ELECTROQUÍMICA CELDAS GALVÁNICAS Y CELDAS ELECTROLÍTICAS REACCIONES DE ÓXIDO REDUCCIÓN

ELECTROQUÍMICA

ELECTROQUIMICA

La electroquímica es el estudio de las transformaciones químicas

La electroquímica es el estudio de las transformaciones químicas

producidas por corrientes eléctricas y de la producción de electricidad

por medio de la transformación de sustancias químicas.

Trata los

t

í i

d l

f

ó

lé t i

aspectos 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:

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

y

oxidación 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

Reacciones redox.

_{023_REDOXREACTS2.mov}

Zn° + Cu

2+

_Zn

2+

_{+ Cu°}

024_SILVERCRYSTA.mov

Reglas para números de oxidación

NÚMEROS DE OXIDACIÓN

Sustancias Elementales 0 Grupo IA +1 Grupo IIA +2

Suma de los números de oxidación

* Compuestos: cero HCl = (+1) + (-1) = 0 Grupo VIIA -1, +7 Oxígeno -2, -1 Hidrógeno +1, -1 HCl (+1) + ( 1) 0

* Iones mono o poliatómicos: carga SO₄2- _{= (+6) + 4.(-2) = -2}

BALANCEO DE REACCIONES REDOX

Zn + CuSO₄ → Cu + ZnSO₄ En algunos casos el balanceo de reacciones redox

2Na + Cl₂ → 2NaCl

HCl + 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 en}

6.(Fe+2 → Fe+3 _{+ 1e}-_{) hemirreacción de oxidación}

Cr₂O₇-2 _{+ 6e}- _{+ 14H}+ → 2Cr+3 _{+ 7H}

2O 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- → I 2 + 2e-) hemirreacción de oxidación

2.(2H₂O + MnO₄- _{+ 3e-} → MnO

2 + 4HO-) hemirreacción de reducción

ELECTRICIDAD. CONCEPTOS BÁSICOS

Carga campo eléctrico potencial eléctrico corriente eléctrica

Carga, campo eléctrico, potencial eléctrico, corriente eléctrica

2 2 , 1 2 1 r m m G F_grav = × × ₂ 2 , 1 2 1 r q q k F_elec = × ×

Así como el peso (F que actúa sobre una masa

i

e

-+

Así como el peso (F_gra que actúa sobre una masa dentro de un campo gravitatorio) está asociado a la energía potencial gravitatoria, la F_elec que actúa sobre una carga dentro de un campo eléctrico está

+

+

+

+

--

g p

relacionada con la energía potencial eléctrica.

Líneas de fuerza del campo

+

+

-F Eelec elec → → = w_elec = F→elec.→d

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

q

t

q

i

=

Unidades:

potencial eléctrico igual al trabajo para llevar la unidad de carga desde una placa hasta la otra.

q

w

V

elec elec

=

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 Coul}

F (Faradays) = carga de Un Mol de electrones; 1 F = e x N_A = 96500 Coul i (Amperes) = intensidad de corriente eléctrica; 1 Amp =1 Coul/Seg

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 de

p y p

una solución para conducir la electricidad depende de las propiedades y la concentración de los portadores de carga.

-

₊

RESISTENCIA ELÉCTRICA. LEY DE OHM

1 Voltio de diferencia de potencial

i = 1 Ampere

R= V / i

⇒ V = i . R & i = V / R

Pila galvánica:

Flujo de electrones _{Puente salino}

Ánodo _Circuito Cátodo

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

CELDAS GALVÁNICAS Y ESPONTANEIDAD

p , p j

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

PILA DE DANIEL

Cu+2 _{+ Zn}0 → _Cu0 _{+ Zn}+2

Representación de las pilas:

)

|

2

₍

_{) || C}

2

₍

_{) | C}

a) Zn | Zn

2+

_{(1M) || Cu}

2+

_{(1M) | Cu}

b) Zn | Zn

2+

_(1M)

⋮ Cu

2+

_{(1M) | Cu}

c)

Pt | I

-

_(aq),I

2

(aq) || Fe

+3

(aq),Fe

+2

(aq) | Pt

| = separación de fases, ڭ= placa fritada

¿Por qué los electrones fluyen espontáneamente a través

del circuito externo?

del circuito externo?

Alta energía energía potencial Ánodo es de electron e B j Cátodo Flujo d Baja energía potencial

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 carga

es el

culombio (C)

es el

culombio (C)

J

1

C

1

J

1

V

1

=

Fuerza electromotriz (FEM): diferencia de potencial medida

d

l

La FEM depende de las reacciones específicas que se llevan

La FEM depende de las reacciones específicas que se llevan

a cabo en el cátodo y en el ánodo, de la concentración de

los reactivos y de la temperatura.

Condiciones estándar:

ƒ

Temperatura: 298 K

ƒ

Concentración: 1M

Concentración: 1M

ƒ

Presión: 1 atm

Potencial de pila y energía libre de reacción.

p

y

g

ΔG = w

ΔG w

_e

w

_ee

= -n F ΔE

F:

Constante de Faraday

96486 C ≈ 96500 C

F:

Constante de Faraday

≡ 96486 C ≈ 96500 C

ΔG = -n F ΔE

ΔG = n F ΔE

Q

nF

RT

E

E

=

Δ

0

−

ln

Δ

_{Ecuación de Nernst}

ΔG <O

ΔE >0

espontáneo

nF

ΔG <O ΔE >0

espontáneo

ΔG =O

ΔE =0

equilibrio

ΔG O ΔE 0

equilibrio

ΔG >O ΔE <0

no espontáneo

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

FUERZA ELECTROMOTRIZ & ECUACIÓN DE NERST

ΔV_Reversible suele llamarse Fuerza Electro Motriz (FEM) de la pila. ¿Pero qué significa (en la práctica) medir ΔV en condiciones Reversibles?

FEM

_pila

= 1.10 V

e

-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

i

Zn

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?

↓

+

-

_ΔG

_-w

Má El ió R

=

SO C SO

nFE

ΔG

w

ΔG

versible acción Máx Elec acción Re Re . Re

−

=

ZnSO₄ 1M CuSO₄ 1M

G

G

RT

Q

o acción

ln

Re

=

Δ

+

Δ

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

Q

RT

E

E

o

l

Ecuación de Nerst

E 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) entre}

Q

nF

E

E

=

o

−

ln

E0 = diferencia de potencial (reversible: i = 0) entre

CELDA GALVÁNICAS vs. CELDAS ELECTROLÍTICAS

CELDA ELECTROLITICA

CELDA GALVÁNICA CELDA ELECTROLITICA

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

CELDA GALVÁNICA

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

Á

O 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 Eléctrica B+ _{+ 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.

( )

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

FEM DE PILAS & COMBINACIÓN DE ELECTRODOS

Pt | H

₂

(1 atm.) | HCl (1 M) | AgCl | Ag

Nota: esta pila no necesita “puente salino”. HCl es al mismo tiempo anolito y catolito.

¿Como puede PREDECIRSE el sentido de una reacción?

AgCl + e

-

→ Ag

0

_{+ Cl}

-

_{& H}

2

→ 2H

+

+2e

-

Espontánea?

Ó

Ag

0

_{+ Cl}

-

→ AgCl + e

-

_{& 2H}

+

_{+ 2e}

-

→ H

2

Espontánea?

ECUACIÓN DE NERST. ESPONTANEIDAD & EQUILIBRIO

Q

RT

E

E

o

l

Cuando Q < K

_eq

⇒ E > 0 & ΔG < 0, espontáneo

C

Q

& G

Q

nF

E

E

=

o

−

ln

Cuando Q = K

_eq

⇒ E = 0 & ΔG = 0, hay equilibrio

Cuando Q > K

_eq

⇒ E < 0 & ΔG > 0, no espontáneo

RT nFE eq eq o o

e

K

K

nF

RT

E

E

si

=

0

⇒

=

ln

&

=

NO SE PUEDE CONOCER EL POTENCIAL INDIVIDUAL

DE UN ELECTRODO

Electrodo estándar de hidrógeno.

Pt

Hemirreacción de referencia:

2H

+

ELECTRODO DE REFERENCIA. ENH

Ox + ne

-

→ Red

H

₂

(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:

X

Cu

Zn

X

Eº(Cu++_/Cu0) _{= 0,34 V}

X

n+

_(1M)

Cu

_Zn

2+2+

_(1M)

_(1M)

*El resultado de la medida de FEM en la pila:

X

n+

_(1M)

Pt | H₂(1 atm) | H+ _{(1 M)}

La convención adoptada asigna:

*Un valor positivo para todos los

Zn | Zn++_{(1M) || H}+ _{(1 M) | H}

2(1 atm) | Pt

es 0,76 V.

Zn → Zn++ _{+ 2e}- _(ánodo)

Un valor positivo para todos los electrodos cuya tendencia a reducirse es mayor que la del ENH.

*Un valor negativo para todos los

Zn → Zn + 2e (ánodo) 2H+ _{+ 2e-} → H

2 (cátodo)

Definimos entonces al potencial normal de

Un valor negativo para todos los electrodos cuya tendencia a reducirse es menor que la del ENH.

reducción para el electrodo:

voltímetro

ánodo

de Zn

Comparti-de Zn

p miento catódico (electrodo Comparti-miento ( estándar de hidrógeno) anódico

ΔE° = 0,76 V

E°

_c

– E°

_a

= 0,76 V = 0,00 V – E°

_a

E

_c

E

_a

0,76 V 0,00 V E

_a

E°

_a

= -0,76 V

voltímetro

Llave

Llave

Cátodo

Puente salino

Comparti-de Cu

miento

anódico

(electrodo

Comparti

(

estándar de

hidrógeno)

Comparti-miento

catódico

ΔE° = 0,34 V

E° – E° = 0 34 V = E° - 0 00 V

E

_c

E

_a

= 0,34 V = E

_c

0,00 V

E°

_c

= 0,34 V

Ag

+

_/Ag

_{+0.80 V}

La forma oxidada tiene

POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO

g

g

Fe

3+

_/Fe

2+

_{+0.77 V}

Cu

2+

/Cu

+0 34 V

a

o

a o dada t e e

una mayor tendencia a

reducirse que el protón

Cu

2

/Cu

+0.34 V

H

+

/H

₂

+0.00 V

en el ENH.

Pb

2+

_/Pb

_{-0.13 V}

Zn

2+

_/Zn

_{-0.76 V}

La forma oxidada tiene

una menor tendencia a

Al

3+

/Al

-1.67 V

Na

+

/Na

2 70 V

u a

e o

te de c a a

reducirse que el protón

en el ENH.

Na /Na

-2.70 V

La FEM de la pila de Daniel en condiciones Normales o Estándar se calcula como:

E = E E = 0 34V ( 0 76V) = 1 10 V E_PILA = E_CAT - E_AN = 0.34V - (- 0.76V) = 1.10 V

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

Potencial

Consideremos una reacción REDOX cualquiera: RT

[

Red ₁

]

HEMIRREACCIONES & POTENCIALES DE ELECTRODO

Consideremos una reacción REDOX cualquiera:

1) Ox₁ + ne- ⇔ Red

1 Reducción catódica

2) Red₂ ⇔ Ox₂ + ne- _{Oxidación anódica}

[

]

[

]

[

]

[

2

]

1 1 Red ln Ox Red ln RT E E nF RT E E o A A o C C − = − =

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

:

[

] [ ]

[ ] [

Re

1 2

]

ln

d

Ox

RT

)

E

(E

-E

E

E

=

_{C A}

=

_Co

−

_Ao

−

×

[

Ox 2

]

ln nF E E_{A A}

[ ] [

₁

Re

₂

]

ln

d

Ox

nF

)

E

(E

E

E

E

_{C A C A}

×

Como la corriente eléctrica convencional fluye del cátodo al ánodo, en el sentido del potencial descendente se tiene que: E > E E = E E

potencial descendente se tiene que: E_Cat > E_An , E = E_Cat – E_An

Nota: Recordar que los valores E_cat y E_án 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 Eº

Ag

_(s)

| Ag

+

_{(0.1 M) || Ag}

+

_{(1 M) | Ag}

(s)

La reacción en la pila será:

Ag+_{(1 M) + e}- ⇔ Ago _{Cátodo RT}

[ ]

_Ag+

Nótese que el Eº para pilas de concentración es nulo y que la fuerza impulsora del proceso Ag (1 M) + e ⇔ Ago _Cátodo Ago ⇔ Ag+ (0.1 M) + e- _Anodo

[ ]

[ ]

CÁTODO ÁNODO Ag Ag nF RT

E =− ln ₊ impulsora del proceso es la diferencia de las

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}

-

⇔ Cu

0

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

i l ió

ocurriera la reacción:

½ H

₂

⇔ H

+

_{+ e}

-Podemos asegurar que se consumirá ½ mol de Hidrógeno (1 gramo o 11 2 L en Podemos asegurar que se consumirá ½ mol de Hidrógeno (1 gramo o 11,2 L en CNTP) y se formará 1 mol de protones por cada mol de electrones (1 F = 96500

coul) que circulen por la celda. También podríamos afirmar que se desprenderá

1 mol de Hidrógeno (2 g o 22 4 L) y se formarán 2 moles de protones por cada mol

1 mol de Hidrógeno (2 g o 22.4 L) y se formarán 2 moles de protones por cada mol de Cobre que se deposite.

Cu

++

_{+ 2e}

-

⇔ Cu

0

2 (½ H

H

)

2 (½ H

₂

⇔ H

+

_{+ e}

-

₎

Vemos que la misma cantidad de

CELDAS ELECTROLÍTICAS EN SERIE

e

-electricidad (carga) circula por ambas celdas. Por ejemplo, una vez que haya circulado UN FARADAY por el

e

-circuito se habrán depositado 1 mol de Ag, formado ½ mol de O₂, depositado ½ mol de Cu y formado un mol de H+_.

1

2

SEGUNDA LEY DE FARADAY: Las cantidades de distintas sustancias formadas, consumidas, depositadas,

Anod 1

Cat 1

Anod 2

Cat 2

Cu

++

_{+ 2e}

-

⇔ Cu

o

, , p ,

desprendidas (etc.) en los electrodos por el pasaje de una misma cantidad de electricidad son proporcionales a

Ag

+

_{+ e}

-

⇔ Ag

o

½ H

₂

⇔ H

+

_{+ e}

-H

₂

O

⇔ ½ O

₂

+ 2 H

+

_+2e

-sus EQUIVALENTES REDOX.

2 2

e = Equivalente Redox (es la masa formada o

consumida por mol de electrones).

)

(Farad

Q

e

m

=

×

_{consumida por mol de electrones).}

E = Equivalente Electroquímico (masa formada o

consumida por el pasaje de un coulomb).

LA ELECTRÓLISIS DEL AGUA

Oxidación:

2H

₂

O(l)

→ 4H

+

_{(aq) + O}

2

(g) + 4e

-2H

₂

O(l)

→ 4H (aq) + O

₂

(g) + 4e

Reducción:

Reducción:

4H

₂

O(l) + 4e

-

→ 2H

2

(g) + 4OH

-

(aq)

Reacción total en la celda

Reacción total en la celda

2H

₂

O(l) → 2H

₂

(g) + O

₂

(g)

Nota: Obsérvese la diferencia

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 portátiles

Ventaja:

son portátiles

Acumulador de plomo

Pb

_(s)

/ PbSO

_4(s)

/ H

₂

SO

_4(ac)

/ PbSO

_4(s)

/ PbO

_2(s)

/ Pb

_(s)

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

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

Pb + SO₄2- → _PbSO 4 ↓ + 2 e- ánodo PbO SO 2 _{4 H}+ _{2 PbSO} ↓ _{2 H O át d} PbO₂ + SO₄2-_{+ 4 H}+ _{+ 2 e}- → _PbSO 4 ↓ + 2 H2O cátodo PbO₂ + 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 densímetro

Celda Galvánica

_DESCARGA

M t Motor iniciador

Hemirreacción de oxidación Hemirreacción de reducción Hemirreacción de oxidación Hemirreacción de reducción

Celda plomo-ácido

Hemirreacción de oxidación Hemirreacción de reducción

Celda Electrolítica

CARGA

Aislante

Pasta de MnO₂alrededor de Pasta de MnO₂ alrededor de una barra de grafito

Pasta de ZnCl₂ y NH₄Cl carcasa de Zn metálico carcasa 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, el

NH

l d

íd d

lt j

id

Pilas alcalinas:

Electrolito: NaOH

Electrolito: NaOH

Ánodo (oxidación)

Zn

_(s)

+ 2OH

-(aq)

Æ ZnO

(s)

+ H

2

O

(l)

+

2e-Cátodo (reducción)

Cátodo (reducción)

2MnO

_{2 (s)}

+ 2H

₂

O

_(l)

+ 2e

-

Æ Mn(OH)

2(s)

+ 2OH

-(aq)

Reacción global:

Reacción global:

2MnO

_{2 (s)}

+ H

₂

O

_(l)

+ Zn

_(s)

ÆZnO

_(s)

+ Mn(OH)

_2(s)

E=

1.5V

Ventaja:

mayor vida útil que las

il

pilas comunes

Desventaja:

más caras que las

Desventaja:

más caras que las

E = 1.6 V

Anodo:

Zn(s) + 2OH

-

(aq) Æ ZnO(s) + H

2

O(l) + 2e

-( )

( q)

( )

₂

( )

Catodo (Hg):

H O ( )

2H O(l)

2

Æ H ( )

2OH (

)

HgO (s) + 2H

₂

O(l) + 2e-

Æ Hg(s) + 2OH- (aq)

Catodo (Ag):

Catodo (Ag):

Ag

₂

O (s) + H

₂

O(l) + 2e-

Æ 2Ag(s) + 2OH- (aq)

Ventajas:

pequeñas, potencial alto, la plata no es tóxica

Pb

_(s)

+ SO

₄=

(ac)

→ PbSO

4(s)

+ 2 e

-(s) 4 (ac) 4(s)

PbO

_2(s)

+ 4H

+_(ac)

+ SO

₄=_(ac)

+ 2e

-

→ PbSO

_4(s)

+ 2 H

₂

O

_(l)

Pb

_(s)

+ PbO

_2(s)

+ 4H

+

(ac)

+ 2SO

4=(ac)

→ 2PbSO

4(s)

+ 2H

2

O

(l)

PbSO

_{4 (s)}

+ 2 e

-

→ Pb

(s)

+ SO

4= (ac)

b

b

+

PbSO

_4(s)

+ 2 H

₂

O

_(l)

→ PbO

_2(s)

+ 4H

+ (ac)

+ SO

4=(ac)

+ 2e

-2PbSO

_4(s)

+ 2H

₂

O

_(l)

→ Pb

_(s)

+ PbO

_2(s)

+ 4H

+

Batería de Ni/Cd

Cd

_(s)

/Cd(OH)

_2(s)

/KOH

_(ac)

/Ni(OH)

_3(s)

/ Ni(OH)

_2(s)

/Ni

_(s)

Usos:

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

Ventajas:

j

recargable, liviana, los agentes oxidante y reductor

g

,

,

g

y

se regeneran durante la carga y tienen un potencial constante.

D

j

l

d i

ó i

Baterías de Níquel- hidruro metálico

Reemplazan a las de Ni/Cd. En la hemirreación anódica se

oxida el hidrógeno adsorbido sobre aleaciones metálicas

g

(M, por ej: LaNi

₅

) en un electrolito alcalino.

Anodo:

MH(s) + OH- (aq) Æ M(s) + H

₂

O(l) +

e-Catodo:

NiO(OH)(s) + H O (l) + e

Æ Ni(OH) (s) + OH(aq)

Catodo:

NiO(OH)(s) + H

₂

O (l) + e-

Æ Ni(OH)

₂

(s) + OH(aq)

Reacción global: MH(s) + NiO(OH) (s)

Æ M (s) + Ni(OH)

₂

(s)

Reacción global: MH(s) NiO(OH) (s) Æ M (s) Ni(OH)

₂

(s)

E = 1.4 V

Usos:

Ventajas:

recargable, liviana, alta potencia, no tiene Cd.

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 en un electrodo separado para dar H+ _{y OH}-_{, que luego forman agua. Estas celdas son}

usadas 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+→ 2H2O CARGA Fl j t d l t

Oxígeno/Aire Flujo externo de electrones.

2H

₂

→ 4H

+

_{+ 4e}

-

_E

0

_{= 0 V}

O

₂

+ 4e

-

_{+ 4 H}

+

→ 2H

2

O

E

0

= 1.2 V

Reacciones de electrodo y flujo Reacciones de electrodo y flujo

2 2

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 H

_2(g)

+ 4 HO

-_(ac)

→ 4 H

₂

O

_(l)

+ 4 e

-O

_2(g)

+ 2 H

₂

O

_(l)

+ 4 e

-

→ 4 HO

-_(ac) Entrada de H_{2 Entrada de O} 2 Ánodo Cátodo

2 H

_2(g)

+ O

_2(g)

→ 2 H

₂

O

_(l) Ánodo Cátodo

Membrana porosa

Uso:

provee electricidad y agua pura

Ventajas:

limpia; no produce contaminantes. Son eficientes:

convierten el 75% de la energía de enlace del combustible en

electricidad.

Desventaja:

no almacena energía sino que opera con un

Desventaja:

no almacena energía, sino que opera con un

Otras reacciones en celdas combustible:

2NH (g) + 3/2 O (g)

Æ N (g) + 3 H O (l)

2NH

₃

(g) + 3/2 O

₂

(g) Æ N

₂

(g) + 3 H

₂

O (l)