~ Grupo: Medina M. y Bonilla T. ~

ELECTROQUÍMICA

Autores:   

Tomás R. Bonilla L .                                                                   

 

- Estudiante de Tercer año de la Docencia en Química.

- Actualmente estudia en la Universidad De Panamá.

                                                                                                         

                          

María E. Medina A

-Estudiante de tercer año de la Docencia en Química en la Universidad de Panamá.

 

Bienvenidos 

Para ir entrando en contexto de lo que observará en el blog, a continuación la relación de la electroquímica con la vida cotidiana.

~Electroquímica en la vida cotidiana

La vida cotidiana: cada persona tiene una vida cotidiana diferente, esto es así porque no todos los seres humanos llevan la misma vida. Algunos al despertar optan por no darse una ducha, no cepillarse los dientes etc. Para definir la vida cotidiana podemos decir que es lo que usualmente hacen los humanos, sus rutinas diarias, etc.

Ahora que estamos en cierto contexto, ¿Dónde entra la electroquímica en nuestra vida cotidiana?, comencemos por definir brevemente que es la electroquímica:

La electroquímica pertenece a la ciencia de la química física que relaciona la electricidad y las reacciones químicas, o sea que, estudia los poco conocidos procesos electroquímicos, aquí hay dos tipos que son:

Ø  La producción de electricidad de manera espontánea a partir de reacciones químicas redox (celdas galvánicas o pilas)

Ø  La producción de una reacción redox no espontánea aplicando una corriente eléctrica (electrólisis).

~Ya sabemos un poquito más sobre la electroquímica ¡En hora buena! 😊

Si leíste correctamente todo lo anteriormente mencionado ya debes tener indicios de donde entra la electroquímica en la vida cotidiana… ¡Exacto! En las baterías y pilas, la palabra batería se nos hace más familiar así que sigamos por esa línea. Para explicar esto mas creo que es buena idea dar un ejemplo corto, preciso y conciso.

¡           ¡

Paradigma de la electroquímica en la vida cotidiana:

Llegas un día cansado(da) del trabajo, colegio o universidad, te das una ducha y quieres ver la televisión, por ende, procedes a tomar el control remoto para encender la TV, pero resulta que, aunque presiones el botón de encendido, la TV no enciende, entras en duda y piensas: ¿El televisor se descompuso, no está conectado, se dañó el control remoto? O será… ¡sí eso es! Encontraste la respuesta, la batería murió en términos coloquiales, pero que pasa exactamente cuando una batería ya no sirve, ok entremos en modo científico.

Modo Científico

                                                                    

La mayoría de las baterías que utilizamos en nuestra vida cotidiana son de la categoría de celdas primarias, pero ¿qué quiere decir esto? Te explico brevemente, las celdas primarias son también llamadas pilas “no recargables”, funcionan transformando la energía química contenida en la batería a energía eléctrica, pero de manera irreversible ☹ o sea hasta que se descargue completamente dentro de sus limites de uso.  Entonces respondamos porque la batería ya no cumple con su función en el control remoto, la cantidad inicial de reactivos presentes en la batería se ha agotado provocando que la energía no pueda ser fácilmente restaurada o devuelta a la celda electroquímica por medios eléctricos. Para que lo entiendas mejor los reactivos forman parte en pocas palabras del combustible necesario para que la batería funcione 😊.

Por ese motivo la batería de tu control remoto ya no funciona, la solución más fácil es cambiar la batería por una nueva 😉. Ahora sabemos en parte donde entra la electroquímica en nuestra vida cotidiana.

A continuación, veremos todos o la mayoría de lo conceptos, temas, fundamentos de esta linda parte de la química física conocida como Electroquímica… 

Objetivos Generales:

•  Resuelve minuciosamente las actividades planteadas haciendo énfasis en la lectura analítica y crítica a fin de lograr la adquisición de conocimientos mediante el autoaprendizaje. 
•  Comprender las ideas relevantes que le ayudarían a entender y comprender las nociones básicas de electroquímica. 

Objetivos específicos:

• Describir los aportes más sobresalientes de autores históricos de la electroquímica  
•  Demuestra dominio de los temas de electroquímica a través de la inferencia en el desarrollo de las actividades.
•  Comprender los conceptos relacionados a la electroquímica mediante la participación activa en el desarrollo del mismo. 

Existen muchas metodologías pedagógicas para el correcto desarrollo del proceso de enseñanza-aprendizaje, este documento es una de ellas. Un módulo de autoaprendizaje diseñado para que el estudiante llegue al paso pedagógico de crear su propio material de aprendizaje. Mediante el autoaprendizaje se desarrollaron muchos temas correspondientes a la Electroquímica, una de las ramas más importantes de la Fisicoquímica. Le corresponda al estudiante que material teórico considera importante para comprender la electroquímica, desarrollando paso por paso los contenidos. 

La mayoría de los estudiantes luego de recibir una clase de parte de un profesor donde explica un tema complicado queda con muchas interrogantes, suele culpar al profesor por haber realizado una pobre explicación del tema o puede culparse a sí mismo por no comprender la clase. Un módulo de autoaprendizaje lleva al estudiante a reforzar lo explicado por el profesor y auto instruirse del tema de manera tal que le guste como se explica el contenido.

Leonardo Da Vinci dijo “El estudio sin deseo estropea la memoria y no retiene nada de lo que toma”. En base a esto, el módulo se desarrolla dependiendo de lo que el estudiante puede estudiar, lo que puede lograr retener y lo que quiere comprender.

Para el desarrollo de los temas se contempla varias partes. La primera, es la presentación conceptual del tema que permite al alumno asociar sus ideas previas a la nueva información y seguidamente las actividades de aprendizaje que permiten al alumno poner en práctica lo aprendido. 

Precursores de 

la electroquímica

Alessandro Volta

(Como, actual Italia, 1745 - id., 1827) Físico italiano que inventó la primera pila eléctrica generadora de corriente continua. Desde joven mostró una gran afición al estudio de los fenómenos naturales. Recibió su primera formación en el colegio de jesuitas de su localidad natal, y, en oposición a sus padres, quienes le querían abogado, ya los maestros, que pretendían llevarle al estado religioso, abandonó los estudios regulares y emprendió por su cuenta el cultivo de la física.

A los dieciocho años mantenía ya correspondencia con los principales electrólogos europeos. De 1765 a 1769, con la ayuda de su amigo Guilio Cesare Gattoni, sacerdote, se dedicó particularmente al estudio de los fenómenos eléctricos, que interpretó de manera muy personal. En 1767 escribió acerca de algunas observaciones e ideas sobre la electricidad a Giovan Battista Beccaria, profesor de Turín, quien no las aprobó. Volta le replicó entonces con su primer texto impreso, De vi attractiva ignis electrici ac phaenomenis inde pendentibus, que cabe considerar el germen de toda la doctrina eléctrica de Alessandro Volta.

En 1775, su interés por la electricidad le llevó a inventar un artefacto conocido como electróforo, empleado para generar electricidad estática. Un año antes había sido nombrado profesor de física del Colegio Real de Como. En 1778 identificó y aisló el gas metano, y al año siguiente pasó a ocupar la cátedra de física de la Universidad de Pavía.

En 1780, un amigo de Volta, Luigi Galvani, operan que el contacto de dos metales diferentes con el músculo de una rana originaba la aparición de corriente eléctrica.

Volta llevó a cabo diversos experimentos acerca de los fenómenos comprobados por Galvani, y tras su entusiasmo inicial, comenzó a dudar de ellos ya considerarlos efecto de una excitación provocada en los nervios por la electricidad común. En 1794, Volta comenzó a experimentar con metales únicamente, y llegó a la conclusión de que el tejido animal no era necesario para producir corriente. Este hallazgo suscitó una fuerte controversia entre los partidarios de la electricidad animal y los defensores de la electricidad metálica.

Jöns Jacob Berzelius

 (Väfversunda, Suecia, 1779 - Estocolmo, 1848) Químico sueco. Huérfano a temprana edad, fue criado por unos parientes que constataron ya en sus días escolares su interés por la ciencia, en especial por la medicina, disciplina en la que se licenció en 1802 por la Universidad de Uppsala. Su profesor de química, J. Afzelius, ejerció una notable influencia en él y despertó su interés por las lecturas y los experimentos químicos.

En 1806 entró a formar parte del cuerpo docente de la Academia de Guerra de Karlberg como profesor de química. En 1807 se hizo cargo de la cátedra de medicina y farmacología de Estocolmo, cuya partida presupuestaria se vio incrementada por la gran necesidad que el estado tenía de cirujanos militares con destino al frente en sus confrontaciones con Francia (1805-1809 y 1812-1814) , lo que le proporcionó cierta libertad para elaborar sus investigaciones. En 1808 entró a formar parte de la Academia Sueca de Ciencias, de la que fue elegido secretario a perpetuidad en 1818.

En 1815 fue nombrado catedrático de química del instituto médico quirúrgico Karolinska de Estocolmo. Desde el año 1832 vivió inmerso únicamente en sus investigaciones. En 1835 contrajo nupcias, a los cincuenta y seis años de edad, con una joven de veinticuatro. Durante la ceremonia el monarca Carlos XIV de Suecia le concedió el título de barón.

Jöns Jacob Berzelius fue una personalidad única en el campo de la química. Sus investigaciones e ideas condicionaron los trabajos en este campo durante casi todo el siglo XIX y su influencia llega hasta la actualidad. Sus, traducidas a casi todas las lenguas del mundo occidental, le procuraron un verdadero ejército de publicaciones discípulos que consiguieron hacer de la química la disciplina científica con más rápido desarrollo en el siglo XIX.

Su primer texto versó acerca de un análisis del agua: Nova analysis aquarum Medeviensium (1800). Poco después, ya consecuencia del descubrimiento de Volta, se ocupó de los efectos químicos de la corriente eléctrica, y en el Ensayo sobre el galvanismo (1802) demostró por vez primera la acción de los electrodos en los ácidos y las bases. Tales trabajos marcan el principio de la electroquímica.

Michael Faraday

(Newington, Gran Bretaña, 1791 - Londres, 1867) Científico británico, uno de los físicos más destacados del siglo XIX. Michael Faraday nació en el seno de una familia humilde y recibió una educación básica. A temprana edad tuvo que empezar a trabajar, primero como repartidor de periódicos, ya los catorce años en una librería, donde tuvo la oportunidad de leer algunos artículos científicos que lo impulsaron a realizar sus primeros experimentos.

Tras asistir a algunas conferencias sobre química impartidas por sir Humphry Davy en la Royal Institution, Faraday le pidió que lo aceptara como asistente en su laboratorio. Cuando uno de sus ayudantes dejó el puesto, Davy se lo ofreció a Faraday. Pronto se destacó en el campo de la química, con descubrimientos como el benceno y las primeras reacciones de sustitución orgánica conocidas, en las que obtuvieron compuestos compuestos compuestos compuestos compuestos compuestos compuestos de cadena carbonada a partir de etileno.

En esa época, el científico danés Hans Christian Oersted descubrió los campos magnéticos generados por corrientes eléctricas. Basándose en estos experimentos, Faraday logró desarrollar el primer motor eléctrico conocido. En 1831 colaboró ​​con Charles Wheatstone e investigó sobre fenómenos de inducción electromagnética. Observó que un imán en movimiento a través de una bobina induce en ella una corriente eléctrica, lo cual le describirá matemáticamente la ley que rige la producción de electricidad por un imán.

Realizó además varios experimentos electroquímicos que permitieron relacionar de forma directa materia con electricidad.

Tras observar cómo se depositan las sales presentes en una cuba electrolítica al pasar una corriente eléctrica a su través, determinó que la cantidad de sustancia depositada es directamente proporcional a la cantidad de corriente circulante, y que, para una cantidad de corriente dada, los distintos pesos de sustancias depositadas están relacionados con sus propiedades equivalentes químicos.

Los descubrimientos de Faraday fueron determinantes en el avance que pronto iban a experimentar los estudios sobre el electromagnetismo. Posteriores aportaciones que resultaron definitivas para el desarrollo de la física, como es el caso de la teoría del campo electromagnético introducida por James Clerk Maxwell, se fundamentaron en la labor pionera que había llevado a cabo Michael Faraday.

En cada cuadro escribir los aportes más importantes que hicieron Faraday, Volta y Berzelius al surgimiento o avance de la electroquímica.

También se les conoce como reacciones redox 

Las aplicaciones prácticas de oxidación-reducción comenzaron hace millas de años, cuando se inició un fabricante de herramientas metálicas.  Los metales utilizados se obtenían calentando minerales de cobre o hierro, como la cuprita (Cu₂O) o la hematites (Fe₂O₃), en presencia de carbón.

El número de oxidación (NO) o estados de oxidación (EO):

El número de oxidación es una carga asignada a los átomos de los elementos de un compuesto en conformidad con ciertas reglas. Esta carga generalmente coincide con las valencias, pero no siempre.

A continuación, algunas reglas para asignar número de oxidación. (tabla 1)

Regla	N. O	Ejemplos	Excepciones
Elementos libres	0	H2, Br2, Na, Be, K, O2 y P4
Iones monoatómicos (iones constituido por un solo átomo),	es igual a la carga del ion.	Li1+ Ba2+ Fe3+ I- O2-
Oxigeno	-2	PbO, MgO, H2O	En H2O2 y en O22- es -1
Hidrogeno	+1	H2O	Cuando esta enlazado con metales en compuestos binarios (por ejemplo: LiH, NaH, CaH2) es -1

La siguiente tabla muestra los números de oxidación de los elementos (tabla 2)

¿Cómo podríamos determinar si una reacción química dada es una reacción de oxidación-reducción? 

Se puede hacer llevando la cuenta del número de oxidación o estados de oxidación de todos los elementos que participan en la reacción. Este indica cuales elementos están cambiando de estado de oxidación.   Por ejemplo:

Al determinar el número de oxidación de cada elemento se puede observar que el Fe cambia de 0 a +2, y la Ag cambia de +1 a 0. 

¿Entonces el hierro pierde o gana electrones?

Reacciones químicas.

Son aquellas reacciones en donde ocurre una transferencia de electrones; es decir, que hay átomos que pierden electrones (que se oxidan) y átomos que ganan electrones (que se reducen). En cualquier reacción redox debe haber tanto oxidación como reducción. 

Ø   Reducción: ocurre cuando una sustancia:

1.       una sustancia gana electrones

2.       El estado de oxidación disminuye.

3.       Se le conoce como agente oxidante, es la molécula que posee el elemento que se reduce

Ø   Oxidación: ocurre cuando una sustancia:

1.       Una sustancia Pierde electrones.

2.       El estado de oxidación aumenta.

Se le conoce como agente reductor, es la molécula que posee el elemento que se oxida

Ahora veremos el ejemplo (1), para la reacción de la ecuación 1: 

El Fe es el agente reductor y la Ag es el agente oxidante.

Balanceo de las ecuaciones redox .

Al equilibrar ecuaciones químicas, se debe obedecer la ley de conservación de la masa, es decir, la cantidad de cada elemento en ambos lados de la ecuación debe ser la misma. Cuando equilibramos la ecuación redox, debemos equilibrar la ganancia y la pérdida de electrones. En otras palabras, si una sustancia pierde una cierta cantidad de electrones durante la reacción, otra sustancia debe adquirir la misma cantidad de electrones.

 Las ecuaciones para las reacciones redox como la anterior (ecuación2) son prácticamente fáciles de balancear. En cambio, existen reacciones redox más complejas en las que participan oxoaniones tales como dicromato (Cr₂O₇^2-), cromato(CrO₄^2-), sulfato (SO₄^2- ), nitrato (NO₃^-) y permanganato ((MnO₄^-). Para realizar el balanceo se utiliza el método del ion-electrón.  

 

Pasos del balanceo en ecuaciones de oxidación-reducción

1.   escribir la ecuación no balanceada. 
2.      por conveniencia este proceso se visualiza en dos etapas (semirreacción) una implica la perdida de electrones (oxidación) y la otra la ganancia de electrones (reducción), se denomina semirreacciones.
3.        Se determina el estado de oxidación de cada átomo, para identificar el oxidante y el reductor. 
4.          Se balancea independientemente la reducción y la oxidación; primero en masa (igualando en número de átomos) y luego en carga (número de electrones ganados o perdidos).
5.      Igualar el número de electrones ganados y perdidos, para lo cual se multiplican las semirreacciones por cierto número entero mínimo apropiado; así se determinan los coeficientes. 
6.            Se determina el balance por tanteo, siguiendo el orden establecido en dicho método; este último paso es necesario, porque los elementos que no sufren el cambio en el estado de oxidación normalmente no están balanceados.     

Comentario: es una solución ácida, en la ecuación balanceada se comprueba contando las cargas y los átomos que existen 2H, 2 Ni y la carga neta de 2+ en cada lado de la ecuación, confirmando que la ecuación esta balanceada correctamente.  

BALANCEOS DE ECUACIONES PARA REACCIONES REDOX QUE OCURREN EN UNA DISOLUCIÓN ÁCIDA

Pasos para balancear:       I_2(s) + OCl^-_(ac) ® IO₃^- _(ac) + Cl^-_ac)

Solución:

1.       1. Dividir la ecuación de dos semirreacciones

1.    2.Balancear cada semirreacción

Se balancea los elementos que no son H y O

  3. Se balanceo los átomos de O si falta se agrega H2O conforme sea necesario. Se balanceo los átomos de O si falta se agrega H₂O conforme sea necesario.

1.      4.  Se balancee los átomos de H agregando HH⁺ sea necesario.

1.    5.   Se balancea la carga agregando e^- conforme sea necesario.

1.      6. Si es necesario multiplique las semirreacciones por enteros, de manera que el número de los electrones que se pierden en una semirreacción sean igual al que se gane en la otra.

7    Simplifique y sume las dos semirreacciones

8. Comprobar que las cargas y átomos estén balanceadas.

comentario: Es importante recordar que el proceso no involucra al OH^- involucrado en la reacción. 

BALANCEOS DE ECUACIONES PARA REACCIONES REDOX QUE OCURREN EN UNA DISOLUCIÓN BASICA.

la ecuación debe balancearse utilizando OH^- en lugar de H⁺.

pasos

1.  Dividir la ecuación de dos semirreacciones

2. balancear primero las semirreacciones como si se llevara a cabo una disolución ácida.

Se balancea la carga agregando e^- conforme sea necesario

1.

1.      4. Se cuentan el número de H⁺ en cada semirreacción y se agrega el mismo número de OH^- en cada lado de la semirreacción. Se neutraliza el H⁺ y OH^- para formar H₂O.

 5.  Si es necesario multiplique las semirreacciones por enteros, de manera que el número de los electrones que se pierden en una semirreacción sean igual al que se gane en la otra.

1.  6. Simplifique y sume las dos semirreacciones

 

7. Comprobar que las cargas y átomos estén balanceadas.

comentario: Es importante recordar que el proceso no involucra al H⁺ involucrado en la reacción.

Ejemplo (3):

Consideremos la reacción que se lleva a cabo entre el ion permanganato, MnO₄^-, y el ion oxalato, C₂O₄^2-, en una solución acidificada de C₂O₄^2-, el color púrpura intenso del MnO₄^- se desvanece, como se ilustra en la figura 1. Se forma burbujas de CO₂, y la solución adquiere el color rosa pálido del Mn²⁺.

El experimento muestra que se consume H⁺ y se produce H₂O en la reacción. A lo largo del balaceo se deducirá.

Escribir la ecuación no balanceada.

MnO₄^-_(ac) + C₂O₄^2-_(ac) ® Mn²⁺_(ac) + CO_2(g)      

Escribir las semirreacciones                                   

MnO₄^-_(ac) ® Mn²⁺_(ac)            oxidante (agente reductor)

C₂O₄^2-_(ac) ® CO_2(g)               reductor (agente oxidante)  

 

 5e^- + 8H⁺_(ac) +   MnO₄^-_(ac) ® Mn²⁺_(ac)  + 4H₂O_(l)

                           C₂O₄^2-_(ac) ® 2CO_2(g) + 2e^-           

 

         2           5e^- + 8H⁺_(ac) +   MnO₄^-_(ac) ® Mn²⁺_{(ac) +} 4H₂O_(l)

           5                                   C₂O₄^2-_(ac) ® 2CO_2(g) + 2e^-           

      

10e^- + 16H⁺_(ac) + 2MnO₄^-_(ac) ® 2Mn²⁺_(ac) + 8H₂O_(l)

                           5C₂O₄^2-_(ac) ® 10CO_2(g) + 10e^-           

 

16H⁺_(ac) + 2MnO₄^-_{(ac) +} 5C₂O₄^2-_(ac) ® 2Mn²⁺_(ac) + 8H₂O_(l) + 10CO_2(g)

Comentario: es una solución ácida, en la ecuación balanceada se comprueba contando las cargas y los átomos que existen 16 H,  2 Mn, 10 C, 28 O y la carga neta de 4+ en cada lado de la ecuación, confirmando que la ecuación esta balanceada correctamente.  

¡APLIQUEMOS LO APRENDIDO!             

1.  1. ¿Qué quiere decir el termino de oxidación y el de reducción?

2.   2. Balancee las siguientes ecuaciones redox por el método del ion electrón:

a.      Mn²⁺_(s) + H₂O_2(ac)  ®MnO_2(s) + H₂O_(l)                 (en solución básica)

b.     Cu_(s) + HNO_3(ac)  ® Cu²⁺_(s) + NO_(g) + H₂O_(l)      (en solución ácida)

c.      ClO₃^-_(ac) + Cl^-_(ac)  ® Cl²_(ac) + ClO_2(ac)                    (en solución ácida)

d.     MnO₄^-_(ac) + Br^-_(ac)  ®BrO₃^-_(ac) + MnO_2(s)        (en solución básica)

3.     3. El sulfuro de plomo (II) sólido reacciona a alta temperaturas con el oxígeno del aire para formar óxido de plomo (II) y dióxido de azufre.

a.      Escriba una ecuación balanceada.

b.     ¿Qué sustancias son reductoras y cuales son oxidantes?

4.     4. Utilizando la siguiente reacción:

4Na_(s) + O_2(g) ® 2Na₂O_(s)

a.      Escribe las semirreacciones.

b.     Identifique el agente oxidante y el agente reductor.

           c.  Escribe la ecuación global 

En principio, la energía que se libera en una reacción redox espontanea se puede usar para llevar a cabo trabajo eléctrico. Esta tarea se realiza a través de una celda electroquímica, que es un dispositivo que transfiere electrones entre reactivos a través de una ruta externa en lugar de hacerlo directamente. (a esta celda también se le denomina celda galvánica o voltaica, en honor de los científicos Luigi Galvani y allesandro volta, quienes desarrollaron las primeras celdas de este tipo). En la figura 1 se muestran los componentes fundamentales de una celda electroquímica. Una barra de Zinc metálico se sumerge en una disolución de Zn (NO₃)₂ y una barra de cobre se sumerge en una disolución de Cu (NO₃)₂.

El funcionamiento de la celda se basa en el principio de que la oxidación de Zn a Zn²⁺ y la reducción de Cu²⁺ a Cu se pueden realizar al mismo tiempo, pero deben realizarse en un recipiente aparte y los electrones se pueden transferir a través de un alambre externo. Las barras de Zn y cobre se llaman electrodos.

En una celda electroquímica por definición, el ánodo es el electrodo donde se produce la oxidación y el cátodo es el electrodo donde se produce la reducción.

En esta celda las reacciones de semicelda son:

Ánodo (semirreacción de oxidación):                          Zn_(s) ® Zn²⁺_(ac) + 2e^-

Cátodo (semirreacción de reducción):               Cu²⁺_(ac) + 2e^- ® Cu_(s)

Cuando el metal zinc se oxida en el ánodo, los electrones libres restantes fluirán por el circuito externo para llegar al cátodo, con la reducción de Cu²⁺_(ac) los electrones se consumirán. A medida que el zinc se oxida en la celda, el electrodo de zinc pierde masa y la concentración de Zn²⁺ en la solución aumenta con el funcionamiento de la celda. De manera similar, a medida que el Cu^{2 +} se reduce a Cu, la masa del electrodo de Cu aumenta y la concentración de la solución de Cu²⁺ disminuye.
debemos tener cuidado con los signos que adjudicamos a los electrones de una celda. Hemos visto que a medida que el zinc se oxida, se liberan electrones en el ánodo. Por lo tanto, los electrones abandonan el ánodo y fluyen hacia el circuito externo. Dado que los electrones tienen carga negativa, asignamos un signo negativo al ánodo. En cambio, los electrones fluyen hacia el cátodo donde son consumidos por la reducción de cobre. Por lo tanto, el cátodo es positivo porque atrae electrones negativos. El puente salino consiste en un tubo en forma de U que consiste en una disolución electrolítica, como NaCl_(ac), cuyos iones no reaccionarán con los electrodos. Al realizarse la oxidación y la reducción, los iones del puente salino migran en las dos semiceldas: los cationes migran a la semicelda del cátodo y los aniones migran hacia el hacia el comportamiento del ánodo para neutralizar la carga en las disoluciones de las semiceldas. (observar el video 1)

video 1

¡APLIQUEMOS LO APRENDIDO!   

1.Las dos semirreacciones de una celda electroquímica son:

             Zn_(s) ® Zn²⁺ +2e^-

ClO₃^-_(ac) + 6H⁺ +6e^- ® Cl^-_(ac) + 3H₂O_(l)

a)                     a) Indique cual reacción se lleva a cabo en el ánodo y cuál en el cátodo.

b)            b)  ¿Cuál electrodo se consume en la reacción de la celda?

c)             c)  ¿Cuál electrodo es positivo?

 

2. Se construye una celda electroquímica similar a la que se muestra en la figura. Un comportamiento de electrodo se compone de una tira de plata inmersa en una solución de AgNO₃ y la otra contiene una tira de níquel colocada en una solución de NiCl₂. La reacción de celda global es:

2Ag⁺_(ac) + Ni_(s) ® 2Ag_(s) + Ni_(ac)

 

a)      Escribe las semirreacciones que se llevan a cabo en los dos comportamientos de los electrodos e indique las sustancias que se oxidan y se reducen

b)      ¿Cuál electrodo es el ánodo y cuál es el cátodo?

c)      Indique los signos de los electrodos.

 

3. ¿Cuál es la función de un puente salino? ¿Qué tipo de electrolito debe utilizarse en el puente salino?

Comencemos con una pregunta. ¿Por qué los electrones son transferidos espontáneamente de un átomo de Zn a un ion Cu⁺?. Para establecer una analogía, existe la comparación del flujo de electrones con el flujo de agua en una cascada.

 

Figura. Analogía del agua en una caída con el flujo de electrones en una celda 

El agua fluye de manera espontánea sobre la cascada debido a la diferencia en la energía potencial entre las partes superior e inferior de la cascada. De manera similar, los electrones fluyen espontáneamente a través de un circuito externo desde el ánodo de una celda   voltaica hacia el cátodo, debido a la diferencia en la energía potencial. La energía potencial de los electrones es mayor en el ánodo que en el cátodo. Así, los electrones fluyen de manera espontánea hacia el electrodo con el potencial eléctrico más positivo. La diferencia en la energía potencial por carga eléctrica (es decir, la diferencia de potencial) entre dos electrodos se mide en volts. Un volt (V) es la diferencia de potencial necesaria para impartir 1 joule (J) de energía a una carga de 1 coulomb (C) (Brown ,2014).

Deduciendo la siguiente ecuación: 

La diferencia de potencial entre los dos electrodos de una celda voltaica se denomina potencial de celda, que se representa como E_celda. La diferencia de potencial proporciona la fuerza impulsora que empuja a los electrones a través del circuito externo, por lo que también se le llama fuerza electromotriz (“que causa el movimiento de electrones”) o fem. Debido a que E_celda se mide en volts, con frecuencia se suele hacer referencia a esta como el voltaje de la celda. El potencial de celda de cualquier celda voltaica (cuando ocurre una transferencia de electrones espontánea) es positivo. La magnitud del potencial de celda depende de las reacciones que ocurren en el cátodo y en el ánodo, las concentraciones de los reactivos y de los productos y la temperatura, la cual se supondrá que es 25 °C, a menos que se indique algo diferente. En esta sección, el enfoque es sobre las celdas que funcionan a 25 °C en condiciones estándar. (Brown, 2014).

Hay que recordar que las condiciones estándar son:

• 1.      Concentraciones 1 M para los reactivos y los productos en disolución.
• 2.      1 atm de predios para los gases.
• 3.      25°C de temperatura.

En condiciones estándar, el potencial de celda se denomina potencial estándar de celda o fem estándar y se designa como E° celda. (Brown, 2014).

Para la celda voltaica Zn-Cu, el potencial estándar de celda a 25 °C es 1.10 V

Figura. Celda voltaica que utiliza un puente salino para completar el circuito eléctrico.

Zn_(s) + Cu²⁺_(ac) → Zn²⁺_(ac) + Cu_(s)                        E°_celda = 1.0 V

Potencial estándar de reducción

El potencial estándar de celda, se representa como: E° y es el potencial estándar de reducción de la reacción del cátodo, E°_cátodo, menos el potencial estándar de reducción de la reacción del ánodo, E°_ánodo. Representado en la siguiente ecuación:

E°_celda= E°_cátodo (cátodo) – E°_ánodo (ánodo).

¡Importante! Hay que aclarar que no es posible medir directamente el E° de reducción en una semirreacción. Por ello se utilizan semirreacciones de referencia. Donde se le asigna un potencial estándar para determinar los potenciales estándar de reducción de otras semirreacciones con respecto al valor de referencia.

   La semirreacción de referencia es la reducción de H_(ac) a H_2(g)  en condiciones estándar, a la cual se le asigna un potencial estándar de reducción de exactamente 0V

La semirreacción es la siguiente: 2H_(ac) + 2 e^- → H_2(g)          E°_red= 0 V

Tenemos la siguiente celda:

En condiciones estándar el potencial de celda es + 0.76 V. Mediante el potencial estándar de celda E°_celda= + 0.76, el potencial estándar de reducción definido que conocemos como H⁺ E°_red= 0 V.

Podemos determinar el potencial estándar de reducción para la siguiente semirreacción:

Zn²⁺/ Zn

De la manera siguiente:

E°_celda= E°_cátodo (cátodo) – E°_ánodo (ánodo).

+0,76 V= 0 V – E°_red (ánodo).

E°_red (ánodo) = - 0.76 V 

El potencial de reducción -0.76 V pudo asignarse al potencial de reducción del Zn²⁺ a Zn

Zn²⁺_(ac) + 2e^- → Zn_(s)      E°_red= -0.76 

 

Cálculo de E°_red de E°_celda

1. Para la celda voltaica Zn-Cu⁺ , se tiene la siguiente reacción general:

Zn_(s) + Cu²⁺_(ac) → Zn²⁺_(ac) + Cu_(s)                E°_celda = 1.10 V

Dado que el potencial estándar de reducción de Zn²⁺ a Zn_(s) es -0.76 V, calcule el E°_red para la reducción de Cu²⁺ a Cu_(s) donde tenemos la siguiente reacción:

Cu²⁺_(ac) + 2e^- → Cu_(s)

2. El potencial estándar de celda es 1.46 V para una celda voltaica con base en las siguientes semirreacciones:

In⁺_(ac) → In³⁺_(ac) + 2e^-

Br_2(l) + 2e^- → 2 Br^-_(ac) 

Utilice una tabla de valores de potenciales estándar de reducción calcule E°_red para la reducción de In⁺ a In³⁺  

El potencial de celda en condiciones no estándar se puede calcular mediante una ecuación derivada primero por Walther Nernst (1864-1941), fue un químico alemán que desarrollo muchos de los fundamentos teóricos de la electroquímica.

Exactamente, ¿Quién es Walther Nernst?

Como se menciona anteriormente Walter Nernst fue un químico alemán que desarrollo una cantidad considerable de los fundamentos teóricos de la electroquímica que seguimos aplicando hasta la fecha. Nació en la Prusia occidental, se consideraba alemán, aunque su madre era polaca.

Realizo sus estudios en las universidades de Zúrich, Berlín, Graz y Wurzburgo. Desde el año 1891 ejerció como profesor de física en la Universidad de Gotinga, en donde, en 1895, fundó el Instituto de Química, Física y Electroquímica.

Ya en el siglo XX específicamente en el año 1905 se trasladó a la Universidad Humboldt de Berlín como profesor y director del Instituto de Química Física. En 1922 fue nombrado presidente del Instituto Fisicotécnico de Berlín-Charlottenburg, cargo que dejó en 1933. Desde entonces se dedicó al estudio de la electroacústica y astrofísica. Entre sus logros más importantes destaca el hecho de ganar premio Nobel de Química en 1920 por sus teorías sobre el cálculo de la afinidad química que forma parte de la tercera ley de la termodinámica.

De donde surge la ecuación de Nernst! El efecto de la concentración sobre la fem de la celda se obtiene del efecto de la concentración sobre el cambio de la energía libre. Debemos recordar que el cambio de energía libre de cualquier reacción química ΔG, está relacionado con el cambio de energía libre estándar, ΔG°, la ecuación es la siguiente:

El valor de Q corresponde al cociente de reacción, que tiene la forma de la expresión de la constante de equilibrio, pero las concentraciones son aquellas que existen en la mezcla de la reacción en un momento determinado, dato muy importante.

Vamos a reemplazar la ecuación  en la ecuación a, para obtener:

   

Para obtener la ecuación de Nernst debemos dividir toda la ecuación b entre -nF, dando como resultado:

  

Hay que aclarar que esta ecuación se expresa comúnmente en logaritmo de base 10, por lo tanto, obtenemos lo siguiente:

  

Aunque el valor de 2,303 RT/F es igual a 0,0592 V cuando estamos a una temperatura de 298 K, por ende, la ecuación de Nernst se simplifica de la siguiente manera:

   

Video explicativo:

1. Podemos utilizar la ecuación para encontrar la “fem” E que se produce en una celda a condiciones no estándar.

2. También se utiliza para determinar la concentración de un reactivo o de un producto, a través de la medición de E para la celda.

Para la reacción: Zn_(s) + Cu²⁺_(ac) → Zn²⁺ _(ac) + Cu_(s)

El valor de n= 2, porque se transfieren dos electrones (2e^-) de Zn_(s) a Cu²⁺ . La fem estándar tendrá el valor de 1,10 V. La ecuación de Nernst a 298 K será la siguiente:

¡Importante! Debemos recordar que los sólidos puros no se incluyen en la expresión de Q, podemos concluir que la fem aumenta mientras la concentración de ion cobre [Cu²⁺] se incrementa y la concentración de ion zinc [Zn²⁺] disminuye. En este caso la [Cu²⁺] = 4.0 M y [Zn²⁺] = 0.040 M. Por lo tanto, la ecuación queda de la siguiente forma:

 

Obteniendo el resultado de:

¡Análisis!

Aumentamos la concentración del reactivo Cu²⁺, mientras que se disminuye la concentración del producto Zn²⁺ relativamente a las condiciones estándar. Concluyendo puede incrementar la fem de la celda relativamente respecto a las condiciones estándar (E° = 1,10 V).

La ecuación de Nernst nos ayuda a comprender por qué la fem de una celda voltaica cae al descargarse la celda. Al convertir los reactivos en productos, el valor de Q aumenta, de modo que el valor de E disminuye, y finalmente se obtiene E = 0. Debido a que ΔG= -nFE, se deduce que ΔG=0 cuando E=0. Hay que recordar que un sistema está en equilibrio cuando ΔG= 0. Así, cuando E=0, la reacción de la celda alcanza el equilibrio y no ocurre reacción neta alguna.

Por lo general, aumentar la concentración de los reactivos o disminuir la concentración de los productos incrementa la fuerza impulsora de la reacción, lo que da por resultado una fem mayor. Por el contrario, disminuir la concentración de los reactivos o aumentar la concentración de los productos ocasiona la disminución de la fem de su valor en condiciones estándar.

˄ [reactivos] ˅ [productos] = ˄ Fuerza impulsora de la reacción = ˄fem

˅ [reactivos] ˄ [productos] = ˅ fem.

El siguiente video explica como se utiliza la ecuación de Nernst:

Potencial de Celda en condiciones no estándar.

1. Calcule la fem a 298 K generada por una celda voltaica en la cual la reacción es:

Cr₂O₇^2-_(ac) + 14 H⁺_(ac) + 6 I^-_(ac) → 2 Cr³⁺_(ac) + 3 I_2(s) + 7 H₂O_(l)

Cuando las concentraciones son las siguientes:

[Cr₂O₇^2-] = 2.0 M

[H⁺] = 1.0 M

[I^-] = 1.0 M

[Cr³⁺] = 1.0x10^-5 

Cálculo de concentraciones en una celda voltaica.

2. Si el potencial de una celda Zn-H es 0.45 V a 25 °C cuando [Zn²] = 1.0 M y P = 1.0 atm ¿cuál es la concentración de H⁺?

Figura. Celda voltaica que utiliza un electrodo estándar de hidrógeno (EEH).

Son muchas las sustancias que se usan como combustible. la energía térmica que libera la combustión se suele convertir en energía eléctrica. el calor puede convertir el agua en vapor el, cual mueve una turbina que a su vez impulsa a un generador en general sólo 40% de la energía derivada de la combustión se convierte en electricidad; el resto se pierde en forma de calor. la producción directa de electricidad a partir de combustible por una celda voltaica podría, en principio, producir una tasa más alta de la conversión de la energía química de la reacción. Las celdas voltaicas que llevan a cabo esta conversión empleando combustibles convencionales H₂ y CH₄, se conocen como celda de combustible.

Se han hecho investigaciones para desarrollar las celdas de combustible prácticas.  uno de los problemas que se presentan en la elevada temperatura de operación de casi todas ellas la cual no sólo desperdicia energía, sino que además acelera la corrosión de los componentes de la celda. se ha desarrollado una celda de baja energía que emplea H₂, la cual ha utilizado en situaciones especiales, como en vehículos espaciales. Por ejemplo, se usó una celda de combustible de H₂-O₂ (figura 1) como fuente primaria de energía eléctrica en los vuelos Apolo a la Luna. El peso de una celda de combustible suficiente para 11 días en el espacio fue aproximadamente 230 kg. Esto se puede comparar con las varias toneladas que se habrían requerido al utilizar un motor y su generador.

Las reacciones en los electrodos de la celda de combustibles de H₂-O₂ son:

Cátodo:     4e^- + O_2(g) + 2H₂O_(l) ® 4OH^-

Ánodo:                 H_2(g) + 4OH^-_(ac) ® 4H₂O_(l) + 4e^-

H_2(g) + O_2(g) ® 2H₂O_(l)

Tipos de celdas de combustible	Electrolito	Carga en movimiento	Catalizadores Típicos	Temperatura de funcionamiento
Pilas de combustible con membranas alcalinas como electrolito (PEM)	Membrana de polímero conductor de protones. La marca más famosa y más utilizada de esta membrana es Nafion de DuPont.	H+	El platino se deposita sobre el sustrato carbonoso. Si el reactivo contiene trazas de CO o CO2, también puede ser Pt-Ru.	60 – 80 °C (Baja temperatura)
Pilas de combustible alcalinas (AFC)	La base fuerte, generalmente KOH, permanece en la matriz de amianto tradicional.	OH–	El níquel, la plata, el platino, el oro, los óxidos metálicos, etc. son muy diversos.	Ä      baja temperatura (<120ºC), usualmente se usa una baja concentración de álcali fuerte (30-50% en peso). Ä      temperatura alta (~ 250ºC) con un sustrato de base fuerte está bien cargada (~ 85% en peso).
Pilas de combustible de ácido fosfórico (PAFC)	Pues con este nombre, solo pueden usar ácido fosfórico y muy concentrado, alrededor del 100%. Como en el AFC, la matriz se utiliza para retener el electrolito, en este caso generalmente SiC.	H+	Pt	220°C
Pilas de combustible de carbonatos fundidos (MCFC)	Carbonato básico incrustado en una matriz cerámica.	CO32-	metales no nobles (Ni con Cr o Al, u óxidos metálicos). No son necesarios metales nobles porque a estas temperaturas las cinéticas de reacción mejoran notablemente.	600-700°C, A estas temperaturas, los carbonatos forman sales fundidas con alta conductividad iónica.
Pilas de combustible de óxido sólido (SOFC)	El óxido de metal suele ser Y2O3 estabilizado con zirconia (YSZ).	O2-	El níquel se encuentra en el ánodo junto con el compuesto cerámico, mientras que el lantano estroncio manganeso (LSM) se encuentra en el cátodo. Al igual que en MCFC, no es necesario utilizar metales nobles para acelerar reacciones electroquímicas a altas temperaturas.	600-1000°C. A estas temperaturas, el electrolito tiene una alta conductividad iónica debido a la movilidad de los aniones de oxígeno.

 

1. Agente oxidante: sustancia que puede aceptar electrones de otra sustancia o aumentar el número de oxidación de otra sustancia.

2. Agente reductor: sustancia que dona electrones a otra sustancia o disminuir los números de oxidación de la sustancia. 

3. Anión: ion con carga positiva.

4. Anodización: es una técnica utilizada para modificar la superficie de un material

5. Ánodo: electrodo en el que ocurre la oxidación.

6. Catión: ion con carga negativa.

7. Cátodo: electrodo en el que tiene lugar la reducción.

8. Celdas electroquímicas: dispositivo en el cual tiene lugar una reacción espontánea con paso de electrones a través de un circuito externo.

9. Electrolito: soluto que produce iones en solución; una solucion electrolítica conduce una corriente eléctrica.

10. Electroquímica: rama de la química que se ocupa de las relaciones entre la electricidad y reacciones químicas.

11. Número de oxidación: número entero positivo o negativo asignado, con base en un conjunto de reglas formales, a un elemento, molécula o un ion.

12. Puente salino: permite el flujo de iones, pero impide la mezcla de las soluciones y a medida que se produce la oxidación y la reducción en los respectivos electrodos los iones del puente salino emigran para neutralizar la carga en las semiceldas.

13. Reacción redox: Reacción en la que cambia el estado de oxidación de ciertos átomos, se oxida la sustancia cuyo estado de oxidación ha aumentado y se reduce la sustancia cuyo estado de oxidación ha disminuido.

Ä      Para la realización de este módulo se buscó información a través de diferentes fuentes, para asegurar un conocimiento de calidad que propicie nociones básicas de electroquímica.

Ä      Al contar con una diversidad de actividades y talleres, el estudiante tiene a su disposición un abanico de oportunidades que le permitirán acceder al conocimiento y así comprender y practicar el autoaprendizaje.

Ä  Todas las partes que comprende el módulo son de suma importancia para lograr las competencias requeridas, por lo tanto, ha sido desarrollado con sumo cuidado para que el alumno no omita partes a la hora de desarrollarlo; demuestre las habilidades y se pueda adueñar de los conocimientos que le ayudara en la realidad que vive. 

BROWN, T. Química, la ciencia central. Decimosegunda edición. PEARSON EDUCACIÓN, México, 2014.

CHANG, R. Química. Sexta edición. The McGraw-Hill companies, Inc. México, 1999

BROWN, T. “Analogía del agua en una caída con el flujo de electrones en una celda”. Química, la ciencia central

BROWN, T.  “Celda voltaica que utiliza un electrodo estándar de hidrógeno (EEH)”. Química, la ciencia central

BROWN, T.  “Celda voltaica que utiliza un puente salino para completar el circuito eléctrico”. Química, la ciencia central