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Aplicaciones de las reacciones de

transferencia de electrones


transferencia de electrones: PILAS

-El término “batería” fue utilizado por primera vez por Benjamin Franklin, pero fue Alessandro Volta (un físico italiano) quien en 1800 inventó la primera pila, conocida como “pila voltáica”. Basándose en la investigación del científico Luigi Galvani, Volta pudo ensamblar un circuito eléctrico utilizando pilas de discos de cobre y zinc separados por un paño humedecido en solución salina. Lo interesante es que toda esta investigación comenzó debido a una reacción observada en la disección de ranas. -Mejorando la tecnología del descubrimiento inicial de Volta, en 1836 John Frederic Daniell desarrolló algo conocido como la “pila Daniell”….



La mayoría de las pilas comunes de uso doméstico se componen de dos terminales: - Positivo (+): Formado por algo llamado “cátodo“. - Negativo (-): Formado por algo llamado “ánodo“. Cuando se conecta un dispositivo, los electrones fluyen del terminal negativo al positivo y se produce una corriente. Así, la energía almacenada en la pila se utiliza para alimentar un dispositivo

Corriente (se mide con un amperímetro, en amperios): es una medida de la cantidad de carga electrica que se mueve en un circuito. Se mantiene constante a lo largo del mismo. Un culombio es un amperio por segundo. Voltaje (se mide con un voltímetro, en voltios): mide la diferencia de energía eléctrica entre dos zonas de un circuito. La fuerza electromotriz de una pila es la energía que esta transfiere a cada culombio de carga que pasa por ella. Es una medida de la energía disponible; cuanto más alto es el voltaje, mayor es el suministro de energía que recibe cada electrón. Es como la fuerza conductora que empuja los electrones a través de todo el circuito eléctrico

Un repaso…

Corriente (se mide con un amperímetro, en amperios): es una medida de la cantidad de carga electrica que se mueve en un circuito y se mantiene constante a lo largo del mismo. Un culombio es un amperio por segundo. Voltaje (se mide con un voltímetro, en voltios): mide la diferencia de energía eléctrica entre dos zonas de un circuito. La fuerza electromotriz de una pila es la energía que transfiere a cada culombio de carga que pasa por ella.



Puente salino (disolución de un electrolito: KNO3,

NaCl, K2SO4)

En una pila se produce la oxidación de una sustancia en el ánodo (polo negativo), y la reducción de otra en el cátodo (polo positivo). Los electrones circulan del ánodo al cátodo. Las barras de Zn y Cu son los electrodos.

En una pila se produce la oxidación de una sustancia en el ánodo (polo negativo), y la reducción de otra en el cátodo (polo positivo). Los electrones circulan del ánodo al cátodo. Las barras de Zn y Cu son los electrodos.



Puente salino (disolución inerte de

K2SO4)



Una pila se basa en una reacción redox espontánea donde hemos separado fisicamente los dos componentes de la misma

Los electrones tienen que circular desde la sustancia que se oxida a la que se reduce a través de un circuito eléctrico externo

Los electrones se mueven del ánodo

(electrodo negativo, oxidación) al cátodo (electrodo positivo, reducción)

Una pila necesita que los electrodos estén comunicados eléctrica e iónicamente

¿Qué falta en este montaje de una pila Daniell para que

pueda funcionar?

• Para que los electrones se transfieran del ánodo al cátodo, de un electrodo al otro, debe haber cambio en energía potencial que haga que ese fenómeno sea favorable.

• La diferencia entre el potencial del ánodo a oxidarse y el del cátodo a reducirse, es el potencial de la pila.

• Medimos en voltios la energía que transportan los eletrones en su movimiento por el circuito.



Zn

Zn2+



Como no podemos medir el potencial de los electrodos por separado, hemos asignado un valor de referencia al de hidrógeno: 0 voltios en condiciones

normales

La diferencia de potencial que medimos en la pila, depende de las concentraciones de todas las especies que intervienen en las semirreacciones de electrodo



Normalmente las tablas de potenciales estándar se reportan como E0

reducción . Los valores E0

oxidación tienen la misma magnitud, pero con signo contrario, y corresponden a la reacción inversa



La tendencia del Cu a donar sus electrones es menor que la del hidrógeno… Asi que el H2 que introducimos sí reacciona: se oxida

Ánodo



Ánodo

Pt | H2(g, 1 atm) | H+(1M) || Cu+2(1M) | Cu(s)

0.34 V = E°cátodo – 0 V



La tendencia del Zn a donar sus electrones es mayor que la del hidrógeno… Asi que el H2 que introducimos no reacciona



La tendencia del Zn a donar sus electrones es mayor que la del hidrógeno… Asi que el H2 que introducimos no reacciona

Ánodo

0.76 V = 0 V + E°ánodo



En condiciones normales, a 250C y concentraciones 1 M de las especies iónicas, la pila Daniell produce una diferencia de potencial de +0.34 – (– 0.76) = 1.10 V

Ánodo

Cátodo



You will find some non-metallic substances in the Electrochemical series. However the same rule applies: the metal, which gives away its electrons, has to be higher in the electrochemical series than the other substance for the cell to produce an electric current. Again - the further apart the metal and the other substance are, the higher the voltage produced by the cell. Such a cell can be made from nickel dipping into nickel(II) sulphate solution and a carbon rod dipping into a solution of iodine.

In this reaction the nickel atoms give away electrons and change into nickel(II) ions: Ni(s) → Ni2+(aq) + 2e- The iodine molecules accept these electrons and change into iodide ions. I2(aq) + 2e- → 2I-(aq) The overall equation for the reaction is: Ni(s) + I2(aq) → NiI2(aq)



Potenciales de pila y espontaneidad

Δ G° y E°pila tienen signos opuestos, es decir, cuando E°pila sea positivo, Δ G° será negativa y la reacción será espontánea.

ΔG = ΔH – T • ΔS

ΔGO = – n F EO pila

Cte. De Faraday: representa la carga de 1 mol de electrones, aprox. 96500 C

Número de moles transportados desde el ánodo hasta el cátodo

Epila > 0 Epila = 0 Epila < 0 Reacción espontánea

Reacción alcanzó el equilibrio

Reacción no espontánea



Ej. Una reacción, en condiciones normales, entre el par redox Ca2+/Ca (EO = -2.87 V) y el par Au+/Au (EO = + 1.68 V), ¿en qué sentido se producirá espontaneamente?

El potencial normal más negativo del par Ca2+/Ca indica que tiene más tendencia a oxidarse y menos a reducirse que el par Au+/Au.

Ca

2Au+

Ca2+

2Au

+

+



1. La tabla de potenciales de reducción sirve, no sólo para comparar los electrodos con el electrodo normal de hidrógeno, sino también para establecer comparaciones entre ellos y determinar en qué sentido se producirán las reacciones redox

2. Un electrodo será capaz de reducir a todos aquellos que esten por encima de él y será reducido por todos los que estén por debajo suyo

3. El par redox Li+/Li es el más reductor y el par F2/F el más oxidante (esto tiene sentido si tenemos en cuenta la electronegatividad de estos elementos y su situación en la tabla periódica).

4. Cuanto más separados en la serie electroquímica estén los pares redox involucrados en una pila, mayor sera su voltaje



Tipos de electrodos o de referencia (hidrógeno,

calomelanos, Ag/AgCl…)

o Electrodos de trabajo (sólidos conductores inertes: platino, grafito, carbono vítreo, oro…)

o que participan en la reacción

redox (Cu, Zn, I2 , gases como el Cl2, etc)

El potencial redox del electrodo de calomelanos es +0.2415 V frente al electrodo estándar de hidrógeno

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

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

http://es.wikipedia.org/wiki/Electrodo_est%C3%A1ndar_de_hidr%C3%B3geno

http://es.wikipedia.org/wiki/Electrodo_est%C3%A1ndar_de_hidr%C3%B3geno

a) zinc en una dis. de sulfato de magnesio b) magnesium and iron(II) nitrate solution c) copper and aluminium nitrate solution d) estaño (tin) and lead(II) nitrate solution e) copper and mercury(II) nitrate solution

¿Y qué pasará en estas?

Al(NO3)3

a) zinc and magnesium sulphate solution b) magnesium and iron(II) nitrate solution c) copper and aluminium nitrate solution d) tin and lead(II) nitrate solution e) copper and mercury(II) nitrate solution

¿Y qué pasará en estas?

Usando los materiales listados a continuación, dibuja un diagrama para mostrar cómo podrían ser usados para hacer una pila. (En la pila deberás dibujar el sentido en el que se mueven los electrones y los iones del electrolito en el puente salino.) • Disolución de sulfato de magnesio • Disolución de Pb(NO3)2

• Una tira de magnesio • Una barra de plomo • Cables y pinzas de cocodrilo • Un voltímetro • Un puente salino de NaCl

Metal Voltaje Dirección del flujo de e-

1 0.6 metal → cobre 2 0.2 cobre → metal 3 0.9 metal → cobre 4 0.4 cobre → metal

a) ¿Cuál es el metal que se oxida con mas facilidad? b) ¿Cuál es el metal que se reduce con mas facilidad? c) ¿Qué par dará un mayor voltaje si se conectan? d) ¿Cuál sería ese voltaje medido en c)?



Corriente continua

1.5 V

4.5 V

Corriente alterna



No recargables

Recargables

Pilas de combustible

• Pilas salinas

• Pilas alcalinas

• Pilas de botón

• Pilas de Li/I2

• De litio

• Baterías de un coche

• De hidrógeno



1.Ánodo: Chapa de Zn, carcasa 2.Cátodo: MnO2, negro de carbono y una barra de grafito 3.Electrolito: pasta húmeda de NH4Cl y/o ZnCl2

4.Separador

1.5 V

Ánodo

Cátodo

MnO2 Mn2O3

Pilas Zn/C

IV III

No recargables

2MnO2(s) + 2NH4+(aq) + 2e− →

Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e−



1.5 V Pilas alcalinas

No recargables

1.Ánodo: Polvo de Zn en el interior 2.Cátodo: MnO2 y grafito 3.Electrolito: dis. concentrada de 4.Separador

KOH

Ánodo

Cátodo

MnO2 Mn2O3

IV III

2MnO2(s) + H2O(l) + 2e− → Mn2O3(s) + 2OH−(aq)

Zn(s) + 2OH−(aq) → ZnO(s) + H2O(l) + 2e−

Zn(s) + 2MnO2(s)→ ZnO(s)+Mn2O3(s)



No recargables

1. Ánodo: Amalgama de Zn/Hg (Li)

2. Cátodo: pasta húmeda de HgO y grafito (Ag2O, I2) 3. Separador: papel o material poroso mojado en una disolución de KOH o NaOH

1.35 V Pilas de mercurio

HgO + H2O + 2e- → Hg + 2OH-

Zn + 4OH- → Zn(OH)4-2 + 2e-

II 0

Ánodo

Cátodo

Se ha sustituido por Ag2O en las pilas botón actuales



No recargables

3.5 V Pilas de litio/yodo Ánodo

Cátodo

I2(s) + 2 e− → 2 I-

2 Li(s) → 2 Li+ + 2 e− An x-ray of a patient showing the location and size of a pacemaker powered by a lithium–iodine battery.

The cathode is a complex of iodine and poly-2-vinyl pyridine (P2VP). Neither conducts electricity, but when mixed and heated at 149°C for 3 days, they react into a black viscous paste that conducts electricity. This is poured into the battery when molten and cools to form a solid. When this paste contacts metallic lithium, a monomolecular layer of crystalline lithium iodine forms. It is a molecular semiconductor that passes lithium ions, as required for current flow, but not iodine molecules



Recargables

3.5 V

Ánodo

Cátodo

LiCoO2(s)

Grafito

In a lithium-ion battery, the lithium ion is the cation that travels from anode to cathode. Lithium (Li) is easily ionized to form Li+ plus one electron. The electrolyte is typically a combination of lithium salts, such as LiPF6, LiBF4, or LiClO4, in an organic solvent, such as ether. Graphite (carbon) is most commonly used for the anode, and lithium cobalt oxide (LiCoO2) is the most common cathode material. Co O Li



Recargables

H2SO4 → H+ + HSO4−

PbO2 + 3H

+ + HSO4− + 2e

− → PbSO4 + 2H2O

Pb + HSO4− → PbSO4

+ H + + 2e

−

Ánodo

Cátodo

6 × 2.1 V



No recargables

Recargables

Pilas de combustible

Ánodo

Cátodo

H2 –>2H+ + 2e-

½ O2 + 2H+ + 2e- –> H2O

Reacción global: H2 + ½ O2 –> H2O



Summary A battery is a contained unit that produces electricity, whereas a fuel cell is a galvanic cell that requires a constant external supply of one or more reactants to generate electricity. One type of battery is the Leclanché dry cell, which contains an electrolyte in an acidic water-based paste. This battery is called an alkaline battery when adapted to operate under alkaline conditions. Button batteries have a high output-to-mass ratio; lithium–iodine batteries consist of a solid electrolyte; the lead–acid battery is rechargeable and does not require the electrodes to be in separate compartments. A fuel cell requires an external supply of reactants as the products of the reaction are continuously removed. In a fuel cell, energy is not stored; electrical energy is provided by a chemical reaction.

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