Equilibrio de oxido-reducción

Universidad del Atlán/co

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ELECTROQUÍMICA •  Introducción •  Celda electroquímica •  Celda de Daniell •  Potenciales estándar •  Relación entre E°, K y ΔG° •  Efecto de la concentración sobre el potencial •  Ecuación de Nernst •  Células electrolí/cas •  Células comerciales

Universidad del Atlán/co Lic. Evert Mendoza Colina Msc.

Introducción

La electroquímica es el estudio de la interconversión de energía eléctrica y química.

Esta conversión /ene lugar en una celda electroquímica, que puede ser:

•  celda voltaica, en donde una reacción espontánea genera energía eléctrica.

•  celda electrolí/ca, en la que se u/liza energía eléctrica para llevar a cabo una reacción no espontánea.

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Introducción

Las reacciones son del /po de oxidación-‐reducción, que se dividen en dos semirreacciones: •  Reacciones de reducción, donde los átomos ganan electrones. •  Reacciones de oxidación, donde los átomos pierden

electrones.

Una celda electroquímica es un disposi/vo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox espontánea. Esta celda también se conoce como celda galvánica o voltaica, en honor de los cien\ficos Luigi Galvani y Alessandro Volta, quienes fabricaron las primeras celdas de este /po.

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QUÍM

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3 Universidad del Atlán/co Lic. Evert Mendoza Colina Msc.

Introducción •  Si introducimos un electrodo de

cobre en una disolución de AgNO3, de manera espontánea el cobre se oxidará pasando a la disolución como Cu2+, mientras que la Ag+ de la misma se reducirá pasando a ser plata metálica:

a)  Cu → Cu2+ + 2e– (oxidación) Ag+ + 1e– → Ag (reducción)

b)  Si introducimos un electrodo de cobre en una disolución de ZnNO3, se observa que el cobre no reacciona.

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Celda electroquímica

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Funcionamiento de la celda electroquímica

•  Cualquier reacción redox espontánea puede servir como fuente de energía en una celda electroquímica o voltaica. Los e-‐ generados en el ánodo (oxidación), se transfieren al cátodo (reducción), donde se consumen.

•  Esta distribución par/cular de electrodos (Zn y Cu) y de disoluciones (ZnSO4 y CuSO4) se conoce como celda de Daniell.

•  El flujo de e-‐ produce un potencial, que podemos medir en un circuito externo. El potencial depende de la naturaleza de las semirreacciones y la concentración de las especies implicadas.

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Pila o celda de Daniell •  Consta de dos semiceldas, una con un electrodo de Cu en una

disolución de Cu(NO3)2 y otra con un electrodo de Zn en una disolución de Zn(NO3)2.

•  Están unidas por un puente salino de KNO3, que evita que se acumulen cargas del mismo signo en cada semicelda.

•  Entre los dos electrodos se genera una diferencia de potencial o fuerza electromotriz (fem) que se puede medir con un vol\metro.

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Los átomos de Zn se oxidan a iones

Zn2+

Los iones de Cu2+ se reducen a átomos de Cu.


Representación esquemá/ca de una pila

El diagrama de la celda: está conformada por tres partes a saber •  Ánodo (oxidación) a la izquierda. •  Cátodo (reducción) a la derecha. •  La unión entre las dos medias celdas, que normalmente se

hace mediante el uso de un puente salino que se representa por ||. La unión entre la fases se representa por|.

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Zn(s) | Zn2+(aq)

Ánodo Cátodo

Ecel = 1.103 V

Puente salino

|| Cu2+(aq) | Cu(s)


Potenciales estándares de electrodo •  El potencial estándar, E°, para una determinada celda es el

que se mide cuando todos los iones y moléculas en disolución /enen una concentración 1M y todos los gases se encuentran a la presión de 1 atm.

•  Cualquier reacción redox puede descomponerse en dos semi-‐rreacciones, una de oxidación y otra de reducción. Podemos asociar potenciales estándar a cada semirreacción (E°r y E°o).

•  El potencial estándar para la reacción total, E°, es igual a la diferencia de las dos magnitudes:

E° = E°r – E°o


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E°red y E°oxd


Potenciales estándares de electrodo •  Es imposible medir el potencial de un solo electrodo, pero si

arbitrariamente se asigna el valor de cero a un electrodo par/cular éste se puede usar para determinar los potenciales rela/vos de otros electrodos.

•  El electrodo de hidrógeno sirve de referencia para este fin. •  En una disolución de ácido clorhídrico se burbujea hidrógeno

gaseoso a 25ºC. El electrodo de pla/no /ene dos funciones. •  Primero, proporciona la superficie en la que pueden

disociarse las moléculas de hidrógeno: H2 → 2H+ + 2e−

•  Segundo, sirve como conductor eléctrico para el circuito externo.

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El electrodo estándar de hidrógeno

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

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


Tratamiento del potencial estándar

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Cátodo Cátodo Ánodo Ánodo


Ejemplo

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Pt|H2(g)( 1 atm)|H+( 1 M) || Cu2+(1 M)|Cu(s) E°cel = 0.340 V Cátodo Ánodo

Conocido el potencial de la celda:

E°cel = E°cátado − E°ánodo

E°cell = E°Cu2+/Cu − E°H+/H2

0.340 V = E°Cu2+/Cu − 0,0 V

E°Cu2+/Cu = + 0.340 V

Cu2+(1 M) + 2e− → Cu(s) E°Cu2+/Cu = + 0.340 V

H2(g)( 1 atm) + Cu2+(1 M) → H+(1 M) + Cu(s) E°cel = + 0.340 V


Ejemplo

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Cátodo Ánodo

Conocido el potencial de la celda:


E°cel = E°Zn2+/Zn − E°H+/H2

− 0.760 V = E°Zn2+/Zn − 0,0 V

E°Zn2+/Zn = − 0.760 V

Zn2+(1 M) + 2e− → Zn(s) E°Zn2+/Zn = − 0.760 V

Pt|H2(g)( 1 atm)|H+( 1 M) || Zn2+(1 M)|Zn(s) E°cel = − 0.760 V

H2(g)( 1 atm) + Zn2+(1 M) → H+(1 M) + Zn(s) E°cel = − 0.760 V


Ejemplo

•  Para la celda de Daniell representada anteriormente, entre el cobre y zinc, ahora es posible escribir:


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Zn(s) → Zn2+(1 M) + 2e− Ánodo

Cu2+(1 M) + 2e− → Cu(s) Cátodo


E°cel = E°Cu2+/Cu − E°Zn2+/Zn E°cel = 0.34 V − (− 0.76 V) E°cel = 1.10 V


Cálculo de potenciales

•  Los potenciales estándar de las semicélulas se ob/enen a par/r de una lista de potenciales estándar.

•  Para obtener el potencial estándar de una semirreacción de oxidación, sólo es necesario cambiar el signo del potencial de la tabla.

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Au3+(1M) + 3 e-‐ → Au(s)

Ag+(1M) + 1 e-‐ → Ag(s)

Pb2+(1M) + 2 e-‐ → Pb(s)

E°Au3+/Au = + 1,50 V

E° Ag+/Ag = + 0,80 V

E°Pb2+/Pb = − 0,13 V


Potenciales estándar de reducción a 25ºC Media reacciones de reducción Eº,V

F2(g) + 2e− → 2F−(ac) + 2.866

O3(g) + 2H+(ac) + 2e− → O2(g) + H2O(l) + 2.075

H2O2(ac) + 2H+(ac) + 2e− → 2H2O(l) + 1.763

MnO4−(g) + 8H+

(ac) + 5e− → Mn2+(ac) + 4 H2O(l) + 1.510

PbO2(s) + 4H+(ac) + 2e− → Pb2+(ac) + 2 H2O(l) + 1.455

Fe3+(ac) + e− → Fe2+(ac) + 0.771

Cu2+(ac) + 2e− → Cu(s) + 0.340

2H+(ac) + 2e− → H2(g) 0.0

Pb2+(ac) + 2e− → Pb(s) − 0.125

Zn2+(ac) + 2e− → Zn(s) − 0.760

Al3+(ac) + 3e− → Al3+(s) − 1.676

Li+(ac) + e− → Li(s) − 3.040

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Regla diagonal En condiciones de estado estándar, cualquier especie que está a la izquierda en una reacción de semicelda dada, reaccionará en forma espontánea con la especie que esté a la derecha, en cualquier reacción de semicelda que se ubique por debajo de ella en la tabla de potenciales de reducción a 25ºC. Por ejemplo:

Cu2+(1 M) + 2 e− → Cu(s) E° = + 0.34 V Zn2+(1 M) + 2 e− → Zn(s) E° = − 0.76 V

En la celda electroquímica de Daniell observamos que la sustancia que está a la izquierda en la primera reacción de semicelda es el Cu2+, y la sustancia que está a la derecha en la segunda reacción de semicelda es el Zn. Por consiguiente, de acuerdo a la regla diagonal, el Zn reducirá espontáneamente al Cu2+ para formar Zn2+ y Cu.

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Fuerza de los agentes oxidante y reductor

•  Las especies que se reducen son los agentes oxidantes (están en la columna de la izquierda en la tabla de los E°red).

•  Un agente oxidante “fuerte” es el que /ene una atracción fuerte por los electrones, y puede oxidar fácilmente a otras especies.

•  Cuanto más posi/vo sea el valor de E°red , más fuerte es el agente oxidante. En la tabla, la fuerza oxidante aumenta a medida que descendemos en la columna de la izquierda (El ion Li+ es un agente oxidante muy débil).

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Fuerza de los agentes oxidante y reductor

•  Cuanto más nega/vo sea el valor de E°red o más posi/vo sea el valor de E°ox más fuerte es el agente reductor. En la tabla, la fuerza de los agentes reductores disminuye a medida que descendemos en la columna de la izquierda.

•  Se puede calcular el potencial de célula (E°) a par/r de E°red y E°oxd, según la siguiente expresión:


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Espontaneidad de las reacciones redox

•  Si el potencial calculado para una reacción redox es una can/dad posi/va, la reacción será espontánea. Si el potencial calculado es nega/vo la reacción no será espontánea.

•  Ejemplo: •  La reacción Ni(s)+ Zn2+(1M)→Ni2+(1M) + Zn(s) será espontánea?

•  E°Ni2+/Ni = − 0,236 •  EoZn2+/Zn= − 0,762 •  E° = E°redZn2+ – E°oxNi

•  E° = – 0,762 – (– 0,236) •  E° = – 0,526


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No es espontánea!


Espontaneidad de las reacciones redox

•  Ejemplo: •  La reacción Ni(s)+ Cu2+(1M)→Ni2+(1M) + Cu(s) será espontánea?

•  E°Ni2+/Ni = − 0,236 •  EoCu2+/Cu= + 0.339 •  E° = E°redCu2+ – E°oxNi •  E° = + 0,339 – (– 0,236)

•  E° = + 0,575

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Es espontánea!


Ejercicio

•  Prediga lo que sucederá si se añade bromo molecular (Br2) a una disolución que contenga NaCl y NaI a 25ºC. Suponga que todas las especies están en su estado estándar. Cl2(1 atm) + 2e− → 2Cl− (1 M) E° = + 1.36 V Br2(l) + 2e− → 2Br− (1 M) E° = + 1.07 V I2(s) + 2e− → 2I− (1 M) E° = + 0.53 V

Aplicando la regla diagonal, se ve que el Br2 oxidará al I−, pero no al Cl−; por tanto, la única reacción redox que ocurrirá en condiciones estándar es:

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2I− (1 M) → I2(s) + 2e− Br2(l) + 2e− → 2Br− (1 M)

2I− (1 M) + Br2(l) → I2(s) + 2Br− (1 M)


Ejercicio

•  Una celda galvánica se compone de un electrodo de Mg en una disolución 1.0 M de Mg(NO3)2 y un electrodo de Ag en disolución 1.0 M de AgNO3. Calcule la fem estándar de esta celda electroquímica a 25ºC.

•  Aplicando la regla diagonal, se ve que la Ag+ oxidará al Mg2+

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Ag+(1M) + 1 e-‐ → Ag(s) Mg2+(1M) + 2 e-‐ → Mg(s)

E° Ag+/Ag = + 0,80 V E°Mg

2+/Mg = − 2,37 V

Mg(s) → Mg2+(1M) + 2e− Ánodo 2Ag+(1M) + 2e− → 2Ag(s) Cátodo

E°cel= E°cátado − E°ánodo E°cel= E°Ag+/Ag − E°Mg2+/Mg E°cel= 0.80 V − (− 2.37 V) E°cel= 3.17 V

Mg(s)+ 2Ag+(1M) → Mg2+(1M) + 2Ag(s)


Relaciones entre E°, k y ΔG° •  El siguiente paso es ver como se relaciona el E°celd con algunas

can/dades termodinámicas, tales como ΔG° y K. En una celda electroquímica, la energía química se transforma en energía eléctrica que, en este caso, es el producto de la fem de la celda por la carga eléctrica total(en culombios) que pasa a través de la celda: energía eléctrica = vol/os x culombios energía eléctrica = joules

•  La carga total está determinada por el número de moles de electrones (n) que pasan a través del circuito: carga total= nF

•  Donde n = # de moles de electrones F= constante de faraday

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Relaciones entre E° y ΔG° •  La fem medida es el voltaje máximo que se puede alcanzar en

la celda. Este valor permite calcular la can/dad de energía que es posible obtener de la reacción química. Esta energía se u/liza para hacer trabajo eléctrico (welec). Así que: wmax= welec wmax= − nFEceld

•  Donde wmáx es la can/dad máxima de trabajo que se puede hacer. El signo nega/vo indica que el sistema hace el trabajo eléctrico sobre los alrededores.

•  El cambio de energía libre representa la can/dad máxima de trabajo ú/l que es posible obtener de una reacción. ΔG = wmax.

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Relaciones entre E° y ΔG° •  Por lo anterior, se puede relacionar ΔG con E°cel de la

siguiente forma: ΔG = − nFEcel

•  Para un proceso espontáneo, n y F son can/dades posi/vas y ΔG es nega/va, así que el Eceld debe ser posi/vo.

•  Para las reacciones en las que los reac/vos y productos están en sus estados estándares, la ecuación se transforma en: ΔG° = − nFE°cel

De nuevo, el E°cel es posi/vo para un proceso espontáneo.


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Relaciones entre E° y k •  Ahora se puede relacionar el E° con la constante de equilibrio

(k) de una reacción redox. •  El cambio de energía libre estándar ΔG° de una reacción está

relacionado con su constante de equilibrio de la forma siguiente: ΔG° = − RTlnk

•  Por consiguiente, si se combinan las ecuaciones, ΔG°=−nFE°cel y ΔG° = − RTlnk se ob/ene: −nFE°cel = − RTlnk

Resolviendo el E°cel, tenemos:

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E°cel = RT nF lnk


Relaciones entre E° y k •  Sus/tuyendo en esta expresión los valores de la temperatura,

la constante universal de los gases y la constante de Faraday entonces tenemos:

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E°cel = RT nF ln k

E°cel = (8.314 J/K�mol)(298K) n(96500 J/V�mol) ln k

E°cel = 0.0257 V

n ln k

E°cel = 0.0592 V

n log k


Ejemplo •  Calcule la constante de equilibrio de la reacción siguiente a

25ºC. Sn(s) + 2Cu2+(ac) → Sn2+(ac) + 2Cu+(ac)

•  Para calcular la constante de equilibrio se necesita conocer el E°cel de las dos semirreacciones.

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E°Sn2+/Sn = − 0.14V E°Cu2+/Cu+ = + 0.15V

Sn(s) → Sn2+(1M) + 2e− Ánodo 2Cu2+(1M) + 2e− → 2Cu+(ac) Cátodo

E°cel= E°cátado − E°ánodo E°cel= E°Cu2+/Cu+ − E°Sn2+/Sn E°cel= 0.15 V − (− 0.14 V) E°cel= 0.29 V

Sn(s)+ 2Cu2+(1M)→Sn2+(1M) + 2Cu+(ac) E°cel

0.0257 V n

ln k = 0.0257 V (2)(0.29)

ln k = 22.6 k = e22.6

k = 6.5 x 109

=


Ejemplo

•  Calcule el cambio de energía estándar para la siguiente reacción a 25ºC. 2Au(s) + 3Ca2+ → 2Au3+ + 3Ca(s)

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E°Au3+/Au = + 1.50V E°Ca2+/Ca = − 2.87V

2Au(s) → 2Au3+(1M) + 6e− Ánodo 3Ca2+(1M) + 6e− → 3Ca(s) Cátodo

E°cel= E°cátado − E°ánodo E°cel= E°Ca2+/Ca − E°Au3+/Au E°cel= −2.87 V − (+1.50 V) E°cel= − 4.37 V

2Au(s)+ 3Ca2+(1M)→2Au3+(1M) + 3Ca(s)

ΔG° = − nFE°cel

ΔG° = − (6)(96500j/V�mol)(−4.37V)

ΔG° = 2.53 x 106 j/mol


Efecto de la concentración en la fem

•  Hasta ahora, las ecuaciones desarrolladas corresponden a reacciones en las que los reac/vos y productos están en condiciones estándares, pero a menudo es di�cil, mantener estas condiciones.

•  Existe una relación matemá/ca entre la fem de una celda y la concentración de reac/vos y productos de una reacción redox en condiciones que no corresponden al estado estándar.

•  La fem aumentará si aumenta la concentración de los reac/vos o disminuye la de los productos.

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Efecto de la concentración en la fem


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La ecuación de Nernst

•  Suponga que una reacción en disolución se inicia con todos los reac/vos en su estado estándar. Tan pronto empieza la reacción, la condición de estado estándar desaparece.

•  Para predecir la dirección de la reacción en condiciones dis/nta a la estándar, se debe u/lizar ΔG en lugar de ΔG°.

•  La relación entre ΔG y ΔG°, que se deduce de la termodinámica, es: ΔG = ΔG° + RTlnQ

•  En donde R es la constante de los gases (8.314j/K�mol), T es la temperatura absoluta de la reacción y Q es el cociente de la reacción.

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La ecuación de Nernst •  Puesto que ΔG = −nFE y ΔG° = −nFE°, la ecuación anterior se

podría expresar de la siguiente manera: ΔG = ΔG° + RTlnQ −nFE = −nFE° + RTlnQ

•  Y dividiendo toda la expresión entre −nF, se ob/ene:

•  A la temperatura termodinámica 298K, la ecuación se expresa:

•  En el equilibrio no hay transferencia de electrones, de modo que E = 0 y Q = K

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E° − RT nF ln Q E =

E° − 0.0257 V

n ln Q E = E° − 0.0592 V

n log Q E = o

Si Q > 1 → E < Eo Si Q = 1 → E = Eo Si Q < 1 → E > Eo


Ejemplo

•  Calcular el potencial de un electrodo de Pt, inmerso en una disolución 0.1 M en Sn4+ y 0.01 M en Sn2+. Sn4+ + 2e− → Sn2+ E° = + 0.15 V

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E° − 0.0257 V

n ln Q E =

E° − 0.0257 V

n E =

[Sn2+] [Sn4+]

ln

+ 0.15V − 0.0257 V

2 E = 0.01

0.1 ln

E = + 0.15V + 0.030V E = 0.18V


Ejemplo

•  Calcular el potencial de un electrodo de Pt, inmerso en una disolución 1.0 M en HCl, 0.05 M en Cr2O7

2− y 1.5 M en Cr3+. Cr2O7

2− + 14 H+ + 6e− → 2Cr3+ + 7 H2O E° = + 1.33 V

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E° − 0.0257 V

n ln Q E =

E° − 0.0257 V

n E =

[Cr3+]2 [Cr2O7

2−] ln

+ 1.33V − 0.0257 V

6 E = (1.5)2

(0.05)(1)14 ln

E = + 1.33V − 0.016V E = 1.31V

[H+]14


Ejemplo

Considere la siguiente celda electroquímica. En un cierto experimento, se encontró que la fem (E) de una celda era 0.54 V a 25ºC. Suponga que [Zn2+] = 1.0 M y PH2= 1.0 atm. Calcule la concentración molar de H+.

Zn(s) + 2H+(?M) → Zn2+(1 M) + H2 (1atm) E°cel = + 0.76 V

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E° − 0.0257 V

n ln Q E = E° − 0.0257 V

n E =

[Zn2+]PH2 ln

+0.76V − 0.0257V

2 0.54V = (1.0)(1.0)

[H+]2 ln

[H+]2

− 0.0257 V 2 −0.22V = 1

[H+]2 ln 17.1 = 1

[H+]2 ln

17.1 = −2 ln [H+] ln [H+] = − 8.6 [H+] = 2 x 10− 4M


Ejemplo

•  Prediga si la siguiente reacción procederá espontáneamente a 298K tal como está escrita: Co(s) + Fe2+(ac) → Co2+(ac) + Fe(s) Dado que [Co2+] = 0.15 M y [Fe2+] = 0.68 M.


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E°Co2+/Co = − 0.28V E°Fe2+/Fe = − 0.44V

Co(s) → Co2+(1M) + 2e− Ánodo Fe2+(1M) + 2e− → Fe(s) Cátodo

E°cel= E°cátado − E°ánodo E°cel= E°Fe2+/Fe − E°Co2+/Co E°cel= −0.44 V − (−0.28 V) E°cel= − 0.16 V

Co(s)+ Fe2+(1M)→Co2+(1M) + Fe(s) E° −

0.0257 V n

E = [Co2+] [Fe2+]

ln

− 0.16V − 0.0257 V

2 E = 0.15

0.68 ln

E = − 0.16V + 0.019V E = − 0.14V


Ejemplo

•  ¿Qué concentración de Ag+ existe bajo un potencial de + 0.692V vs E.E.H?

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Ag+ (1 M) + e− → Ag(s) E°Ag+/Ag = + 0.800V

E° − 0.0257 V

n E =

1 [Ag+]

ln

+ 0.800V − 0.0257 V

1 0.692V = 1

[Ag+] ln

+ 0.0257 V − 0.108V = [Ag+] ln −0.108V 0.0257V = [Ag+] ln [Ag+] = 0.015 M


Baterías

•  Una batería es una celda electroquímica, o un conjunto de celdas electroquímicas combinadas que pueden servir como fuente de corriente eléctrica directa a un voltaje constante.

•  Aunque, en principio, una batería funciona igual que las celdas electroquímicas, esta /ene la ventaja de que posee todos los componentes necesarios y no precisa de aditamentos auxiliares como los puentes salinos. Entre las baterías más comunes tenemos:

ü  Batería de celda seca ü  Batería de plata y zinc ü  Acumulador de plomo

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Batería de celda seca

•  Las celdas secas no /enen un componente fluido. La más común es la celda de Leclanché que se u/liza en las lámparas portá/les y en los radios transistores.

•  El ánodo de la celda es un contenedor de zinc que está en contacto con el dióxido de manganeso (MnO2) y un electrólito. El electrólito es una disolución de cloruro de amonio y cloruro de zinc en agua mezclada con almidón para que adquiera una consistencia pastosa espesa y no haya fugas.

•  El cátodo es una barra de carbón inmersa en el electrólito en el centro de la celda.

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Celda de Leclanché

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Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e-‐

Oxidacion:

2 MnO2(s) + H2O(l) + 2 e-‐ → Mn2O3(s) + 2 OH-‐ Reduccion:

NH4+ + OH-‐ → NH3(g) + H2O(l)

Acid-‐base reacGon:

NH3 + Zn2+(aq) + Cl-‐ → [Zn(NH3)2]Cl2(s)

PrecipitaGon reacGon:


Pila seca alcalina

•  La pasta entre los electrodos con/ene KOH en lugar de NH4Cl •  No se produce gas amoniaco.

•  Es más costosa pero /ene una vida ú/l más duradera que las pilas de Leclanché y proporciona mayor intensidad.

•  El voltaje que produce una celda seca es aproximado a 1.5 V.

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2 MnO2(s) + H2O(l) + 2 e-‐ → Mn2O3(s) + 2 OH-‐ Reduccion:

Zn2+(aq) + 2 OH-‐ → Zn (OH)2(s) Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e-‐

Zn (s) + 2 OH-‐ → Zn (OH)2(s) + 2 e-‐

La reacción de oxidación puede darse en dos pasos:


Batería de plata y zinc

•  La batería de plata o mercurio /ene muchas aplicaciones en la medicina y en la industria electrónica, pero es más costosa que la celda seca común.

•  Está contenida en un cilindro de acero inoxidable y se compone de un ánodo de zinc (amalgamado con mercurio), que está en contacto con un electrólito fuertemente alcalino de óxido de zinc y óxido de mercurio u óxido de plata.

•  Estas baterías /enen una capacidad considerablemente mayor y una vida ú/l más larga, que las de Leclanché. Estas cualidades hacen que la batería de plata o mercurio sean ideales para marcapasos, aparatos audi/vos, calculadoras, relojes electrónicos y fotómetros entre otros aparatos.


QUÍM

ICA


Pilas de plata y zinc o pilas de botón

3 junio 2015

ELECTROQUÍM

ICA

46

Zn(s),ZnO(s)|KOH(sat’d)|Ag2O(s),Ag(s)

Zn(s) + Ag2O(s) → ZnO(s) + 2 Ag(s) Ecell = 1.8 V


Acumulador de plomo

•  La batería o acumulador de plomo que se usa comúnmente en los automóviles está formado de seis celdas idén/cas ensambladas en serie.

•  Cada celda /ene un ánodo de plomo y un cátodo hecho de dióxido de plomo, empacado en una placa metálica.

•  Tanto el cátodo como el ánodo están sumergidos en una disolución acuosa de ácido sulfúrico, que actúa como electrólito.

•  En condiciones normales de operación cada celda produce 2 V las seis celdas suministran 12 V de energía al circuito de encendido del automóvil y sus demás sistemas eléctricos.

3 junio 2015

ELECTROQUÍM

ICA


Acumulador de plomo

3 junio 2015

ELECTROQUÍM

ICA

48

PbO2(s) + 3 H+(aq) + HSO4-‐(aq) + 2 e-‐ → PbSO4(s) + 2 H2O(l)

Oxidacion: Pb (s) + HSO4-‐(aq) → PbSO4(s) + H+(aq) + 2 e-‐

PbO2(s) + Pb(s) + 2 H+(aq) + HSO4-‐(aq) → 2 PbSO4(s) + 2 H2O(l)

E°cell = E°PbO2/PbSO4 -‐ E°PbSO4/Pb = 1.74 V – (-‐0.28 V) = 2.02 V

Reducción:

Equilibrio de oxido-reducción

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