Belen

 

Sean bienvenidos a este blog en donde estaremos estudiando los principios básicos de la electroquímica mi nombre es Belén Barreno y seré la encargada de demostrarle lo fascinante que pueden llegar a ser entender los principios generales que rigen la electricidad. 

Logros de aprendizaje:

• Clasifica los tipos de celdas electroquímicas.
• Resuelva ejercicios numéricos de ajuste de reacciones redox y celdas electroquímicas.
• Emplee el uso de códigos QR como complemento del tema estudiado.
• Conecta y analiza conceptos básicos de electroquímica por medio de mapas conceptuales.

En el S. XVIII surgieron las primeras mentes brillantes en experimentar e informar a la comunidad científica que existía una posibilidad de generar electricidad a partir del tejido de algunas ranas, Luigi Galvani denominó este descubrimiento como electricidad animal, pero Alessandro Volta no estaba totalmente convencido, y se dedicó al estudio pero esta vez no con ranas sino con metales, veamos como termina la historia... 

Fuente: Alessandro Volta: o welcome but misleading Google doodle. The Guardian. 

 

  INVESTIGA:

1. Los tipos de celdas o baterías que existen en la actualidad.

2. Elabora un mapa conceptual con la información e ilustra.

1.1. Número de oxidación de elementos y compuestos

Los elementos se combinan en proporciones definidas y constantes. Esta capacidad de combinación de un átomo con otros para formar un compuesto recibió el nombre de valencia.

En la actualidad, se prefiere utilizar el número de oxidación o estado de oxidación. El cual significa el número de cargas que tendría un átomo en una molécula o en un compuesto iónico si los electrones fueran transferidos completamente.

Debemos distinguir entre número de oxidación y carga iónica:

Número de oxidación	Carga iónica
Representa una capacidad de combinación.	Es la carga positiva o negativa,  de los átomos expresada como n + o n-, que adquieren un átomo o un grupo de átomos cuando pierden o ganan electrones.
Escribimos sobre el símbolo del elemento e indicamos con un número la forma +n o —n:	Escribimos a la derecha del símbolo del ion, en la parte superior:
Ejemplo:  +1 —1                       +1 +6 —2                   NaCl                 H2 SO4	Ejemplo:    Na+, Ca2+, Al3+, CO32-, PO43-

 

1.2. Cálculo del número de oxidación 

Es importante observar que muchos elementos pueden actuar con distintos números de oxidación en un compuesto dado, por lo que se hace necesario conocer de cuál se trata. Para determinar con qué número de oxidación está actuando un elemento se deben tener en cuenta las siguientes reglas: 

Te invito a ver los siguientes problemas de cálculos números de oxidación accediendo con el código QR desde cualquier aplicación para teléfono móvil.

2. Balance de ecuaciones redox

2.1. Método ion-electrón 

Como en toda ecuación química, es necesario balancear la masa y la carga. El mismo número de átomos aparecerá en los productos y en los reactivos de la ecuación química. 

La suma de las cargas eléctricas de todas las especies en cada lado de la ecuación debe ser la misma. El balance de las cargas garantiza que el número de electrones producidos en la oxidación sea igual al número de electrones consumidos en la reducción.

A continuación se describe el método de las ion-electrón mediante un ejemplo para una balancear una reacción redox:

Verifica si la reacción global se encuentra  balanceada, en caso de estar balanceada aplica el tanteo para balancear la ecuación. 

1.3.2. Medio ácido 

En el siguiente ejemplo se nos presenta una ecuación no balanceada para una reacción de oxidación- reducción que ocurre en una disolución ácida para completar esta ecuación seguiremos los siguientes pasos:  

Colocar el estado de agregación de las sustancias químicas como: (ac), (l) o (s).

1.3.3.  Método básico 

Una forma de balancear ecuaciones para reacciones en solución básica es primero hacerlo en solución ácida y después agregar suficientes iones hidroxilo (OH^-) en ambos lados para que cualquier ion H⁺ se combine con (OH^-) para formar H₂O_. En el siguiente ejemplo se nos pide balancear una semirreacción redox en medio básico, para ello emplearemos lo siguiente pasos 

En este caso, se balancea la ecuación adicionando iones hidroxilos.

1.4. Determinación de reacciones redox

Para determinar si una reacción química se clasifica como una reacción de oxidación-reducción o simplemente denominada redox, se debe determinar el estado de oxidación o número de oxidación de las especies químicas que participan en la reacción.

Por ejemplo: 

Al escribir el número de oxidación en la parte superior de los elementos de una reacción química entre el zinc sólido y el cobre en solución acuosa, se observa que el número de oxidación del  Zn cambia de 0 a +2, por lo tanto es la especie que se oxida y en el caso del ion cobre en disolución acuosa el número de oxidación del ion cobre cambia de +2 a 0, por lo tanto es la especie química que se reduce.  De esta forma se confirma que se trata de una reacción redox. 

 

Nótese: que para la reacción presentada solo se encuentran las especies cuyo estado de oxidación varia. La pérdida de electrones durante la oxidación de un elemento se distingue por un aumento en el número de oxidación. La reducción de un elemento implica disminución de su número de oxidación debido a la ganancia de electrones  

1.5. Espontaneidad de las reacciones redox

Una reacción redox espontánea ocurre cuando se coloca una tira de Zn en contacto con una disolución que tiene iones Cu²⁺, al llevarse a cabo la reacción, el color azul de los iones Cu²⁺(ac) se desvanece y el cobre metálico se deposita en el Zn. Al mismo tiempo el Zn
comienza a disolverse. Esta transformación se muestra a continuación y se resume en
la ecuación siguiente: 

Zn(s) + CuSO₄ (ac) ⟶ ZnSO₄ (ac) + Cu (s)

Cuando se inserta una tira de zinc en un vaso de precipitados que contiene una solución acuosa de sulfato de cobre (II), se produce una reacción redox espontánea para dar lugar a la formación de iones Zn  (ac), mientras que los iones Cu (ac) se reducen simultáneamente a Cu (s).

La reacción ocurre tan rápidamente que el cobre se deposita como partículas muy finas que parecen negras, en lugar del color rojizo habitual del cobre.

2.1. El experimento de Alessandro Volta

Alessandro Volta (1745–1827), físico italiano, fue el inventor de la primera batería, la llamada pila voltaica (mostrada del lado derecho). La batería consistía en discos alternados de cobre y zinc separados por discos de cartón remojados en disolución salina. La unidad de diferencia de potencial, el volt, recibe ese nombre en honor a Volta, por sus varias contribuciones a la ciencia de la electricidad. De hecho, en el lenguaje moderno, acostumbramos a referirnos a la cantidad de voltaje, en lugar de referirnos a la diferencia de potencial.

Fuente:Scoopnest.com

2.1. Tipos de celdas electroquímicas

Las celdas electroquímicas se dividen en galvánicas o voltaicas y electrolíticas. También pueden clasificarse como reversibles o irreversibles.

2.2. Celdas galvánicas o voltaicas 

Las celdas galvánicas, o voltaicas, almacenan energía eléctrica. Las baterías son fabricadas generalmente a partir de varias celdas de este tipo conectadas en serie para producir voltajes mayores de los que una sola celda puede producir. Las reacciones en los dos electrodos de este tipo de celdas tienden a proceder simultáneamente y producen un flujo de electrones desde el ánodo hacia el cátodo vía un conductor externo.

Componentes de una celda galvánica o voltaica  

 

La química que ocurre en la celda de Daniell que se ilustro se describe mediante la siguiente reacción:

2.3. Notación de una celda galvánica o voltaica 

La línea (|) indica separación de fase, la superficie del electrodo en contacto con la di- solución. Las especies de cada par redox se escriben en el orden en que tiene lugar la semirreacción correspondiente.

reducción a 25°C*

2.3. Potenciales estándar de hidrógeno 

El electrodo de hidrógeno o abreviado EHH es particularmente importante en el campo de la electroquímica porque se emplea como referencia para asignar voltajes a las celdas.

 

Una celda estándar se construye con un electrodo estándar de hidrógeno y otra semiceldas a estudiar.

2.4. Potenciales estándar de reducción 

En el siguiente código QR encontraras la tabla de los potenciales de reducción de algunas especies químicas.

INVESTIGA:

1. Otros tipos de electrodos estándares.

En el siguiente código QR encontraras un video de para calcular el potencial de una celda.  

 

2.4. Calculo del potencial estándar de reducción

Calculemos por separado el potencial de la celda A Y B

2.1 Celdas de combustible 

Los combustibles fósiles son una fuente importante de energía, pero la conversión de un combustible fósil en energía eléctrica es un proceso poco eficiencia Considere la combustión del metano:

 CH_{4 (g)} + 2O_{2 (g) ⟶} CO_{2 (g)} + 2H₂0 _(l) + energía

En su forma más simple, una celda de combustible de oxígeno e hidrógeno está compuesta por dos electrodos inertes y una disolución electrolítica, que puede ser de hidróxido de potasio. En los compartimientos del ánodo y del cátodo se burbujean hidrógeno y oxígeno gaseosos, respectivamente, donde se llevan a cabo las siguientes reacciones:

La imagen muestra una celda de combustible de hidrógeno y oxígeno. El Ni y NiO ocluidos en los electrodos de carbono poroso son electrocatalizadores.

La fem medida (Ecelda) es el voltaje máximo que la celda puede alcanzar. Por tanto, el trabajo eléctrico hecho wele, que es el trabajo máximo que se puede hacer (wmáx), está dado por el producto de la carga total y la fem de la celda

El signo negativo indica que el trabajo eléctrico lo realiza el sistema (celda galvánica) sobre los alrededores. 

El cambio en la energía libre (∆G) en la ecuación de Nernst representa la cantidad máxima de trabajo útil que se puede obtener de una reacción:

Por lo tanto, podemos escribir: 

 

Debido a que el cambio en la energía de Gibbs se se relaciona con la constante de equilibrio surgen otras expresiones matemáticas a la ecuación de Nernst:

Despejando E: 

Esta expresión matemática aun se puede reducir:

Finalmente llegamos a la ecuación de Nernst:

Veamos el siguiente ejemplo: 

Si E>0 la reacción es espontánea, en el caso contrario cuando E<0 la reacción es no espontanea.

Infografía:

• Fernández Domene, R. M. Roselló Márquez, G. y Batista Grau, P. (2020). Fundamentos de teoría electroquímica. Editorial de la Universidad Politécnica de Valencia. https://elibro.net/es/lc/upanama/titulos/153582
• Martínez Márquez, E. (2016). Química II (2a. ed.). Cengage Learning. https://elibro.net/es/lc/upanama/titulos/93284
• Housecroft, C. (2006). Química inorgánica (2a. ed.). Pearson Educación. https://elibro.net/es/lc/upanama/titulos/45345
• Brown, T. (2014). Química de Brown para cursos con enfoque por competencias. Pearson Educación. https://elibro.net/es/lc/upanama/titulos/37948