Tema 10: Pilas

1. QUÍMICA TEMA 10: “PILAS ELECTROQUÍMICAS” En este tema vamos a ver las aplicaciones tecnológicas de los procesos de oxidación-reducción.

2. Pilas Son unos dispositivos donde ocurre una reacción redox de forma espontánea y aprovecha el flujo de electrones a través de un hilo conductor conectado a un voltímetro. En dicho proceso, la energía química se transforma en eléctrica. Diseño de una pila (Pila Daniell ): Voltímetro Puente salino Electrodo Oxidación/ánodo Reducción/cátodo ( semicelda )

3. La pila Daniell consta de un recipiente con una lámina de cinc (electrodo) en una disolución de sulfato de cinc y otro recipiente en el que hay un electrodo de cobre en una disolución de sulfato de cobre(II). Las dos disoluciones se unen a través de un puente salino o tabique poroso. El puente salino es un tubo en forma de U que contiene una disolución conductora de cloruro de potasio o nitrato de potasio acuosos. La función del puente salino es compensar la carga para que los compartimentos permanezcan eléctricamente neutros. Los electrodos se unen mediante un hilo conductor a un voltímetro para indicar el paso de la corriente. El electrodo (-) de la IZQUIERDA→ ÁNODO→OXIDACIÓN. El electrodo (+) de la DERECHA→ CÁTODO→REDUCCIÓN. Las dos partes de la pila donde tiene lugar simultáneamente las dos semirreacciones de oxidación y reducción se llaman semipilas . Oxidación /Ánodo Reducción /Cátodo

4. F.E.M. de la pila : al conectar la lámina de cobre con la de cinc mediante un hilo conductor, se establece un flujo de electrones ya que entre ambas celdas existe una diferencia de potencial que recibe el nombre de fuerza electromotriz( f.e.m ) o potencial de la pila. Notación electroquímica : a la izquierda de las dos rayas se escribe la composición del ánodo y a la derecha la del cátodo. Entre paréntesis se indican las concentraciones: Potencial estándar de reducción : se denomina f.e.m estándar de una pila cuando las concentraciones de todos los iones implicados en la reacción es de 1M y la presión 100000 Pa a 25ºC. Para saber ɛ de un electrodo, se escoge uno de referencia (electrodo estándar de hidrógeno) y por convenio, se le asigna arbitrariamente el valor 0.

5. Ánodo: electrodo de hidrógeno. Cátodo: electrodo de cobre. Ánodo Cátodo

6. El potencial significa que el potencial estándar del electrodo de Cu es más alto que el de H, por ello el cobre se reduce y el hidrógeno se oxida. Por esta razón se llama potencial estándar de reducción. Todo aquel que tenga un potencial positivo frente al hidrógeno, actúa de cátodo. Todo aquel que tenga un potencial negativo frente al hidrógeno, actúa como ánodo. Si se forma una pila en la que no intervenga el hidrógeno, actuará como cátodo el que tenga mayor potencial y de ánodo el de menor potencial. Para que sea espontánea: . Como la relación entre la energía libre y el potencial es la siguiente: F constante de Faraday

7. Efecto de la concentración: l os potenciales dependen de las concentraciones y la relación entre ellos viene dada por la ecuación de Nernst : De forma general:

8. Pilas y acumuladores comerciales Tipos de pilas y acumuladores: Baterías primarias: pilas no recargables. Pila Leclanché . Pila alcalina. Pila de mercurio. Pila de litio. Baterías secundarias: pilas recargables o acumuladores Acumuladores de plomo. Acumulador de níquel-cadmio. Acumulador de níquel-hidruro metálico. Batería de ión litio. Pilas de combustibles: las especies que participan en la reacción redox son suministradas continuamente.

9. Corrosión Es un ataque electroquímico lento que sufren las superficies de los metales por la acción gases, vapor de agua, ácidos, la atmósfera o los seres vivos, de forma que la superficie del metal se convierte en un óxido, hidróxido, sal o cualquier otro compuesto químico. Factores que influyen en la corrosión: Naturaleza del metal. Concentración. Presencia de otras sustancias. Impurezas, etc. Corrosión del hierro: Ánodo Cátodo

10. Protección contra la corrosión: Pintura: recubrimiento de los metales con barniz o pintura (minio). Pasivación : consiste en tratarlo con un agente oxidante fuerte, formándose una capa protectora adherida al metal. Se puede conseguir con ácido nítrico y dicromato de potasio. Protección catódica : consiste en unir al metal que se quiere proteger, un trozo de otro metal que tenga un potencial de reducción menor. Con esto se consigue que el otro metal actúe como ánodo, oxidándose. Recubrimientos metálicos : se recubre con un metal con un potencial de reducción positivo, por lo que se oxida con dificultad y protege al otro metal de la oxidación. Ejemplo el estaño.

11. Electrolisis Electrolisis: es un proceso Redox , al cual hay que suministrarle energía desde una fuente externa para que ocurra la reacción. Proceso electrolítico: es aquel en el que se verifican reacciones redox que no son espontáneos. Cuba o celda electrolítica: donde se lleva a cabo un proceso electrolítico. Ánodo (+) Cátodo(-) Pila

12. Estado físico en la electrolisis Electrolisis de una sal fundida: Ánodo Cátodo El valor negativo significa que esta reacción no es espontánea. Por ello para que esto ocurra hay que utilizar una pila externa cuya f.e.m sea mayor que 4,07 V. De esta forma se consigue que se oxiden los iones cloruro y se reduzcan los cationes sodio.

13. En disolución acuosa concentrada de la sal: los procesos más favorables son la oxidación del cloro y el desprendimiento de hidrógeno. Ánodo Cátodo En disolución acuosa diluida de la sal: electrolisis del agua: Ánodo Cátodo

14. Leyes de Faraday 1ª ley : las masas de las sustancias depositadas o liberadas en un proceso electrolítico son proporcionales a la cantidad de electricidad que ha pasado por la celda electrolítica. 2ªley : las masas de las sustancias depositadas o liberadas por la misma cantidad de electricidad son proporcionales a sus pesos equivalentes. La electricidad (Q) utilizada viene dada por la expresión: Q: carga (C) I: intensidad (A) t: tiempo (s) Hay que tener en cuenta la carga eléctrica que transporta un mol de electrones. Se llama constante de Faraday . F= 96.500 C/mol de electrones. Si en el proceso se transfieren n electrones la cantidad de electricidad utilizada en C/mol:

15. Procesos industriales de la electrolisis Obtención de metales : aquellos metales que presenten un potencial estándar de reducción muy elevado, es difícil que sean reducidos por otras especies. La electrolisis casi será la única forma por la que se obtengan. Ejemplos: Sodio: se obtiene por electrolisis del cloruro de sodio fundido. Aluminio: se obtiene por electrolisis de una mezcla fundida de trióxido de dialuminio y criolita. Refinado de metales : se coloca, como ánodo, barras de metal impurificado, mientras que como cátodo se utilizan láminas del metal puro. En la electrolisis, el metal y las impurezas del ánodo, pasan a la disolución. En el cátodo se deposita el metal puro. Recubrimiento electrolítico: permita depositar un metal sobre una superficie, de forma que la recubra.