LA ELECTRÓLISIS DEL AGUA Reacción total en la celda 2H O(l

LA ELECTRÓLISIS DEL AGUA
Oxidación:
2H2O(l) → 4H+(aq) + O2(g) + 4eReducción:
2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq)
Reacción total en la celda
2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)
Nota: Obsérvese la diferencia
entre los volúmenes de H2 y O2.
Ejemplos:
1- ¿Cuántos coulombios habrán circulado por una cuba
electrolítica que contiene Ag+ si el cátodo ha experimentado
un aumento de masa de 0,207 g?
2- Se somete a electrólisis 50,0 ml de una solución de NaCl
0,100 M. ¿Durante cuánto tiempo deberá pasar una corriente
d 0
de
0,5
5 A para que ell pH
H fifinall d
de lla solución
l ió sea 12? ((suponer
que no hay cambios de volumen)
3- ¿Qué volumen de H2 y O2 en CNTP se producirán mediante
la electrólisis de una solución acuosa de H2SO4 si se emplea
una corriente de 0,084 A durante media hora?
APLICACIONES DE LAS CELDAS ELECTROQUÍMICAS
OBTENCIÓN DE ENERGÍA ELECTRICA
PILAS COMERCIALES
Pila: fuente de energía portátil
Batería: arreglo de pilas conectadas en serie
Ventaja:
son portátiles
Desventaja:
j
son caras
Acumulador de plomo
Pb(s) / PbSO4(s) / H2SO4(ac) / PbSO4(s) / PbO2(s) / Pb(s)
E=2V
H2SO4
(electrolito)
Malla de plomo
(á d )
(ánodo)
Malla de plomo
con PbO2
(cátodo)
ACUMULADOR DE PLOMO: (100 años, es la tecnología más antigua del automóvil)
Pb | PbSO4↓ | H2SO4(≈35% p/p) | PbSO4↓ | PbO2↓ | Pb FEM = 2 V
Pb + SO42→
PbSO4 ↓ + 2 eánodo
2 + 4 H + + 2 e- →
PbO2 + SO42PbSO4 ↓ + 2 H2O
cátodo
át d
PbO2 + Pb + 2H2SO4
→
2 PbSO4 ↓ + 2 H2O
Pb
Esponja de Pb
Pasta de PbO2
H2SO4 30-40 % p/p
H2SO4 ⇒ δ = 1,2-1,3 gr/ml: Por lo
tanto puede medirse el estado del
acumulador usando un densímetro
densímetro.
Celda Galvánica
DESCARGA
Motor
M
t
iniciador
Hemirreacción de oxidación
Hemirreacción de reducción
Celda plomo-ácido
Hemirreacción de reducción
Hemirreacción de oxidación
Fuente de
potencia
Celda Electrolítica
CARGA
Pila seca
E = 1,5 V
Zn (s) → Zn+2 (ac) + 2 e2 NH4+ (ac) + 2 MnO2(s) + 2e- →
Mn2O3 (s) + 2 NH3 (g) + H2O (l)
Zn (s) + 2 NH4+ (ac) + 2 MnO2(s) →
Zn+2 (ac) Mn2O3 (s) + 2 NH3 (g) + H2O (l)
Aislante
Barra de grafito
(cátodo)
Pasta de C y MnO2
Pasta de NH4Cl y ZnCl2
(electrolito)
Ca casa de Zn
Carcasa
(ánodo)
Aislante
Pasta de MnO2 alrededor de
una barra de grafito
Pasta de ZnCl2 y NH4Cl
carcasa de Zn metálico
Usos: artefactos comunes del hogar (linternas, radios, juguetes)
Ventaja: baratas, seguras, disponibles en varios tamaños
Desventaja: cuando el drenaje de corriente es grande, el
NH3(g) acumulado
l d provoca una caída
íd d
de voltaje
lt j y una vida
id
útil corta.
Pilas alcalinas:
Electrolito: NaOH
Ánodo (oxidación)
Zn(s) + 2OH- (aq) Æ ZnO(s) + H2O (l) + 2eCátodo (reducción)
2MnO2 (s) + 2H2O (l) + 2e- Æ Mn(OH)2(s) + 2OH-(aq)
Reacción global:
2MnO2 (s) + H2O (l) + Zn(s) ÆZnO(s) + Mn(OH)2(s) E=
1.5V
Ventaja: mayor vida útil que las
pilas
il comunes
Desventaja: más caras que las
pilas comunes
Pila de mercurio y pila de plata
Acero (cátodo)
Aislante
Carcasa de Zn
(ánodo)
E = 1.6 V
Anodo:
Zn(s)
( ) + 2OH- ((aq)
q) Æ ZnO(s)
( ) + H2O(l)
( ) + 2eCatodo (Hg):
H O (s)
HgO
( ) + 2H2O(l) + 2e2 Æ Hg(s)
H ( ) + 2OH
2OH- (aq)
( )
Catodo (Ag):
Ag2O (s) + H2O(l) + 2e- Æ 2Ag(s) + 2OH- (aq)
Ventajas: pequeñas, potencial alto, la plata no es tóxica
Desventajas: el mercurio es tóxico, la plata es cara.
Batería de Ni/Cd
Cd(s)/Cd(OH)2(s)/KOH(ac)/Ni(OH)3(s)/ Ni(OH)2(s)/Ni(s)
Cd (s) + 2 HO- (ac) → Cd(OH)2 (s) + 2 e2 Ni(OH)3 (s) + 2 e- → 2 Ni(OH)2 (s) + 2 HO- (ac)
Placa positiva
Separador
Placa negativa
Usos: en aparatos “inalámbricos”: teléfonos, afeitadoras, etc.
Ventajas:
j
recargable,
g
, liviana,, los agentes
g
oxidante y reductor
se regeneran durante la carga y tienen un potencial constante.
D
Desventaja:
j ell cadmio
d i es tóxico
ó i
Baterías de Níquel- hidruro metálico
Reemplazan a las de Ni/Cd. En la hemirreación anódica se
oxida el hidrógeno
g
adsorbido sobre aleaciones metálicas
(M, por ej: LaNi5) en un electrolito alcalino.
Anodo: MH(s) + OH- (aq) Æ M(s) + H2O(l) + eCatodo: NiO(OH)(s) + H2O (l) + ee Æ Ni(OH)2 (s) + OH(aq)
Reacción global: MH(s) + NiO(OH) (s) Æ M (s) + Ni(OH)2 (s)
E = 1.4 V
Durante la recarga se invierte la reacción de la celda
celda.
Usos:
Ventajas: recargable, liviana, alta potencia, no tiene Cd.
Desventaja: Se descarga durante el almacenamiento
CELDAS DE COMBUSTIBLE
Las celdas de combustible son baterías cuyos reactivos son suministrados desde una
fuente externa. En la celda de combustible de H2/O2, estos gases reaccionan cada cual en
un electrodo separado para dar H+ y OH-, que luego forman agua. Estas celdas son
usadas en submarinos y naves espaciales.
Hid ó
Hidrógeno
combustible
b tibl
Ánodo 2H 2 → 4H + + 4e H+
Cátodo O 2 + 4e - + 4H + → 2H 2O
CARGA
O í
Oxígeno/Aire
/Ai
Fl j externo
Flujo
t
d
de electrones.
l t
2H2 → 4H+ + 4eE0 = 0 V
O2 + 4e- + 4 H+→ 2H2O E0 = 1.2 V
Reacciones de electrodo y flujo
de carga para una celda de
combustible con electrolito ácido
Celdas combustibles
E = 1,23
1 23 V
Salida de H2
Salida de O2
2 H2(g) + 4 HO-(ac) → 4 H2O(l) + 4 eO2(g) + 2 H2O(l) + 4 e- → 4 HO-(ac)
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
Entrada de H2
Ánodo
Entrada de O2
Cátodo
Membrana porosa
Uso: provee electricidad y agua pura
p
en vuelos espaciales
Ventajas: limpia; no produce contaminantes. Son eficientes:
convierten el 75% de la energía de enlace del combustible en
electricidad.
Desventaja: no almacena energía
energía, sino que opera con un
flujo continuo de reactivos; los materiales de los electrodos
tienen una vida útil corta y son caros
Otras reacciones en celdas combustible:
2NH3(g) + 3/2 O2(g) Æ N2(g) + 3 H2O (l)
CH4(g) + 2 O2(g) Æ CO2(g) + 2 H2O (l)
CORROSIÓN
¡No todas las reacciones redox espontáneas son beneficiosas!
CORROSIÓN:
Deterioro de metales por un proceso electroquímico
óxido:
Fe2O3 . x H2O
Fe+2(ac) + 2 e- → Fe(s)
E° = -0,44 V
2 H+(ac) + 2 e- → H2(g)
E° = -0,0 V
O2(g) + 4 H+(ac) + 4 e- → 2 H2O(l)
E° = 1,23 V
O2 (g) + 4 H+(ac) + 4 e- → 2 H2O(l)
Oxidación
Reducción
El t
Electrones
Fe(s) →
Fe+2
(ac)
+2
e-
Oxidación
Deposición
p
Fe+2(ac)+ O2(g) + ((4+2x)H
) 2O(l) →
2Fe2O3.xH2O(s) + 8H+(ac)
El hierro no sufre corrosión en aire seco y/o agua libre de
oxígeno Se corroe más rápidamente en soluciones
oxígeno.
iónicas y a bajos pH.
9 Pinturas
PROTECCIÓN
CONTRA LA
CORROSIÓN
9 Pasivación
9 Ánodos de sacrificio
9 Protección catódica
9 Recubrimientos metálicos
• Hojalata
H j l t
• Hierro
galvanizado
Pi t
Pinturas
Pasivación
nivel del
suelo
tierra
húmeda
tubería
(cátodo)
alambre de
Cu aislado
S ld d
Soldadura
magnesio
(á odo)
(ánodo)
Mg+2(ac) + 2 e- → Mg(s)
E º = -2,37 V
Fe+2(ac) + 2 e- → Fe(s)
E º = -0,44 V
Gota de
agua
Estaño
(cátodo)
Hierro
(ánodo)
Fe+2(ac) + 2 e- → Fe(s)
E º = -0,44 V
Sn+2(ac) + 2 e- → Sn(s)
E º = -0,14 V
Gota de
agua
Hierro
(cátodo)
Fe+2(ac) + 2 e- → Fe
F
F (s)
E º = -0,44
0 44 V
- → Zn
Zn+2(ac)
+
2
e
( )
()
(s)
E º = -0
0,76
76 V
PROTECCIÓN DE METALES CONTRA LA CORROSIÓN
Hierro Galvanizado
Hi
G l
i d
Fe recubierto con Zn
Hojalata
H
j l t
Fe recubierto con Sn
Estaño
(cátodo)
Zn : sirve
Z
i
como ánodo
á d de
d
sacrificio y protege al Fe
aún cuando el
recubrimiento presente
algún orificio.
Hierro
(ánodo)
El estaño expuesto al
aire se pasiva y es
estable frente a la
corrosión
PROTECCIÓN CATÓDICA
Consiste en suministrar electrones a la estructura
protegida. Por ejemplo en el caso del acero la corrosión
se detiene y la velocidad del proceso catódico
aumentará.
Los electrones para la protección catódica pueden
provenir de:
a) una fuente de corriente continua externa
b) un ánodo de sacrificio, metal más susceptible a la
corrosión como Mg