem total de cualquier circuito electroquímico es igual a ladiferencia de las fem de pilas individuales, es decir, a la suma algebraica de las magnitudes positivas y negativas. Para esta razón es muy importante al trazar el esquema de un circuitoelectroquímico y calcular su fuerza electromotriz, teniendo en cuenta los signos de esta paralo cual se emplean determinadas reglas de aceptación general.La fem de un circuito electroquímico se considera positiva si durante el trabajo del circuitolos cationes en la solución pasan del electrodo, en la parte izquierda del esquema aelectrodo en la parte derecha del esquema, moviéndose los electrones en el circuito exterior en la misma dirección. En este caso , el electrodo de la derecha se carga positivamente encomparación con el de la izquierda. Si el esquema del circuito esta trazado de manera queel movimiento del os cationes en el electrolito y de los electrones en el circuito exterior seade derecha a izquierda, la fem será negativa.

3.3 .- TERMODINAMICA DE LAS PILAS

A. Energía libre y Entalpía

Para una pila galvánica reversible la reacción general puede ser escrita como

aA + bB + . . . ↔ cC + dD +. . . (1)

El potencial químico o la energía libre parcial molar para cada especie i puede ser expresado como

μi = μi0 + RT ln f i xi (2)

y el cambio de energía libre total como:

ΔG = ΔH – TΔS = ∑νi μi = ∑νi μi0 + RT ∑νi ln f i xi (3)

i

donde

ΔG – cambio de energía libre de reacciónΔH - cambio de entalpía de reacción



ΔS - cambio de entropía de reacciónμi - potencial químico de la especie i

μi0 - potencial químico en estado estandar, eso es cuando la actividad f i xi = 1

f i - coeficiente de actividad de especie i xi - fracción molar de la especie i

νi - coeficiente estequiométrico de la especie i

Cuando todos los reactivos y productos estan en su estado estandar ( sus actividades igual a

1) la ecuación (3) se reduce a

ΔG0 = ΔH0 – TΔS0 = ∑νi μi0 (4)

A partir de la primera y segunda ley de la termodinámica, se puede mostrar que el trabajomáximo útil para un proceso isotermal de la celda galvánica que trabaja a presión constantees igual al cambio de energía del sistema

d G = d H – Td S (5)

El cambio de energía interna:

d U = d Q – d w = d Q – (pd V + d wm) (6)

donde

d wm - trabajo útil máximo

pd V - trabajo de expansión.

La energía eléctrica producida por una pila ( o un circuito de pilas) que trabajanreversiblemente es igual al trabajo útil w del proceso total que transcurre en ésta,considerada como un sistema termodinámico. El trabajo útil w del proceso reversible esmáximo e igual a la disminución del potencial isobárico del sistema – ΔG. Esta variacióndel potencial isobárico es causada por el conjunto de reacciones electroquímicas quetranscurren en los electrodos, es decir, por una reacción química total o por otros procesosreversibles físico-químicos (disolución, igualación de las concentraciones, cambios de fase,etc.). En el caso de que el proceso sea reversible se puede calcular la variación del potencialisobárico del sistema ΔG (aprovechando la fem medida), haciendo trabajar la pila a casitotal compensación de su fem con una diferencia externa de potencial, es decir, obligándola

a encontrarse infinitamente cerca del equilibrio (a este proceso le corresponde una Emedida).

Con tal compensación de la fem de la pila mediante la fem de una fuente decorriente, ΔGtotal y E son iguales a cero (equilibrio):

ΔGtotal = ΔG pila + ΔGf. corriente = 0.



Para n eq.-g de cada uno de los participantes en el proceso

ΔG pila = - ΔGf. corriente = - n FE (7)

La derivada de ΔG pila (a continuación se designa ΔG) respecto a la temperatura es :

(∂ΔG/∂T)p = -nF (∂E/∂T ) p = - ΔS (8)

De este modo, midiendo la fem de la pila y su coeficiente de temperatura, se pueden hallar fácilmente los valores de ΔG y ΔS para el proceso total que se efectúa en la pila. Debido aque este proceso es espontáneo: ΔG<0.Una importante característica de este proceso, la variación ce la entalpía, se calculamediante la ecuación de Gibbs-Helmholtz

ΔG= ΔH + T ( ∂/∂T) (ΔG) p

ΔH = ΔG - T ( ∂/∂T) (ΔG) p = -nF E + TnF (∂E/∂T ) p

Ejemplo. En la pila electroquímica

(– ) Ag AgCl (s) + HCl, aq Cl2, Pt ( + )

transcurren las siguientes reacciones electroquímicas:

Ag(s) + Cl- = AgCl(s) + e

½ Cl2 + e = Cl-

Si se suman estas reacciones electroquímicas, obtendremos la reacción química de

formación del AgCl cristalino a partir de la plata y cloro gaseoso:

Ag(s) = ½ Cl2 = AgCl(s)

La fem de la pila, a 25º C , es igual a 1.132 V; el coeficiente de temperatura es

(∂E/∂T ) p = - 0.000477 V/grado. Si se introducen estos valores en las ecuaciones anteriores,

obtendremos (cuando n = z = 1):

ΔG = - zF E = -1* 23062* 1.132= -26100 cal

ΔS = zF (∂E/∂T ) p = -1* 23062*0.000477 = -11.0 cal/grado

T ΔS = -298*11.0 = -3280 cal

ΔH = ΔG + T ΔS = -26100 –3280 = -29380 cal



A partir de los valores de la variación de las funciones termodinámicas se pueden obtener directamente los calores de formación del AgCl para los dos casos extremos ( ambos a P =const ) :1. El proceso reversible que tiene lugar en la pila, a una intensidad infinitamente pequeña(proceso infinitamente lento) es:

Qrev = T ΔS = -3280 cal

2. El proceso ilimitadamente irreversible que transcurre a presión constante y en ausencia

total de trabajo útil w (reacción directa entre el cloro y la plata) es:

Q irrev = ΔH = -29380 cal

Qrev es igual al calor desprendido por la pila electroquímica que trabaja. Si esta se introduce

en un calorímetro, podrá medirse en principio, el valor de Qrev. como calor absorbido. Sinembargo este valor no será completamente exacto, pues no pueden cumplirse lascondiciones que garanticen un proceso a lentitud infinita. No obstante, conociendo la fem adiferentes temperaturas no será difícil calcular Qrev. = T ΔS, tal como se muestra en elejemplo anterior. Qirrev. es el calor normal (tabulado) de formación del AgCl y se puedeencontrar directamente o con ayuda con la ley de Hess de acuerdo con los resultados de lasmediciones calorimétricas.

Los resultados de las determinaciones de Qirrev. = ΔH por los métodoselectroquímicos y calorimétrico coincidirán si las mediciones son bastante fieles.

Para las características de tipos diferentes de pilas electroquímicas deben analizarsedetalladamente las propiedades termodinámicas de éstas. Relacionemos la fem de una pilacon el potencial isobárico y la constante de equilibrio de la reacción que transcurre en la pila. Supongamos que en la pila tiene lugar una reacción química, cuyo potencial isobáricoesta relacionado con la constante de equilibrio mediante la siguiente ecuación:

-ΔG = RT ln K a – RT ∑νi ln ai (9)i

Es evidente que

E = - ΔG/ zF = RT/ zF ln K a – RT/ zF ∑νi ln ai (10)

El primer término del segundo miembro de la ecuación (9) es constante a p y T dados y sedesigna con E0. Esta es la fem normal de la pila, es decir la fem a todas las a i = 1, y tambiénla fem de los electrodos gaseosos, a todas las p i = 1. Está claro que E = 0, cuando lasactividades y presiones de todos los participantes en la reacción son tales que existe unequilibrio químico de la reacción con la constante de equilibrio K a.



Esta ecuación hace posible calcular los valores de ΔG y K a por los valoresexperimentales de E y, viceversa, calcular E conociendo las características termodinámicasde la reacción química. Los ejemplos de aplicación de la ecuación (10) se examinaran aldescribir las pilas electroquímicas de diferentes tipos. En la reacción total de formación delAgCl participan en la pila sólo las sustancias sólidas y el cloro gaseoso. Su estadotermodinámico queda inequívocamente definido por la presión y temperatura. Confrecuencia, en la reacción total participan sustancias disueltas ( por ejemplo en la pila deDaniel-Jacobi). En tales casos, el potencial isobárico de las reacciones depende no solo de py T, sino también de las actividades de los solutos, es decir, de la concentración de lasolución, pudiéndose emplear los valores de E hallados experimentalmente para calcular lasactividades de los solutos.

De este modo, la medición de la fem de pilas y circuitos electroquímicos es unmétodo simple y exacto para calcular las características termodinámicas de las reaccionesquímicas y algunos importantes procesos físico-químicos que transcurren en las soluciones.Este proceso se puede utilizar incondicionalmente solo cuando el proceso que nos interesainvestigar puede ser llevado a cabo de manera reversible en la pila electroquímica,dividiendo el proceso en las dos partes correspondientes a los dos procesos electródicosreversibles.

B. Efecto de Temperatura

Ordenando la ecuación de Gibbs- Helmholtz, el efecto de temperatura sobre la femreversible se expresa como

-nF E = ΔH – T[∂(nF E)/∂T ] p (11)

Puesto que el término [∂(nF E)/∂T ] p es la derivada del cambio de energía libre con respecto a la

temperatura a una presión constante, entonces esto es igual a ΔS. De esta manera,

T[∂(nF E)/∂T ] p = T ΔS = - Q (12)

Donde Q representa la cantidad de calor involucrado en la reacción global de la pila

galvánica.

C. Efecto de la presión sobre la fem de la pila

El efecto de cambio de presión sobre la fem de la pila galvánica a temperaturaconstante se obtiene considerando el efecto sobre las energías libres parciales molares de

cada componente i. De esta manera el efecto total puede ser expresado como

∑νi ( ∂/∂ p) ( ∂G/∂ xi) = ∑νi ( ∂/∂ xi ) ( ∂G/∂ p) (13)



Puesto que a temperatura constante ( ∂G/∂ p) = v , el efecto de cambio de presión sobre lafem total reversible E es

-nF ( ∂E/∂ p) = ∑νi ( ∂v/∂ xi ) = Δv (14)

donde Δv representa el cambio de volumen en la reacción.

Integrando la ecuación (14) uno puede obtener valores de la fem reversible de la pilagalvánica a una presión alta p2, cuando el valor de presión más baja p1 es conocido.Entonces,

P1

EP2 = EP1 – (1/ nF ) ∫ ∆v d p (15)

P2

Es interesante notar de la ecuación (15) que para una celda galvánica todos los productos yreactivos son fases sólidas o condensadas para los cuales el cambio del volumen durante lareacción es generalmente pequeño, cualquier cambio en la presión tiene un efectodespreciable sobre la fem total de la pila. Por otro lado, en la celda donde los productos o

reactivos son gases, como en el ejemplo de la celda electroquímica de combustión, lacorrección para presión expresada por la ecuación (15) tiene efecto significativo.

3.4.- Ecuación de Nernst

La ecuación de Nernst se utiliza para calcular el potencial de reducción de un electrodo cuando las condiciones no son las estándar (concentración 1 M, presión de 1 atm,temperatura de 298 K ó 25 ºC). Se llama así en honor al científico alemán Walther Nernst,que fue quien la formuló

Donde E es el potencial corregido del electrodo, E 0 el potencial en condiciones estándar (los potenciales se encuentran tabulados para diferentes reacciones de reducción), R laconstante de los gases, T la temperatura absoluta (escala Kelvin), n la cantidad de moles deelectrones que participan en la reacción, F la constante de Faraday (aproximadamente96500 C/mol), y Q es el cociente de reacción: Así para la reacción

a A + b B → c C + d D, la expresión de Q es:

(1)Donde "[C]" y "[D]" son las presiones parciales y/o concentraciones molares en caso degases o de iones disueltos, respectivamente, de los productos de la reacción; "[A]" y "[B]"ídem para los reactivos. Los exponentes son la cantidad de moles de cada sustanciaimplicada en la reacción (coeficientes estequiométricos). A las sustancias en estado sólido

se les asigna concentración unitaria, por lo que no aparecen en Q.

http://es.wikipedia.org/wiki/Potencial_de_reducci%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Electrodo

http://es.wikipedia.org/wiki/Kelvin

http://es.wikipedia.org/wiki/%C2%BAC

http://es.wikipedia.org/wiki/Walther_Nernst

http://es.wikipedia.org/wiki/Condiciones_est%C3%A1ndar

http://es.wikipedia.org/wiki/Redox

http://es.wikipedia.org/wiki/Constante_de_los_gases


http://es.wikipedia.org/wiki/Constante_de_Faraday






http://es.wikipedia.org/wiki/Condiciones_est%C3%A1ndar

http://es.wikipedia.org/wiki/Redox

http://es.wikipedia.org/wiki/Constante_de_los_gases


http://es.wikipedia.org/wiki/Constante_de_Faraday



En realidad, los potenciales de las células electroquímicas están relacionados con lasactividades de los reactivos y los productos de la reacción, que a su vez están relacionadascon las respectivas concentraciones molares. No obstante, con frecuencia se hace laaproximación de que las actividades son iguales a las concentraciones molares, pero esconveniente tener en cuenta que esto es una aproximación y que como tal, puede conducir aresultados erroneos. Para una reacción genérica:

La constante de equilibrio para esta reacción viene dada por

(2)

Donde es la actividad de la especie "j"

Además se define Q como

(3)

Donde el subíndice ins indica que las actividades son instantáneas y no las actividades deequilibrio. Por tanto, Q no es una constante, sino que está cambiando de forma continuahasta que se alcanza el equilibrio y entonces Q = K . El máximo trabajo que puedeobtenerse, a presión y temperatura constantes, de una celda viene dado por la variación deenergía libre, ΔG

(4)

Por otra parte, el potencial de celda se relaciona con la variación de energía libre mediantela ecuación:

(5)

Donde

" " es 96485 culombios por mol de electrones y "n" es el número de electrones asociadosal proceso

Combinando las dos ecuaciones anteriores se obtiene:

(6)



El término " " se denomina potencial estandar de electrodo de celda,

Por lo que, la ecuación de Nernst queda:

(7)

Como puede observarse, cuando los reactivos y productos tienen valores de actividad talesque Q = 1, entonces el potencial de celda es igual al potencial estandar. Aproximando laactividad a concentración molar y teniendo en cuenta que los valores de concentración soninstantáneos se obtiene la expresión:

(8)

3.4.1.- Aplicación a pilas

La fuerza electromotriz de una pila se calcula con la siguiente expresión:

Δ E = E RedCatodo − E RedAnodo

Ambos potenciales de reducción se calculan con la ecuación de Nernst, por lo tantosacando factor común y operando con los logaritmos se obtiene la siguiente ecuación:

Donde "ΔE" es la diferencia de potencial corregida de la pila y "ΔE0 la diferencia de potencial de la pila en condiciones estándar, es decir calculada con las reacciones tabuladas,sin corregir con la ecuación de Nernst para electrodos.

Ejemplo de aplicacion

En la pila de reacción

se intercambian 6 electrones,

por lo tanto

n = 6 y

http://es.wikipedia.org/wiki/Fuerza_electromotriz

http://es.wikipedia.org/wiki/Pila





Donde [ ] denota concentración.

Si sólo se busca el potencial corregido del cátodo (reducción) entonces debido aque la reacción de reducción tiene como producto Zn sólido, al cual se le asignaconcentración unitaria.

3.4.2.- Simplificación por temperatura estándar

Para T = 298 K la ecuación se reduce a:

Estas versiones simplificadas son las más utilizadas para electrodos y pilas a temperaturaambiente puesto que el error que se produce por diferencias entre la temperatura real y laexpresada en la ecuación es despreciable.

4.- CONCLUSIONES

*Se pudo apreciar la relación lineal fem y T luego se pudo determinar los parámetros termodinámicos estándar mediante las ecuaciones del 1 al 20 de la parte 3.3 dela monografía (TERMODINAMICA EN PILAS)

* Se comprobó que al pasar una corriente eléctrica en diferentes direcciones, en lasuperficie del electrodo transcurre la misma reacción, pero en direcciones opuestas, taleselectrodos, así como la pila o circuito de pilas, se denominan reversibles. La fuerzaelectromotriz de pilas reversibles es una propiedad termodinámica de estas, es decir,depende sólo de la temperatura, presión, naturaleza de las sustancias de que están hechoslos electrodos y de las que forman las soluciones de la pila, así como de la concentración deestas. Como ejemplo de pila reversible puede servir la de Daniel-Jacobi

(-) Cu /Zn/ ZnSO4, (ac) // CuSO4, (ac) /Cu (+)

en la cual cada electrodo es reversible, pues al cambiar la dirección de la corriente en loselectrodos tienen lugar reacciones reversibles.

* Logramos entender la siguiente ecuación ( pila Volta )

(-) Zn / H2SO4/Cu (+).



Logramos entender las reacciones electrolíticas de una pila irreversible (que ya no puede volver a cargar)

Zn→Zn2+ + 2e; 2H+ + 2e→ H2.

Vimos cono al pasar una corriente de fuerza infinitamente pequeña proveniente deuna fuerza externa, las reacciones electródicas fueron:

2H+ + 2e→ H2. Cu→Cu2+ + 2e.

La fem de una pila electroquímica esta compuesta de las diferencias de potencialentre los distintos conductores del circuito abierto (desconectado) en los sitios de contacto.Estas diferencias de potencial reciben también el nombre de saltos de potencial . Al poner en contacto conductores de primera clase surge un salto de potencial llamado potencialgalvánico.

*Aprendimos como la ecuación de Nernst se utiliza para calcular el potencial de reducción de un electrodo cuando las condiciones no son las estándar (concentración 1 M, presión de 1 atm, temperatura de 298 K ó 25 ºC). Se llama así en honor al científico alemánWalther Nernst, que fue quien la formuló.

Logramos enteder como la fuerza electromotriz de una pila se calcula con la siguienteexpresión:

Δ E = E RedCatodo − E RedAnodo

Vimos como ambos potenciales de reducción se calculan con la ecuación de Nernst, por lotanto sacando factor común y operando con los logaritmos se obtiene la siguiente ecuación:

Donde podemos ver que todas obedecen a las propiedades de la termodinámica o

conocida también como la tercera ley de la termodinámica. De la ecuación podemos

ver que

asi como "ΔE" es la diferencia de potencial corregida de la pila y "ΔE0 la diferencia de

potencial de la pila en condiciones estándar, es decir calculada con las reacciones tabuladas,sin corregir con la ecuación de Nernst para electrodos.



















HISTORIA

Walther Nernst (1864-1941)

Walther Nernst (1864-1941), químico físico y premio Nobel alemán, conocido por susaportaciones en el campo de la termodinámica, parte de la física que trata de losfenómenos relacionados con el calor y la temperatura, y la conversión de unas formas deenergía en otras. Nernst desarrolló lo que después se llamó tercer principio de latermodinámica, que resultó útil para el desarrollo de la teoría cuántica.

El químico físico alemán Walther Nernst fue galardonado con el Premio Nobel de Químicaen 1920. Realizó importantes aportaciones al campo de la termodinámica, entre las que seincluye el desarrollo de lo que después se llamó tercer principio de la termodinámica.

Realizo trabajos relacionados con las disoluciones de electrolitos y sobre el efecto de laconcentración en la fuerza electromotriz de una célula galvánica, conocida como laecuación de Nernst.

Nernst nació en Briesen (actualmente Warbrzezno, Polonia) y estudió en las universidadesde Zurich, Berlín, Graz y Würzburg. Después de ejercer como profesor en la Universidadde Gotinga, fue nombrado profesor de física en la Universidad de Berlín en 1905, y mástarde director del Instituto de Física Experimental en Charlottenburg (un distrito de Berlín).En 1925 fue nombrado director del Instituto Físico en la Universidad de Berlín.

Nernst desarrolló una lámpara eléctrica (denominada lámpara de Nernst) más eficaz que lasantiguas lámparas de arco de carbón, pero que se quedó obsoleta con el desarrollo de lasmodernas lámparas de filamentos. Realizó importantes aportaciones al estudio de losequilibrios químicos y a la teoría de las disoluciones, particularmente con la observación dela naturaleza de los electrólitos. Aplicando los principios termodinámicos a la pila electricaobtuvo la ecuación que lleva su nombre (véase Ecuación de Nernst). También dirigió unaimportante investigación sobre sustancias a temperaturas extremadamente bajas. Nernstrecibió en 1920 el Premio Nobel de Química



REFERENCIAS

-Autor: Eyring H,Año:1970.Physical Chemistry. Academic Press http://www.springer.com/chemistry/physical+chemistry?SGWID=0-143-0-0-0fecha de rescate (28 de diciembre 2011)

- Autor: Guerasimov YA.Año: 1986.Curso de Química Física.Ed Mir

http://profesorceroni.blogspot.com/2009/06/libros-de-la-editorial-mir.htmlfecha de rescate (28 de diciembre 2011)

- Autor: Zhukhovitzki AA.Año: 1987.Fisicheskaya Jimia. Ed. Metalurgia, Moskva

cabierta.uchile.cl/revista/20/articulos/pdf/edu6.docfecha de rescate (28 de diciembre 2011)

- Autor: Posadas D.Año: 1980.Introducción a la electroquímica. Secretaria General de la Organización de los Estados

Americanos http://www.catalogo.uni.edu.pe/cgi-bin/koha/opac-detail.pl?biblionumber=74700

fecha de rescate (28 de diciembre 2011) Autor Especial: Walter NerntsAño: 1905químico físico y premio Nobel alemán tercer principio de la termodinámica.

http://www.definition-of.net/definicion-de-walther+hermann+nernstfecha de rescate (28 de diciembre 2011)

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http://www.definition-of.net/definicion-de-walther+hermann+nernst



TERMODINAMICA APLICADA A PILAS ELECTROQUIMICAS

Bryan Flores Lazo

Alumno del Programa de Formación Regular de Electrotecnia industrial

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INDICE

Pag 1…………………………………………………..…………….IndicePag 2…………………………………………………....…….IntroducciónPag 3…………………………………………………….……….ObjetivosPag 3…………………………………………………Fundamento Teórico

Pag 4…………………………………………………Fundamento TeóricoPag 5…………………………………………………Fundamento TeóricoPag 6…………………………………………………Fundamento TeóricoPag 7…………………………………………………Fundamento TeóricoPag 8…………………………………………………Fundamento TeóricoPag 9…………………………………………………Fundamento TeóricoPag 10……………………………………………..…Fundamento TeóricoPag 11………………………………………………..Fundamento TeóricoPag 12………………………………………………..Fundamento Teórico

Pag 12 …………………………………………………….…ConclusionesPag 13…………………………………………………..……ConclusionesPag 14………………………………………....Biografía de Walter NerntsPag 15……………………………………………….…..……..Referencias

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