5.6: Día 41- Electrólisis; Baterías Comerciales

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John Moore, Jia Zhou, and Etienne Garand
University of Wisconsin

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Día 41: Electrólisis; Baterías Comerciales

Electrólisis D41.1

En una celda electrolítica, la energía eléctrica suministrada provoca que se produzca una reacción redox no espontánea en un proceso conocido como electrólisis. Una celda electrolítica es lo opuesto a una celda voltaica, donde una reacción redox espontánea produce energía eléctrica.

Por ejemplo, considere la electrólisis del cloruro de sodio fundido. En la Figura 1 se muestra un diagrama simplificado de la celda electrolítica utilizada para la fabricación comercial de metal sodio y gas cloro. En la sal fundida, los iones de sodio se mueven hacia el cátodo y los iones cloruro se mueven hacia el ánodo (tenga en cuenta que los iones negativos se mueven a través del circuito en la misma dirección general que los electrones). Una pantalla porosa permite el movimiento de iones pero no la mezcla del producto sodio metal y gas cloro, que reaccionaría espontáneamente al contacto.

Este diagrama muestra un tanque que contiene un líquido azul claro, etiquetado como “N fundido a C l”. Un divisor vertical gris oscuro con pequeños puntos oscuros distribuidos uniformemente, etiquetado como “Pantalla porosa” se ubica en el centro del tanque dividiéndolo en dos mitades. Barras de color gris oscuro se colocan en el centro de cada una de las mitades del tanque. La barra de la izquierda, que está etiquetada como “Ánodo” tiene burbujas verdes que se originan de ella. La barra de la derecha que está etiquetada como “Cátodo” no tiene burbujas originadas en ella. Una flecha apunta a la izquierda desde el centro del tanque hacia el ánodo, el cual está etiquetado como “C l superíndice negativo”. Una flecha apunta a la derecha desde el centro del tanque hacia el cátodo, que está etiquetado como “N un superíndice más”. Una línea se extiende desde las partes superiores del ánodo y el cátodo hasta un rectángulo colocado centralmente sobre el tanque que está etiquetado como “Fuente de corriente”. Una flecha se extiende hacia arriba por encima del ánodo a la izquierda de la línea que está etiquetada como “e superíndice negativo”. Un símbolo más se encuentra a la izquierda de la fuente de corriente y un signo negativo a su derecha. Una flecha apunta hacia abajo a lo largo del segmento de línea que conduce al cátodo. Esta flecha está etiquetada como “e superíndice negativo”. Debajo del lado izquierdo del diagrama se encuentra la etiqueta “2 C l superíndice negativo (a q) flecha apuntando a la derecha C l subíndice 2 (g) más 2 e superíndice negativo”. A la derecha, debajo del diagrama se encuentra la etiqueta “2 N un superíndice positivo (a q) más 2 e superíndice negativo flecha apuntando a la derecha 2 N a (l)”. — **Figura 1.** Al pasar una corriente eléctrica a través de NaCl (l) se descompone la sal fundida en sodio metálico y gas cloro. Se debe tener cuidado para mantener los productos separados para evitar la re-formación espontánea de cloruro de sodio.

Una fuente externa de corriente eléctrica fuerza electrones en el electrodo en el compartimiento del cátodo, obligando a que ocurra la media reacción de reducción:

Reducción (cátodo): 2 × (Na ⁺ (aq) + e⟶ Na (s)) E° _{Na ⁺ |Na} = -2.714 V

(A la temperatura del NaCl fundido, el sodio es un líquido, por lo que E° _{Na ⁺ |Na (s)} = -2.714 V es una aproximación. E° _{Na ⁺ |Na (l)} para sodio líquido no está disponible en el apéndice.)

En el compartimiento del ánodo, se produce la semirreacción de oxidación:

Oxidación (ánodo): 2 Cl( aq) ⟶ Cl ₂ (g) + 2eE° _{Cl ₂ |Cl=} +1.358 V

Los electrones formados aquí son conducidos a través de un cable al lado positivo de la fuente de voltaje, completando el circuito eléctrico.

Podemos calcular la celda E° para esta _celda de electrólisis utilizando el mismo método que usamos para las celdas voltaicas; es decir,

E° _celda = E° _{media _celda derecha} − E° _{media _celda izquierda} = E° _cátodo − E° _ánodo = -2.714 V − (+1.358 V) = -4.072 V

La reacción general es:

En general: 2 Na ⁺ (aq) + 2 Cl( aq) ⟶ 2 Na (s) + Cl ₂ (g) E° _celda = -4.072 V

La _celda E° negativa indica que esta reacción está fuertemente favorecida por los reactivos, y bajo condiciones de estado estándar, la fuente de alimentación debe proporcionar al menos 4.1 V para hacer que se produzca la reacción de electrólisis. En la práctica, los voltajes aplicados son mayores debido a ineficiencias en el propio proceso y también para ayudar a aumentar la velocidad de reacción.

Con la transición de los combustibles fósiles a los suministros de energía renovable, una aplicación importante de la electrólisis es la “división” del agua en gas hidrógeno y gas oxígeno (Figura 2). La energía eléctrica de paneles solares o turbinas eólicas se puede utilizar para sintetizar hidrógeno para su uso como combustible. Para que la corriente pase a través de la solución de manera eficiente, debe haber iones presentes. Por lo tanto, normalmente se añade ácido a la solución de reacción para aumentar la concentración de iones en solución.

Esta figura muestra un aparato utilizado para la electrólisis. Una cámara central con una parte superior abierta tiene una columna vertical que se extiende por debajo que está casi llena de un líquido transparente e incoloro, que se etiqueta como “H subíndice 2 O más H subíndice 2 S O subíndice 4”. Un tubo horizontal en el aparato conecta la región central a columnas verticales a izquierda y derecha, cada una de las cuales tiene una válvula o llave de paso en la parte superior y una parte inferior taponada. A la izquierda, el tapón en la parte inferior tiene un pequeño cuadrado marrón conectado justo encima de él en el líquido. El cuadrado está etiquetado como “Ánodo plus”. Un cable negro se extiende desde el tapón a la izquierda hasta un rectángulo que está etiquetado como “Fuente de voltaje” en el tapón a la derecha. El lado izquierdo del rectángulo está etiquetado con un símbolo más y el lado derecho está etiquetado con un signo negativo. El tapón de la derecha también tiene un cuadrado marrón conectado a él que se encuentra en el líquido en el aparato. Este cuadrado está etiquetado como “Catodo negativo”. El nivel de la solución en el brazo izquierdo o tubo del aparato es significativamente mayor que el nivel del brazo derecho. Las burbujas están presentes cerca de la superficie del líquido en cada lado del aparato, con las burbujas etiquetadas como “O subíndice 2 (g)” a la izquierda y “H subíndice 2 (g)” a la derecha. — **Figura 2.** El agua se descompone en gas oxígeno e hidrógeno gaseoso durante la electrólisis. Se agrega ácido sulfúrico para aumentar la concentración de iones H ⁺ y el número total de iones en solución, pero no participa en la reacción. El volumen de gas hidrógeno recolectado es el doble del volumen de gas oxígeno recolectado, debido a que la reacción produce 2 mol H ₂ por 1 mol O ₂.

En solución ácida 1-M:

Oxidación (ánodo):	2H ₂ O (l)	⟶	O ₂ (g) + 4H ⁺ (aq) + 4e	_Ánodo E° = +1.229 V
Reducción (cátodo):	2 × (2H ⁺ (aq) + 2e	⟶	H ₂ (g))	E° _cátodo = 0 V
En general:	2H ₂ O (l)	⟶	O ₂ (g) + 2H ₂ (g)	_Celda E° = -1.229 V

Se requieren al menos 1.229 V para hacer que este proceso favorecido por el reactivo ocurra en solución ácida 1-M.

Finalmente, considere lo que ocurre durante la electrólisis de una solución acuosa de yoduro de potasio 1-M a 25 °C; en la solución están presentes H ₂ O (l), K ⁺ (aq) e I( aq). Este ejemplo difiere de los ejemplos anteriores porque se puede oxidar más de una especie y se puede reducir más de una especie.

Considerando primero el ánodo, las posibles reacciones de oxidación son

(i)	2I( aq)	⟶	I ₂ (s) + 2e	_Ánodo E° = +0.535 V
ii)	2H ₂ O (l)	⟶	O ₂ (g) + 4H ⁺ (aq) + 4e	_Ánodo E° = +1.229 V

(La oxidación de K ⁺ a K ²⁺ no se considera porque K ⁺ tiene una configuración de electrones de gas noble-gas y una energía de ionización muy alta, lo que hace que sea muy difícil de oxidar. Aunque I ₂ se genera en solución acuosa, aproximamos el E° usando el valor para I ₂ (s).)

Debido a que E° _celda = E° _cátodo — E° _ánodo, cuanto más positivo sea el potencial de media celda del ánodo, más negativo sería el potencial de celda. Por lo tanto, el yoduro debe oxidarse en el ánodo porque tiene un potencial de media celda menos positivo. Sin embargo, el pH de una solución de KI 1-M es 7, por lo que [H ⁺] está lejos de las condiciones de estado estándar. Suponiendo que O ₂ se produce a 1 bar, aplicar la ecuación de Nernst a la media reacción (ii) da:

\[\begin{array}{rcl} E &=& {E^ \circ } - \dfrac{RT}{nF}\ln \left( \dfrac{1}{[\text{O}_2][\text{H}^+]^4}\right)\\[0.5em] &=& 1.229\text{ V} - \dfrac{\left(8.314 \frac{\text{J}}{\text{K}\cdot\text{mol}}\right) (298.15\;\text{K})}{4\left(96485\frac{\text{J}}{\text{V}\cdot\text{mol}}\right)} \ln \left(\dfrac{1}{(1)(1 \times 10^{-7})^4}\right)\\[0.5em] &=& 1.229\;{\text{ V}} - 0.414\;\text{V}\; =\; 0.815\;\text{V} \end{array} \nonumber \]

(Obsérvese que la reacción dada en la tabla estándar de potencial de media celda es la reacción de reducción “O ₂ (g) ^{+ 4H +} (aq) + 4e⟶ 2H ₂ O (l) E° = +1.229 V”, de ahí que el cociente de reacción Q se exprese de acuerdo con la reacción dada.)

La ecuación de Nernst muestra que el _ánodo E = +0.815 V para la reacción (ii) a pH = 7, el cual es aún mayor que el _ánodo E° para la reacción (i). Por lo tanto, la reacción (i) es el proceso que ocurre en el ánodo y I ₂ se forma como producto.

Consideremos ahora las posibles reacciones en el cátodo (reducción de I ⁻ no se considera porque I ⁻ tiene una configuración de electrones de gas noble-gas y no es energéticamente favorable añadir más electrones):

iii)	2H ₂ O (l) + 2e	⟶	H ₂ (g) + 2OH( aq)	E° _cátodo = -0.8277 V
ii)	K ⁺ (aq) + e	⟶	K (s)	E° _cátodo = -2.925 V

Para la media reacción (iii), nuevamente necesitamos aplicar la ecuación de Nernst para calcular E a pH = 7, asumiendo que H ₂ se produce a 1 bar:

\[\begin{array}{rcl} E &=& {E^ \circ } - \dfrac{RT}{nF}\ln \left( \dfrac{[\text{H}_2][\text{OH}^-]^2}{1}\right)\\[0.5em] &=& -0.8277\text{ V} - \dfrac{\left(8.314 \frac{\text{J}}{\text{K}\cdot\text{mol}}\right) (298.15\;\text{K})}{4\left(96485\frac{\text{J}}{\text{V}\cdot\text{mol}}\right)} \ln \left(\dfrac{(1)(1 \times 10^{-7})^4}{1}\right)\\[0.5em] &=& -0.8277\;{\text{ V}} - (-0.4141\;\text{V})\; =\; -0.4136\;\text{V} \end{array} \nonumber \]

De ahí que la reducción del agua, con _cátodo E = -0.4136 V a pH = 7, es mucho más probable que ocurra que la reducción de K ⁺ (ac) con _cátodo E° = -2.925 V. (Esta conclusión está respaldada por el hecho de que el metal de potasio reacciona vigorosamente con el agua para generar K ⁺ (aq), gas hidrógeno e iones hidróxido, por lo que si se forman K (s) reaccionaría inmediatamente con agua.)

La reacción general es entonces:

Oxidación (ánodo):	2I( aq)	⟶	I ₂ (s) + 2e	_Ánodo E° = +0.535 V
Reducción (cátodo):	2H ₂ O (l) + 2e	⟶	H ₂ (g) + 2OH( aq)	_Cátodo E = -0.4136 V
En general:	2H ₂ O (l) + 2I( aq)	⟶	H ₂ (g) + I ₂ (s) + 2OH( aq)	_Celda E = -0.949 V

Galvanoplastia

Un uso importante para las celdas electrolíticas es la galvanoplastia, que resulta en una fina capa de metal en la parte superior de una superficie conductora. Los metales típicamente utilizados en galvanoplastia incluyen cadmio, cromo, cobre, oro, níquel, plata y estaño. Como ejemplo de galvanoplastia, considere cómo se produce la vajilla plateada (Figura 3).

Esta figura contiene un diagrama de una celda electroquímica. Se muestra un vaso de precipitados que está poco más de la mitad lleno. El vaso de precipitados contiene una solución transparente e incolora que se etiqueta como “A g N O subíndice 3 (a q)”. Una tira de plata se encuentra sumergida mayormente en el líquido de la izquierda. Esta tira está etiquetada como “Plata (ánodo)”. La parte superior de la tira está etiquetada con un símbolo rojo más. Una flecha apunta a la derecha desde la superficie de la tira metálica hacia la solución hacia la etiqueta “A g superscript plus” a la derecha. Una cuchara se suspende de manera similar en la solución y se etiqueta como “Cuchara (cátodo)”. Está etiquetado con un signo negativo negro en la punta del mango de la cuchara por encima de la superficie del líquido. Una flecha se extiende desde la etiqueta “A g superscript plus” hasta la cuchara de la derecha. Un cable se extiende desde la parte superior de la cuchara y la tira hasta un rectángulo etiquetado como “Fuente de voltaje”. Una flecha apunta hacia arriba desde la tira plateada que está etiquetada como “e superíndice negativo”. De manera similar, una flecha apunta hacia abajo a la derecha hacia la superficie de la cuchara que también está etiquetada como “e superíndice negativo”. Se muestra un signo más justo afuera de la fuente de voltaje a la izquierda y un negativo a su derecha. — **Figura 3.** La cuchara metálica está conectada al terminal negativo de la fuente de voltaje y actúa como cátodo. El ánodo es un electrodo de plata. Ambos electrodos están sumergidos en una solución de nitrato de plata. Cuando se pasa corriente eléctrica a través de la solución, el resultado neto es que el metal plateado se retira del ánodo y se deposita sobre la cuchara.

El ánodo consiste en un electrodo de plata. El cátodo es una cuchara hecha de un metal menos costoso. Ambos electrodos se sumergen en una solución de nitrato de plata. A medida que aumenta el potencial de la fuente de voltaje, la corriente fluye. El metal plateado se pierde en el ánodo a medida que entra en solución:

ánodo: Ag (s) ⟶ Ag ⁺ (aq) + e ⁻

La masa del cátodo aumenta a medida que los iones de plata de la solución se depositan sobre la cuchara:

cátodo: Ag ⁺ (aq) + e ⁻ ⟶ Ag (s)

El resultado neto es la transferencia de plata metálica del ánodo al cátodo. La calidad del objeto electrochapado depende del grosor de la plata depositada y de la velocidad de deposición.

Aspectos cuantitativos de la electrólisis

La cantidad de corriente que fluye en una celda electrolítica viene dictada por la cantidad (mol) de electrones transferidos en una reacción redox, la cual a su vez se relaciona con cantidades de reactivos y productos vía estequiometría de reacción. Recordemos que la corriente, I, está relacionada con la carga total, Q:

\[I = \dfrac{Q}{t} \;\;\;\;\; \left(\text{SI units:}\;\ A = \dfrac{C}{s}\right) \nonumber \]

Por lo tanto:

Q = (cantidad e ⁻ transferida) × F = I × t

donde F es la constante de Faraday.

Ejercicio 1: Galvanoplastia

Baterías Comerciales D41.2

Muchos de los dispositivos que usamos todos los días, como computadoras portátiles y teléfonos inteligentes, funcionan con baterías. Una batería es una celda electroquímica o serie de celdas que produce una corriente eléctrica. En principio, cualquier célula voltaica puede ser utilizada como batería. Una batería ideal nunca se agotaría, produciría un voltaje constante y sería capaz de soportar temperaturas y humedad extremas ambientales. Las baterías reales logran un equilibrio entre las características ideales y las limitaciones prácticas.

Por ejemplo, la masa de una batería de arranque de automóvil es de aproximadamente 18 kg o ~ 1% de la masa de un automóvil promedio. Este tipo de batería suministraría energía casi ilimitada si se usara en un teléfono inteligente, pero sería completamente poco práctica debido a su masa y tamaño. Por lo tanto, ninguna batería es “la mejor” y se seleccionan diferentes baterías para aplicaciones particulares, teniendo en cuenta cosas como su masa, costo, confiabilidad y capacidad de corriente.

Existen dos tipos básicos de baterías: primaria y secundaria. A continuación se describen algunas baterías de cada tipo.

D41.3 Baterías Primarias

Las baterías primarias son baterías de un solo uso que no se pueden recargar.

Batería de Zinc-Carbono

Una batería primaria común es la celda seca (Figura 4), que es una batería de zinc-carbono. El zinc sirve tanto como recipiente como electrodo negativo. El electrodo positivo es una varilla hecha de carbono que está rodeada por una pasta de óxido de manganeso (IV), cloruro de zinc, cloruro de amonio, polvo de carbono y una pequeña cantidad de agua.

Se muestra un diagrama de una sección transversal de una batería de celda seca. La forma general de la celda es cilíndrica. La superficie lateral del cilindro, indicada como una delgada línea roja, está etiquetada como “lata de zinc (electrodo)”. Justo debajo de esto hay una superficie gris oscuro ligeramente más gruesa que cubre la superficie lateral, la parte superior y la parte inferior de la batería, que está etiquetada como “Separador poroso”. En el interior hay una región púrpura con muchos pequeños puntos morados más oscuros uniformemente espaciados, etiquetados “Pasta de M n O subíndice 2, N H subíndice 4 C l, Z n C l subíndice 2, agua (cátodo)”. Una varilla gris oscuro, etiquetada como “Varilla de carbono (electrodo)”, se extiende desde la parte superior de la batería, dejando un espacio de menos de una quinta parte de la altura de la batería debajo de la varilla hasta la parte inferior del cilindro. Un segmento delgado de línea gris en la parte inferior del cilindro está etiquetado como “Cubierta inferior metálica (negativa)”. La parte superior del cilindro tiene una fina superficie gris que se curva hacia arriba en el centro sobre la parte superior del electrodo de carbono en el centro del cilindro. Esta superficie superior está etiquetada como “Cubierta superior metálica (positiva)”. Una delgada línea gris oscuro justo debajo de esta superficie está etiquetada como “Aislante”. Debajo de esto, por encima de la región púrpura, y fuera del electrodo de carbono en el centro hay una región naranja que está etiquetada como “Seal”. — **Figura 4.** Una sección transversal de una batería de linterna, una celda seca de zinc-carbono.

La reacción en el ánodo se puede representar como la oxidación del zinc:

Zn (s) ⟶ Zn ² ⁺ (aq) + 2 eE° _ánodo = -0.763 V

La reacción en el cátodo es más complicada, en parte porque se está produciendo más de una reacción de reducción. La serie de reacciones que se producen en el cátodo es aproximadamente:

2MnO ₂ (s) + 2NH ₄ Cl (aq) + 2e⟶ Mn ₂ O ₃ (s) + 2NH ₃ (aq) + H ₂ O (l) + 2Cl( aq)

La reacción general para la batería de zinc-carbono se puede representar como:

2MnO ₂ (s) + 2 NH ₄ Cl (aq) + Zn (s) ⟶ Mn ₂ O ₃ (s) + 2NH ₃ (aq) + H ₂ O (l) + 2 Cl( aq) + Zn ² ⁺ (aq)

El potencial de la celda es de aproximadamente 1.5 V inicialmente, y disminuye a medida que se usa la batería. A medida que el contenedor de zinc se oxida, su contenido eventualmente se escapa, por lo que este tipo de batería no debe dejarse en ningún dispositivo eléctrico por periodos prolongados.

El voltaje entregado por una batería es el mismo independientemente del tamaño de una batería. Por esta razón, las baterías D, C, A, AA y AAA tienen el mismo voltaje. Sin embargo, las baterías más grandes pueden entregar más moles de electrones y, por lo tanto, durarán más si alimentan el mismo dispositivo.

Pilas alcalinas

Las baterías alcalinas (Figura 5) se desarrollaron en la década de 1950 en parte para abordar algunos de los problemas de rendimiento con las celdas secas de zinc-carbono, y se fabrican para ser sus reemplazos exactos. Como su nombre indica, este tipo de baterías utilizan electrolitos alcalinos, a menudo hidróxido de potasio.

Se muestra un diagrama de una sección transversal de una pila alcalina. La forma general de la celda es cilíndrica. La superficie lateral del cilindro, indicada como una delgada línea roja, está etiquetada como “Carcasa exterior”. Justo debajo de esto hay una superficie delgada de color gris claro que cubre la superficie lateral y la parte superior de la batería. En el interior hay una región azul con muchos pequeños puntos más oscuros uniformemente espaciados, etiquetados como “M n O subíndice 2 (cátodo)”. Una fina capa gris oscuro está justo dentro, que está etiquetada como “Separador conductor de iones”. Una región púrpura con muchos puntos pequeños y oscuros uniformemente espaciados llena el centro de la batería y está etiquetada como “zinc (ánodo)”. La parte superior de la batería tiene una delgada superficie curva gris sobre la región central púrpura. La superficie curva de arriba está etiquetada como “Conexión positiva (más)”. En la base de la batería, una estructura naranja, etiquetada como “Tapa protectora”, se encuentra debajo de las regiones centrales púrpura y azul. Esta estructura sostiene una estructura gris que parece un clavo con su cabeza en la parte inferior y extremo puntiagudo extendiéndose hacia arriba hacia el centro de la batería. Esta estructura en forma de clavos está etiquetada como “Recogida actual”. En la parte inferior de la batería hay una fina superficie gris que se sujeta por la tapa protectora. Esta superficie está etiquetada como “Terminal negativo (negativo)”. — **Figura 5.** Las baterías alcalinas fueron diseñadas como reemplazos directos para baterías de zinc-carbono.

Las reacciones son:

Oxidación (ánodo):	Zn (s) + 2OH( aq)	⟶	ZnO (s) + H ₂ O (l) + 2e	_Ánodo E° = -1.28 V
Reducción (cátodo):	2MnO ₂ (s) + H ₂ O (l) + 2e	⟶	Mn ₂ O ₃ (s) + 2OH( aq)	E° _cátodo = +0.15 V
en general:	Zn (s) + _{2MnO 2} (s)	⟶	ZnO (s) + Mn ₂ O ₃ (s)	_Celda E° = +1.43 V

Una batería alcalina puede entregar aproximadamente de tres a cinco veces la energía de una celda seca de zinc-carbono de tamaño similar. Las baterías alcalinas a veces filtran hidróxido de potasio, por lo que estos también deben retirarse de los dispositivos para su almacenamiento a largo Si bien algunas pilas alcalinas son recargables, la mayoría no lo son. Los intentos de recargar una batería alcalina que no es recargable a menudo conducen a la ruptura de la batería y la fuga del electrolito de hidróxido de potasio.

Baterías Secundarias D41.4

Las baterías secundarias son recargables; es decir, la reacción que alimenta la batería se puede revertir para que los reactivos originales puedan regenerarse. Las baterías secundarias se encuentran en teléfonos inteligentes, tabletas electrónicas, automóviles y muchos otros dispositivos.

Batería de plomo-ácido

La batería de plomo-ácido (Figura 6) es el tipo de batería secundaria utilizada para arrancar automóviles alimentados por gasolina. Es económico y capaz de producir la alta corriente que requieren los motores de arranque al arrancar un automóvil. Son pesados debido a la alta densidad del plomo, contienen ácido sulfúrico concentrado altamente corrosivo y deben desecharse adecuadamente para evitar riesgos de envenenamiento por plomo. Pero pueden producir mucha corriente en poco tiempo así que para ciertas aplicaciones son la mejor opción.

Las reacciones para una batería de plomo-ácido son:

Oxidación (ánodo):	Pb (s) + HSO ₄ (aq)	⟶	PbSO ₄ (s) ^{+ H +} (aq) + 2e
Reducción (cátodo):	PbO ₂ (s) + HSO ₄ (aq) + 3H ⁺ (aq) + 2e	⟶	PbSO ₄ (s) + 2H ₂ O (l)
en general:	Pb (s) + PbO ₂ (s) + 2H ₂ SO ₄ (aq)	⟶	2PbSO ₄ (s) + 2H ₂ O (l)

Cada celda produce 2.05 V, por lo que se pueden conectar seis celdas en serie para producir una batería de automóvil de 12 V.

Se muestra un diagrama de una batería de plomo-ácido. Una carcasa exterior negra, que está etiquetada como “Carcasa protectora”, tiene la forma de un prisma rectangular. Las proyecciones cilíndricas grises se extienden hacia arriba desde la superficie superior de la batería en las esquinas trasera izquierda y trasera derecha. En la esquina posterior derecha, la proyección se etiqueta como “Terminal positiva”. En la esquina posterior derecha, la proyección se etiqueta como “Terminal negativo”. La capa inferior del diagrama de la batería es de un color verde oscuro, el cual está etiquetado como “Diluir H subíndice 2 S O subíndice 4”. Una cubierta exterior azul se extiende hacia arriba desde esta región cerca de la parte superior de la batería. En el interior, las “hojas” verticales alternas grises y blancas se empaquetan juntas en unidades repetitivas dentro de la batería. La batería tiene los lados cortados para mostrar tres de estas unidades repetitivas las cuales están separadas por divisores verticales negros, los cuales están etiquetados como “divisores de celda”. Las capas grises en las unidades repetitivas están etiquetadas como “Electrodo negativo (plomo)”. Las capas blancas están etiquetadas como “Electrodo positivo (dióxido de plomo)”. — **Figura 6.** La batería de plomo-ácido en un automóvil consta de seis celdas conectadas en serie para dar 12 V. El bajo costo y la alta salida de corriente hacen que la batería sea adecuada para proporcionar energía para el motor de arranque de un automóvil.

En cada celda, los electrodos de plomo se sumergen en ácido sulfúrico. Los ánodos son esponjosos de plomo metálico y los cátodos son plomo impregnados con óxido de plomo. A medida que se descarga la batería, se forma un polvo de PbSO ₄ en los electrodos. Cuando una batería de plomo-ácido es recargada por el alternador de un automóvil, los electrones son forzados a fluir en la dirección opuesta lo que invierte las reacciones en el ánodo y el cátodo, es decir, la celda experimenta reacciones de electrólisis para reponer las sustancias que han reaccionado.

Prácticamente, el ácido sulfúrico concentrado se vuelve bastante viscoso cuando la temperatura es baja, inhibiendo el flujo de iones entre las placas y reduciendo la corriente que se puede suministrar. Este efecto es bien conocido por cualquiera que haya tenido dificultades para arrancar un automóvil en clima frío. Estas baterías también tienden a autodescargarse lentamente, por lo que un automóvil que se quedó inactivo durante varias semanas podría no poder arrancar. Y después de miles de ciclos de descarga-carga, el PbSO ₄ que no se convierte a PbO ₂ cambia gradualmente a una forma inerte que limita la capacidad de la batería. Además, la carga “rápida” provoca una rápida evolución del gas H ₂ potencialmente explosivo del agua en el electrolito (electrólisis del agua); las burbujas de gas se forman en la superficie del plomo y pueden arrancar el PbO ₂ de los electrodos. Eventualmente se acumula suficiente material sólido en la parte inferior del electrolito para cortocircuitar la batería, lo que lleva a su desaparición permanente.

Ejercicio 2: Baterías de plomo-ácido

Batería de iones de litio

Las baterías de iones de litio (Figura 7) se encuentran entre las baterías recargables más populares y se utilizan en muchos dispositivos electrónicos portátiles debido a que sus ventajas superan la desventaja de un mayor costo. En una batería típica de Li-ion las reacciones son:

Oxidación (ánodo):	LiCoO ₂	⟶	Li ₁ _- _x CoO ₂ + x Li ⁺ + x e
Reducción (cátodo):	x Li ⁺ + x C ₆ + x e	⟶	x _LiC
en general:	LiCo ₂ + x C ₆	⟶	Li ₁ _- _x CoO ₂ + x LiC ₆

(x no es más de aproximadamente 0.5.) El voltaje de la batería es de aproximadamente 3.7 V.

Esta figura muestra un modelo del flujo de carga en una batería de iones de litio. A la izquierda, una estructura aproximadamente cúbica formada por esferas alternas rojas, grises y moradas se etiqueta a continuación como “Electrodo positivo”. Las esferas moradas se identifican con la etiqueta “litio”. Las esferas grises se identifican con la etiqueta “Metal”. Las esferas rojas son identificadas por la etiqueta “oxígeno”. Encima de esta estructura se encuentra la etiqueta “Charge” seguida de una flecha verde que apunta hacia la derecha. A la derecha se encuentra una figura con capas de esferas negras interconectadas con esferas moradas ubicadas en huecos entre las capas. Las capas negras están etiquetadas como “capas de grafito”. Debajo de la estructura púrpura y negra se encuentra la etiqueta “Electrodo negativo”. Arriba está la etiqueta “Descarga”, que va precedida de una flecha azul que apunta a la izquierda. En el centro del diagrama entre las dos estructuras hay seis esferas moradas cada una etiquetada con un símbolo más. Tres flechas verdes curvadas se extienden desde la estructura roja, púrpura y gris hasta cada una de las tres esferas más cercanas de púrpura más etiquetadas. Las flechas curvas verdes se extienden desde el lado derecho de la parte superior e inferior de estas tres esferas moradas más etiquetadas hasta la estructura en capas negra y púrpura. Tres flechas azules se extienden desde la estructura en capas púrpura y negra hasta las tres esferas restantes de color púrpura más marcadas en el centro del diagrama. La base de cada flecha tiene un círculo formado por una línea curva discontinua en la estructura estratificada. La más baja de las tres esferas moradas más marcadas alcanzadas por las flechas azules tiene una segunda flecha azul que se extiende desde su lado izquierdo que apunta a una esfera púrpura en la estructura púrpura, verde y gris. — **Figura 7.** En una batería de iones de litio, la carga fluye entre los electrodos a medida que los iones de litio se mueven entre el ánodo y el cátodo.

Las baterías de litio son populares porque pueden proporcionar una gran cantidad de corriente, son más ligeras que las baterías comparables de otros tipos, producen un voltaje casi constante a medida que se descargan y solo pierden lentamente su carga cuando se almacenan.

Ejercicio 3: Baterías de Ion Ion

Pilas de combustible D41.5

Supongamos que se construye una celda voltaica de tal manera que la sustancia que se oxida en el ánodo y la sustancia que se reduce en el cátodo (los reactivos en la reacción redox general) se suministran de manera continua. Tal batería nunca se agotaría porque las concentraciones de reactivos o las presiones parciales nunca disminuirían. Dicho dispositivo es una pila de combustible, que produce electricidad siempre y cuando haya combustible disponible. Las pilas de combustible de hidrógeno se han utilizado para suministrar energía a satélites, cápsulas espaciales, automóviles, embarcaciones y submarinos (Figura 8).

Se muestra un diagrama de una pila de combustible de hidrógeno. En el centro hay un rectángulo vertical estrecho que está sombreado bronceado y etiquetado como “Electrolito”. A la derecha hay un rectángulo verde ligeramente más ancho y más corto que está etiquetado como “Cátodo”. A la izquierda hay un rectángulo azul pálido del mismo tamaño el cual está etiquetado como “Ánodo”. Rectángulos blancos, cada uno con una entrada en la parte superior y una salida en la parte inferior están en los lados derecho e izquierdo, unidos a los rectángulos verde y azul. En el lado derecho O el subíndice 2 entra en la parte superior, se mueve hacia adentro y a lo largo de la interfaz con la región verde, y sale hacia la parte inferior derecha. H subíndice 2 O también sale en la parte inferior derecha. Las moléculas del subíndice O diatómico gris pálido 2 se mueven a través de esta región y en la parte inferior se convierten en un solo átomo gris pálido con dos átomos rojos brillantes más pequeños, moléculas H 2 O. Un camino similar se encuentra a la izquierda, permitiendo la entrada del subíndice H 2 desde la parte superior izquierda a lo largo de la interfaz con el rectángulo azul, permitiendo la salida del subíndice H 2 hacia la parte inferior izquierda del diagrama. Pequeñas moléculas de subíndice H diatómico rojo 2 ar mostradas en esta región. Los segmentos de línea negra se extienden hacia arriba desde las regiones del ánodo azul y del cátodo púrpura. Estos segmentos de línea están conectados por un segmento horizontal que tiene una forma de bombilla amarilla en el centro. H subíndice 2 moléculas viajan al ánodo donde pierden electrones y se convierten en simples, pequeños, círculos rojos etiquetados con H superíndice más. El superíndice H más los iones se muestran viajando a través del electrolito hasta el cátodo verde donde interactúan con las moléculas del subíndice O 2 para formar moléculas de agua. El electrolito es una membrana especial permeable al superíndice H más pero no a los electrones. — **Figura 8.** En este esquema de una pila de combustible de intercambio de protones hidrógeno-oxígeno, el oxígeno del aire reacciona con el hidrógeno, produciendo agua y electricidad.

En una celda de combustible de intercambio de protones de hidrógeno-oxígeno, el potencial de la celda es de aproximadamente 1 V, y las reacciones involucradas son:

Oxidación (ánodo):	2 × (H ₂ (g)	⟶	2H ⁺ (aq) + 2e)
Reducción (cátodo):	O ₂ (g) + 4H ⁺ (aq) + 4e	⟶	2H ₂ O (l)
en general:	O ₂ (g) + 2H ₂ (g)	⟶	2H ₂ O (l)

La eficiencia de las celdas de combustible es típicamente de aproximadamente 40-60%, que es mayor que el típico motor de combustión interna (25-35%). Además, en el caso de la pila de combustible de hidrógeno, se produce agua casi pura como escape. Actualmente, las pilas de combustible son comparablemente más caras y contienen características que pueden causar una mayor tasa de fallas.

Pregunta Podia

Considera esta gráfica, que muestra el potencial celular en el eje vertical y la fracción de reactivos restantes (vida de la batería restante) en el eje horizontal para una batería comercial.

Voltage-vx-reactant-remaining-for-Zn-Cu-cell-1-1024x627.png

Escribir una explicación en lenguaje científico apropiado de por qué la gráfica tiene la forma que tiene.
Describa por qué la forma de esta gráfica es una característica positiva cuando las baterías alimentan dispositivos como teléfonos inteligentes y computadoras portátiles.

Consulta\(\PageIndex{4}\)

Dos días antes de la próxima sesión de toda la clase, esta pregunta de Podia se pondrá en vivo en Podia, donde podrás enviar tu respuesta.

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