8.3: Electroquímica- Celdas y Baterías

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Objetivos de aprendizaje

Definir electroquímica.
Describir los componentes básicos de las celdas electroquímicas.
Enumere algunas de las características, aplicaciones y limitaciones de celdas y baterías.
Conocer la diferencia entre celdas galvánicas y electrolíticas.
Definir electrólisis y enumerar varias de sus aplicaciones.

El metal expuesto a los elementos exteriores generalmente se corroerá si no está protegido. El proceso de corrosión es una serie de reacciones redox que involucran el metal de la escultura. En algunas situaciones, los metales se dejan deliberadamente desprotegidos para que la superficie sufra cambios que puedan potenciar el valor estético de la obra.

Reacciones Electroquímicas

Las reacciones químicas absorben o liberan energía, que puede ser en forma de electricidad. La electroquímica es una rama de la química que se ocupa de la interconversión de energía química y energía eléctrica. La electroquímica tiene muchas aplicaciones comunes en la vida cotidiana. Todo tipo de baterías, desde las que se utilizan para alimentar una linterna hasta una calculadora y un automóvil, dependen de reacciones químicas para generar electricidad. La electricidad se utiliza para platear objetos con metales decorativos como el oro o el cromo. La electroquímica es importante en la transmisión de impulsos nerviosos en sistemas biológicos. La química redox, la transferencia de electrones, está detrás de todos los procesos electroquímicos.

Una celda electroquímica es cualquier dispositivo que convierte la energía química en energía eléctrica o la energía eléctrica en energía química. Hay tres componentes que conforman una reacción electroquímica. Debe haber una solución donde puedan ocurrir reacciones redox. Estas reacciones generalmente tienen lugar en el agua para facilitar el movimiento de electrones e iones. Debe existir un conductor para que los electrones sean transferidos. Este conductor suele ser algún tipo de cable para que los electrones puedan moverse de un sitio a otro. Los iones también deben poder moverse a través de alguna forma de puente salino que facilite la migración de iones.

Luigi Galvani

Luigi Galvani (1737 - 1798) fue un médico y científico italiano que realizó investigaciones sobre la conducción nerviosa en animales. Su observación accidental de las contracciones de las patas de rana cuando estaban en contacto con un bisturí de hierro mientras las patas colgaban de ganchos de cobre condujo a estudios sobre la conductividad eléctrica en músculos y nervios. Creía que los tejidos animales contenían una “electricidad animal” similar a la electricidad natural que provocaba que se formara un rayo.

Alessandro Volta desarrolló la primera “célula voltaica” en 1800. Esta batería consistió en alternar discos de zinc y plata con trozos de cartón empapados en salmuera separando los discos. Como no había voltímetros en ese momento (y ni idea de que la corriente eléctrica se debía al flujo de electrones), Volta tuvo que confiar en otra medida de la intensidad de la batería: la cantidad de choque producido (nunca es buena idea probar las cosas por ti mismo). Encontró que la intensidad del choque aumentó con el número de placas metálicas en el sistema. Aparatos con veinte placas produjeron un choque que resultó bastante doloroso. Es bueno que hoy tengamos voltímetros para medir la corriente eléctrica en lugar del método de “meter el dedo en esto y dime lo que sientes”.

Celdas Galvánicas (Voltáicas)

Las celdas galvánicas, también conocidas como celdas voltaicas, son celdas electroquímicas en las que las reacciones espontáneas de oxidación-reducción producen energía eléctrica. Al escribir las ecuaciones, a menudo es conveniente separar las reacciones de oxidación-reducción en medias reacciones para facilitar el equilibrio de la ecuación general y enfatizar las transformaciones químicas reales.

Considera lo que sucede cuando se coloca una pieza limpia de cobre metálico en una solución de nitrato de plata (Figura\(\PageIndex{1}\)). Tan pronto como se agrega el metal cobre, el metal plateado comienza a formarse y los iones de cobre pasan a la solución. El color azul de la solución en el extremo derecho indica la presencia de iones cobre. La reacción puede dividirse en sus dos medias reacciones. Las medias reacciones separan la oxidación de la reducción, por lo que cada una puede considerarse individualmente.

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {oxidación:}\ ce {Cu} (s) ⟶\ ce {Cu^2+} (aq) +\ ce {2e-}\\
&\ subrayado {\ textrm {reducción:} 2× (\ ce {Ag+} (aq) +\ ce {e-} ⟶\ ce {Ag} (s))\ hspace {40px}\ ce {o}\ hspace {40px}\ ce {2Ag+} (aq) +\ ce {2e-} ⟶\ ce {2Ag} (s)}\\
&\ textrm {general:}\ ce {2Ag+} (aq) +\ ce {Cu} (s) ⟶ \ ce {2Ag} (s) +\ ce {Cu^2+} (aq)
\ end {align*}\ nonumber\]

La ecuación para la media reacción de reducción tuvo que duplicarse por lo que el número de electrones “ganados” en la media reacción de reducción igualó el número de electrones “perdidos” en la semirreacción de oxidación.

Las celdas galvánicas o voltáicas implican reacciones electroquímicas espontáneas en las que las medias reacciones se separan (Figura\(\PageIndex{2}\)) para que la corriente pueda fluir a través de un cable externo. El vaso de precipitados del lado izquierdo de la figura se llama media celda, y contiene una solución 1 M de nitrato de cobre (II) [Cu (NO ₃) ₂] con un trozo de cobre metálico parcialmente sumergido en la solución. El metal de cobre es un electrodo. El cobre está en proceso de oxidación; por lo tanto, el electrodo de cobre es el ánodo. El ánodo está conectado a un voltímetro con un cable y el otro terminal del voltímetro está conectado a un electrodo de plata por un cable. La plata está en proceso de reducción; por lo tanto, el electrodo de plata es el cátodo. La media celda del lado derecho de la figura consiste en el electrodo de plata en una solución 1 M de nitrato de plata (AgnO ₃). En este punto, no hay flujos de corriente, es decir, no se produce ningún movimiento significativo de electrones a través del cable porque el circuito está abierto. El circuito se cierra mediante un puente salino, que transmite la corriente con iones en movimiento.

El puente salino consiste en una solución concentrada, no reactiva, electrolítica como la solución de nitrato de sodio (_{NaNO 3}) utilizada en este ejemplo. A medida que los electrones fluyen de izquierda a derecha a través del electrodo y el cable, los iones nitrato (aniones) pasan a través del tapón poroso de la izquierda hacia la solución de nitrato de cobre (II). Esto mantiene el vaso de precipitados de la izquierda eléctricamente neutro al neutralizar la carga en los iones de cobre (II) que se producen en la solución a medida que el metal de cobre se oxida. Al mismo tiempo, los iones nitrato se mueven hacia la izquierda, los iones de sodio (cationes) se mueven hacia la derecha, a través del tapón poroso, y hacia la solución de nitrato de plata a la derecha. Estos cationes añadidos “reemplazan” los iones de plata que se eliminan de la solución ya que se redujeron a metal plateado, manteniendo el vaso de precipitados a la derecha eléctricamente neutro.

Cuando la celda electroquímica se construye de esta manera, un potencial celular positivo (0.46 V) indica una reacción espontánea y que los electrones fluyen de izquierda a derecha.

Características clave de una celda galvánica estándar (como se muestra en la Figura\(\PageIndex{2}\)

Los electrones fluyen del ánodo al cátodo: de izquierda a derecha en la celda galvánica estándar.
El electrodo en la semicelda izquierda es el ánodo porque aquí se produce la oxidación. El nombre hace referencia al flujo de aniones en el puente salino hacia él.
El electrodo en la semicelda derecha es el cátodo porque aquí se produce la reducción. El nombre hace referencia al flujo de cationes en el puente salino hacia él.
La oxidación ocurre en el ánodo (la semicelda izquierda en la figura).
La reducción ocurre en el cátodo (la semicelda derecha en la figura).
El puente salino debe estar presente para cerrar (completar) el circuito y se debe producir tanto una oxidación como una reducción para que la corriente fluya.

Ejemplo\(\PageIndex{1}\): Chromium-Copper Galvanic Cell

Considere una celda galvánica que consiste en

\(\ce{2Cr}(s)+\ce{3Cu^2+}(aq)⟶\ce{2Cr^3+}(aq)+\ce{3Cu}(s)\)

Escribe las medias reacciones de oxidación y reducción. ¿Qué reacción ocurre en el ánodo? ¿El cátodo?

Solución

Por inspección, el Cr se oxida cuando se pierden tres electrones para formar Cr ³ ⁺, y Cu ² ⁺ se reduce a medida que gana dos electrones para formar Cu. Equilibrar la carga da

\ (\ begin {align*}
&\ textrm {oxidación:}\ ce {2Cr} (s) ⟶\ ce {2Cr^3+} (aq) +\ ce {6e-}\\
&\ textrm {reducción:}\ ce {3Cu^2+} (aq) +\ ce {6e-} ⟶\ ce {3Cu} (s)\\
&\ overline {textrm {general:}\ ce {2Cr} (s) +\ ce {3Cu^2+} (aq) ⟶\ ce {2Cr^3+} (aq) +\ ce {3Cu} (s)}
\ end {alinear*}\)

La notación celular utiliza la forma más simple de cada una de las ecuaciones, y comienza con la reacción en el ánodo. No se especificaron concentraciones de modo que:

\(\ce{Cr}(s)│\ce{Cr^3+}(aq)║\ce{Cu^2+}(aq)│\ce{Cu}(s).\)

La oxidación ocurre en el ánodo y la reducción en el cátodo.

Ejercicio\(\PageIndex{1}\) Copper-Zinc Galvanic Cell

Considere una celda galvánica que consiste en

\(\ce{Zn}(s)+\ce{Cu^2+}(aq)⟶\ce{Zn^2+}(aq)+\ce{Cu}(s)\)

Escribe las medias reacciones de oxidación y reducción. ¿Qué reacción ocurre en el ánodo? ¿El cátodo?

Contestar: De la información dada en el problema:
\ (\ begin {alinear*}
&\ textrm {ánodo (oxidación):}\ ce {Zn} (s) ⟶\ ce {Zn^2+} (aq) +\ ce {2e-}\\
&\ textrm {cátodo (reducción):}\ ce {Cu^2+} (aq) +\ ce {2e-} ⟶\ ce {Cu} (s)\\
&\ overline {textrm {general:}\ ce {Zn} (s) +\ ce {Cu^2+} (aq) ⟶\ ce {Zn^2+} (aq) +\ ce {Cu} (s)}
\ end {alinear*}\)

Baterías

Una batería es una celda electroquímica o serie de celdas que produce una corriente eléctrica. En principio, cualquier celda galvánica podría ser utilizada como batería. Una batería ideal nunca se agotaría, produciría un voltaje invariable y sería capaz de soportar temperaturas extremas ambientales de calor y humedad. Las baterías reales logran un equilibrio entre las características ideales y las limitaciones prácticas. Por ejemplo, la masa de la batería de un automóvil es de aproximadamente 18 kg o aproximadamente 1% de la masa de un automóvil promedio o camión ligero. Este tipo de batería suministraría energía casi ilimitada si se usara en un teléfono inteligente, pero sería rechazada para esta aplicación por su masa. Por lo tanto, ninguna batería es “la mejor” y las baterías se seleccionan para una aplicación en particular, teniendo en cuenta cosas como la masa de la batería, su costo, confiabilidad y capacidad de corriente. Existen dos tipos básicos de baterías: primaria y secundaria. A continuación se describen algunas baterías de cada tipo.

Visita este sitio para conocer más acerca de las baterías.

Celdas Secas (Baterías Primarias)

Las baterías primarias son baterías de un solo uso porque no se pueden recargar. Una batería primaria común es la celda seca (Figura\(\PageIndex{1}\)). La celda seca es una batería de zinc-carbono. La lata de 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. La reacción en el ánodo se puede representar como la oxidación ordinaria del zinc:

\[\ce{Zn}(s)⟶\ce{Zn^2+}(aq)+\ce{2e-} \nonumber \]

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

\[\ce{2MnO2}(s)+\ce{2NH4Cl}(aq)+\ce{2e-}⟶\ce{Mn2O3}(s)+\ce{2NH3}(aq)+\ce{H2O}(l)+\ce{2Cl-} \nonumber \]

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

\[\ce{2MnO2}(s) + \ce{2NH4Cl}(aq) + \ce{Zn}(s) ⟶ \ce{Zn^2+}(aq) + \ce{Mn2O3}(s) + \ce{2NH3}(aq) + \ce{H2O}(l) + \ce{2Cl-} \nonumber \]

con un potencial celular global que inicialmente es de aproximadamente 1.5 V, pero disminuye a medida que se usa la batería. Es importante recordar que el voltaje que entrega una batería es el mismo independientemente del tamaño de una batería. Por esta razón, las baterías D, C, A, AA y AAA tienen la misma clasificación de voltaje. Sin embargo, las baterías más grandes pueden entregar más moles de electrones.

Toma nota

La celda seca no es muy eficiente en la producción de energía eléctrica porque solo la fracción relativamente pequeña de la\(MnO_2\) que está cerca del cátodo se reduce realmente y solo una pequeña fracción del cátodo de zinc se consume realmente a medida que la celda se descarga. Además, las celdas secas tienen una vida útil limitada debido a que el\(Zn\) ánodo reacciona espontáneamente con\(NH_4Cl\) el electrolito, provocando que la carcasa se corroa y permitiendo que el contenido se escape (Figura\(\PageIndex{2}\)).

Figura\(\PageIndex{4}\) Una sección transversal de una pila alcalina.

Las baterías alcalinas (Figura\(\PageIndex{4}\)) se desarrollaron en la década de 1950 en parte para abordar algunos de los problemas de rendimiento con las celdas secas de zinc-carbono. Se fabrican para ser reemplazos exactos para celdas secas de zinc-carbono. Como su nombre lo indica, este tipo de baterías utilizan electrolitos alcalinos, a menudo hidróxido de potasio e.

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 son propensas a fugas de hidróxido de potasio, por lo que estas también deben retirarse de los dispositivos para su almacenamiento a largo plazo. Si bien algunas pilas alcalinas son recargables, la mayoría no lo son.