Yeik and Yerelin

Bienvenidos

   

Objetivos:

Generales:

• Reconocimiento de la importancia de una reacción de óxido- reducción en la vida cotidiana.
• Introducir conceptos de electroquímica, aplicando el conocimiento previo sobre esta rama de la Química.

 

Específicos:

• Explora la historia de la electroquímica y la evolución de los conceptos hasta la actualidad 
• Determina los números de oxidación en compuestos e iones poliatómicos.
• Identifica los agentes oxidantes y reductores, así como la escritura de semirrecciones de oxidación y reducción.
• Realiza correctamente el balance REDOX.
• Reconoce los componentes de una celda galvánica.
• Aplica las semirrecciones para comprender el fundamento especifico de potencial eléctrico en una celda galvánica.
• Reconoce la importancia de la electrólisis a lo largo de la historia de la electroquímica.
• Compara las diferencia de las celdas primitivas con las celdas actuales.

    AUTORES

LÍNEA DE TIEMPO

En el siguiente código QR se presenta la aportación de científicos fundadores de la electroquímica a través de una línea del tiempo. 

Autores: Yerelin Parchment y Yejektel Aparacio.

    I.        Química y electricidad 

La química tiene muchas historias fascinantes que de seguro no conoces como la alquímica, la iatroquímica, entre otras., todas las historias e inventos permitieron lograr el desarrollo científico y tecnológico que tu conoces, muchas tuvieron éxitos y otras fracasaron al exigirles cuidadosas observaciones y cálculos muy precisos. La historia que te presento es sobre la química y su relación con la electricidad, es decir, el nacimiento de las baterías que utilizas en tus controles de TV.  Anímate a leerla, te sorprenderás con lo ocurrido. 

 Las Ancas de ranas y la electricidad animal. 

La historia se remonta en el siglo XVIII, los científicos de la época realizaban estudios para encontrar la forma de obtener electricidad a través de medios artificiales o naturales, este último llamaba la atención por conocer si los animales como el pez torpedo eran una fuente de electricidad. 

Érase una vez el 6 de noviembre de 1780, mientras experimentaba con uno de los generadores electrostáticos diseñados por Otto von Guericke (1602-1686), Galvani hizo un descubrimiento extraordinario. Observó que cuando los nervios de una pata de rana eran tocados con la punta de un bisturí de disección, ocurrían fuertes sacudidas en los músculos, aún sin que el aparato electrostático estuviera conectado directamente a ninguna de las partes. No obstante, las contracciones ocurrían simultáneamente con las chispas eléctricas de la máquina y solamente cuando se sujetaba el bisturí por la parte conductora de la hoja y no por su mango aislante. Estas observaciones se conocen hoy como el primer experimento de Galvani.

La serie de experimentos que desencadenó una disputa de por vida con Alessandro Volta estuvo basada en la observación de que las patas de rana se contraían también cuando se conectaban dos puntos del tejido entre metales diferentes.

Así, Galvani encontró que la fuerza de las contracciones dependía de los metales que hacían contacto con el músculo por un lado y el nervio por el otro. Por otra parte, obtuvo contracciones débiles cuando se hacía un puente entre el nervio y el músculo con un único metal. Esto favoreció a Volta ya que realizaba sus estudios demostrando que las ancas de rana solo era un medio para cerrar el circuito y esta disputa llevo a crear las celdas galvánicas(voltaicas), se puede decir que ambos, separadamente la construyeron y que hoy conocemos como Celdas Galvánicas o Celdas voltaicas haciendo referencia a sus nombres.

 

Volta, en 1793, desarrollo un experimento que consistía en la colocación de dos metales separados por capas de paño impregnado de una solución salina. La electricidad pasaba por los metales a pesar de estar separados por el paño de solución salina, con este experimento nació la primera batería. Volta llego a la conclusión que la electricidad animal de Galvani era la misma que se encontraba en los metales y asocio el paño de solución salina como el medio que conecta los metales y que permite el paso de la corriente, así Volta desecho la idea de Galvani.

Volta también observo que la electricidad tiene un recorrido distinto si se intercambian de posición los metales, de manera que existe un metal positivo y uno negativo.  Hoy a estos metales se les conoce como electrodos catódicos (metal positivo) y anódico (metal negativo).

El uso de las baterías de volta.

Los científicos no dudaron en utilizar la batería de Volta para separar compuestos, los primeros fueron Nicholson y Carlisle quienes demostraron que una corriente eléctrica producida por una batería de Volta podría descomponer al agua si estas estaban en contacto con ella, más adelante Michael Faraday demostró que la cantidad de oxígeno e hidrógeno separados por una batería de volta en contacto con el agua se podía cuantificar, al estar relacionada con la cantidad de corriente que circulaba en sistema.

 

La química no se puede explicar sin entender los mecanismos que ocurren a nivel atómico y como afectan las observaciones macroscópicas, en consecuencia, el estudio de la electroquímica implica visualizar y entender los aspectos más simples que permiten realizar modelos y predicciones de sucesos que ocurren o que pueden ocurrir en la vida cotidiana. En el caso de la historia de la química y la electricidad, los eventos de la electricidad animal, electricidad de los metales, la separación del agua, entre otras., se deben entender desde un punto de visto nanométrico.

Para ello es importante que conozcas la importancia de una partícula muy destacable en la explicación de los fenómenos observados por Galvani, Volta, Nicholson, Carlisle, Faraday, entre otros., el electrón. 

1. 1.  La formación de enlace. El rol de los electrones y sus interacciones.

a)    Los electrones de valencia

Dentro de la estructura atómica es importante comprender como se formar los enlaces químicos, quienes son las partículas que se encargan de formar el enlace. Rápidamente vamos a introducir el rol de los electrones en la formación del enlace químico.

No todos los electrones que tiene un átomo participan en el enlace, solo los que están en el último nivel de energía forman enlaces con otros átomos. A estos electrones se les conoce como electrones de valencia. Observa la figura 3: 

 

Se puede observar que la ubicación de estos electrones es la más alejada del núcleo, aunque la figura es un modelo para indicar la ubicación de los electrones de valencia, es necesario utilizar otro tipo de representación para abreviarlos y que esta abreviación pueda ser utilizada para explicar el enlace químico, en especial el iónico y el covalente. El químico G. Lewis sugirió una forma sencilla de simbolizar los electrones de valencia y que sirve para darle seguimiento cuando participan de un enlace.

b)    Símbolos de Lewis

Los símbolos de Lewis son representaciones de los electrones de valencia. Los electrones son representados como un punto que se encuentra a lado del símbolo atómico del elemento en cuestión. Por ejemplo, para el átomo de Na la cantidad de electrones de valencia es uno ¿Cuántos puntos deberá tener alrededor del símbolo?

Para átomos con más electrones de valencia como el caso C, O, N y otros, el símbolo de Lewis se representa así: 

 

c)    Enlace iónico y covalente

El enlace iónico resulta de la atracción electrostática entre elementos metálicos y no metálicos, por ejemplo, el NaCl es un compuesto iónico de red sólida con arreglos tridimensionales, en donde los átomos de Na y Cl se encuentran en su forma iónica .

¿Cómo se representaría este enlace según los símbolos de Lewis? Lewis propuso que los electrones que forman el enlace iónico son los de valencias. Así para el Cl y el Na los electrones de valencia quedan representados de esta manera:

 

Cuando estos elementos se encuentran en los reactivos, aún no han reaccionado, presentan sus electrones de valencia alrededor del símbolo atómico, mientras que en los productos tanto el Na como el Cl se encuentran representados como iones, pero ¿Qué ha pasado con los símbolos de Lewis en ambos átomos? ¿Y que representa esto? ¿Que los electrones de valencias cambian de ubicación “se transfieren”?.

Veamos otro caso de enlace, “el covalente” en este tipo de enlace los átomos que participan son no metálicos y se caracteriza por que los electrones se comparten, Lewis también presentó un modelo que permite darle seguimientos a los electrones de valencia en este tipo de enlace. Veamos la representación de los electrones de valencia en el hidrógeno:

Como puedes observar los electrones de valencia se encuentra entre los símbolos del hidrogeno, de manera que se comparten y no se transfieren. En el caso de una molécula como el HCl el cloro atrae hacia su núcleo los electrones de valencia, pero estos no se transfieren, solo se distorsionan hacia el átomo más electronegativo de manera que en el H queda una carga parcial positiva y el Cl queda una carga parcial negativa. 

1.2 Concepto de número de oxidación. 

La oxidación de los metales es una reacción química donde interaccionan los electrones de valencia de los átomos involucrados, al formarse el enlace iónico los electrones se transfieren del elemento menos electronegativo hacia el más electronegativo. Cuando ocurre esta transformación, la cantidad de electrones que hay en el entorno electrónico del elemento cambia al formar el enlace dejando una carga puntal positiva si este es de baja electronegatividad o una carga puntual negativa si este es el de mayor electronegatividad. Citas al final.

¡Ojo al cristo! Cuando un elemento tiene una carga puntal no quiere decir que el elemento solo tiene protones (si este es +) o electrones (si este es -) lo que quiere decir es que el elemento ha perdido o ganado electrones solo para mantenerse estable energéticamente cuando forma el enlace. Clave: “regla del octeto”

¿Cuántos electrones tiene el Fe y el O antes de reaccionar? ¿Cuál será el balance total de protones y electrones en el Fe en los reactivos? Recuerda que la cantidad de protones es igual al número atómico de la tabla periódica.  

El hierro expuesto a la intemperie reacciona con el oxígeno para formar óxido de hierro (II), cuando ocurre esto los electrones que participan en el enlace se reorganizan, el hierro cambia de un estado neutral a tener dos cargas puntuales positivas (2+) y el oxígeno cambia su estado neutral al tener dos cargas puntuales negativas (2-).

Los números de oxidación representa una carga hipotética (no es real) y considera la electronegatividad del átomos cuando forman enlace, por ejemplo: el número de oxidación del Fe en el FeO es 2+ y el número de oxidación del O es 2- esto es así porque  el oxígeno es más electronegativo y atrae los electrones del Fe hacia su entorno, dejando al hierro con 2 cargas puntuales positivas, de manera que en el compuesto los números de oxidación del Fe y el O se indican en los superíndice, cuando se realiza la suma algebraica, los números oxidación tiene que dar cero (solo si es un compuesto o un átomo libre). 

Existen muchos casos en donde el número oxidación de un elemento cambia según el compuesto que se forma. Por ejemplo, el Fe no siempre será 2+ y para comprobarlo veamos esta reacción:

Determina los números de oxidación del Fe y del O en este compuesto Recuerda que la suma algebraica de los números de oxidación debe dar cero ¿Cuántas combinaciones de números puede dar cero?

Antes de que responda ¡ponle picante a tu conocimiento! Déjame explicarte algunas cosas que debes saber para asignar números de oxidación a los elementos cuando están en solos o cuando están formando un compuesto, para ello se suele seguir las siguientes reglas: 

Con estas reglas crees que serás capaz de determinar los números de oxidación en el oxido de hierro III ¿sí? ¿no? Bueno te ayudaré:

El Fe puede tener 2 posibles estados o números de oxidación (estado y número oxidación es lo mismo) 2+ y 3+ y el oxígeno 2- (según las reglas de la tabla) si recuerdas las clases de nomenclatura los superíndices de un elemento se invierten y pasa al subíndice del otro elemento.

Así para el FeO los subíndices son 2 para el Fe y 2 para el O de modo que se simplificaban los subíndices y no se escriben en la fórmula, lo recuerdas ¿verdad?

 

Esos números que se invierten coinciden con los estados de oxidación del Fe y O que habíamos mencionado anteriormente la multiplicación de los subíndices con los números de oxidación y la posterior suma debe ser cero, ahora con este tips ya puedes determinar los estados de oxidación del Fe y del O en Fe₂O₃. Claro, muchas veces es mejor utilizar otros métodos como las reglas de la tabla anterior para determinar los números de oxidación, puesto que al considerar que los subíndices se simplifican se puede inducir al error en la determinación de los números de oxidación. 

veamos en detalle cada caso que se presenta la tabla: para esto te recomiendo que veas el siguiente video donde se explican las reglas que ya he mencionado, pero con ejemplos.

 

Video obtenido de Amigos de la Química. (24 de enero, 2018)

   

Si ya dominas la determinación de números de oxidación veamos la siguiente lista de compuestos:

¿Cuál es valor de la suma de los números de oxidación en estos compuestos? Indica porque es así.

Determina el número de oxidación de cada elemento químico en los siguientes iones poliatómicos.

1.3 Aplicación del número de oxidación

Ahora que ya sabes determinar números de oxidación te preguntaras para que lo necesitas en electroquímica, pues la electroquímica no se puede entender sin el concepto de número de oxidación, el número de oxidación indica la trasferencia de electrones es decir cómo se organizan los electrones en el enlace, hacia donde están dirigidos tomando en cuenta la electronegatividad.

También es útil para indicar exactamente cuántos electrones se transfiere de un átomo a otro. Por ejemplo: en el FeO el hierro le transfiere 2 electrones al oxígeno, de manera que el número de oxidación del Fe es 2+ y la del O es 2-, ahora los químicos han establecido términos para indicar quien transfiere   y cuál es la especie que los recibe, parece un poco complicada verdad, pero con dos palabras se puede resumir. Los nuevos términos son oxidación y reducción.

a)    La oxidación y la reducción

La oxidación es el proceso donde un átomo pierde electrones y la reducción es el proceso donde un átomo gana electrones, ves no es nada nuevo. Ambos procesos (oxidación-reducción) ocurren simultáneamente durante la reacción.  

para la formación de FeO a partir de Fe elemental y O₂ indica cuál es la especie que se reduce y cuál se oxida.

Como se ha mencionado los números de oxidación son útiles para determinar las especies que se oxida y que se reducen, la importancia en electroquímica se debe a la aplicación de este tipo de reacciones donde se puede obtener trabajo eléctrico como se verá más adelante. No debe sorprenderte si esta reacción tiene un nombre para diferenciarlas de las demás, por ejemplo, de la reacción de neutralización, estas son llamadas reacciones oxido-reducción o redox ¿Cuál crees que será la principal característica de este tipo de reacción?   

Aunque te he enseñado un ejemplo de reacciones redox como la reacción del hierro y el oxígeno, también existen otros tipos de reacciones redox que no involucran al oxígeno.

Si conoces la característica principal de las reacciones redox, atrévete a identificar cuál o cuales de las siguientes reacciones son redox.

  

Las reacciones redox se clasifican en distintos tipos, como puedes observar en el anterior ¡Ponle picante tu conocimiento! de manera que existen distintas formas en que se puede realizar una reacción redox, vemos los siguientes cuadros

 

Como puedes ver en los cuadros existen varios tipos de reacciones redox y de seguro ya las conocías como la combustión, composición, etc., pero no lo relacionabas con la ganancia o pérdida de electrones ¡verdad! Es más fácil identificar estas reacciones con los nombres que conoces ya que decir que son redox y al ser muchas pueden confundirte.

También existen reacciones donde una misma especie se oxida y se reduce a la vez, veamos un ejemplo:

El oxígeno en esta reacción se oxida y se reduce a la misma ves, este tipo de reacciones son conocidas como reacciones de desproporción.

Las reacciones de desplazamiento son reacciones redox:

de manera que el Cl se reduce (gana electrones), su número de oxidación disminuye (0 a -1) el Br se oxida (pierde electrones), su número de oxidación aumenta (-1 a 0)

Consejo para el aprendizaje:

Si todavía te confundes con la idea de ganar o perder electrones, ¿el que pierde-aumenta? ¿el que gana-disminuye? ¿el que se reduce-gana?  si la reducción en la vida cotidiana se refiere a la disminución. Te aconsejo que pienses ¿Qué propiedad nos permite conocer los elementos que se oxidan o se reducen? Claro, es el número de oxidación, utiliza este número a tu favor, de manera que la reducción significa disminución del número de oxidación y lo contrario es la oxidación.

Agente reductor y agente oxidante

Otro concepto de deberás aprender es agente reductor y agente oxidante. Un agente reductor es aquel que oxida otra especia y un agente oxidante es el que reduce a otro. Veamos con un ejemplo:

El oxígeno extrae electrones del hierro y su número de oxidación disminuye al aceptar electrones, de manera que el oxígeno es el agente oxidante. Mientras que el hierro le suministra los electrones al oxígeno y su número de oxidación aumenta al perder electrones.  

Demuestra lo aprendido, en la siguiente imagen determina los conceptos de reactivos, electrones, transferencia de electrones, agente reductor, agente oxidante, la oxidación y la reducción.

 

1.4 Balance de ecuaciones Redox. 

Al escribir las ecuaciones químicas que describen la relación entre reactivos y productos se debe conservar la cantidad de productos y reactivos establecido por la ley de conservación de la masa, en las reacciones redox el ajuste de reacciones implica la conservación de la masa y la conservación de los electrones, es decir la cantidad de electrones ganados debe ser igual a la cantidad de electrones perdido.

Para establecer esta relación se suele utilizar otros tipos de ajuste que evidencien la trasferencia de electrones, el uso de semirreacciones es útil para indicar los electrones que se transfieren.

Veamos un ejemplo del Brown, (2014):

¿Quién se oxida y quien se reduce en esta reacción?

Es necesario colocar las reacciones de oxidación y reducción separadas, a estas representaciones se le conoce como semirreacciones redox. 

¿los electrones transferidos se han conservado? Observa que la cantidad de electrones ganados y perdidos no son iguales ¿Qué debes hacer para ajustarlos?  

Debes multiplicar ambas semirreacciones para que los electrones transferidos sean iguales, ese factor igualara las semirreacciones. En este caso la semirreacción de oxidación se multiplica por un factor de 1 y la semirreacción de reducción se multiplica por un factor de 2, de manera que las ecuaciones de semirreacción quedaran así:

 

Ahora si podemos decir que la ecuación esta ajustada según los electrones transferidos, pero en la reacción global no se colocan los electrones transferidos ellos se deben simplificar, es decir que los electrones que se encuentran en los reactivos se cancelan con los electrones de los productos:

1.4.1 balance redox en medio ácido 

Dado que las reacciones redox pueden ocurrir en distintos medios acuosos, como ácidos o básicos, las reacciones redox se ajustan según el medio en que se encuentren.

Para las reacciones redox que ocurren en una disolución ácida, por ejemplo: 

 

1. Divide las reacciones en dos semirreacciones.

 

2. ajusta cada semirreacción

•  Primero, ajusta los elementos que no son H y O.

• Segundo, ajusta los átomos de O agregando H₂O en el lado de la ecuación que tenga menos átomos de O.

así se agrega 7H₂O para ajustar los O de los reactivos.

 

en este caso no es necesario ajustar los O porque no tiene. 

• Tercero, tienes que balancear los átomos de hidrogeno agregando H⁺ 

se agregan 14  para ajustar los hidrógenos de 7H₂O

en este caso no es necesario ajustar los H⁺ porque no tiene.

• Por último, ajusta la carga agregando electrones 

Esta vez lo haces diferente, los electrones lo colocaras para mantener igual carga en los reactivos y los productos.   

para esta semirreacción la carga de los reactivos es 14(1+) + 1(2–) = 12+ y la de los productos es 2(3+) + 7(0) = 6+ esto quiere decir que se necesitan 6 electrones en los reactivos para que las cargas en ambos lados sean iguales (6+ = 6+).  

También puedes confirmar los electrones al ver los números de oxidación del Cr que cambia de 6+ a 3+ y ganando 3 electrones cada átomo y como son 2 en total recibe 6 .

 

Igual como se hizo para la semirreacción anterior se colocan los electrones para igualar la carga en los reactivos y los productos, así para el reactivo la carga es 2(1–) = 2– y para los productos 1(0) = 0, como no son iguales las cargas de los reactivos y productos, se agrega 2 electrones en los productos lo cual establece una igualdad en las cargas 2– = 2–. 

También puedes verificar que cada ion cloro pierde 1 electrón para formar el cloro gaseoso, esta molécula tiene un numero de oxidación de cero.

Hasta ahora las semirreacciones están de esta manera: 

¿No te resulta familiar estas reacciones? La pregunta que debes responder es ¿Cuál es la semirreacción de oxidación y la semirreacción de reducción? 

3. Recuerdas que en las semirreacciones se indican los electrones ganados o perdidos y estos deben ser iguales, es decir que la cantidad de electrones ganados debe ser igual a los electrones perdido. 

Como en la semirreacción de oxidación el ion cloro pierde 2 electrones y en la semirreacción de reducción cada átomo de Cr gana 3 electrones en total 6, no esta ajustada las semirreacciones según los electrones transferidos, es necesario multiplicar por un factor que iguale la cantidad de electrones.

El factor es 3 y se multiplica solo en la semirreacción de oxidación y se multiplica por un factor de 1 en la reacción de reducción. 

Resultado de la multiplicación:

4. La suma de las 2 semirreacciones permitirá simplificar los electrones, recuerda que estos no se escriben en la reacción global.

de manera que la reacción global queda de esta manera:

La cantidad de reactivo y producto debe ser iguales cumpliendo la ley de conservación de la masa. Si te fijas en los reactivos y productos se muestra sustancias que no estaban inicialmente cuando se presentó la reacción, estos son el ion hidronio y las moléculas de agua. La presencia de estas especies son las que permiten el ajuste redox y la confirmación de que la reacción ocurre en medio ácido. 

   

Si consideras que ya dominas el ajuste redox en medio ácido, realiza el ajuste redox para las siguientes reacciones. 

Utiliza este diagrama para recordar los pasos que debes realizar y si necesitas más detalles puedes consultar la explicación anterior, recuerda que es importante separar la reacción redox en semirreacciones, así podrás desarrollarlo mejor.

 

1.4.2 Balance redox en medio básico

Para las reacciones redox que ocurren en medio básico se realiza los pasos 1 y 2 hasta el punto donde se ajustan los hidrógenos con H⁺ para neutralizar los iones hidronio se agrega iones hidróxidos, por ejemplo:

1. El balance se realiza como si estuviera en una disolución acida, por tanto, debes separar la reacción en semirreacciones:

2. Ajusta cada semirreacción:

•  Primero, ajusta los elementos que no son H y O.
  
• Segundo, ajusta los átomos de O agregando H₂O en el lado de la ecuación que tenga menos átomos de O.

•   Tercero, tienes que balancear los átomos de hidrogeno agregando H⁺

• Cuarto, ajusta la carga agregando electrones.

recuerda que las cargas deben ser iguales para ambos lados de la semirreacción.

se agrega 2 electrones en los productos para que las cargas sean iguales.

• Quinto, se neutralizan los iones H⁺ con OH^- que se colocan en ambos lados de semirreacción. 

Los iones H⁺ reaccionan con OH^- para formar agua, los iones hidroxilo de la derecha permanecen igual porque no tiene iones hidronio para neutralizar. 

3. Iguala la cantidad de electrones ganados y perdido al multiplicar por un factor las semirreacciones. 

Resultado:

4. Se simplifica la cantidad de electrones y agua.  

Resultado:

5. Escribe la reacción global y verifica que cada lado de la reacción tenga la misma cantidad de reactivo, producto y cargas. 

Verificación: en ambos lados de la reacción hay 16 H, 2 Mn, 10 C, 36 O y la carga es -12.

 

Si consideras que ya dominas el ajuste redox en medio básico, realiza el ajuste redox para las siguientes reacciones. 

1.5 Sigue las reacciones redox en la vida cotidiana 

Siderurgia. 

Las reacciones redox son muy importantes para distintos procesos ambientales, industriales y vitales. Por ejemplo, la obtención del hierro elemental se realiza a través de un proceso industrial llamado siderurgia donde se utiliza el hierro elemental que se encuentra en los minerales (limonita) como , el proceso tiene varias etapas e implica el uso un horno alto de aproximadamente 30 metros, en ello se introduce el mineral que contiene hierro, también se introduce coque y caliza. ¿Dónde se encuentra las reacciones redox en la siderurgia?

Primero el hierro que se encuentra en forma de  se reduce a Fe₄O₃ al mismo tiempo el C del CO se oxida. ¿Quién es el agente reductor? Seguido de esta reacción, el hierro que se encuentra en Fe₄O₃ se reduce a  ¿Quién es el agente oxidante? En ambos procesos el CO se oxida a CO₂, estos procesos ocurren a temperaturas de 200 a 700 °C. la reducción final del hierro ocurre a una temperatura de 1000 °C donde finalmente se obtiene el hierro elemental ¿Cuál será el estado físico del hierro a estas temperaturas? En el siguiente diagrama se presenta la estructura y las reacciones que ocurren en horno para obtener Fe, la función del coque proporcionar carbono que reaccionar con el CO₂ o con el O₂ y producir CO que es el agente reductor de los minerales de hierro, mientras que la caliza proporciona la cal (CaO) que reacciona con los silicatos que se encuentran en los minerales, siempre existe impureza en los minerales.

Para conocer más sobre las aplicaciones de las reacciones redox te invito a ver el siguiente video, seguro que te vas a sorprender. 

Video obtenido de Guadalupe Marcelo Ventura. (2 de febrero, 2017)

Te felicito si lograste llegar hasta aquí, es un gran logro entender los conceptos claves de la electroquímica, las ecuaciones redox, entre otros.,  pero espera todavía faltan por entender lo que te había prometido "las baterías" como ves es un tema que quedará para otra otra ocasión y en esa ocasión recordarás las historias de Galvani, Volta y otros científicos que marcaron el desarrollo tecnológico hasta nuestros días. 

Esta historia continuará... 

  

2.1 Celdas Galvánicas o Voltaicas 

Quizás no conozcas mucho de este tipo de celdas, pero comúnmente se le conoce como pilas o baterías ¿ahora si te suena?

Un ejemplo de las pilas o baterías galvánicas son las baterías comunes para los juguetes o controles de televisión, otro ejemplo muy común es la batería de un automóvil. Pero lo más llamativo sobre estas baterías, es que ya conoces su funcionamiento y no lo sabias, en el capítulo anterior comprendimos con claridad las reacciones de tipo óxido-reducción, este concepto será clave para entender una rama que muy poco se conoce en la Química en las escuelas secundarias, estamos hablando de la electroquímica.

Llena el siguiente cuadro con mucha sinceridad (coloca un gancho en tu cuaderno de anotaciones si has escuchado los siguientes términos)

Si te das cuenta cada una de estas palabras parecen iguales, pero no lo son. Lo que sí es que tienen relación en esta rama llamada electroquímica. Para los químicos la electroquímica no es más que el estudio de la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interfaz de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido. Pero para que se den estas reacciones, se necesita de un sistema que artificialmente Galvani y volta ya lo crearon.

La celda galvánica o celda voltaica es un tipo de celda electroquímica que consta de dos metales (por lo general) diferentes inmersos en dos semiceldas, en las que un compuesto en solución activa una reacción espontánea.

Entonces, uno de los metales en una de las semiceldas se oxida mientras el metal de la otra semicelda se reduce, produciendo un intercambio de electrones a través de un circuito externo. Esto permite aprovechar la corriente eléctrica.

Observemos como está compuesta una celda de este tipo

imagen 6 : esquema de las partes de una celda voltaica. 

Como ya mencionamos estas celdas tienen dos metales (por lo general), a estos le llamaremos electrodos que por su naturaleza REDOX los clasificaremos en:

El electrodo que sufre una reacción de reducción, ​ mediante la cual un material reduce su estado de oxidación al recibir electrones le llamaremos cátodo y el electrodo que sufre la reacción inversa ``oxidación´´ le llamaremos ánodo.

Utilizando la siguiente analogía podemos conceptualizar estos dos términos:

-Conociendo esta analogía podríamos descifrar que ocurre lo contrario  en el ánodo (ocurre la  oxidación).

Para responder tu pregunta te traemos el siguiente video que te ayudará a visualizar este proceso y la importancia de conocer el funcionamiento de una celda galvánica. En este video los primeros cuatro minutos podrás observar lo que te comentaba arriba sobre la historia de las pilas galvánicas, del minuto cuatro al nueve podrás observar el funcionamiento de una pila galvánica.

Parte 3

Conociendo lo anterior responde a las siguientes cuestiones en el siguiente crucigrama (basado en una celda de Daniell):

2.2 Más que símbolos y líneas

En muchos libros existen diferentes formas de representar el cátodo, el ánodo o el puente salino en una celda o pila. Pero lo más común es utilizar la nomenclatura de barra, este se puede entender de la siguiente manera:

2.3 Energía libre y Fem

El cambio en la energía de Gibbs , es una medida de la espontaneidad de un proceso que ocurre a temperatura y presión constante. La fem (fuerza electromotriz que mueve los electrones en un sistema, E) comunmente reconocido como el producto de un diferencial de potencial, indica la espontaneidad de las reacciones. Ambos términos tienen una relación que se puede expresar de la siguiente manera:

 

Donde n es un número positivo sin unidades que representa el número de moles de electrones transferidos de acuerdo con la ecuación balanceada para una reacción dada.

F es la constante e Faraday expresada en J/V-mol o C/mol

F=96485 J/V-mol      o       F=96485 C/mol

Esta constante es la cantidad de carga eléctrica en 1 mol de electrones.

Como saber si la reacción es espontanea:

·         Si Eº es positivo, es un proceso espontaneo

·         Si Eº es negativo, no es un proceso espontaneo

·     Si  ΔGº es positivo, no es un proceso espontaneo

·     Si ΔGº  es negativo, es un proceso espontaneo

2.4 Pilas o baterías recargables

Desde las celdas galvánicas (modelo de Volta y Galvani)  se ha tratado de modificar o avanzar para que estas reacciones formen parte de un proceso recargable a un sistema o mejor dicho una batería que le aporte electricidad a un objeto, y que estas puedan volver a recargarse, de esta manera ahorraríamos dinero y protegeríamos al medio ambiente, ya que en el siglo XX era un problema el gran número de pilas que no se recargaban y eran arrojadas a los tinacos, ríos, vertederos, entre otros lugares siendo así causante de contaminación de agua y suelo.

Hoy día es muy común hablar de estas pilas por ejemplo las pitas de Ni-Cd que han tenido una actividad útil durante el siglo XX o las pilas de ion litio que la utilizamos a diario en los juguetes, controles, en pleno siglo. Otra pila muy importante en nuestra vida diaria son las pilas de los automóviles. Pero te has preguntado ¿Cómo funcionan este tipo de pila? ¿Por qué hay llamar a la Casa de las Baterías para qué le pasen corriente a la batería del vehículo?

Si observamos el plomo aumenta su estado de oxidación, se oxida perdiendo electrones y luego hay una segunda semirreacción que indica que los iones de Plomo dos (Pb²⁺) en presencia de iones sulfatos forman un precipitado de sulfato de plomo (PbSO₄).

Si observamos se puede decir que hay un proceso contrario y esto lo podemos apreciar mejor en la ecuación global

Para razonar ¿Entonces la batería tendría una vida de utilidad infinita?

Respuesta: claro que no, si notas las baterías a veces duran hasta un año, como máximo dos años en descargarse ¿de qué depende entonces? Depende los ciclos de carga-descarga, ya que precipitan algunos cristales de PbSO₄ y de esta manera a largo plazo ya no tendría la misma actividad electroquímica que antes, quedando obsoleta cuando hay un gran número de cristales en el fondo.

Electrólisis un descubrimiento más que sorpréndete 

2.5 Electrólisis

Comenzando los años 1800, los científicos Nicholson y Carlisle, utilizando la batería primitiva de Volta como fuente, descubren algo sorprendente para su época, hablamos de la separación del agua en dos elementos diferentes, ya que al pasar una corriente eléctrica se genera esta reacción que hoy conocemos como reacción de descomposición. El hallazgo fue de tanto asombro, ya que en ese entonces lo poco que se conocía de los átomos (modelo de Dalton) no era puntual con el hallazgo, ya que se desconocía de un nuevo término, que años más tardes se conoció como enlace, estos son formadores de moléculas y compuestos.

Este nuevo comienzo, demostró que más haya de átomos y moléculas, existen cargas atractivas entre ellos, animando a otros científicos a seguir estudios sobre la electrólisis y la descomposición de otros compuestos.

Anteriormente entendimos el funcionamiento de una celda voltaica donde las reacciones químicas se dan de manera espontánea para producir un voltaje. Sin embargo, también es posible utilizar energía eléctrica para ocasionar que ocurran reacciones REDOX no espontaneas.  Por ejemplo, la electricidad permite descomponer cloruro de sodio fundido en sus elementos constituyentes Na y Cl₂. Dichos procesos impulsados por una fuente externa de energía eléctrica se llaman reacciones de electrólisis y se llevan a cabo en las celdas electrolíticas (Brown, 2014).

Existe otro caso muy peculiar que se utiliza en diversas prácticas de la electroquímica y esta se llama electrodeposición, para ello debemos cumplir con un principal parámetro, el cual es necesario tener electrodos activos, ósea que participen en el proceso de la electrólisis. En el caso anterior estos electrodos eran inertes, observemos un ejemplo de electrodos activos y como ocurre la electrodeposición.

¿PERO QUE PASA CUANDO NO ESTAMOS EN CONDICIONES ESTANDAR?

2.6 ECUACÓN DE NERNST

Si leemos detenidamente observaremos la palabra estándar aparece en varias actividades ¿Qué crees que signifique esta palabra en un sistema como el que calculaste el diferencial de potencial (actividades anteriores)?

Para que un valor sea estándar se deben cumplir varias condiciones: concentración 1 M, presión de 1 atm, temperatura de 298 K o 25 °C.

Entonces cuando una celda o una reacción de este tipo se lleva acabo fuera de estas condiciones, ya no podríamos tener los mismos resultados y eso lo vemos diariamente, por ejemplo, las baterías de los carros no siempre se encuentran a 25ºC ni mucho menos a 1 M en las sustancias que la componen y es por ello las baterías arrojan diferentes voltajes al medirlo.

Walther Hermann Nernst Görbitz fue un físico y químico alemán, premio Nobel de Química en 1920 por sus teorías sobre el cálculo de la afinidad química como parte de la tercera ley de la termodinámica y también aportando su famosa ecuación de Nernst, relacionando el potencial de reducción de una reacción electroquímica (reacción de media celda o celda completa ) con el potencial de electrodo estándar , la temperatura y las actividades (a menudo aproximadas por concentraciones) de las especies químicas que experimentan reducción y oxidación.

¿De dónde sale la ecuación de Nernst?

Tomando en consideración la ecuación de energía libre podemos tener una base para comenzar a explicar la ecuación de Nernst

Como observaste en el ejemplo anterior se debe tomar en consideración el gradiente de concentración, esto lo podemos apreciar al representar la ecuación global, dependiente de esta podremos observar los iones que forma y utilizarlo en la ecuación:

LO ÚLTIMO DE LAS CELDAS (INNOVACIÓN)

 

2.7 Celdas de Combustión

Hoy día hay muchas investigaciones sobre este tipo de celdas ya que se consideran que pueden ser fuentes de energía alternativas y limpias, estas celdas están basadas en reacciones oxido-reducción donde los reactivos no están dentro del sistema si no que suministra desde un deposito externo de forma continua, produciendo energía mientras haya reactivos participando. No se puede almacenar energía.

¿Quiénes son estos reactivos?

Por lo general son: un combustible (H₂, metanol) y un oxidante (O₂ y aire), estas reacciones son exotérmicas (produce calor) de aquí la importancia de este sistema, donde se aprovecha el calor de reacción.

Algunas aplicaciones por ejemplo podemos mencionar:

·         El uso de este tipo de celda en las naves espaciales, como fuente para obtener energía eléctrica y agua para refrigerar.

Debilidad de estas celdas:

Uno de los inconvenientes que presenta esta celda es que son lentas (reacciones muy lentas), para que ocurra eficazmente se utiliza los catalizadores, pero la disposición de ellos depende de la demanda, por ende, un catalizador cuesta demasiado.

Observemos el siguiente ejemplo, donde se ilustra una celda combustible de pila de hidrógeno.

En la imagen de la celda de combustión se aprecia una parte central de color gris, que representa una membrana de electrolitos de intercambio protónicos, donde atreves de ella van a tener que pasar los protones para poder consumirse en el proceso que ocurre en la reducción. Tenemos que hacer referencia que solo pasan protones no los electrones por esta membrana.

Por lo general los electrodos son de material poroso y cumplen siendo catalizadores de estas reacciones.

Su funcionamiento se basa en reacciones óxido-reducción como ya lo mencionamos, donde el hidrógeno se oxida (de cero a uno más). En el cátodo se reduce el oxígeno hasta el estado de oxidación (dos menos), en esta semirreacción los protones que provienen del producto de la semirreacción del ánodo reaccionan en la semirreacción del cátodo como se puede apreciar en las siguientes reacciones.

CONOCE UN POCO MÁS 

 Factores pueden afectar el rendimiento de una celda de combustible.

•         altas temperaturas

•         suciedad en el ánodo o cátodo.

•         La recarga no se cumple eficazmente (las reacciones).

•         fuga de las sustancias combustibles.

•         No tienen un Área superficial adecuado

Existen otros tipos de celdas combustibles que tienen el mismo funcionamiento que las celdas combustibles de pila de hidrógeno, algunos ejemplos son:

1.            Celdas de Combustible Alcalina (AFC)

2.            Celdas de Combustible de Metanol Directo (DMFC):

3.            Celdas de Combustible de Ácido Fosfórico (PAFC)

¿Qué tendencia se espera en un futuro con estas celdas?

• Cerrar el ciclo, donde las celdas sean capaces de formar hidrógeno y luego conservarlo y utilizarlo en una pila de hidrógeno.
• Automóviles eléctricos que saquen del mercado a los automóviles clásicos (para ello se necesitan gasolineras que puedan recargar las fuentes de hidrógeno del auto)
• Nuevos catalizadores para maximizar este tipo de celdas.

Hola somos tus profesores Yejektel Aparicio y Yerelin Parchment, en todo este módulo de auto aprendizaje te has evaluado tú mismo con nuestra ayuda. Llegó el momento que evaluaras nuestro trabajo como profesores.

``Llena el formulario´´, de esta manera sabremos cómo mejorar en un futuro. Gracias por la dedicación y el tiempo invertido en el módulo, esperamos que te sirva de ayuda y que hallas aprendido lo esencial de la electroquímica.

Búsqueda de imágenes y tablas:

Slide Player: el enlace químico: tipos de enlace químico

• De esta página web se tomó la imagen de la representación de los electrones valencia según los símbolos de Lewis.

• Link donde se encuentra como está compuesta una celda galvánica: http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/42-celdas-galvanicas-o-celdas-voltaicas.html
• Link sobre la experiencia 1 ``aprende o te prendo´´ (vídeo): https://youtu.be/hCGQuRoYXng
• Historia de Galvany y las ancas de ranas, sitio web revisado el 17 de septiembre de 2019, autor Marco Aurelio México: http://www.mcnbiografias.com/app-bio/do/show?key=galvani-luigi
• Crucigrama de celdas electroquímicas: https://es.educaplay.com/recursos-educativos/6953041-celda_de_electroquimica.html

 

Bibliografía

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Brown, T. (2014). Química, la ciencia central. México: PEARSON EDUCACIÓN .

Garcia, J. (s.f.). Química teorías y problemas. Madrid : EDITORIAL TÉBAR FLORES, S.L.

Amigos de la Química. (24 de enero, 2018) QUÍMICA. Cálculo del número de oxidación [Video].

YouTube. https://www.youtube.com/watch?v=DGUCaiQPdy0

 

Universidad Politécnica de valencia. (29 de mayo, 2019) tipos de reacciones redox (ejercicios     

prácticos) |9/33| UPV. [Video]. YouTube.   https://www.youtube.com/watch?v=PZGpdKsNk2c&t=42s

 

Guadalupe Marcelo Ventura. (2 de febrero, 2017) Aplicaciones de Reacciones redox. [Video].

YouTube. https://www.youtube.com/watch?v=kKNTFZ0N9fs

 

WU, C. y FOOS, J. (2010). Making Chemistry Fun to Learn. Literacy Information and

Computer Education Journal, Vol. 1, nº 1, 3-7.  https://www.ncbi.nlm.nih.gov/pmc/articles/PMC3902633/

 

 Gómez Salgado, B., Lavín Puente, C. (2016). ENSEÑANZA-APRENDIZAJE DE LA ELECTROQUÍMICA

CON ANALOGÍAS: UNA EXPERIENCIA EN EL AULA. TABANQUE Revista pedagógica, 29 (2016), p 189−206. https://dialnet.unirioja.es/servlet/articulo?codigo=5772486

 

Martínez Delgado, J. (2013) Propuesta metodológica para mejorar el aprendizaje del tema de

electroquímica en estudiantes de 10 grado de la institución educativa cañaveral a través del estudio de sus ideas previas. Universidad Nacional de Colombia Facultad de ciencias exactas y naturales Manizales, Colombia 2013.

http://www.bdigital.unal.edu.co/12029/1/8411511.2013.pdf

 

Acuavital. (30 septiembre, 2019). ¿Sabías estos datos sobre la electricidad? acuavital,

posted in acuavital, tecniguía - acuavital. https://acuavital.wordpress.com/2019/09/30/sabias-estos-hechos-sobre-la-electricidad/

 

Acuavital. (30 septiembre, 2019). ¿Sabías estos datos sobre la electricidad? acuavital,

posted in acuavital, tecniguía - acuavital. https://acuavital.wordpress.com/2019/09/30/sabias-estos-hechos-sobre-la-electricidad/

 

Eduardo Piñones(11 diciembre,2019)Como funciona una batería, Celdas Galvánica                                                                           

         (vídeo)YouTube: https://youtu.be/hCGQuRoYXng

 

Marco Aurelio México, Historia de Galvani y las ancas de ranas, sitio ( 17 de septiembre de 2019),

                 Vía Virtual Pedagógica México:

                  http://www.mcnbiografias.com/app-bio/do/show?key=galvani-luigi

 

Yejektel Aparicio(2 octubre, 2020) Crucigrama de celdas electroquímicas, Educaplay:     

                  https://es.educaplay.com/recursos-educativos/6953041-celda_de_electroquimica.html

 

Maritza Morán (14 de enero,2007) Batería de un automóvil, Electroquímica de Celdas,

                 (extracción de imagen de batería):

                 https://navarrof.orgfree.com/Docencia/Quimica/UT4/electro2.htm

 

Charo Floria (5 de enero, 2014) Electrólisis Funcionamiento, SlidePlayer,  

                 (imagen de la electrólisis del tenedor, modificada)

                  https://slideplayer.es/slide/124423/

 

Mónica González (26 de abril,2011) Potencial de Nernst, La Guía Química.

                  https://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/potencial-de-nernst

Rodrigo Rodríguez (13 de mayo, 2013) Celdas de Combustiñon,

                   (extracción  de imagen) Wikipedia sección Química

                    https://es.wikipedia.org/wiki/Pila_de_combustible_de_%C3%B3xido_s%C3%B3lido

 

Juan Carlos Cedrón and cols. (3 de marzo, 2011) Partes de una Celda Galvánicas,

                 Celdas Galvánicas o celdas voltaicas, Química unidad 1:                                                                                        

http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/42-celdas-galvanicas-o-celdas- voltaicas.html

 

Yejektel Aparicio (9 de octubre,2020) Formulario para la evaluación del Blog, Panamá, Up.

https://docs.google.com/forms/d/e/1FAIpQLSeoiAEpBfLgpAoDojfz2AoigtoHgrT7rLw1INZamnMTPh_IXg/alreadyresponded

Documento en la web: la rana de Galvani: anuncio de una nueva era. P. Gallone. Electrochimica Acta, Vol.31, N° 12. pp, 1485-1490, 1986. Printed in Great Britain.

Principios de química: los caminos del descubrimiento. Esta referencia es donde obtuve conocimiento de los agentes oxidante y reducto

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