LA ELECTRÓLISIS DEL AGUA

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1 LA ELECTRÓLISIS DEL AGUA Oxidación: 2H + +O +4e - 2 O(l) 4H (aq) 2 (g) Reducción: 2H 2 O(l) + 2e - H 2 (g) + 2OH - (aq) Reacción total en la celda 2H 2 O(l) 2H 2 (g) + O 2 (g) Nota: Obsérvese la diferencia entre los volúmenes de H 2 yo 2.

2 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 de 0,5 A para que el ph final de la solución sea 12? (suponer que no hay cambios de volumen) 3- Qué volumen de H 2 y O 2 en CNTP se producirán mediante la electrólisis de una solución acuosa de H 2SO 4 si se emplea una corriente de 0,084 A durante media hora?

3 APLICACIONES DE LAS CELDAS ELECTROQUÍMICAS OBTENCIÓN DE ENERGÍA ELECTRICA PILAS COMERCIALES Pila: fuente de energía portátil Batería: arreglo de pilas conectadas en serie Ventaja: Desventaja: son portátiles son caras

4 Acumulador de plomo Pb (s) / PbSO 4(s) / H 2 SO 4(ac) / PbSO 4(s) / PbO 2(s) / Pb (s) E = 2 V H 2 SO 4 (electrolito) Malla de plomo (ánodo) Malla de plomo con PbO 2 (cátodo)

5 ACUMULADOR DE PLOMO: (100 años, es la tecnología más antigua del automóvil) Pb PbSO 4 H 2 SO 4 ( 35% p/p) PbSO 4 PbO 2 Pb FEM = 2 V Pb + SO 2-4 PbSO e - ánodo PbO 4H 2 + SO e - PbSO 4 + 2HO 2 cátodo PbO 2 + Pb + 2H 2 SO 4 2 PbSO H 2 O Pb Esponja de Pb Pasta de PbO 2 H 2 SO % p/p H 2 SO 4 δ= 1,2-1,3 gr/ml: Por lo tanto puede medirse el estado del acumulador usando un densímetro.

6 Celda Galvánica Motor iniciador DESCARGA Hemirreacción de oxidación Hemirreacción de reducción Celda plomo-ácido Hemirreacción de reducción Hemirreacción de oxidación Celda Electrolítica Fuente de potencia CARGA

7 Pila seca Zn (s) Zn +2 (ac) + 2 e - E = 1,5 V 2 NH 4+ (ac) + 2 MnO 2 (s) + 2e - Mn 2 O 3 (s) + 2NH 3 (g) + H 2 O(l) Zn (s) + 2 NH 4+ (ac) + 2 MnO 2 (s) 4 2 Zn +2 (ac) Mn 2 O 3 (s) + 2 NH 3 (g) + H 2 O (l) Aislante Barra de grafito (cátodo) Pasta de C y MnO 2 Pasta de NH 4 Cl y ZnCl 2 (electrolito) Carcasa de Zn Ca casa de (ánodo)

8 Aislante Pasta de MnO 2 alrededor de una barra de grafito Pasta de ZnCl 2 y NH 4 Cl 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 NH 3(g) acumulado provoca una caída de voltaje y una vida útil corta.

9 Pilas alcalinas: Electrolito: NaOH Ánodo (oxidación) Zn (s) + 2OH - (aq) ZnO (s) + H 2 O (l) + 2e- Cátodo (reducción) 2MnO 2 (s) + 2H 2 O (l) + 2e - Mn(OH) 2(s) + 2OH - (aq) Reacción global: 2MnO 2 (s) + H 2 O (l) + Zn (s) ZnO (s) + Mn(OH) 2(s) E= 1.5V Ventaja: mayor vida útil que las pilas comunes Desventaja: más caras que las Desventaja: más caras que las pilas comunes

10 Pila de mercurio y pila de plata Acero (cátodo) Aislante Carcasa de Zn (ánodo)

11 E = 1.6 V Anodo: Zn(s) () + 2OH - (aq) ZnO(s) () + H 2 O(l) () + 2e - Catodo (Hg): HgO (s) + 2H 2 O(l) + 2e- Hg(s) + 2OH- (aq) Catodo (Ag): Ag 2 O (s) + H 2 O(l) + 2e- 2Ag(s) + 2OH- (aq) Ventajas: pequeñas, potencial alto, la plata no es tóxica Desventajas: el mercurio es tóxico, la plata es cara.

12 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 e - 2 Ni(OH) 3 (s) + 2 e - 2 Ni(OH) 2 (s) + 2 HO - (ac) Placa positiva Separador Placa negativa

13 Usos: en aparatos inalámbricos : teléfonos, afeitadoras, etc. Ventajas: recargable, liviana, los agentes oxidante y reductor se regeneran durante la carga y tienen un potencial constante. Desventaja: el cadmio es tóxico

14 Baterías de Níquel- hidruro metálico Reemplazan a las de Ni/Cd. En la hemirreación anódica se oxida el hidrógeno adsorbido sobre aleaciones metálicas (M, por ej: LaNi 5 ) en un electrolito alcalino. Anodo: MH(s) + OH- (aq) M(s) + H 2 O(l) + e- Catodo: NiO(OH)(s) + H 2 O(l)+e e- Ni(OH) 2 (s) + OH(aq) Reacción global: MH(s) + NiO(OH) (s) M(s)+ Ni(OH) 2 (s) E = 1.4 V Durante la recarga se invierte la reacción de la celda.

15 Usos: Ventajas: recargable, liviana, alta potencia, no tiene Cd. Desventaja: Se descarga durante el almacenamiento

16 CELDAS DE COMBUSTIBLE Las celdas de combustible son baterías cuyos reactivos son suministrados desde una fuente externa. En la celda de combustible de H 2 /O 2, 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. Hidrógeno combustible Ánodo 2H 2 4H + + 4e - H + Cátodo O 2 + 4e - + 4H + 2H 2 O CARGA Oxígeno/Aire Flujo externo de electrones. 2H 2 4H + + 4e - O 2 + 4e H + 2H 2 O 2 2 E 0 = 0 V E 0 = 1.2 V Reacciones de electrodo y flujo de carga para una celda de combustible con electrolito ácido

17 Celdas combustibles E =123V 1,23 SalidadeH SalidadeO Salida de H 2 Salida de O 2 2 H 2(g) + 4 HO - (ac) 4 H 2 O (l) + 4 e - O 2(g) + 2 H 2 O (l) + 4 e - 4 HO - (ac) 2 H 2(g) + O 2(g) 2 H 2 O (l) Entrada de H 2 Entrada de O 2 Ánodo Cátodo Membrana porosa Uso: provee electricidad y agua pura en vuelos espaciales

18 Ventajas: limpia; no produce contaminantes. Son eficientes: convierten el 75% de la energía de enlace del combustible en electricidad. Desventaja: no almacena energía, sino que opera con un flujo continuo de reactivos; los materiales de los electrodos tienen una vida útil corta y son caros

19 Otras reacciones en celdas combustible: 2NH 3 (g) + 3/2 O 2 (g) N 2 (g) + 3 H 2 O(l) CH 4 (g) + 2 O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O (l)

20 CORROSIÓN No todas las reacciones redox espontáneas son beneficiosas!

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22 CORROSIÓN: Deterioro de metales por un proceso electroquímico óxido: Fe 2 O 3. x H 2 O Fe +2 (ac) + 2 e - Fe (s) E = -0,44 V 2 H + (ac) + 2 e - H 2(g) E = -0,0 V O 2(g) + 4 H + (ac) + 4 e - 2 H 2 O (l) E = 1,23 V

23 O 2 (g) + 4 H + (ac) + 4 e - 2 H 2 O (l) Oxidación Reducción Electrones Oxidación Deposición Fe +2e - Fe +2 (ac)+ O + (4+2x)H O (s) Fe +2 (ac) 2(g) 2 (l) 2Fe 2 O 3.xH 2 O (s) + 8H + (ac) El hierro no sufre corrosión en aire seco y/o agua libre de oxígeno. Se corroe más rápidamente en soluciones iónicas y a bajos ph.

24 PROTECCIÓN CONTRA LA CORROSIÓN Pinturas Pasivación Ánodos de sacrificio Protección catódica Recubrimientos metálicos Hojalata Hierro Hierro galvanizado

25 Pinturas

26 Pasivación

27 nivel del suelo tierra húmeda tubería (cátodo) alambre de Cu aislado Sldd Soldadura magnesio (ánodo) Mg +2 (ac) + 2 e - Mg (s) Fe +2 (ac) + 2 e - Fe (s) E º = -2,37 V E º = -0,44 V

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29 Gota de agua Estaño (cátodo) Hierro (ánodo) Fe +2 (ac) + 2 e - Fe (s) Sn +2 (ac) + 2 e - Sn (s) E º = -0,44 V E º = -0,14 V

30 Gota de agua Hierro (cátodo) Fe +2 (ac) +2 e - Fe (s) E º = -0,44 044V Zn +2 )+2e - (ac) Zn () (s) E º=-076V 0,76

31 PROTECCIÓN DE METALES CONTRA LA CORROSIÓN Hierro Galvanizado Hojalata Fe recubierto con Zn Fe recubierto con Sn Estaño (cátodo) Hierro (ánodo) Zn : sirve como ánodo de sacrificio y protege al Fe aún cuando el recubrimiento presente algún orificio. El estaño expuesto al aire se pasiva y es estable frente a la corrosión

32 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