Aplicaciones de las reacciones de transferencia de electrones

Aplicaciones de las reacciones de
transferencia de electrones
Aplicaciones de las reacciones de
transferencia de electrones
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”….
Aplicaciones de las reacciones de
transferencia de electrones: 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
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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transferencia de electrones: PILAS
Aplicaciones de las reacciones de
transferencia de electrones: PILAS
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 de un
electrolito: KNO3,
NaCl, K2SO4)
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transferencia de electrones: PILAS
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)
Aplicaciones de las reacciones de
transferencia de electrones: PILAS
Aplicaciones de las reacciones de
transferencia de electrones: 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
pueda funcionar?
Aplicaciones de las reacciones de
transferencia de electrones: PILAS
Aplicaciones de las reacciones de
transferencia de electrones: PILAS
Aplicaciones de las reacciones de
transferencia de electrones: PILAS
• 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.
Zn2+
Zn
• 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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transferencia de electrones: PILAS
La diferencia de potencial que medimos en la pila, depende de las
concentraciones de todas las especies que intervienen en las
semirreacciones de electrodo
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
Aplicaciones de las reacciones de
transferencia de electrones: PILAS
Aplicaciones de las reacciones de
transferencia de electrones: PILAS
Normalmente las
tablas de
potenciales
estándar se
reportan como
E0reducción . Los
valores
E0oxidación tienen la
misma magnitud,
pero con signo
contrario, y
corresponden a la
reacción inversa
Aplicaciones de las reacciones de
transferencia de electrones: 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
Ánodo
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Pt | H2(g, 1 atm) | H+(1M) || Cu+2(1M) | Cu(s)
Ánodo
0.34 V = E°cátodo – 0 V
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La tendencia del Zn a
donar sus electrones
es mayor que la del
hidrógeno… Asi que
el H2 que
introducimos no
reacciona
Aplicaciones de las reacciones de
transferencia de electrones: PILAS
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
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transferencia de electrones: PILAS
Cátodo
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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transferencia de electrones: 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) + 2eThe 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)
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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.
Epila > 0
Epila = 0
Reacción
Reacción
espontánea alcanzó el
equilibrio
Epila < 0
Reacción
no
espontánea
ΔG = ΔH – T • ΔS
ΔGO = – n F EO pila
Número de
moles
transportados
Cte. De Faraday:
desde el
representa la carga
ánodo hasta el
de 1 mol de
cátodo
electrones, aprox.
96500 C
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transferencia de electrones: PILAS
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
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transferencia de electrones: 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 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
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transferencia de electrones: 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
¿Y qué pasará en estas?
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
Al(NO3)3
¿Y qué pasará en estas?
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
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
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
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)?
Metal
1
2
3
4
Voltaje
0.6
0.2
0.9
0.4
Dirección del flujo de emetal → cobre
cobre → metal
metal → cobre
cobre → metal
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transferencia de electrones: PILAS
1.5 V
Corriente
continua
Corriente
alterna
4.5 V
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No recargables
Recargables
Pilas de
combustible
• Pilas salinas
• Pilas alcalinas
• De litio
• Pilas de botón
• Baterías de
un coche
• Pilas de Li/I2
• De hidrógeno
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transferencia de electrones: PILAS
No recargables
1.5 V
Pilas Zn/C
1.Ánodo: Chapa de Zn, carcasa
Ánodo
2.Cátodo: MnO2, negro de
carbono y una barra de grafito
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e−
Cátodo
3.Electrolito: pasta húmeda de
NH4Cl y/o ZnCl2
4.Separador
IV
MnO2
III
Mn2O3
2MnO2(s) + 2NH4+(aq) + 2e− →
Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)
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transferencia de electrones: PILAS
No recargables
1.5 V
Pilas alcalinas
1.Ánodo: Polvo de Zn en el
interior
2.Cátodo: MnO2 y grafito
3.Electrolito: dis. concentrada
de KOH
Zn(s) + 2MnO2(s)→
ZnO(s)+Mn2O3(s)
4.Separador
Ánodo
Zn(s) + 2OH−(aq) → ZnO(s) +
H2O(l) + 2e−
Cátodo
IV
III
MnO2
Mn2O3
2MnO2(s) + H2O(l) + 2e− →
Mn2O3(s) + 2OH−(aq)
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transferencia de electrones: PILAS
No recargables
1.35 V
Pilas de mercurio
1. Ánodo:
Amalgama
Zn/Hg (Li)
de
Ánodo
Zn + 4OH- → Zn(OH)4-2 + 2e-
2. Cátodo: pasta húmeda de
HgO y grafito (Ag2O, I2)
3. Separador: papel o material
poroso mojado en una
disolución de KOH o NaOH
Cátodo
II
0
HgO + H2O + 2e- → Hg + 2OH-
Se ha sustituido por
Ag2O en las pilas
botón actuales
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No recargables
3.5 V
Pilas de litio/yodo
Ánodo
2 Li(s) → 2 Li+ + 2 e−
Cátodo
I2(s) + 2 e− → 2 I-
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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transferencia de electrones: PILAS
Recargables
3.5 V
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.
Ánodo
Grafito
Cátodo
LiCoO2(s)
Li
Co
O
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Recargables
6 × 2.1 V
H2SO4 → H+ + HSO4−
Ánodo
Pb
+
HSO4−
→
3H +
+
PbSO4
+
H+
+
2e −
2e −
→
PbSO4
Cátodo
PbO2
+
HSO4−
+
+
2H2O
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No recargables
Recargables
Pilas de
combustible
Ánodo
H2 –>2H+ + 2e-
Cátodo
½ O2 + 2H+ + 2e- –> H2O
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.
Problemas relacionados con las reacciones
de transferencia de electrones: La corrosión