Aplicaciones de las reacciones de transferencia de electrones

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Aplicaciones de las reacciones de

transferencia de electrones

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Aplicaciones de las reacciones de

transferencia de electrones

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Aplicaciones de las reacciones de

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”….

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PILAS

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

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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.

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PILAS

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.

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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.

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PILAS

Puente salino (disolución

inerte de K2SO4)

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PILAS

 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

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• 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.

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Zn

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PILAS

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

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PILAS

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

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PILAS

La tendencia del Cu a donar sus electrones es menor que la del hidrógeno… Asi que el H2 que

introducimos sí reacciona: se oxida

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Ánodo

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

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PILAS

La tendencia del Zn a donar sus electrones es mayor que la del hidrógeno… Asi que el H2 que

introducimos no reacciona

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PILAS

La tendencia del Zn a donar sus electrones es mayor que la del hidrógeno… Asi que el H2 que

introducimos no reacciona

Ánodo

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PILAS

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

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PILAS

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:

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PILAS

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

ΔG

O

= – n F E

O 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

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PILAS

Ej. Una reacción, en

condiciones normales,

entre el par redox Ca

2+

/Ca

(E

O

= -2.87 V) y el par

Au

+

/Au (E

O

= + 1.68 V),

¿en qué sentido se

producirá

espontaneamente?

El potencial normal más

negativo del par Ca

2+

/Ca

indica que tiene más

tendencia a oxidarse y

menos a reducirse que el

par Au

+

/Au.

Ca 2Au+ Ca2+ 2Au + +

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PILAS

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 F

2/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

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PILAS

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

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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?

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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?

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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(NO

3

)

2

• Una tira de magnesio

• Una barra de plomo

• Cables y pinzas de cocodrilo

• Un voltímetro

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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(NO

3

)

2

• Una tira de magnesio

• Una barra de plomo

• Cables y pinzas de cocodrilo

• Un voltímetro

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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)?

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PILAS

Corriente

continua

1.5 V

4.5 V

Corriente

alterna

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PILAS

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

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PILAS

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

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PILAS

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

MnOIV 2 III Mn2 O3 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)

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PILAS

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

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PILAS

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

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PILAS

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

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PILAS

Recargables H2SO4 → H+ + HSO 4− PbO2 + 3H+ + HSO 4− + 2e− → PbSO4 + 2H2O Pb + HSO4 → PbSO 4 + H+ + 2e−

Ánodo

Cátodo

6 × 2.1 V

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PILAS

No recargables Recargables Pilas de combustible

Ánodo

Cátodo

H2 –>2H+ + 2e -½ O2 + 2H+ + 2e- –> H 2O Reacción global: H2 + ½ O2 –> H2O

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transferencia de electrones:

PILAS

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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Problemas relacionados con las reacciones

Figure

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