Clase de Química de la Universidad Nacional de Ingeniería(UNI)

1. Electroquímica
Capítulo 10
Copyright © The McGraw-Hill Companies, Inc. Permission required for reproduction or display.

2. Qué es la electroquímica?
La electroquímica es una parte de la química
que se dedica a estudiar las reacciones
asociadas con la corriente eléctrica que
circula en un circuito
las reacciones electroquímicas son:
1) Reacción de reducción A + ne- → An-
2) Reacción de oxidación B - ne- → Bn+

3. 2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s)
2Mg 2Mg2+ + 4e-
O2 + 4e- 2O2-
Oxidación media reacción
(pierde e-)
Reducción media reacción
(gana e-)
19.1
Los procesos electroquímicos son las reacciones de
oxidación-reducción en que:
• la energía liberada por una reacción espontánea se
convierte en electricidad o
• la energía eléctrica se usa para causar una reacción no
espontánea
0 0 2+ 2-

4. RXN´s de REDOX y ELECTROQUÍMICA
Existen rxn´s químicas que se llevan espontáneamente y liberan energía.
En las RXN´s REDOX espontáneas se manifiesta por
un flujo de e- neto desde los reductores hacia los
oxidantes y es posible aprovechar la energía que se
libera en forma de ENERGÍA ELÉCTRICA.
CELDA ELECTROQUÍMICA: cualquier dispositivo que
convierte la energía química de una rxn redox en energía eléctrica o
viceversa.
La 1ra. Celda fue inventada en 1800 por Alessandro Volta y podía
generar una corriente directa a partir de una rxn redox

5. Reacción electroquímica
- Definición: Reacción basada en una transferencia de e- (Reacción
redox)
- Tipos:
1) Homogénea: Transferencia electrónica directa de una especie a otra
(sistemas oxido/reducción)
2) Heterogénea (celda electroquímica): Transferencia electrónica de una
especie a otra a través de un conductor metálico y un conductor
iónico
- Electrodos en una celda electroquímica
1) Cátodo: El que cede e-  Ocurre la reducción
2) Ánodo: El que toma e-  Ocurre la oxidación
Zn0 / Zn2+ (1M) // Cu2+ (1M) / Cu0
Generalidades sobre electroquímica

6. A) Según la situación física de los electrodos
1) Sin unión líquida (E/D/E): Ambos electrodos
introducidos en una misma disolución
2) Con unión líquida (E/D1//D2/E): Cada electrodo en una
disolución  Es necesario cerrar el sistema eléctrico (puente
salino o membrana porosa)
B) Según la fuente generadora del potencial
1) Celda galvánica: La E entre los electrodos es debida a
una reacción redox que se produce en la disolución (si se produce
corriente eléctrica  al terminar la reacción, E = 0)
2) Celda electrolítica: La E la produce un generador de
corriente externo  Provoca una reacción redox
Tipos de celdas electroquímicas

7. CELDA VOLTAICA o GALVÁNICA
POROSO
Puente
salino
ÁNODO
oxidación
CÁTODO
reducción
ZnSO4 CuSO4
_
Zn
+
Cu
∆G<0
E > 0
Lo que cambia son los signos y las RXN están descritas por la
EC. de NERST
e-
Semicelda: es 1 parte de la celda galvánica, donde ocurre solamente 1 de las rxn´s, ya
sea la oxidación o la reducción. Consiste de 1 par reductor/oxidante (metal sumergido
en 1 disolución de sus iones)
Semicelda 1 Semicelda 2
Puente salino: es necesario e impide que las disoluciones se mezclen por completo, pero
permite el flujo de iones (SO4
-2)y por tanto la corriente eléctrica.
Zn(s) Zn+2 (ac) + 2e- Cu+2 (ac) + 2e- Cu(s)
SO4
-2

8. CELDA DE DANIELL
ÁNODO Zn(s) Zn+2 (ac) + 2e-
CÁTODO Cu+2 (ac) + 2e- Cu(s)
Semirxn’s
Cu+2 (ac) + Zn (s) Cu (s) + Zn+2
RXN general
•Sí las disoluciones estuvieran en el mismo contenedor, los iones Cu+2
reaccionarían directamente con el Zn
•Al separar las disoluciones, los e- fluyen externamente desde el ánodo
hacia el cátodo a través del alambre conductor y del voltímetro.
•En la disolución, los cationes (Zn+2, Cu+2) se mueven hacia el cátodo y
los aniones (SO4
-2) hacia el ánodo. sin el puente salino se acumularían
las cargas + en el compartimiento del ánodo y las – en el del cátodo
impidiendo que funcione la celda.

9. Celdas electroquímicas
19.2
Reacción redox
espontánea
oxidación
ánodo
Reducción
cátodo
Voltímetro
Cátodo
de cobre
Ánodo
de zinc
Puente
salino
Solución
de CuSO4
Solución
de ZnSO4
El Zinc se oxida
a Zn2+ en el ánodo
El Cu2+ se reduce
a Cu en el cátodo
Reacción neta
Tapones
de
algodón
Zn(s) Zn2+(ac) + 2e-
Zn(s) + Cu2+ (ac)  Zn2+(ac) + Cu(s)
2e- + Cu2+(ac)  Cu(s)

10. POTENCIALES ESTANDAR
La fem de una CELDA se calcula como la diferencia entre el
potencial del electrodo donde se produce la REDUCCIÓN (cátodo).
y el del electrodo donde se produce la OXIDACION (ánodo)
fem = Eª Catodo - Eª Anodo
semicelda 1 semicelda 2
Se determina
Experimentalmente
Y no se ve afectado por los coeficientes estequiométricos.
Electrodo estándar de hidrógeno
Condiciones estándar= 25°C, 1atm, [H+]=1M
Se puede usar para determinar los potenciales relativos de otros electrodos.

11. Celdas electroquímicas
19.2
La diferencia en el potencial
eléctrico entre el ánodo y el
cátodo se llama:
 voltaje de la celda
• fuerza electromotriz (fem)
• potencial de celda
Diagrama de celda
Zn (s) + Cu2+ (ac) Cu (s) + Zn2+ (ac)
[Cu2+] = 1 M & [Zn2+] = 1 M
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)
ánodo cátodo

12. Potenciales estándares del electrodo
19.3
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)
2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm)
Zn (s) Zn2+ (1 M) + 2e-
Ánodo (oxidación):
Cátodo (reducción):
Zn (s) + 2H+ (1 M) Zn2+ + H2 (1 atm)
Voltímetro
Puente
salino
Electrodo de zinc Electrodo de hidrógeno
Electrodo de Pt
Gas H2 a 1 atm

13. Potenciales estándares del electrodo
19.3
El potencial estándar de reducción (E0) es el voltaje
secundario a una reacción de reducción en un electrodo cuando
todos los solutos son 1 M y todos los gases están a 1 atm.
E0 = 0 V
Electrodo estándar de hidrógeno (EEH)
2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm)
Reacción de reducción
Electrodo de Pt
Gas H2 a 1 atm

14. 19.3
E0 = 0.76 V
celda
Estándar fem (E0 )
cell
0.76 V = 0 - EZn /Zn
0 2+
EZn /Zn = -0.76 V
0 2+
Zn2+ (1 M) + 2e- Zn E0 = -0.76 V
E0 = EH /H - EZn /Zn
celda
0 0
+ 2+
2
Potenciales estándares del electrodo
E0 = Ecátodo - Eánodo
celda
0 0
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)
Gas H2 a 1 atm
Electrodo de Pt
Electrodo de hidrógeno
Electrodo de zinc
Puente
salino
Voltímetro

15. Potenciales estándares del electrodo
19.3
Pt (s) | H2 (1 atm) | H+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)
2e- + Cu2+ (1 M) Cu (s)
H2 (1 atm) 2H+ (1 M) + 2e-
Ánodo (oxidación):
Cátodo (reducción):
H2 (1 atm) + Cu2+ (1 M) Cu (s) + 2H+ (1 M)
E0 = Ecátodo - Eánodo
celda
0 0
E0 = 0.34 V
celda
Ecelda= ECu /Cu –EH /H
2+ +
2
0 0 0
0.34 = ECu /Cu - 0
0 2+
ECu /Cu = 0.34 V
2+
0
Voltímetro
Puente
salino
Electrodo de hidrógeno Electrodo de cobre
Gas H2 a 1 atm
Electrodo de Pt

16. 19.3
• E0 es para la reacción como
lo escrito
• Cuanto más positivo E0
mayor será la tendencia de
la sustancia a reducirse
• Las reacciones de
semicelda son reversibles
• El signo de E0 cambia
cuando la reacción se
invierte
• Si se cambia los
coeficientes
estequiométricos de una
reacción de semicelda no
cambia el valor de E0

17. ¿Cuál es el fem estándar de una celda electroquímica
formada de un electrodo de Cd en una disolución 1.0 M de
Cd (NO3)2 y un electrodo de Cr en una disolución 1.0 M de
Cr(NO3)3?
Cd2+ (ac) + 2e- Cd (s) E0 = -0.40 V
Cr3+ (ac) + 3e- Cr (s) E0 = -0.74 V
Cd es el oxidante más
fuerte
Cd oxidará Cr
2e- + Cd2+ (1 M) Cd (s)
Cr (s) Cr3+ (1 M) + 3e-
Ánodo (oxidación):
Cátodo (reducción):
2Cr (s) + 3Cd2+ (1 M) 3Cd (s) + 2Cr3+ (1 M)
x 2
x 3
E0 = Ecátodo - Eánodo
celda
0 0
E0 = -0.40 – (-0.74)
celda
E0 = 0.34 V
celda
19.3

18. Mayor tendencia
de la sustancia a
REDUCIRSE
Agente OXIDANTE más fuerte
Mayor tendencia
de la sustancia a
OXIDARSE
Agente REDUCTOR más fuerte

19. Cual es la diferencia de potencial entre electrodos (fem) de una pila
formada por 1 solución de CuSO4 y ZnSO4, dentro de las cuales se
introducen electrodos de Cu y Zn respectivamente, la cual es
conocida como Pila de Daniell. Ambas soluciones están en contacto
a través de un Puente Salino.
Sí calculamos la fem entre electrodos en forma teórica (suponiendo
CNPT) esta será igual
•Al colocar el voltímetro el valor
experimental es de 1.077V que es muy
aproximado al real calculado
teóricamente.
•Sí sacamos el puente salino la fem = 0
porque los iones no se transmiten entre
recipientes, NO HAY proceso REDOX.

20. TERMODINÁMICA DE LAS RXN’S REDOX
Ver como se relaciona la FEM o E°celda con algunas cantidades termodinámicas.
Energía eléctrica = volts x coulombs = joules
1J =1C x 1V
Carga total = No. De e- x carga de 1 e-
Es más conveniente expresar la carga total en cantidades molares.
La carga eléctrica total de 1 mol de e- se denomina la constante de Faraday (F)
1F =6.022x1023 e-/mol e- x 1.602x10-19 C/e-
= 9.647x104 C/mol e- = 96470 C/mol e-
Carga total = nF
n= no. De moles de e- intercambiados entre el agente oxidante y el agente reductor en
la ecuación redox general para el proceso electroquímico.
La fem medida es el voltaje máximo que la celda puede alcanzar.
El trabajo eléctrico hecho wele que es el trabajo maximo (wmax) está dado por el
producto de la carga total y la fem de la celda
wmax = wele = -nFE°celda

21. wmax = wele = -nFE°celda
El signo negativo indica que el trabajo eléctrico lo realiza el sistema (celda
galvánica) sobre los alrededores.
Energía Libre (G) es la energía disponible para hacer trabajo
El cambio de la energía libre (G) representa la cantidad
máxima de trabajo útil que se puede obtener de una reacción:
G = wmax = wele
G° = -nFE°celda
RXN espontánea G es negativo
Se puede relacionar E°celda con la constante de equilibrio (K) para 1 rxn REDOX.
G° = -RT ln K
-nFE°celda = -RT ln K
E°celda= RT ln K
nF

22. E°celda= RT ln K
nF
En condiciones estandar T= 298°K y sustituyendo los valores de las constantes R y F
E°celda= (8.134 J/Kmol) (298°K) ln K
n(96500J/Vmol)
E°celda= 0.0257 V ln K
n
E°celda= 0.0592 V log K
n
G° K E°celda RXN en condiciones estándar
Negativo >1 Positivo Se favorece la formación de productos
0 =1 0 Reactivos y productos son igualmente
favorecidos
Positivo <1 Negativo Se favorece la formación de reactivos

23. E°celda= RT ln K
nF
En condiciones estandar T= 298°K y sustituyendo los valores de las constantes R y F
E°celda= (8.134 J/Kmol) (298°K) ln K
n(96500J/Vmol)
E°celda= 0.0257 V ln K
n
E°celda= 0.0592 V log K
n
G° K E°celda RXN en condiciones estándar
Negativo >1 Positivo Se favorece la formación de productos
0 =1 0 Reactivos y productos son igualmente
favorecidos
Positivo <1 Negativo Se favorece la formación de reactivos

24. Eeq = E + (0.0592/n) * log [ox]x / [Red] y
E= E° - RT lnQ
nF
E= E° - 0.0257v lnQ
n
E= E° - 0.0592v log Q
n
En la celda galvanica, los e- fluyen del ánodo al
cátodo, lo que da la formación de los productos y una
disminución en la concentración de los reactivos,
aumentando Q.
Sí Q E
En el equilibrio NO hay transferencia de e-, E=0 y
Q=K, donde K es la cte de equilibrio.
Cu+2 (ac) + Zn (s) Cu (s) + Zn+2
E= 1.10V - 0.0592v log [Zn+2]
2 [Cu+2]
Sí el cociente [Zn+2]/[Cu+2] es menor a 1, el log será un # - y el 2do. Término se
hace +. E será mayor que la fem estandar (E°).
Sí el cociente es mayor a 1, E será menor que E°

25. Electrodos de referencia
Características principales
a) Insensible a cambios de concentración en la disolución
b) Fácil de preparar
c) Potencial de equilibrio debe alcanzarse rápidamente
d) No sujeto a fenómenos de polarización
Tipos
a) Electrodo normal de hidrógeno (apenas usado en la actualidad)
b) Electrodo de calomelanos (el más usual es el saturado)
c) Electrodo de Ag+/AgCl

26. Requisitos principales
1) Su potencial debe variar con la concentración de la especie
electroactiva, de acuerdo con la Ley de Nerst
2) Respuesta rápida
3) Respuesta reproducible
4) Fácil de preparar
5) Forma física cómoda para el manejo
6) Resistente física y químicamente
7) Variación pequeña del potrencial con la temperatura
1) Electrodos metálicos
2) Electrodos de membrana: Electrodos selectivos de iones
Tipos
Electrodos indicadores

27. Montaje: Un hilo de metal introducido en una disolución que contiene las
formas oxidadas y reducidas de otro metal. Ej.: Pt en Fe2+ y Fe3+
Respuesta: A la relación de actividades de las forma oxidada y la reducida
Ecuación de Nerst:
Inerte
De 3ª Especie
Electrodos metálicos
Montaje: Un hilo de metal introducido en una disolución de dos sales
insolubles de un mismo anion. Los cationes son: 1) La forma oxidada del
metal; 2) El que queremos determinar. Ej.: Ag en Ag2C2O4 y CaC2O4
Respuesta: A la actividad del un ion metálico para el que no se pueda
fabricar uno de 1ª especie
Ecuación de Nerst:
]
g
[
1
log
059
.
0
0



A
E
E ]
[
log
2
059
.
0 2

 Ca
cte
E

]
[Fe
]
[Fe
059
0 2
3
0



 log
.
E
E

28. Dispositivos de
almacenamiento de energía

29. DISPOSITIVOS ELECTROQUÍMICOS
•Baterías
•Supercapacitores
•Celdas de Combustible
•Celdas Fotoelectroquímicas
•Dispositivos Electrocrómicos
ALMACENAMIENTO DE ENERGÍA
CONVERSIÓN
DE ENERGÍA
Factor común “QUIMICA REDOX”
Electrones, iones, electrodos, valencia mixta, electrolito

30. Capacitores
Supercondensadores
Electroquímicos
Baterías
Celdas
de
Combustible
menor a mayor
Potencia
+
Capacitores
Supercondensadores
Electroquímicos
Baterías
Supercondensadores
Electroquímicos
Supercondensadores
Electroquímicos
Baterías
Celdas
de
Combustible
Energía Almacenada
Potencia
+
Potencia
+

31. Baterias
Una batería consiste en una o más celdas electroquímicas conectadas en serie o en
paralelo para dar los requerimientos deseados de potencial o corriente.
Se necesita un OXIDANTE y REDUCTOR muy fuerte, y la Eo tiene que ser lo + grande
posible para que sea buena
Anodo: electrodo
electropositivo donde los e- se
generan
Catodo: electrodo
electronegativo donde los e- se
aceptan
Electrolito : Permite el transporte
de los iones
Colectores de Corriente :
permite el transporte de los e-
entre los electrodos.
Basic Research Needs for Electrical Energy Storage (US Department of Energy, Washington DC, 2007)
Separador : permite aislar
electronicamente al ánodo y al
cátodo (es permeable a los
iones)

33. separador
Electrodo negativo
(ánodo)
Electrodo positivo
(cátodo)
carga
electrolito
Diseño de Baterías
Aspectos
Termodinámicos
•RXN espontánea. E grande
•Productos estables
Aspectos
Cinéticos
•RXN rápida
•Potencia (cuantos e-/min)
Efectos de
transporte de masa
•Minimización del tamaño
•Diseño de electrodos (microestructura)
•Eliminación de productos?
La batería de Li
termodinámicamente es
buena pero
cinéticamente hay
problemas

34. BATERIAS
•PRIMARIAS
•SECUNDARIAS
(VOLTA, DANIELL…)
Zn/sal/Ag, Zn/ZnSO4//CuSO4/Cu
gran densidad energética
alto voltaje ya que solo hay una descarga
El precio es importantisimo
(RECARGABLES) empiezas cargandolas
Lead-acid(1860), Edison Cell (1900), Ni-Cd cell,
Zn-Cl (1970), Lii (1980) Buena ciclabilidad
El precio no es tan importante

35. Baterías
19.6
Celda de Leclanché
Celda seca
Zn (s) Zn2+ (ac) + 2e-
Ánodo:
Cátodo: 2NH4 (aq) + 2MnO2 (s) + 2e- Mn2O3 (s) + 2NH3 (aq) + H2O (l)
+
Zn (s) + 2NH4 (ac) + 2MnO2 (s) Zn2+ (ac) + 2NH3 (ac) + H2O (l) + Mn2O3 (s)
Separador de papel
Pasta húmeda de
ZnCl2 y NH4Cl
Capa de MnO2
Cátodo de grafito
Ánodo de zinc

36. Baterías
19.6
Batería de estado sólido de litio
Ánodo Cátodo
Electrólito sólido

37. Baterías
Zn(Hg) + 2OH- (ac) ZnO (s) + H2O (l) + 2e-
Ánodo :
Cátodo : HgO (s) + H2O (l) + 2e- Hg (l) + 2OH- (ac)
Zn(Hg) + HgO (s) ZnO (s) + Hg (l)
Batería de mercurio
19.6
Cátodo de acero
Aislante
Ánodo
(contenedor de
Zinc)
Solución electrolítica de KOH,
pasta de Zn(OH)2 y HgO

38. Pb - ácido
1860 con Planté, y comercialmente en 1881 por Fauré
En 1900s el electrolito liquido se inmobilizó en fibras y la bateria
Ventajas: bajo costo y buena reversibilidad
Aplicación: automoviles, aplicaciones estacionarias 50% ventas
separado
r
carga
H2SO4
Pb PbO2
Electrodo Negativo se oxida
Pb + H+ + HSO4
- PbSO4 + 2H+ + 2e-
Electrodo Positivo se reduce
Pb(IV)O2 + 3H+ + HSO4
- + 2e- Pb(II)SO4 +
2H2O
La reacción involucra al electrolito

39. Pb + HSO4
- PbSO4 + H+ + 2e-
PbO2 + 3H+ + HSO4
- + 2e- PbSO4 + 2 H2O
--------------------------------------------------------
Pb + Pb2O + 2 H2SO4 2 PbSO4 + 2 H2O
Bateria Pb-PbO2
•Es contaminante
•Dan gran potencia
•Densidad de energía pequeña

40. Baterías
19.6
Ánodo :
Cátodo :
Batería o cumulador
de plomo
PbO2 (s) + 4H+ (ac) + SO2- (ac) + 2e- PbSO4 (s) + 2H2O (l)
4
Pb (s) + SO2- (ac) PbSO4 (s) + 2e-
4
Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ (aq) + 2SO2- (ac) 2PbSO4 (s) + 2H2O (l)
4
Ánodo Cátodo
Tapa removible
Electrólito
de H2SO4
Placas negativas
(planchas de plomo llenas
con plomo esponjoso)
Placas positivas
(planchas de plomo
llenas con PbO2

41. Alcalinas
Ni-Cd
1899 1ra patente en Suecia de Jungner
1933 Dassler 1er paso al desarrollo de la batería sellada
Ventajas: vida larga, bajo mantenimiento, puede operar a T bajas
Desventajas: mas caras que Pb-ácido, el Cd no es ecológicamente
amigable
Aplicación: encendido de autos, luces de seguridad, apararos
inalámbricas, industria aeroespacial. Ventas 7%
Efecto Memoria: pérdida de carga debido a un
cambio de fase en el catodo debido a una
sobrecarga que implica reacción con el
electrolito.

42. separador
carga
KOH (Aq)
Cd Ni(OH)3 Electrodo Negativo se oxida
Cd + 2OH- Cd(OH)2 + 2e-
Electrodo Positivo se reduce
2Ni(OH)3 + 2e- 2Ni(OH)2 + 2H
La reacción NO involucra al electrolito, solo juega el papel de transportados de iones
No es sencilla la
RXN xq hay fases
Ni-MH
Mismo Cátodo
Ni-H2
Para Satelites porque funcionan a
T muy bajas
Para coches eléctricos

43. Baterías recargables de Li
Las baterías Ni-Cd y Pb-ácido presentan bajas densidades de energía (30-70Wh/Kg, 50-150Wh/Kg)
y debido a necesidades del mercado se requería del desarrollo de al menos con el doble.
Antecedentes
1950s se descubre que el Li era estable en electrolitos NO-acuosos
1960s comercialización de baterías Primarias para aplicaciones militares, relojes,
calculadoras, implantación de dispositivos médicos
1970s Se encontraron varios compuestos inorgánicos que reaccionaban con metalies
alcalinos de manera reversible.
Auge en los 70s debido a la crisis petrolera y hubo la necesidad de diseñar
baterías con mayor densidad energética que las obtenidas hasta entonces .
1973 1ra. Batería recargable de Li con cátodos de especies inorgánicas laminares
1990 El proceso recargable de las baterías con anodos de Li presentó problemas
debido a la formación de dendritas, los cuales fueron resueltos insertando el Li
en grafito dando una mayor vida.
1991 Sony comercializó la 1ra. Batería recargable de ion Li con un ánodo de carbón y
un cátodo de LiCoO2 teniendo un voltaje de 3.6V(3 veces mayor que las
alcalinas.
1999 Bellcore introdujo el electrolito polimérico dando lugar a la batería PLiON que es
delgada, y dio lugar a la miniaturización de los aparatos electrónicos.

44. Ánodo de LixC6
Ánodo de Litio metálico
Ánodo
Li metálico
Cátodo
e- e-
Li+
Descarga
Carga
Li+
e-
e-
Ánodo
Li metálico
Carga
Li+
e-
e-
Cátodo
Cátodo
Ánodo
LixC6
e-
e-
Carga
Li+
Li+
Descarga
e- e-
Cátodo
Ánodo
LixC6
http://www.cienciateca.com/ctslibat.html

45. Batería recargable de Li Comercial
Li+
Descargada
e- e-
LiCoO2
Ánodo
LixC6
Debido a que el Co es el componente mas caro
de toda la batería y es tóxico, la
INVESTIGACIÓN se ha centrado en el
desarrollo de materiales nuevos para el
CÁTODO.
LiNiO2 : es más barato, es mas reversible,
Existen reacciones exotérmicas con el electrolito
que hace la batería muy insegura.
Su síntesis es dificil a gran escála.
LiMn2O4 : tiene diferente estructura que los 2 anteriores.
Es más barato y mas ecológico.
Su ciclabilidad es mala.
LiNi1/2Mn1/2O2 : Es barato y su ciclabilidad se ve mejorada.
Fosfatos de metales de transición : parecen tener
mucho futuro que dan mayores voltajes, pero
tienen mala conductividad electrónica.

46. Baterías
19.6
Una celda de
combustible es
una celda
electroquímica que
requiere un aporte
continuo de
reactivos para su
funcionamiento
Ánodo :
Cátodo : O2 (g) + 2H2O (l) + 4e- 4OH- (ac)
2H2 (g) + 4OH- (ac) 4H2O (l) + 4e-
2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)
Ánodo Cátodo
Electrodo de carbón
poroso con Ni
Oxidación
Electrodo de carbón
poroso con Ni y NiO
Reducción

47. CELDA DE COMBUSTIBLE
Dispositivo electroquímico que convierte la energía de una reacción
química directamente en electricidad .

48. 4. De Polímeros (PEM)
•Electrodos de Pt/C
•Electrolito Nafion (polímero con ac. Sulfonico fluorados)
•Temperatura de funcionamiento 50-100°C, desarrollada para aplicaciones
de transporte, aparatos portátiles.
•Alta Eficiencia y potencia, vida larga
•desventaja: la membrana es cara e inestable al calor, pierde
conductividad
ANODO
2H2 4H+ + 4e-
CATODO
O2 + 4H+ 4e- 2H2O

49. CELDA SOLAR FOTOELECTROQUÍMICA
Celdas Grätzel (3ra. Generación)
•No hay unión entre semiconductores
TiO2 absorbe en el UV y se añade 1
pigmento que absorba en el VIS con
un V adecuado p/q los e- fluyan al TiO2
•El TiO2 debe ser muy poroso para
mejorar el contacto con el electrolito y
tener el pigmento nanopartículoado
•Uno de los problemas es que el electrolito es LÍQUIDO

50. Materiales Electrocrómicos
•Cambian sus propiedades ópticas de forma reversible cuando se les aplica un V.
•Inorgánicos (óxidos): Ti, Mo, Ta, W (coloración catódica) V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Rh,
Ir (coloración anódica)
•Orgánicos (Polímeros Conductores)
•Aplicación: displays, filtros de luz, ventanas inteligentes,
WO3 Rey de los materiales electrocrómicos

52. 5. De Metanol Directo (DMFC)
•Electrodos de Pt/C
•Electrolito Nafion (polímero con ac. Sulfonico fluorados)
•Ventaja principal: la fácil transportación del MeOH y se está desarrollando
para aplicaciones portátiles donde la desidad energética y de potencia es
más importante que su baja eficiencia.
ANODO
CH3OH + H2O CO2 + 6H+ + 6e-
CATODO
3/2 O2 + 6H+ + 6e- 3H2O
CH3OH + 3/2 02 CO2 + 2H2O

53. 19.4
Espontaneidad de las reacciones redox
G = -nFEcell
G0 = -nFEcell
0
n = número de moles de electrones en reacción
F = 96,500
J
V • mol
= 96,500 C/mol
G0 = -RT ln K = -nFEcell
0
Ecell
0 =
RT
nF
ln K
(8.314 J/K•mol)(298 K)
n (96,500 J/V•mol)
ln K
=
=
0.0257 V
n
ln K
Ecell
0
=
0.0592 V
n
log K
Ecell
0

54. Espontaneidad de las reacciones redox
19.4

55. 2e- + Fe2+ Fe
2Ag 2Ag+ + 2e-
Oxidación :
Reducción :
¿Cuál es la constante de equilibrio para la reacción
siguiente a250C? Fe2+ (ac) + 2Ag (s) Fe (s) + 2Ag+ (ac)
=
0.0257 V
n
ln K
Ecell
0
19.4
E0 = -0.44 – (0.80)
E0 = -1.24 V
0.0257 V
x n
E0
cell
exp
K =
n = 2
0.0257 V
x 2
-1.24 V
= exp
K = 1.23 x 10-42
E0 = EFe /Fe – EAg /Ag
0 0
2+ +

56. POTENCIAL DE UNA PILA. ECUACIÓN DE NERNST:
Donde: - n: Nº de electrones intercambiados en el proceso
- F: Faraday = 96486 Culombios
- R: Constante de los gases ideales = 8,314 J/mol.ºK
- T: Temperatura absoluta a la cual tiene lugar el proceso
- E: Potencial de la pila

57. Efecto de la concentracion en fem de la celda
G = G0 + RT ln Q G = -nFE G0 = -nFE 0
-nFE = -nFE0 + RT ln Q
E = E0 - ln Q
RT
nF
La ecuación de Nernst
A 298
19.5
-
0.0257 V
n
ln Q
E0
E = -
0.0592 V
n
log Q
E0
E =

58. Ocurrirá la siguiente reacción en forma espontánea a 250C
si [Fe2+] = 0.60 M y [Cd2+] = 0.010 M?
Fe2+ (aq) + Cd (s) Fe (s) + Cd2+ (aq)
2e- + Fe2+ 2Fe
Cd Cd2+ + 2e-
Oxidación :
Reducción :
n = 2
E0 = -0.44 – (-0.40)
E0 = -0.04 V
E0 = EFe /Fe – ECd /Cd
0 0
2+ 2+
-
0.059 V
n
log Q
E0
E =
-
0.0257 V
2
ln
-0.04 V
E =
0.010
0.60
E = 0.013
E > 0 Espontánea
19.5

59. ELECTRÓLISIS
Es el proceso químico producido por la corriente
eléctrica sobre los iones. Se realiza por medio del
suministro
de energía eléctrica una reacción imposible de verificar
termodinámicamente de forma espontánea.
Al igual que cualquier otro tipo de reacción, tiene lugar
“equivalente a equivalente”, teniendo en cuenta que un
equivalente de corriente eléctrica es una carga igual a
la de un mol de electrones.
Nº equivalentes de corriente eléctrica = Nº equivalentes de
sustancia obtenida

60. 19.8
Electrólisis Es el proceso en el cual la energía eléctrica se
usa para inducir una reacción química no espontánea .
Ánodo Cátodo
Batería
Oxidación Reducción
Na Líquido
Na Líquido
Ánodo de carbón
Cátodo de hierro
Cátodo de hierro
NaCl
fundido

61. Electrólisis del agua
19.8
Batería
Ánodo Cátodo
Oxidación Reducción
Solución de H2SO4 diluido

62. LEYES DE FARADAY
1ª: La cantidad de sustancia separada por una corriente
eléctrica es proporcional a la cantidad de corriente que
pasa por el sistema
2ª: Las cantidades de diferentes sustancias liberadas por
una misma cantidad de electricidad son
proporcionales a sus equivalentes químicos
I: Intensidad de la corriente
eléctrica
t: tiempo
g: gramos depositados
v : valencia (Nº electrones
intercambiados en el proceso)
Pm: Masa atómica o molecular
de la sustancia liberada

63. Electrólisis y cambios de masa
carga (C) = corriente (A) x tiempo (s)
1 mol e- = 96,500 C
19.8
Corriente
(amperios)
y tiempo
Carga en
culombios
Número de
moles de
electrones
Moles de
sustancia
reducida u
oxidada
Gramos de
sustancia
reducida u
oxidada

64. ¿Cuánto Ca se producirá en una celda electrolítica de
CaCl2 fundido si una corriente de 0.452 A se pasa a través
de la celda durante 1.5 horas?
Ánodo :
Cátodo : Ca2+ (l) + 2e- Ca (s)
2Cl- (l) Cl2 (g) + 2e-
Ca2+ (l) + 2Cl- (l) Ca (s) + Cl2 (g)
2 mol e- = 1 mol Ca
mol Ca = 0.452
C
s
x 1.5 hr x 3600
s
hr 96,500 C
1 mol e-
x
2 mol e-
1 mol Ca
x
= 0.0126 mol Ca
= 0.50 g Ca
19.8

65. Corrosión
19.7
Cátodo
Ánodo
Aire
Agua
Hierro
Herrumbre

66. CORROSIÓN
Es el término que suele aplicarse al deterioro
de los metales por 1 proceso electroquímico.
Ejemplos: hierro oxidado, plata empañada, el color verde
que se forma sobre el Cu y el laton.
Fe(s)  Fe+2 + 2e-
Los e- donados por el Fe reducen el oxígeno atmosférico a agua en el cátodo, que a
su vez es otra región de la misma superficie del metal
O2 (g) + 4H+ (ac) + 4e-  2H2O(l)
RXN Global 2Fe(s) + O2(g) + H+(ac)  2Fe+2 + 2H2O(l)
Fem E°celda= E°cátodo – E°ánodo= 1.23V – (-0.44V) = 1.67V
Protección catódica

67. Protección catódica de un depósito de hierro
19.7
Oxidación Reducción
Depósito de hierro