ELECTROQUÍMICA a) Producción de energía eléctrica a partir de reacciones químicas espontáneas ( G<0).

Transcripción

1 Cátedra de Introducción n a la Química Ciencias Naturales (UNLP) ELECTROQUÍMICA ELECTROQUÍMICA Estudia la interconversión entre la energía a eléctrica y la energía a química: a) Producción de energía eléctrica a partir de reacciones químicas espontáneas ( G<0). Bibliografía: a: Principios de Química mica - P. Atkins y L. Jones. Quimica General - R. Petruci, W.S. Harwood y F.Herring. Química la Ciencia Central - T.Brown, H.Lemay y B. Bursten. "Quimica"" R. Chang. Reacciones Química a b Energía eléctrica b) Empleo de energía eléctrica para producir reacciones químicas no espontáneas ( G>0). Reacciones electroquímicas Reacciones redox A) POR CONTACTO DIRECTO REACCIONES REDOX Transferencia de electrones Barra de Zn en contacto con una solución de CuSO 4 Zn(s) + Cu 2+ (ac) Zn 2+ (ac) + Cu(s) Reacciones redox a) Por contacto directo b) en una electroquímica Reacción n redox espontánea, nea, hay transferencia de e -, se desprende energía, que no se aprovecha. Recordar y repasar conocimientos previos!: Agente reductor Zn(s) + Cu 2+ (ac) Oxidación n : OXIDACIÓN Agente oxidante Reducción: Cu e - Pérdida de electrones. Aumenta el Nº de oxidación. El agente reductor se oxida Zn 2+ (ac) + Cu(s) Zn(s) Zn e - Cu(s) REDUCCIÓN Ganancia de electrones. Disminuye el Nº de oxidación El agente oxidante se reduce. REACCIONES REDOX b) EN UNA CELDA ELECTROQUÍMICA Celdas galvánicas, voltaicas o pilas: almacenan energía eléctrica. Emplean la energía liberada en las reacciones químicas espontáneas para producir electricidad. Celdas electrolíticas: consumen energía eléctrica. Emplean electricidad para llevar a cabo una transformación química no espontánea.

2 CELDAS ELECTROQUÍMICAS: características comunes Consisten de: Dos conductores electrónicos (electrodos). Conductor iónico i (solución n electrolítica). tica). Semi o Hemi CELDAS ELECTROQUÍMICAS: características comunes En toda electroquímica Ánodo: : electrodo donde se produce la oxidación M M n+ + ne - Electrodo Solución electrolítica Por ejemplo: Cu (s) CuSO 4 (xm) : electrodo donde se produce la reducción M n+ + ne - M Semi TIPOS DE ELECTRODOS Electrodos activos: Participan en la reacción química de la. Ej.: Electrodos de Zn y Cu Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Electrodos inertes: No participan en la reacción química de la. Son el soporte donde ocurre la transferencia de e -. Ej.: Electrodo de Pt (Cu + 2 Fe 3+ Cu Fe 2+ ) Electrodos de gas. Aquellos en donde participa una especie gaseosa. Ej.: electrodo de hidrógeno Zn Cu CELDAS GALVÁNICAS, VOLTÁICAS O PILAS Permiten aprovechar la energía a liberada en las reacciones espontáneas neas. Por qué? Dos hemis separadas físicamente Anódo (-) (+) Oxidación M M n+ + ne - M n+ M n+ Reducción M n+ + ne - M Transferencia de e- a través del circuito externo. Se completa el circuito con un puente salino o un tabique poroso.? Exceso de carga (+) Exceso de carga (-)( Sal Saturada: KCl,, KNO 3, (-) (+) FUERZA ELECTROMOTRIZ (fem) Por qué los electrones se mueven espontáneamente neamente desde el ánodo al cátodo? c Exceso de carga (+) Exceso de carga (-)( Electrones Por diferencia de potencial eléctrico entre cátodo y ánodo. Función n del Puente Salino (diafragma poroso) Evita que las soluciones se mezclen. Permite el contacto eléctrico entre ellas. Mantiene la neutralidad eléctrica Mayor diferencia mayor fuerza impulsora

3 Potencial o voltaje de la, (E o E): diferencia de potencial entre los electrodos (diferencia de energía potencial por carga eléctrica) Depende FUERZA ELECTROMOTRIZ (fem) Se mide en voltios (V) 1V = 1J/C De la naturaleza y de la concentración de las especies químicas involucradas. De la temperatura De la naturaleza de los electrodos Es una medida de la tendencia de la reacción n a ir desde un estado de no equilibrio a una condición n de equilibrio, donde E = 0. Condiciones estándar CELDA ESTÁNDAR Disoluciones: C = 1M Gases: P = 1 atm Consideraremos s que funcionan a T = 298K, en condiciones estándar. Potencial de la en condiciones estándar Potencial estándar de ( ) = Eº cátodo -Eº ánodo Reacción n espontánea: nea: > 0 Reacción n no espontánea: nea: < 0 Zn Ejemplo: Celda Zn-Cu (Pila de Daniell) Cu A e - C Galvan5.swf DIAGRAMA DE CELDA Forma simbólica de describir los componentes de una ÁNODO CÁTODO Zn(s) / Zn +2 (ac,1m) // Cu +2 (ac,1m) / Cu(s) MEDIA CELDA DE OXIDACIÓN MEDIA CELDA DE REDUCCIÓN Zn(NO 3 ) 2 (1,0M) Ánodo: Cu(NO 3 ) 2 (1,0M) Zn(s) Zn 2+ (ac) + 2e - : : Cu 2+ (ac) + 2e - Cu(s) Zn(s) + Cu 2+ (ac) Zn 2+ (ac) + Cu(s) Zn Cu Eºcel = 1,103V Fase en menor estado de oxidación Fase en mayor estado de oxidación Límite entre dos fases Fase en mayor estado de oxidación Fase en menor estado de oxidación Límite entre las hemis Cuando no se indica ninguna sustancia metálica, el potencial se establece sobre un electrodo metálico inerte (ej: Pt,Au ) POTENCIALES ESTÁNDAR DE ELECTRODO (Eº) Forma conveniente de tabular datos electroquímicos. Por acuerdo internacional, Eº mide la tendencia de un electrodo para generar un proceso de reducción Eº(tabulados) = Eº(reducción). M n+ + ne - M Resulta imposible determinar el valor absoluto de los potenciales de los electrodos individuales POTENCIALES ESTÁNDAR DE ELECTRODO Electrodo de referencia Electrodo estándar de hidrógeno (EEH) o electrodo normal de hidrógeno (ENH) Pt H 2 (g, 1 atm) H + (1M) Reversible, reproducible Elección n de un cero arbitrario (electrodo de referencia). Eº red se miden relativos al electrodo de referencia. 2 H + (ac, 1M) + 2 e - H 2 (g, 1 atm) 2 H + (ac, 1M) + 2 e - H 2 (g, 1 atm) Eº = 0,0 V

4 Qué ocurre al conectar el ENH con otra semi estándar? Pt(s)/H 2 (g, 1 atm)/h + (1M) // Cu 2+ (1M)/Cu(s) = Eº cátodo -Eº ánodo = Eº(Cu 2+ /Cu) -Eº(H + /H 2 ) 0,34 V = Eº(Cu 2+ /Cu) 0 Eº(Cu 2+ /Cu) = + 0,34 V Zn/Zn 2+ (1M) // H + (1M)/ H 2 (g,1atm)/pt(s) Eº() = 0,76V = Eº(H + /H 2 ) -Eº(Zn 2+ /Zn) 0,76 V = 0 - Eº(Zn 2+ /Zn) Eº(Zn 2+ /Zn) = - 0,76 V H 2 (g) + Cu2+ 2+ (ac) Cu(s) + 2H + (ac) Eº(oxidación) ) = Eº(Cu/Cu 2+ ) = - 0,34 V Eº(reducción) el medido corresponde al potencial estándar del electrodo en cuestión Zn(s) + 2H + (ac) Zn 2+ (ac) + H 2 (g) Eº(oxidación) ) = Eº(Zn/Zn 2+ ) = + 0,76 V Eº(reducción) Tabla de Potenciales Estándar de Reducción, a T = 25ºC Tabla de Potenciales Estándar de Reducción n a T = 25ºC ELEMENTO F 2 SEMIRREACCIÓN F 2 + 2e - 2F - Eº (REDUCCIÓN) + 2,87 V Ag Cu H 2 Zn Al Ag + + e - Cu e - Ag Cu 2H + + e - H 2 Zn e - Al e - Zn Al + 0,80 V + 0,34 V 0,0 V -0,76 V - 1,66 V Fuerza oxidante Fuerza reductora Li Li + + e - Li -3,05 V Aplicación importante: ayuda a predecir la espontaneidad de las reacciones redox. POTENCIALES ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN N A T = 25ºC POTENCIALES ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN N A T = 25ºC Cuanto más m s positivo (mayor) sea el valor de Eº red mayor será la tendencia de la reacción n a producirse hacia la derecha, tal como está escrita. M n+ + ne - M Cuanto más m s negativo (menor) sea el valor de Eº red mayor será la tendencia de la reacción n a producirse hacia la izquierda, en dirección n inversa a la que se encuentra escrita. M M n+ + ne - La especie se reduce, es un buen agente oxidante La especie se oxida, es un buen agente reductor Eº reducción (V) Más positivo (reducción) Eº(B + /B) Eº(A +/A ) Eº(A + /A) Ánodo (oxidación) Más negativo Mayor diferencia entre los valores de Eº red, mayor es el valor de

5 Ejemplos de aplicación: Al en contacto con una solución de CuSO 4 Eº(Cu 2+ /Cu) = + 0,34 V Se reduce Eº(Al 3+ /Al) = -1,66 V Se oxida 2Al(s) + 3Cu 2+ (ac) 2Al Cu(s) Eº (reacción) > 0 Cu en contacto con una solución de AgNO 3 Se oxida Se reduce Eº(Cu 2+ /Cu) = + 0,34 V Eº(Ag + /Ag) = + 0,80 V Cu en contacto con solución de Zn(NO 3 ) 2 Eº(Cu 2+ /Cu) = + 0,34 V Eº(Zn 2+ /Zn) = -1,66 V Eº (reacción) < 0 Recordar Cu(s) + Zn 2+ (ac) No hay reacción Tendencia termodinámica: mica: las especies con potencial estándar de reducción n menor reducen a aquellas con Eº red mayor y se oxidan. Cu(s) + 2Ag + (ac) Eº (reacción) > 0 Cu 2+ (ac) + 2 Ag(s) En otras palabras: menor reduce mayor mayor oxida menor CÁLCULO DEL Eº CELDA EMPLEANDO LA TABLA DE Eº red Ejemplo: considere la siguiente galvánica Ánodo Cu(s)/ CuSO 4 (1M) // AgNO 3 (ac)/ag(s) CÁLCULO DEL Eº CELDA EMPLEANDO LA TABLA DE Eº red Cu(s)/ CuSO 4 (1M) // AgNO 3 (ac)/ag(s) A: Cu(s) Cu 2+ (ac) + 2e - Eº(Cu 2+ /Cu) = + 0,34 V C: 2 x (Ag + (ac) + e - Ag(s)) Eº(Ag(Ag + /Ag) = + 0,80 V Cu(s) + 2Ag + (ac) Cu 2+ (ac) + 2 Ag(s) = Eº(c) E(a) Ánodo(-) (+) = Eº cátodo Eº ánodo = 0,80 V 0,34 V = + 0,46 V Se emplean potenciales estándar de reducción Eº > 0 REACCIÓN ESPONTÁNEA Notar: Los cambios de estequiometría de la reacción no afectan el valor de Eº Comportamiento de los Metales Frente a los ácidos Metales con potencial estándar de reducción n negativos desplazaran al H 2 (g) de sus disoluciones ácidas (HCl( HCl, HBr, HI, ácidos no oxidantes): Oxidación: M(s) M 2+ (ac) + 2e- Reducción: 2H + (ac) + 2e- Global: H + es el agente oxidante H 2 (g) M(s) ) + 2H + (ac) M 2+ (ac) + H 2 (g) = Eº (H + /H 2 ) Eº(M 2 + /M) > 0 Algunos metales que no reaccionan con hidrácidos, reaccionan con ácidos que contienen un anión n que es mejor agente oxidante que el H +, por ejemplo HNO 3 : 3x(Ag(s Ag(s) NO - 3 (ac) + 4H + (ac) + 3e- Ag + (ac) + e-) e Buen agente oxidante en medio ácido NO(g) ) + 2 H 2 O 3 Ag(s) ) + NO - 3 (ac) + 4H + (ac) 3 Ag + (ac) + NO(g) ) + 2 H 2 O Eº(NO - 3 /NO) = 0,96 V Eº(Ag + /Ag)) = 0,80 V

6 Ejercicios de aplicación 1.- Considerando que todas las especies están en estado estándar y empleando valores de Eº reducción : a) prediga si ocurrirá una reacción de desplazamiento cuando se agrega: i) Cl 2 a una solución de KI, ii) Br 2 a una solución de NaCl. b) establezca si i) el MnO 4- oxidará al Cl - a Cl 2 en medio ácido, ii) la Ag reaccionará con HCl (1M), iii) el Au reaccionará con HNO 3 (1M). 2.- Estime entre que valores se encuentra el Eº de la hemirreacción : M e - M(s), si M reacciona con HNO 3 (ac) pero no con HCl(ac), desplaza a Ag + (ac) pero no a Cu 2+ (ac). Termodinámica RELACIÓN N ENTRE E y G En una electroquímica : w max = w eléctrico = - q. V n = moles de e - transferidos entre los electrodos. Proceso espontáneo: G < 0 w elect = - n.f.e G =- nfe G = w max carga eléctrica por mol de e - F = Coulombios/mol ~ C/mol C = J/V G =- =-nfe Ejemplo: Determinar el valor de Gº para la reacción que tienen lugar en la pila de Daniell. E > 0 G < 0 ( proceso espontáneo) E = 0 G = 0 (equilibrio) A e - C Zn(s) + Cu 2+ (ac) Cu(s) + Zn 2+ (ac) E < 0 G > 0 ( proceso no- espontáneo) Unidades: C = J/V V = J/C Eº = 1,10 V n = 2 Joule = moles de e -. (Coulomb/mol e - ). (Joules/Coulomb) Joule = moles de e-. (Joule/ Voltios.mol e-). Voltios Reactivos y productos en estado estándar: Gº = -nf Celda estándar Gº = - 2 moles e - x ( C/mol e - ) x 1,10 V Gº = - 2 x (J/V) x 1,1 V = J = - 212,3 KJ RELACIÓN ENTRE Eº CELDA y K Gº = -nf Gº = - RT ln K Gº = -.log K. E º = logk nf n.f.e logk = 2,303.R. T º --nfe nf = - = -.log K nf T = T absoluta K = 10 0 n.f.e Celda Cuando T=298K el término: t R.T/F = 0,059 V º. E º n.f.e = logk logk = nf Donde : R = 8,31 J/K.mol 0,059V. E º = logk n K = 10 n. E 0 0,059V

7 ? INTERRELACIÓN ENTRE Gº, Eº CELDA y K DEPENDENCIA DEL E CELDA CON LA CONCENTRACIÓN N. Eº Gº = -nfe nf G º Gº = -.log K E º = logk nf K Espontánea: > 0 Equilibrio No Espontánea: Gº < 0 K > 1 = 0 Gº = 0 K = 1 < 0 Gº > 0 K < 1 Cómo calculamos E en condiciones no-est estándar? G = -n.f.e G = Gº + RT ln Q G = Gº + 2,303 RT log Q Gº = -n.f. -n.f.e = -n.f. + 2,303 RT log Q E = E º [Productos] Q = [Reactivos] Dividiendo ambos miembros por (-nf) obtenemos: Ecuación n de Nernst logq nf Ecuación n de Nernst Expresa como varia el potencial de la con la composición n (concentración) n) de la misma y con la T. Si T = 298K E Si E y Eº se conocen, se puede determinar la concentración de algunas de las especies de la reacción. Si Q = 1 entonces E = Eº = E º logq nf º 0,059 E = E logq n Ecuación de Nernst: se puede aplicar a un electrodo o hemi Cu 2+ (ac) + 2e - Cu(s) Zn(s) Zn 2+ (ac) + 2e - E red Zn(s) + Cu 2+ (ac) E Cu = Eº Cu 0,059Vlog 1 2 [Cu 2+ ] E Zn = Eº Zn 0,059V log 1 2 [Zn 2+ ] E = E cu -E Zn E = E cu -E Zn E = Eº cu Eº Zn log [Zn 2+ ] = Eº cu Eº Zn 0,059V log [Zn 2+ ] 22 [Cu [Cu ]] Eº Zn 2+ (ac) + Cu(s) E Cu si [Cu 2+ ] E Zn si [Zn 2+ ] E si [Cu 2+ ] E si [Zn 2+ ] T = 298K 2+ 0,059V [Zn ] E = 1,10V log 2 2+ [Cu ] Q < 1, w grande Q = 1, E cel = Eº cel Eº cel = 1,10V Ejercicio de aplicación: 1. a) Dibuje la expresada por el siguiente diagrama: Pt/Fe 2+ (0,10M), Fe 3+ (0,2M)//Ag + (1,0M)/Ag(s) T = 25ºC 1.b) Determine el valor de E cel Fe 2+ (ac) + Ag + (ac) Fe 3+ (ac) + Ag(s) n = 1 Q > 1, w pequeño Pt Ánodo? Eº(Fe 3+ /Fe 2+ ) = 0,77 V Eº (Ag + /Ag) = 0,80V Eº cel = 0,03V 3+ 0,059V [Fe ] Ecel = 0,03V log [Fe ].[Ag ] Equilibrio: E = 0 G = 0, w = 0 0,059V E cel = 0,03V log 1 E cel = 0,012 V 0,2 0,1x 1,0

8 2. Establezca si el poder oxidante del par MnO 4- /Mn 2+ aumenta o disminuye cuando el ph aumenta de 1 a 5. Suponga que la [MnO 4- ] = [Mn 2+ ] = 0,2M E (MnO 4- /Mn 2+ ) = 1,51V. CELDAS DE CONCENTRACIÓN voltaiccellemf.swf Consisten de dos hemis con electrodos idénticos en soluciones iónicas de diferente concentración. MnO H + + 5e - Mn H 2 O 2+ 0,059V [Mn ] E MnO 2+ = 1,51V log 4 / Mn [MnO4 ].[H ] 8 x 0,059V + E MnO 2 1,51V log[h ] 4 / Mn + = x 0,059V E MnO 2 1,51V ph 4 / Mn + = 5 ph = 1 E HR = 1,41 ph = 5 E HR = 1,04 Ánodo: Cu(s) Cu 2+ (ac, 0,1M) + 2e - : Cu 2+ (ac, 1M) + 2e - Cu(s) Global: Cu 2+ (ac, 1M) Cu 2+ (ac, 0,1M) CELDAS ELECTROLÍTICAS TICAS Utilizan energía eléctrica para producir reacciones químicas no espontáneas. El proceso se denomina electrólisis lisis Pila de Daniell: Proceso espontáneo Eº > 0 Zn(s) + Cu 2+ (ac) Cu(s) + Zn 2+ (ac) = + 1,103 V Proceso no espontáneo: Cu(s) + Zn 2+ (ac) Zn(s) + Cu 2+ (ac) Eº = Eº Zn = Eº Zn Eº Cu Cu = - 1,103 V (Eº< 0) Se invierte el sentido de circulación de los e - Voltaje de la bateria V > 1,103 V e - (-) Ánodo (+) CELDAS ELECTROLÍTICAS TICAS Algunas aplicaciones del proceso de electrólisis Obtención de metales a partir de sales fundidas. Refinación electrolítica (purificación) de metales. Galvanoplastia (cromado, niquelado, plateado electrolítico ). Anodizado ELECTRÓLISIS LISIS DE NaCl FUNDIDO Electrólisis lisis de NaCl acuoso (concentración n moderada) NaCl fundido Ánodo: 2Cl - Cl 2 (g) + 2 e - : 2 x (Na + + e - Na(liq)) 2 Cl Na + Cl 2 (g) + 2 Na(liq) PF(NaCl) = 801ºC PF(Na) = 97,8ºC Mezcla NaCl + CaCl 2 : PF 600ºC Celda de Downs Ánodo (+) Cl 2 Na + OH - Cl - H + (-) H 2 Se libera H 2 en el cátodo. En la vecindad del mismo la solución se vuelve básica. Se libera Cl 2 en el anódo. Se forma NaOH, como subproducto Reacciones posibles: : Na + (ac) + e - Na(liq) Eº = - 2,71 V 2H 2 O(l) + 2 e - 2OH - (ac) + H 2 (g) Eº = - 0,83 V Anódo: 2Cl - (ac) Cl 2 (g) + 2 e- Eº = 1,36 V 2H 2 O(l) O 2 (g) + 4 H + (ac) + 4e - Eº = 1,23 V

9 Reacciones de la : Anódo: 2Cl - Cl 2 (g) + 2 e - : 2H 2 O + 2 e - 2OH - + H 2 2Cl - + 2H 2 O Cl 2 (g) + H 2 (g) Eº = 1,36 V O 2 /H 2 0 Eº = - 0,83 V Eº (V) Cl 2 /Cl - 0 Para bajas concentraciones de NaCl Soluciones diluídas E(Cl 2 /Cl - ) aumenta y supera a E(O 2 /H 2 O) O 2 /H 2 0 Cl 2 /Cl - 0 H 2 0/H 2 = Ec Ea = -0,83V 1,36V = -2,19V. H 2 0/H 2-0,83 V Se desprende O 2 Ocurre la reacción que requiere menor voltaje El O 2 presenta un sobrepotencial Na + /Naº ELECTRÓLISIS LISIS DEL AGUA Na + /Naº E E(Cl 2 /Cl - ) = 1,36-0,059 log [Cl - ] 2 2 [Cl 2 ] O 2 /H 2 0 Para altas concentraciones de NaCl Cl 2 /Cl - 0 H 2 0/H 2 Menor voltaje a aplicar 2H 2 O(l) O 2 (g) + 4 H + (ac) + 4e - (ánodo) 2(2H 2 O(l) + 2 e - 2OH - + H 2 (g) ) (cátodo) 6 H 2 O O 2 + 2H H + + 4OH - E (Na + /Naº) = -2,71 + 0,059 log [Na + ] 2 H 2 O O 2 + 2H 2 No se desprende O 2 Na + /Naº Electrólisis lisis del agua REFINACIÓN N ELECTROLÍTICA TICA DE COBRE Ánodo: Cu impuro Fuente de corriente : Cu puro Reacción Anódica: Cu(s) Cu 2+ (ac) + 2e - Reacción Catódica: Cu 2+ (ac)+ 2e - Cu(ac) REFINACIÓN N ELECTROLÍTICA TICA DE COBRE NIQUELADO O PLATEADO ELECTROLÍTICO TICO Consiste en el depósito de un metal sobre otro, más económico, por electrólisis. A: Ni(s) Ni 2+ (ac) + 2e - C: Ni 2+ (ac) + 2e - Ni(s) Bateria Solución de NiSO 4 metálico A: Ag(s) Ag + (ac) + e - C: Ag + (ac) + e - Ag(s) Ánodo Ni Cubierta de Ni

10 BATERÍAS AS Primarias: La reacción es irreversible se agotan Pila seca Pila alcalina Pila de botón Secundarias: Reacciones reversibles, se invierte el sentido por paso de corriente recargables PILA SECA O CELDA DE LECLANCHÉ Ánodo: Zn : C (grafito) Electrolito: NH 4 Cl E max = 1,55V Acumulador de Pb Baterías de flujo o s de combustible: los reactivos, productos y electrolito pasan a través de la Celda de hidrógeno Zn(s) Zn e - 2 MnO 2 (s) + H 2 O + 2e - Mn 2 O 3 (s) + 2OH - 2 MnO 2 (s) + Zn + 2H 2 O Mn 2 O 3 (s) + 2OH - + Zn 2+ ELECTROQUÍMICA El electrolito es ácido NH 4+ OH - NH 3 + H 2 O Zn NH Cl - Pila alcalina [Zn(NH 3 ) 2 ]Cl 2 Se acumulan productos. El amoniaco se adsorbe en los electrodos y modifica la corriente. Electrolito: NaOH o KOH El Zn no se disuelve tan fácilmente en medio alcalino. La batería mantiene su voltaje Pila de Botón Zn(s), ZnO(s) /KOH(saturado)/ Ag 2 O(s), Ag(s) Ánodo: Zn + 2OH - ZnO + H 2 O + 2e - : Ag 2 O+ H 2 O + 2e - 2Ag + 2OH - Zn + Ag 2 O ZnO + 2Ag metálico (+) Reactivos y productos sólidos Permite un diseño pequeño E =1,8V Aislante Ánodo de Zn(-) Pasta de HgO en medio básico de KOH y Zn(OH) 2 Electrolito H 2 SO 4 (ac) Ánodo Pb PbO 2 e - ACUMULADOR DE PLOMO Batería secundaria utilizada en los automóviles Ánodo: Pb : PbO 2 A: Pb (s) + SO 4 = PbSO 4(s) + 2e - Electrolito: H 2 SO 4 C: PbO 2(s) + 4H + + SO 4= + 2e - PbSO 4(s) + 2H 2 O CELDA DE HIDRÓGENO Electrodos: C poroso impregnado con catalizadores metálicos. C: O 2 (g) + 2 H 2 O(l) + 4 e - 4 OH - (ac) A: 2(H 2 (g) + 2 OH - (ac) 2 H 2 O(l) + 2 e - ) 2H 2 (g) + O 2 (g) 2 H 2 O(l) Pb (s) + PbO 2(s) + 2H 2 SO 4 2PbSO 4(s) + 2H 2 O descarga E = 2,05V carga Batería de 12V. Celdas en serie Eº (O 2 /OH - ) = 0,40 V Eº (H 2 O/H 2 ) = - 0,83V Eº (O 2 /H 2 O) = 1,23V E cel = E O2/OH - -E H2O/H2 Eº cel = 0,40 V - (- 0,83 V) Eº cel = 1,23 V

11 CELDA DE HIDRÓGENO