celdas de combustible

25
ELECTROQUÍMICA CELDAS ELECTROQUIMICAS GALVÁNICA ELECTROLÍTICA Profesora: Clara Turriate M Jul. 2010.

Upload: alexis-ccasani-espinoza

Post on 23-Jun-2015

194 views

Category:

Documents


3 download

TRANSCRIPT

Page 1: Celdas de Combustible

ELECTROQUÍMICA

CELDAS ELECTROQUIMICASGALVÁNICAELECTROLÍTICA

Profesora: Clara Turriate MJul. 2010.

Page 2: Celdas de Combustible

Electroquímica

Estudia los cambios químicos que produce una corrienteeléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas de oxido-reducción.

Es importante la comprensión del proceso de conversión de la energía química en energía eléctrica, para trabajos con baterías, celdas combustibles de vehículos espaciales, electrodeposición de metales y técnicas electrolíticas.

Page 3: Celdas de Combustible

2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s)

2Mg 2Mg2+ + 4e-

O2 + 4e- 2O2-

Oxidación media reacción (pierde e-)

Reducción media reacción (gana e-)

Los procesos electroquímicos son las reacciones de oxidación-reducción en que:

• la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad o (celdas voltaicas)

• la energía eléctrica se usa para causar una reacción no espontánea (celdas electrolíticas)

0 0 2+ 2-

Page 4: Celdas de Combustible

Celdas electroquímicas• Galvánicas: Ocurren reacciones químicas espontáneas

y producen electricidad.Se utilizan en las baterías de las linternas eléctricas, transistores de radio, marcapasos cardiacos, relojes electrónicos, calculadoras electrónicas, etc.

• Electrolíticas: Requieren energía eléctrica para provocar una reacción química en reacciones no espontánea.Se utilizan en la purificación de metales, prevención de la corrosión, etc.

Page 5: Celdas de Combustible
Page 6: Celdas de Combustible

Celdas voltaicas

Reacción redox espontánea

oxidaciónánodo

Reduccióncátodo

Voltímetro

Cátodo de cobre

Ánodo de zinc

Puente salino

Solución de CuSO4

Solución de ZnSO4

El Zinc se oxida a Zn2+ en el ánodo

El Cu2+ se reduce a Cu en el cátodo

Reacción neta

Tapones de

algodón

Zn(s) Zn2+(ac) + 2e-

Zn(s) + Cu2+ (ac) Zn2+(ac) + Cu(s)

2e- + Cu2+(ac) Cu(s)

Page 7: Celdas de Combustible

Celdas voltaicas

La diferencia en el potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo se llama:

voltaje de la celda

fuerza electromotriz (fem) (que causa movimiento de electones)

potencial de celda

La energía potencial de los electrones es mayor en el ánodo que en el cátodo, y los mismos fluyen del primero al segundo a través de un circuito externo.

La diferencia de potencial se mide en voltios

1 V = 1 J/C

Page 8: Celdas de Combustible

Celdas voltaicas

Para cualquier reacción que se lleva a cabo en forma espontánea, el potencial de celda es positivo.

La fem, dependen de las reacciones especificas que se llevan a cabo en el ánodo y cátodo, concentración de los reactivos y productos y de la temperatura.

Diagrama de celda

Zn (s) + Cu2+ (ac) Cu (s) + Zn2+ (ac)

[Cu2+] = 1 M & [Zn2+] = 1 M

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)

ánodo cátodo

Page 9: Celdas de Combustible

Potenciales estándares del electrodo

El potencial estándar de reducción (E0) es el voltaje referido a una reacción de reducción en un electrodo cuando todos los solutos son 1 M y todos los gases están a 1 atm y la temperatura 25ºC.

E0 = 0 V

Electrodo estándar de hidrógeno (EEH)

2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm)

Reacción de reducción

Electrodo de Pt

Gas H2 a 1 atm

Page 10: Celdas de Combustible

Potenciales estándares

del electrodo

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)

2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm)

Zn (s) Zn2+ (1 M) + 2e-Ánodo (oxidación):

Cátodo (reducción):

Zn (s) + 2H+ (1 M) Zn2+ + H2 (1 atm)

Voltímetro

Puente salino

Electrodo de zinc Electrodo de hidrógeno

Electrodo de Pt

Gas H2 a 1 atm

Page 11: Celdas de Combustible

E0 = 0.76 Vcelda

Estándar fem (E0 )cell

0.76 V = 0 - EZn /Zn 0

2+

EZn /Zn = -0.76 V02+

Zn2+ (1 M) + 2e- Zn E0 = -0.76 V

E0 = EH /H - EZn /Zn celda0 0

+ 2+2

Potenciales estándares del electrodo

E0 = Ecátodo - Eánodocelda0 0

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)

Gas H2 a 1 atm

Electrodo de Pt

Electrodo de hidrógenoElectrodo de zinc

Puente salino

Voltímetro

Page 12: Celdas de Combustible

Potenciales estándares del electrodo

Pt (s) | H2 (1 atm) | H+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)

2e- + Cu2+ (1 M) Cu (s)

H2 (1 atm) 2H+ (1 M) + 2e-Ánodo (oxidación):

Cátodo (reducción):

H2 (1 atm) + Cu2+ (1 M) Cu (s) + 2H+ (1 M)

E0 = Ecátodo - Eánodocelda0 0

E0 = 0.34 Vcelda

Ecelda = ECu /Cu – EH /H 2+ + 2

0 0 0 +

0.34 = ECu /Cu - 00 2+

ECu /Cu = 0.34 V2+0

Voltímetro

Puente salino

Electrodo de hidrógeno Electrodo de cobre

Gas H2 a 1 atm

Electrodo de Pt

Page 13: Celdas de Combustible

• E0 es para la reacción como lo escrito

• Cuanto más positivo E0 mayor será la tendencia de la sustancia a reducirse

• Las reacciones de semicelda son reversibles

• El signo de E0 cambia cuando la reacción se invierte

• Si se cambia los coeficientes estequiométricos de una reacción de semicelda no cambia el valor de E0

Potenciales estándar deelectrodo

Li+ + e- → Li(s) -3,045V

Cd 2+ + e- → Cd (s) -0,403V

2H+ + 2e- → H2(g) 0,00 V

Ag+ + e- → Ag(s) +0,08 V

2Cl- + 2e- → 2Cl-(aq) +1,36V

Co+3 + e- → Co2+(aq) +1,82V

F2 + 2e- → 2F- (aq) +2,87V

Fe2+ + 2e-→ Fe(s) -0,44 V

Page 14: Celdas de Combustible

¿Cuál es el fem estándar de una celda electroquímica formada de un electrodo de Cd en una disolución 1.0 M de Cd (NO3)2 y un electrodo de Cr en una disolución 1.0 M de Cr(NO3)3?

Cd2+ (ac) + 2e- Cd (s) E0 = -0.40 V

Cr3+ (ac) + 3e- Cr (s) E0 = -0.74 V

Cd es el oxidante más fuerte

Cd oxidará Cr

2e- + Cd2+ (1 M) Cd (s)

Cr (s) Cr3+ (1 M) + 3e-Ánodo (oxidación):

Cátodo (reducción):

2Cr (s) + 3Cd2+ (1 M) 3Cd (s) + 2Cr3+ (1 M)

x 2

x 3

E0 = Ecátodo - Eánodocelda0 0

E0 = -0.40 – (-0.74) celda

E0 = 0.34 V celda

Page 15: Celdas de Combustible

Espontaneidad de las reacciones redox

G = -nFEcell

G0 = -nFEcell0

n = número de moles de electrones en reacción

F = 96,500J

V • mol = 96,500 C/mol

G0 = -RT ln K = -nFEcell0

Ecell0 =

RTnF

ln K(8.314 J/K•mol)(298 K)

n (96,500 J/V•mol)ln K=

=0.0257 V

nln KEcell

0

=0.0592 V

nlog KEcell

0

Page 16: Celdas de Combustible

Espontaneidad de las reacciones redox

Relación entre ΔG°, K y Eºcell

Negativo >1 Positivo Espontánea

0 =1 0 En equilibrio

Positivo <1 Negativo No espontánea

ΔGº K Eºcell Característica de la reacción en condiciones estándar

Page 17: Celdas de Combustible

2e- + Fe2+ Fe

2Ag 2Ag+ + 2e-Oxidación :

Reducción :

=0.0257 V

nln KEcell

0

E0 = -0.44 – (0.80)

E0 = -1.24 V

0.0257 Vx nE0 cellexpK =

n = 2

0.0257 Vx 2-1.24 V

= exp

K = 1.2343 x 10-42

E0 = EFe /Fe – EAg /Ag0 0

2+ +

¿Cuál es la constante de equilibrio par la reacciónSiguiente a 25ºC?. Fe2+ (ac) + 2Ag (s) = Fe (s) + 2Ag+ (ac)

Page 18: Celdas de Combustible

Efecto de la concentración en fem de la celda

G = G0 + RT ln Q G = -nFE G0 = -nFE 0

-nFE = -nFE0 + RT ln Q

E = E0 - ln QRTnF

La ecuación de Nernst

A 298 K

-0.0257 V

nln QE0E = -

0.0592 Vn

log QE0E =

Fe2+ (ac) + Cd (s) → Fe (s) + Cd2+ (ac)

Page 19: Celdas de Combustible

Ocurrirá la siguiente reacción en forma espontánea a 250C si [Fe2+] = 0.60 M y [Cd2+] = 0.010 M? Fe2+ (aq) + Cd (s) Fe (s) + Cd2+ (aq)

2e- + Fe2+ 2Fe

Cd Cd2+ + 2e-Oxidación :

Reducción :n = 2

E0 = -0.44 – (-0.40)

E0 = -0.04 V

E0 = EFe /Fe – ECd /Cd0 0

2+ 2+

-0.0257 V

nln QE0E =

-0.0257 V

2ln -0.04 VE =

0.0100.60

E = 0.0126

E (+) Espontánea→

Page 20: Celdas de Combustible

La fem de una celda galvánica es una propiedad intensiva.

No le afecta si de duplican, triplican, los coeficientes estequiométricos de la reacción en la que se basa.

Es independiente de las cantidades de soluciones y del tamaño de los electrodos metálicos. Solo importa la naturaleza de las sustancias fijadas en el esquema de celda, las concentraciones de sus soluciones y su temperatura.

Los mejores agentes oxidantes son las semipilas que poseen grandes potenciales (+) de reducción.

Celda Galvánica

Page 21: Celdas de Combustible

Baterías

Celda de Leclanché

Celda seca

Zn (s) Zn2+ (ac) + 2e-Ánodo:

Cátodo: 2NH4 (aq) + 2MnO2 (s) + 2e- Mn2O3 (s) + 2NH3 (aq) + H2O (l)+

Zn (s) + 2NH4 (ac) + 2MnO2 (s) Zn2+ (ac) + 2NH3 (ac) + H2O (l) + Mn2O3 (s)

Separador de papel

Pasta húmeda deZnCl2 y NH4Cl

Capa de MnO2

Cátodo de grafito

Ánodo de zinc

Celdas voltaicascomerciales

Page 22: Celdas de Combustible

Baterías

Zn(Hg) + 2OH- (ac) ZnO (s) + H2O (l) + 2e-Ánodo :

Cátodo : HgO (s) + H2O (l) + 2e- Hg (l) + 2OH- (ac)

Zn(Hg) + HgO (s) ZnO (s) + Hg (l)

Batería de mercurio

Cátodo de acero

Aislante

Ánodo (contenedor de Zinc)

Solución electrolítica de KOH, pasta de Zn(OH)2 y HgO

Page 23: Celdas de Combustible

Baterías

Ánodo :

Cátodo :

Batería o cumulador de plomo

PbO2 (s) + 4H+ (ac) + SO2- (ac) + 2e- PbSO4 (s) + 2H2O (l)4

Pb (s) + SO2- (ac) PbSO4 (s) + 2e-4

Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ (aq) + 2SO2- (ac) 2PbSO4 (s) + 2H2O (l)4

Ánodo Cátodo

Tapa removible

Electrólito de H2SO4

Placas negativas (planchas de plomo llenascon plomo esponjoso)

Placas positivas (planchas de plomo llenas con PbO2

Page 24: Celdas de Combustible

Baterías

Batería de estado sólido de litio

Ánodo Cátodo

Electrólito sólido

Page 25: Celdas de Combustible

Baterías Una celda de combustible es una celda electroquímica que requiere un aporte continuo de reactivos para su funcionamiento

Ánodo :

Cátodo : O2 (g) + 2H2O (l) + 4e- 4OH- (ac)

2H2 (g) + 4OH- (ac) 4H2O (l) + 4e-

2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)

Ánodo Cátodo

Electrodo de carbón poroso con Ni

Oxidación

Electrodo de carbón poroso con Ni y NiO

Reducción