ELECTROQUÍMICA

CELDAS GALVÁNICAS Y CELDAS ELECTROLÍTICAS

REACCIONES DE ÓXIDO – REDUCCIÓN

ELECTROQUIMICA La electroquímica es el estudio de las transformaciones químicasLa electroquímica es el estudio de las transformaciones químicasproducidas por corrientes eléctricas y de la producción de electricidadpor medio de la transformación de sustancias químicas. Trata los

t í i d l f ó lé t iaspectos químicos de los fenómenos eléctricos.

IMPORTANCIA:IMPORTANCIA:* Campo multidisciplinario de estudio de gran significación teórico-práctica.* Medidas electroquímicas permiten obtener datos termodinámicos tales como ΔG, ΔH y ΔS, y* Base de la generación de electricidad por reacciones químicas

Aplicaciones prácticas:- Relojes digitales, calculadoras de bolsilloj g ,- Encendido de automóviles- Marcapasos Cardiacos- Satélites

Sistemas químicos:- Purificación de metales- Electrodeposición- Corrosión

REACCIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN

Oxidación: pérdida de electrones

Reducción: ganancia de electrones

•Una especie química se oxida cuando pierde electrones y su estado de oxidación aumenta.•Una especie química se reduce cuando gana electrones y su estado de p q g yoxidación disminuye.* Un oxidante es una especie que provoca la oxidación de otra especie y como consecuencia se reduce.como consecuencia se reduce.* Un reductor es una especie que provoca la reducción de otra especie y como consecuencia se oxida.

Reacciones redox.023_REDOXREACTS2.mov

Zn° + Cu2+ Zn2+ + Cu° 024_SILVERCRYSTA.mov

Zn2+ + Cu° No reacciona

Reglas para números de oxidaciónNÚMEROS DE OXIDACIÓN

Sustancias Elementales 0Grupo IA +1Grupo IIA +2

Suma de los números de oxidación* Compuestos: cero

HCl = (+1) + (-1) = 0Grupo VIIA -1, +7Oxígeno -2, -1Hidrógeno +1, -1

HCl (+1) + ( 1) 0* Iones mono o poliatómicos: carga

SO42- = (+6) + 4.(-2) = -2

BALANCEO DE REACCIONES REDOXZn + CuSO4 → Cu + ZnSO4 En algunos casos el balanceo de reacciones redox 2Na + Cl2 → 2NaClHCl + Al → AlCl3 + H2

es sencillo, pero generalmente debe emplearse un método denominado “Método del Ión Electrón”

Método del iòn-electrón:* Medio ácido: Reacción entre el FeCl2 y el K2Cr2O7

6 (F +2 F +3 + 1 ) h i ió d id ió Recordar que en6.(Fe+2 → Fe+3 + 1e-) hemirreacción de oxidaciónCr2O7

-2 + 6e- + 14H+ → 2Cr+3 + 7H2O hemirreacción de reducción

* Medio básico: Reacción entre el KMnO4 y el KI

Recordar que en ambos casos se deben satisfacer los balances de 4 y

3.(2I- → I2 + 2e-) hemirreacción de oxidación2.(2H2O + MnO4

- + 3e- → MnO2 + 4HO-) hemirreacción de reduccióncarga y de masa

correspondientes

ELECTRICIDAD. CONCEPTOS BÁSICOSCarga campo eléctrico potencial eléctrico corriente eléctricaCarga, campo eléctrico, potencial eléctrico, corriente eléctrica

22,1

21

rmmGFgrav

××= 22,1

21

rqqkFelec

××=

Así como el peso (F que actúa sobre una masa

i e -

+ Así como el peso (Fgra que actúa sobre una masadentro de un campo gravitatorio) está asociado a laenergía potencial gravitatoria, la Felec que actúa sobreuna carga dentro de un campo eléctrico está

+++

+-

--- g p

relacionada con la energía potencial eléctrica.

Líneas de fuerza del campo

++-

FE elecelec

→→

=→→

= dFw elecelec .

La corriente eléctrica es el movimiento de partículas cargadasen un campo eléctrico. Entre las placas hay una diferencia de

q

tqi =

Unidades:

potencial eléctrico igual al trabajo para llevar la unidad de cargadesde una placa hasta la otra.q

wV elecelec =Δ

Unidades:C (Coulombs) = unidad de carga eléctrica.e- = carga eléctrica de Un sólo electrón.F (Faradays) = carga de Un Mol de electrones; 1 F = e- x N = 96500 CoulF (Faradays) = carga de Un Mol de electrones; 1 F = e x NA = 96500 Couli (Amperes) = intensidad de corriente eléctrica; 1 Amp =1 Coul/SegΔV (Volts) = diferencia de potencial eléctrico; 1 V = Joule/Coul

CONDUCCIÓN DE LA CORRIENTE. PORTADORES

Conductores de primera especie:En un metal las partículas móviles (o portadores) son los

electrones.

Solución- +

Conductores de segunda especie:En una solución electrolítica o en una sal fundida los

portadores son los cationes y los aniones. La capacidad dep y puna solución para conducir la electricidad depende de laspropiedades y la concentración de los portadores de carga.

- +

RESISTENCIA ELÉCTRICA. LEY DE OHM

1 Voltio de diferencia de potenciali = 1 Ampere

R= V / i ⇒ V = i . R & i = V / R

1 ohmio = 1 Ω = 1 Volt / 1 Ampere

Flujo de electronesFlujo de electrones

Electrodos

++

-

Ánodo Cátodo

Pila galvánica:

celda electroquímica en la que una reacción espontánea secelda electroquímica en la que una reacción espontánea seutiliza para generar una corriente eléctrica.

Pila de Daniell

CobreVasoporosoporoso

Z ° C 2+ Z 2+ C °Zn2+ Zn° + Cu2+ Zn2+ + Cu°

Cu2+

Sulfato deCobre(II)

Sulfato deZinc Cobre(II)Zinc

Flujo de electrones Puente salino

Ánodo CátodoCircuito

Oxidación Reducción

llave

voltímetro

ánodo

cátodo

movimiento de cationesmovimiento de cationesmovimiento de aniones

10_galvanic1_cell.mov

Notación de las pilasNotación de las pilas

Pila de DaniellPila de Daniell

Zn° Zn2+ + 2e- ánodoZn° Zn2+ + 2e

Cu2+ + 2e- Cu°

ánodo

cátodoCu 2e Cu

Zn° + Cu2+ Zn2+ + Cu°

cátodo

Zn°/Zn2+ (xM) // Cu2+ (yM)/Cu°

Pila o Celda Galvánica: Dispositivo, formado por un conjunto de fases conductoras

CELDAS GALVÁNICAS Y ESPONTANEIDADp , p j

(metálicas y electrolíticas), capaz de transformar la energía química en energíaeléctrica.

PILA DE DANIELCu+2 + Zn0 → Cu0 + Zn+2

Representación de las pilas:

) | 2 ( ) || C 2 ( ) | Ca) Zn | Zn2+(1M) || Cu2+(1M) | Cub) Zn | Zn2+(1M) ⋮ Cu2+(1M) | Cuc) Pt | I-(aq),I2(aq) || Fe+3(aq),Fe+2(aq) | Pt

| = separación de fases, = placa fritada|| = fase de conexión electrolítica (puente salino)

¿Por qué los electrones fluyen espontáneamente a travésdel circuito externo?del circuito externo?

Alta energíaenergíapotencial

Ánodo

esde

ele

ctro

ne

B jCátodo

Fluj

o d

Baja energíapotencial

Diferencia de potencial (ΔE): diferencia de energía potencialgpor carga eléctrica.

Dif i d t i l “ t i l” “ lt j ”Diferencia de potencial = “potencial” o “voltaje”

Sistema internacional

El potencial se mide en voltios (V) y la unidad de cargaes el culombio (C)es el culombio (C)

J1C1J1V1 =

Fuerza electromotriz (FEM): diferencia de potencial medidad lcuando no circula corriente.

La FEM depende de las reacciones específicas que se llevanLa FEM depende de las reacciones específicas que se llevana cabo en el cátodo y en el ánodo, de la concentración delos reactivos y de la temperatura.

Condiciones estándar:

Temperatura: 298 KConcentración: 1MConcentración: 1MPresión: 1 atm

FEM estándar o potencial estándar (ΔE°)

Potencial de pila y energía libre de reacción.p y g

ΔG = wΔG we

we = -n F ΔEe

F: Constante de Faraday 96486 C ≈ 96500 CF: Constante de Faraday ≡ 96486 C ≈ 96500 C

ΔG = -n F ΔEΔG = n F ΔE

En condiciones estándar: ΔG° = -n F ΔE°

QnFRTEE 0 ln−Δ=Δ Ecuación de Nernst

ΔG <O ΔE >0 espontáneo

nF

ΔG <O ΔE >0 espontáneo

ΔG =O ΔE =0 equilibrioΔG O ΔE 0 equilibrio

ΔG >O ΔE <0 no espontáneo

QF

RTEE 0 ln−Δ=ΔnF

KRTE0 0 ln−Δ= KnF

E0 ln−Δ=

KRTE0 lnΔ KnF

E0 ln=Δ

ΔVReversible suele llamarse Fuerza Electro-Motriz (FEM) de la pila. ¿Pero qué significa

FUERZA ELECTROMOTRIZ & ECUACIÓN DE NERSTΔVReversible suele llamarse Fuerza Electro Motriz (FEM) de la pila. ¿Pero qué significa (en la práctica) medir ΔV en condiciones Reversibles?

FEMpila = 1.10 Ve-i La corriente eléctrica convencional fluye del

cátodo al ánodo en el sentido del potencial

El instrumento de medida tiene una resistencia tan grande que i ≈ 0

iZn Cu

cátodo al ánodo, en el sentido del potencial eléctrico descendente (Los e- van al revés)

resistencia tan grande que i ≈ 0. ¿Por qué se mide en esas condiciones?

↓+ --wΔG MáElióR =

SO C SO

nFEΔG

wΔG

versibleacción

MáxElecacción

ReRe

.Re

−=

ZnSO41M

CuSO41M

QRTGG oacción lnRe +Δ=Δ

E = diferencia de potencial (reversible: i = 0) entre los

QRTEE o l

Ecuación de NerstE diferencia de potencial (reversible: i 0) entre los bornes de la pila cuando el cociente de reacción vale Q a la temperatura T.E0 = diferencia de potencial (reversible: i = 0) entreQ

nFEE o ln−= E0 = diferencia de potencial (reversible: i = 0) entre

los bornes de la pila en condiciones estándar (Q = 1, y a la temperatura T.

CELDA GALVÁNICAS vs. CELDAS ELECTROLÍTICASCELDA ELECTROLITICACELDA GALVÁNICA CELDA ELECTROLITICA

Los alrededores (fuente) hacen trabajo sobre el sistema (celda)

CELDA GALVÁNICA El sistema (celda) hace trabajo sobre los alrededores (carga)

ÁO id ió Á d ( ) Oxidación, Ánodo (+)A- → A + e-

Reducción, Cátodo (-)B+ + e- → B

Energía Eléctrica⇓

Energía Química

Oxidación, Ánodo (-)X → X+ + e-

Reducción, Cátodo (+)Y+ + e- → Y

Energía Química⇓

Energía EléctricaB+ + e → B

Reacción total (Celda):A- + B+ → A + B (ΔG > 0)

Y+ + e- → Y

Reacción total (Celda):X + Y+ → X+ + Y (ΔG < 0) ( )

Se usa para transformar sustancias oxidándolas o reduciéndolas.

( )Se genera una diferencia de potencial

que puede dar un trabajo eléctrico

Combinando electrodos se pueden “armar” muchas pilas diferentes. Por ejemplo:

FEM DE PILAS & COMBINACIÓN DE ELECTRODOS

Pt | H2 (1 atm.) | HCl (1 M) | AgCl | AgNota: esta pila no necesita “puente salino”. HCl es al mismo tiempo anolito y catolito.

¿Como puede PREDECIRSE el sentido de una reacción?AgCl + e- → Ag0 + Cl- & H2 → 2H+ +2e- Espontánea?

Ó

Ag0 + Cl- → AgCl + e- & 2H+ + 2e- → H2 Espontánea?

ECUACIÓN DE NERST. ESPONTANEIDAD & EQUILIBRIO

QRTEE o lCuando Q < Keq ⇒ E > 0 & ΔG < 0, espontáneoC Q & G Q

nFEE o ln−= Cuando Q = Keq ⇒ E = 0 & ΔG = 0, hay equilibrio

Cuando Q > Keq ⇒ E < 0 & ΔG > 0, no espontáneo

RTnFE

eqeqo

o

eKKnFRTEEsi ==⇒= &ln0

Pueden calcularse constantes de equilibrio para una reacción a partir de la medición de la FEM de la pila, por ejemplo la celda de Daniel

NO SE PUEDE CONOCER EL POTENCIAL INDIVIDUALDE UN ELECTRODO

Electrodo estándar de hidrógeno.

Pt

Hemirreacción de referencia:

2H+(ac, 1M) + 2e- H2(g, 1atm) E° = 0,00 V

ELECTRODO DE REFERENCIA. ENHOx + ne- → Red

H2 (1 atm) i = 0*El resultado de la medida de FEM de la pila:

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

Ox ne Red

es 0,34 V.H2 → 2H+ + 2e- (ánodo)Cu+2 + 2e- Cu (cátodo)

H+ (1M)

Cu+2 + 2e- → Cu (cátodo)Definimos entonces al potencial normal de reducción para el electrodo:XCuZnX

Eº(Cu++/Cu0) = 0,34 VXn+ (1M)Cu2+ (1M)Zn2+ (1M)*El resultado de la medida de FEM en la pila:

Xn+ (1M)

Pt | H2(1 atm) | H+ (1 M)La convención adoptada asigna:*Un valor positivo para todos los

Zn | Zn++(1M) || H+ (1 M) | H2(1 atm) | Ptes 0,76 V.

Zn → Zn++ + 2e- (ánodo)Un valor positivo para todos loselectrodos cuya tendencia a reducirsees mayor que la del ENH.*Un valor negativo para todos los

Zn → Zn + 2e (ánodo) 2H+ + 2e- → H2 (cátodo)

Definimos entonces al potencial normal de Un valor negativo para todos loselectrodos cuya tendencia a reducirsees menor que la del ENH.

reducción para el electrodo:Eº(Zn++/Zn0) = -0,76 V

voltímetro

ánodode Zn

Comparti-

de Zn

pmientocatódico(electrodo

Comparti-miento (

estándar dehidrógeno)

anódico

ΔE° = 0,76 V

E°c – E°a = 0,76 V = 0,00 V – E°aE c E a 0,76 V 0,00 V E aE°a = -0,76 V

Zn+2 + 2e- Zn° E° = -0,76 V

voltímetro

LlaveLlave

Cátodo Puente salino

Comparti-

de Cu

mientoanódico(electrodoComparti (estándar dehidrógeno)

Comparti-mientocatódico

ΔE° = 0,34 V

E° – E° = 0 34 V = E° - 0 00 VE c E a = 0,34 V = E c 0,00 V E°c = 0,34 V

Cu+2 + 2e- Cu° E° = 0,34 V

Ag+/Ag +0.80 VLa forma oxidada tienePOTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO

g gFe3+/Fe2+ +0.77 VCu2+/Cu +0 34 V

a o a o dada t e euna mayor tendencia areducirse que el protón

Cu2 /Cu +0.34 VH+/H2 +0.00 V

en el ENH.

Pb2+/Pb -0.13 VZn2+/Zn -0.76 V

La forma oxidada tieneuna menor tendencia a

Al3+/Al -1.67 VNa+/Na 2 70 V

u a e o te de c a areducirse que el protónen el ENH.

Na /Na -2.70 VLa FEM de la pila de Daniel en condiciones Normales o Estándar se calcula como:

E = E E = 0 34V ( 0 76V) = 1 10 VEPILA = ECAT - EAN = 0.34V - (- 0.76V) = 1.10 V

La FEM estándar de una pila se calcula como: E = ECat – EÁn, es la diferencia de “alturas” en la tabla: “Altura” del Cu + “Profundidad” del Zn (0.34 + 0.76 = 1.1V).

Los valores de E pueden combinarse debido a que la FEM de una pila es una función del estado del sistema.

Potencialestándar (V) Hemirreacción de reducción

Consideremos una reacción REDOX cualquiera: [ ]1RedRT

HEMIRREACCIONES & POTENCIALES DE ELECTRODOConsideremos una reacción REDOX cualquiera:

1) Ox1 + ne- ⇔ Red1 Reducción catódica2) Red2 ⇔Ox2 + ne- Oxidación anódica

[ ][ ]

[ ][ ]

2

1

1

Redln

OxRedln

RTEE

nFRTEE

oAA

oCC

−=

−=

Como E = E(Cátodo) - E(Ánodo), tenemos:

[ ] [ ][ ] [ ]

21Reln OxdRT)E(E-EEE oA

oCAC

×−−==

[ ]2Oxln

nFEE AA

[ ] [ ]21 Reln

dOxnF)E(EEEE ACAC ×

Como la corriente eléctrica convencional fluye del cátodo al ánodo, en el sentido del potencial descendente se tiene que: E > E E = E Epotencial descendente se tiene que: ECat > EAn , E = ECat – EAnNota: Recordar que los valores Ecat y Eán en realidad corresponden a las FEM de celdas construidas empleando al ENH como una de las hemiplilas.

PILAS DE CONCENTRACIÓN ¿Cual será el potencial de una pila como la siguiente ?:

Nót l EºAg(s) | Ag+(0.1 M) || Ag+ (1 M) | Ag(s)

La reacción en la pila será:Ag+(1 M) + e- ⇔ Ago Cátodo [ ]AgRT +

Nótese que el Eº para pilas de concentración es nulo y que la fuerza impulsora del procesoAg (1 M) + e ⇔ Ago Cátodo

Ago ⇔ Ag+ (0.1 M) + e- Anodo[ ][ ]

CÁTODO

ÁNODO

AgAg

nFRTE +−= ln impulsora del proceso

es la diferencia de las concentraciones

Pilas de concentraciónPilas de concentración

QnFRTEE 0 ln−Δ=ΔÁnodo

de Ni

Cátodode Ni

de Ni

de Ni Ni° Ni2+ (10-3M) + 2e-

Ni2+ (1M) + 2e- Ni°Ni2+ (1M) + 2e Ni°

110

nFRT0E

3−

−=Δ ln

Si la reacción electroquímica que ocurre en un electrodo (por ejemplo, el cátodo) de

CELDAS ELECTROLÍTICAS. LEYES DE FARADAY

una celda electrolítica fuera:

Cu++ + 2e- ⇔ Cu0

Con nuestros conocimientos de ESTEQUIOMETRIA podemos asegurar que sobreel cátodo se depositará 1 mol de Cobre (63.5 g) por cada 2 moles de electrones (2F = 2 x 96500 coul) que circulen por la celda. Si en el ánodo de la misma celda

i l ióocurriera la reacción:

½ H2 ⇔ H+ + e-

Podemos asegurar que se consumirá ½ mol de Hidrógeno (1 gramo o 11 2 L enPodemos asegurar que se consumirá ½ mol de Hidrógeno (1 gramo o 11,2 L enCNTP) y se formará 1 mol de protones por cada mol de electrones (1 F = 96500coul) que circulen por la celda. También podríamos afirmar que se desprenderá1 mol de Hidrógeno (2 g o 22 4 L) y se formarán 2 moles de protones por cada mol1 mol de Hidrógeno (2 g o 22.4 L) y se formarán 2 moles de protones por cada molde Cobre que se deposite.

Cu++ + 2e- ⇔ Cu0

2 (½ H H )2 (½ H2 ⇔ H+ + e-)PRIMERA LEY DE FARADAY: Las cantidades de sustancia formada, consumida, depositada, desprendida (etc.) en cada electrodo, son proporcionales a la cantidad p , p ( ) , p pde electricidad (CARGA) que ha circulado por la celda. (Es equivalente a incluir en la estequiometría a los moles de electrones).

Vemos que la misma cantidad de

CELDAS ELECTROLÍTICAS EN SERIE

e-electricidad (carga) circula por ambasceldas. Por ejemplo, una vez quehaya circulado UN FARADAY por el

e-

circuito se habrán depositado 1 mol deAg, formado ½ mol de O2, depositado½ mol de Cu y formado un mol de H+.

1 2

SEGUNDA LEY DE FARADAY: Lascantidades de distintas sustanciasformadas, consumidas, depositadas,

Anod 1 Anod 2Cat 1 Cat 2

Cu++ + 2e- ⇔ Cuo , , p ,desprendidas (etc.) en los electrodospor el pasaje de una misma cantidadde electricidad son proporcionales a

Ag+ + e- ⇔ Ago½ H2 ⇔ H+ + e-

H2O ⇔ ½ O2 + 2 H++2e-

sus EQUIVALENTES REDOX.2 2

e = Equivalente Redox (es la masa formada oconsumida por mol de electrones).)(FaradQem ×= consumida por mol de electrones).

E = Equivalente Electroquímico (masa formada oconsumida por el pasaje de un coulomb).)(

)(CoulQEm

Q×=

)F(coul/mole(g/mol)E(g/coul)t(seg)i(amp)Q(coul) =⇒×=

LA ELECTRÓLISIS DEL AGUA

Oxidación:2H2O(l) → 4H+(aq) + O2(g) + 4e-2H2O(l) → 4H (aq) + O2(g) + 4e

Reducción:Reducción:4H2O(l) + 4e- → 2H2(g) + 4OH-(aq)

Reacción total en la celdaReacción total en la celda2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)

Nota: Obsérvese la diferenciaentre los volúmenes de H2 y O2.

APLICACIONES DE LAS CELDAS ELECTROQUÍMICAS OBTENCIÓN DE ENERGÍA ELECTRICA

PILAS COMERCIALES

Pila: fuente de energía portátil

Batería: arreglo de pilas conectadas en serie

Ventaja: son portátilesVentaja: son portátiles

Desventaja: son carasj

Acumulador de plomo

Pb(s) / PbSO4(s) / H2SO4(ac) / PbSO4(s) / PbO2(s) / Pb(s) E = 2 V

H2SO42 4(electrolito)

Malla de plomo(á d )

Malla de plomocon PbO2(ánodo) 2(cátodo)

ACUMULADOR DE PLOMO: (100 años, es la tecnología más antigua del automóvil)

Pb | PbSO4↓ | H2SO4(≈35% p/p) | PbSO4↓ | PbO2↓ | Pb FEM = 2 VPb + SO4

2- → PbSO4 ↓ + 2 e- ánodoPbO SO 2 4 H+ 2 PbSO ↓ 2 H O át dPbO2 + SO4

2- + 4 H+ + 2 e- → PbSO4 ↓ + 2 H2O cátodoPbO2 + Pb + 2H2SO4 → 2 PbSO4 ↓ + 2 H2O

Pb

Esponja de Pb

Pasta de PbO2

H2SO4 ⇒ δ = 1,2-1,3 gr/ml: Por lo tanto puede medirse el estado del

acumulador usando un densímetroH2SO4 30-40 % p/p

acumulador usando un densímetro.

Celda Galvánica DESCARGAM tMotoriniciador

Hemirreacción de oxidación Hemirreacción de reducciónHemirreacción de oxidación Hemirreacción de reducción

Celda plomo-ácido

Hemirreacción de oxidaciónHemirreacción de reducción

Celda Electrolítica CARGA

Fuente depotencia

Pila seca Zn (s) → Zn+2 (ac) + 2 e-

E = 1,5 V 2 NH4+ (ac) + 2 MnO2(s) + 2e- →

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

Zn (s) + 2 NH4+ (ac) + 2 MnO2(s) →4 2

Zn+2 (ac) Mn2O3 (s) + 2 NH3 (g) + H2O (l)

Aislante

Barra de grafitoBarra de grafito(cátodo)

Pasta de C y MnO2

Pasta de NH4Cl y ZnCl2(electrolito)Carcasa de ZnCa casa de(ánodo)

AislantePasta de MnO2 alrededor dePasta de MnO2 alrededor deuna barra de grafito

Pasta de ZnCl2 y NH4Clcarcasa de Zn metálicocarcasa de Zn metálico

Usos: artefactos comunes del hogar (linternas, radios, juguetes)

Ventaja: baratas, seguras, disponibles en varios tamaños

Desventaja: cuando el drenaje de corriente es grande, elNH l d íd d lt j idNH3(g) acumulado provoca una caída de voltaje y una vidaútil corta.

Pilas alcalinas: Electrolito: NaOHElectrolito: NaOH

Ánodo (oxidación)

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

Cátodo (reducción)Cátodo (reducción)2MnO2 (s) + 2H2O (l) + 2e- Mn(OH)2(s) + 2OH-

(aq)

Reacción global:Reacción global: 2MnO2 (s) + H2O (l) + Zn(s) ZnO(s) + Mn(OH)2(s) E= 1.5V

Ventaja: mayor vida útil que las ilpilas comunes

Desventaja: más caras que lasDesventaja: más caras que laspilas comunes

Pila de mercurio y pila de plata

Acero (cátodo)Acero (cátodo)

Aislante

Carcasa de Zn(ánodo)(ánodo)

E = 1.6 V

Anodo:Zn(s) + 2OH- (aq) ZnO(s) + H2O(l) + 2e-( ) ( q) ( ) 2 ( )

Catodo (Hg):H O ( ) 2H O(l) 2 H ( ) 2OH ( )HgO (s) + 2H2O(l) + 2e- Hg(s) + 2OH- (aq)

Catodo (Ag):Catodo (Ag):Ag2O (s) + H2O(l) + 2e- 2Ag(s) + 2OH- (aq)

Ventajas: pequeñas, potencial alto, la plata no es tóxica

Desventajas: el mercurio es tóxico, la plata es cara.

Pb(s) + SO4=

(ac) → PbSO4(s) + 2 e-(s) 4 (ac) 4(s)

PbO2(s) + 4H+(ac) + SO4

=(ac) + 2e- → PbSO4(s) + 2 H2O(l)

Pb(s) + PbO2(s) + 4H+(ac) + 2SO4

=(ac) → 2PbSO4(s) + 2H2O(l)

PbSO4 (s) + 2 e- → Pb(s) + SO4=

(ac)

b b +PbSO4(s) + 2 H2O(l) → PbO2(s) + 4H+(ac) + SO4

=(ac) + 2e-

2PbSO4(s) + 2H2O(l) → Pb(s) + PbO2(s) + 4H+(ac) + 2SO4

=(ac)4(s) 2 (l) (s) 2(s) (ac) 4 (ac)

Batería de Ni/Cd

Cd(s)/Cd(OH)2(s)/KOH(ac)/Ni(OH)3(s)/ Ni(OH)2(s)/Ni(s)

Cd (s) + 2 HO- (ac) → Cd(OH)2 (s) + 2 e-

2 Ni(OH)3 (s) + 2 e- → 2 Ni(OH)2 (s) + 2 HO- (ac)

Placa positivaSeparadorPlaca negativaPlaca negativa

Usos: en aparatos “inalámbricos”: teléfonos, afeitadoras, etc.

Ventajas: recargable, liviana, los agentes oxidante y reductorj g , , g yse regeneran durante la carga y tienen un potencial constante.

D j l d i ó iDesventaja: el cadmio es tóxico

Baterías de Níquel- hidruro metálico

Reemplazan a las de Ni/Cd. En la hemirreación anódica seoxida el hidrógeno adsorbido sobre aleaciones metálicasg(M, por ej: LaNi5) en un electrolito alcalino.

Anodo: MH(s) + OH- (aq) M(s) + H2O(l) + e-

Catodo: NiO(OH)(s) + H O (l) + e Ni(OH) (s) + OH(aq)Catodo: NiO(OH)(s) + H2O (l) + e- Ni(OH)2 (s) + OH(aq)

Reacción global: MH(s) + NiO(OH) (s) M (s) + Ni(OH)2 (s)Reacción global: MH(s) NiO(OH) (s) M (s) Ni(OH)2 (s)

E = 1.4 V

Durante la recarga se invierte la reacción de la celdaDurante la recarga se invierte la reacción de la celda.

Usos:

Ventajas: recargable, liviana, alta potencia, no tiene Cd.

Desventaja: Se descarga durante el almacenamiento

Las celdas de combustible son baterías cuyos reactivos son suministrados desde una

CELDAS DE COMBUSTIBLE

Hid ó b tibl INVESTIGACION Y DESARROLLO

fuente externa. En la celda de combustible de H2/O2, estos gases reaccionan cada cual enun electrodo separado para dar H+ y OH-, que luego forman agua. Estas celdas sonusadas en submarinos y naves espaciales.Hidrógeno combustible INVESTIGACION Y DESARROLLO

EN CELDAS DE COMBUSTIBLE“The Electrochemical Engine for vehicles”

John Appleby, Scientific American, July, 74 (1999).

Ánodo 2H2 → 4H+ + 4e-

H+

O í /Ai

Cátodo O2 + 4e- + 4H+ → 2H2OCARGA

Fl j t d l tOxígeno/Aire Flujo externo de electrones.

2H2 → 4H+ + 4e- E0 = 0 VO2 + 4e- + 4 H+→ 2H2O E0 = 1.2 V

Reacciones de electrodo y flujoReacciones de electrodo y flujo

2 2

de carga para una celda de combustible con electrolito ácido

de carga para una celda de combustible con electrolito ácido

Celdas combustibles

E = 1 23 V

Celdas combustibles

Salida de H Salida de O

E = 1,23 V

Salida de H2 Salida de O2

2 H2(g) + 4 HO-(ac) → 4 H2O(l) + 4 e-

O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e- → 4 HO-(ac)

Entrada de H2 Entrada de O2Ánodo Cátodo

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)

Ánodo Cátodo

Membrana porosa Uso: provee electricidad y agua puraen vuelos espacialesp

Ventajas: limpia; no produce contaminantes. Son eficientes:convierten el 75% de la energía de enlace del combustible enelectricidad.

Desventaja: no almacena energía sino que opera con unDesventaja: no almacena energía, sino que opera con un flujo continuo de reactivos; los materiales de los electrodostienen una vida útil corta y son carosy

Otras reacciones en celdas combustible:

2NH (g) + 3/2 O (g) N (g) + 3 H O (l)2NH3(g) + 3/2 O2(g) N2(g) + 3 H2O (l)

CH4(g) + 2 O2(g) CO2(g) + 2 H2O (l)