Qu es la electroqumica La electroqumica es una

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+

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 1 ra. Celda fue inventada en 1800 por Alessandro Volta y podía generar una corriente directa a partir de una rxn redox

Generalidades sobre electroquímica 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 Zn 0 / Zn 2+ (1 M) // Cu 2+ (1 M) / Cu 0

Tipos de celdas electroquímicas 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/D 1//D 2/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

CELDA VOLTAICA o GALVÁNICA 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) ÁNODO oxidación CÁTODO reducción e- _ POROSO Puente salino ∆G<0 Semicelda 1 + Semicelda 2 SO 4 -2 E>0 Zn Zn. SO 4 Cu Cu. SO 4 Zn(s) Zn+2 (ac) + 2 e- Cu+2 (ac) + 2 e- Cu(s) Puente salino: es necesario e impide que las disoluciones se mezclen por completo, pero permite el flujo de iones (SO 4 -2)y por tanto la corriente eléctrica.

CELDA DE DANIELL Semirxn’s ÁNODO Zn(s) Zn+2 (ac) + 2 e- CÁTODO Cu+2 (ac) + 2 e- Cu(s) RXN general Cu+2 (ac) + Zn (s) Cu (s) + Zn+2 • 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 (SO 4 -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.

XQ LOS e- FLUYEN ESPONTANEAMENTE? • Experimentalmente la diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y cátodo se mide con un voltímetro, y se le llama voltaje de la celda, potencial de la celda o fem. analogía Energía potencial: Mayor energía a mayor altura • De manera semejante se dice que las cargas eléctricas fluyen hacia donde haya 1 menor energía potencial eléctrica. • La energía potencial de los e- es mayor en el ánodo que en el cátodo, ya que en ese sentido fluyen por el alambre. • La diferencia de potencial entre los 2 electrodos se mide en voltios (1 V= 1 J/1 C) • Como la diferencia de potencial entre los 2 electrodos proporciona la fuerza motriz que hace moverse a los electrones a través del circuito externo, a esta diferencia de potencial se le llama fuerza electromotriz o fem.

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

Oxidación de Zn y la reducción de los H+ si agregas ácido a Zn, éste se disuelve ya que se oxida formando iones Zn+2 y se desprende hidrógeno gaseoso formado a partid de la reducción de los iones H+ 2 H+ (ac) + Zn° Zn+2(ac) + H 2 (g) Fem = E°(H 2/H+)– E°(Zn/Zn+2) 0. 763 V= 0 V– E(Zn/Zn+2) E°(Zn/Zn+2) = -0. 763 V Oxidación de H 2 y la reducción de los Cu+2 Fem = E°(Cu+2/Cu) –E° (H 2/H+) 0. 334 V= E(Cu+2/Cu) – 0 V E°(Cu+2/Cu) = 0. 334 V

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

El Fluor elemental tiene una enorme tendencia a reducirse para formar F- arrancando e- de cualquier especie con la que entre en contacto , oxidandola. El F 2 es un OXIDANTE MUY FUERTE (E°= +). F 2 (g) + H 2 (g) 2 F-(ac) + 2 H+ (ac) E°celda = E°(cátodo)- E°(ánodo)> 0 para la rxn espontánea E°celda= E°(F 2/F-) – E°(H+/H 2) E°celda= 2. 87 V-0. 0 V =2. 87 V El sodio se encuentra en la naturaleza solo en su forma oxidada al igual que el litio (Na+ y Li+) en su forma Na° es muy inestable ya que tiende a oxidarse con muchísima facilidad, cediendo su electrón de valencia y reduciendo casi a cualquier especie con la que entre en contacto. (Li) El Na y el Li son REDUCTORES MUY FUERTES (E°= -) Li° (g) + H 2 (g) Li+(ac) + 2 H+ (ac) E°celda = E°(cátodo)- E°(ánodo)> 0 para la rxn espontánea E°celda= E °(H+/H 2) - E°(Li+/Li°) E°celda= 0. 0 V – (-3. 05 V) =3. 05 V

Cual es la diferencia de potencial entre electrodos (fem) de una pila formada por 1 solución de Cu. SO 4 y Zn. SO 4, 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. 077 V 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.

Calcula la fem para las siguientes celdas: Zn/Zn. SO 4 // Fe/Fe. SO 4 Zn/Zn. SO 4 // Cu/Cu. SO 4 Ag/Ag(Cl. O)4 // Ce/Ce(Cl. O)4 Como debe ser la Ri del voltímero con que se mide la fem de la pila y porqué? Porqué en una celda Galvánica no debemos mezclar las soluciones anódica y catódica, pero sí debe permitirse que se difundan los iones?

PREDICCIÓN DE LAS RXN´S REDOX “ 1 oxidante O 1 (par red 1/ox 1) podrá oxidar a un reductor R 2 (red 2/ox 2), si E° (red 1/ox 1)> E°(red 2/ox 2)” “ 1 reductor R 1 (par red 1/ox 1) podrá reducir a un oxidante O 2 (red 2/ox 2), si E° (red 1/ox 1)< E°(red 2/ox 2)” Fuerza de los oxidantes Na+ Zn+2 -2. 71 -0. 77 Na° Zn° H+ 0. 0 H 2 Cu+2 I 2 Ag+ HNO 3 Br 2 Pt+2 0. 34 0. 56 0. 79 0. 96 1. 06 1. 2 Cu° I- Ag° NO Br- Pt° Fuerza de los reductores Mn. O 41. 51 Mn+2

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 1 J =1 C x 1 V 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) 1 F =6. 022 x 1023 e-/mol e- x 1. 602 x 10 -19 C/e= 9. 647 x 104 C/mol e- = 96470 C/mol e. Carga total = n. F 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 = -n. FE°celda

wmax = wele = -n. FE°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° = -n. FE°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 -n. FE°celda = -RT ln K E°celda= RT ln K n. F

E°celda= RT ln K n. F 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(96500 J/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

ECUACIÓN DE NERST • El valor de la fem depende de las concentraciones de las soluciones, de la temperatura, y del potencial de cada especie que participa en el proceso REDOX • Para lograr un patrón se definió al Potencial Normal de Oxidación (Eo oxidación) como aquel medio en CNPT (1 atm, 1 M y 25°C) con respecto al cero, que en este caso lo tiene el electrodo de Hidrógeno. • Para calcular el potencial fuera de esas condiciones se utiliza la EC. De NERST a. A + b. B c. C + d. D G = G° + RT ln. Q -n. FE= -n. FE° + RT ln. Q Q es el cociente de la reacción. Dividiendo la ecuación entre –n. F obtenemos E= E° - RT ln. Q n. F ECUACIÓN DE NERST

E= E° - RT ln. Q n. F E= E° - 0. 0257 v ln. Q n E= E° - 0. 0592 v 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. Eeq = E + (0. 0592/n) * log [ox]x / [Red] y 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. 10 V - 0. 0592 v log [Zn+2] 2 [Cu+2] Sí el cociente [Zn+2]/[Cu+2] es menor a 1, el log será un # - y el 2 do. Término se hace +. E será mayor que la fem estandar (E°). Sí el cociente es mayor a 1, E será menor que E°

CELDAS DE CONCENTRACIÓN El potencial de electrodo depende de las concentraciones de los iones, es posible construir una celda galvanica con 2 semiceldas hechas del mismo material pero que tengan distinta concentración ionica, a estas celdas se les llama de CONCENTRACIÓN. ÁNODO oxidación CÁTODO reducción _ POROSO Puente salino Zn 0. 1 M Zn. SO 4 + Zn 1 M Zn. SO 4 Zn+2 + 2 e- Zn • La tendencia para la reducción con el incremento de la [Zn+2] • La reducción se lleva a cabo en el compartimento más concentrado y la oxidación en el más diluido.

Zn(s)|Zn+2(0. 1 M)||Zn+2(1 M)|Zn(s) Semirxn’s Oxidación: Zn(s) Zn+2(0. 1 M) + 2 e. Reducción: Zn+2(1 M) + 2 e- Zn(s) RXN Global Zn+2 (1 M) Zn+2(0. 1 M) Fem de la celda E= E° - 0. 0257 v ln [Zn+2]dil La fem de las celdas de concentración suele ser 2 [Zn+2]conc pequeña y va continuamente durante la E= 0 V - 0. 0257 v ln 0. 1 2 1 E= 0. 0296 V operación de la celda a medida que se igualan las concentraciones iónicas en los 2 compartimentos. Cuando son iguales se convierte en cero y ya no hay cambios

Potencial de una celda electroquímica En teoría Ecelda = Ecátodo - Eánodo En realidad Ecelda = Ecátodo - Eánodo ( Eunión líquida Ecaída óhmica Etranf. de masa. Etransf. de carga) ( ): Sobretensión +: Corresponde a una celda electrolítica E (teórico) < E (real) Hay que suministrar más voltaje del esperado para producir la reacción redox –: Corresponde a una celda galvánica E (teórico) > E (real) El voltaje de la pila es menor del esperado

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+/Ag. Cl

Electrodo de calomelanos saturado Montaje: Un hilo de Pt introducido en una disolución de Hg, Hg 2 Cl 2 (calomelanos) y KCl (saturada) Reacciones: Hg 22+ + 2 e- 2 Hg 0 Hg 2 Cl 2(s) Hg 22+ + 2 Cl- Ecuación de Nerst: 4. 16 M

Electrodo de Ag/Ag. Cl Montaje: Un hilo de Ag introducido en una disolución de KCl en contacto con un precipitado de Ag. Cl Reacciones: Ag+ + e- Ag 0 ; Ag. Cl(s) Ag+ + Cl- Ecuación de Nerst:

Electrodos indicadores 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 Tipos 1) Electrodos metálicos 2) Electrodos de membrana: Electrodos selectivos de iones

Electrodos metálicos De 1ª Especie Montaje: Un hilo de metal introducido en una disolución con sus iones. Ej. : Cu en disolución de Cu 2+ Respuesta: A la actividad del propio ion metálico Ecuación de Nerst: De 2ª Especie Montaje: Un hilo de metal introducido en una disolución de una sal poco soluble (o complejo poco disociado) del ion metálico. Ej. : Ag en Ag. Cl Respuesta: A la actividad del anion Ecuación de Nerst:

Electrodos metálicos De 3ª Especie 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 queremos determinar. Ej. : Ag en Ag 2 C 2 O 4 y Ca. C 2 O 4 Respuesta: A la actividad del un ion metálico para el que no se pueda fabricar uno de 1ª especie Ecuación de Nerst: Inerte Montaje: Un hilo de metal introducido en una disolución que contiene las formas oxidadas y reducidas de otro metal. Ej. : Pt en Fe 2+ y Fe 3+ Respuesta: A la relación de actividades de las forma oxidada y la reducida Ecuación de Nerst:

Electrodos selectivos de iones Introducción - Desarrollados para la determinación de especies que no disponen de un electrodo de 1ª o 2ª especie adecuado (el de 3ª especie es muy difícil de montar) - Definición IUPAC: Sensores electroquímicos que responden de manera lineal al logaritmo de la actividad de un ion dado en disolución - No basado en reacción redox (como los anteriores) Ley de Nerst modificada - El E responde a un cambio de energía libre asociado a un proceso de transferencia de masa a través de una membrana Electrodos de membrana - Montaje general: E Electrodo Muestra Disolución 1, (a. M)1 Disolución 2, (a. M)2 Membrana

Características del electrodo de membrana 1) Selectividad Responden de manera selectiva pero no específica KA, B (Coeficiente de selectividad) No es E 0 carga del ion 2) Límite de respuesta o de detección) Concentración para la cual no existe linealidad al representar E vs log a. A 3) Rango de respuesta o de linealidad Entre 4 y 8 órdenes de magnitud (2 o 3 en técnicas ópticas) 4) Tiempo de respuesta Desde que se introduce el electrodo hasta que la señal es estable (señal 1 m. V) Depende de: - Tipo de electrodo - Nivel de concentración iones - Agitación - Temperatura - Concentración de otros

Tipos de electrodos de membrana 1) Electrodo de vidrio - La diferencia de potencial se genera a través de una membrana de vidrio (no cualquiera) que es sensible a cambios de p. H 2) Electrodo de membrana líquida - La membrana es un líquido con propiedades de intercambiador de iones 3) Electrodo de membrana precipitada o sólida - La membrana es una sal insoluble del anion que se quiere determinar 4) Electrodo sensible a gases - Celda sensible a gases disueltos en disolución

Electrodo de vidrio Fundamento: La diferencia de potencial se genera a través de una membrana de vidrio que es sensible a cambios de p. H Vidrio Corning 0. 15 (72% Si. O 2, 22% Na 2 O y 6% Ca. O) Características: - La membrana tiene que estar hidratada (50 mg H 2 O/cm 3 de vidrio) Medidas erróneas en dvtes no acuosos E Electrodo (HCl=0. 1 N) Capa hidratada Capa anhidra Capa hidratada H+ Na+ Na+ H+ Muestra

Electrodos de membrana líquida - Usos: Diseñados para la determinación de cationes polivalentes y ciertos aniones - Fundamento: Se basa en utilizar una membrana líquida (inmiscible con el H 2 O y situada entre soportes sólidos porosos) que es un intercambiador de cationes - Reacción de intercambio: Reacción influenciada por el p. H medidas erróneas a p. H<5. 5 E Electrodo Muestra

Electrodos de membrana precipitada o sólida - Usos: Diseñados para la determinación de aniones - Fundamento: Se basa en utilizar una membrana sólida (contiene el anion a determinar). Ej. : La. F 3 para determinar F-) - Reacción (que determina la E): - Inconvenientes: - Menor consistencia que el vidrio La membrana se deteriora con facilidad (¡Ojo!, con el p. H de trabajo se puede disolver) - Menor conductividad que el vidrio El tiempo de respuesta es más largo

Electrodos sensibles a gases - Usos: Diseñados para la determinación de gases disueltos - Montaje: Electrodo indicador (normalmente de vidrio) y de referencia (normalmente calomelanos) alojados en un tubo que se aísla del exterior por una membrana permeable a gases No es un electrodo (la membrana no interacciona), es una celda sensible a gases - Fundamento: El gas disuelto atraviesa la membrana (no interacciona) y modifica el potencial del electrodo indicador. Ej. : Determinación de CO 2 - Reacción (que determina la E): Se modifica el p. H

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 + 2 e. 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 O 2 (g) + 4 H+ (ac) + 4 e- 2 H 2 O(l) RXN Global 2 Fe(s) + O 2(g) + H+(ac) 2 Fe+2 + 2 H 2 O(l) Fem E°celda= E°cátodo – E°ánodo= 1. 23 V – (-0. 44 V) = 1. 67 V Protección catódica http: //www. youtube. com/watch? v=QYd 9 ENn 1 n. P 0&feature=related http: //www. youtube. com/watch? v=ze. Nt. Wvsm. XAY&feature=relate d

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

Dispositivos de almacenamiento de energía

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

Que es una BATERIA? Es un dispositivo que permite que la energía liberada de una reacción química sea convertida directamente a electricidad Electricidad portátil (relojes, celulares, aparatos electrónicos, etc) Almacenamiento de Energía por una fuente Externa (vehiculos eléctricos, energías renovables Breve Historia del desarrollo de las baterías 1745 -1847 1 ra. Batería por Alessandro Volta en 1800 1830 La introducción del telégrafo eléctrico dio lugar al desarrollo de baterías comercialmente viables. 1840 Primera Batería que daba una alta corriente 1900 Con la invención de la lámpara incandescente se les dio un uso práctico y comercial. 1920 mayor difusión con el desarrollo de radios domésticos, Ampère, Arrhenius, Bacon, Becquerel, Cruikshank, Daniell, Davy, Edison, Faraday, Jungner, Leclanché, Nerst, Oersted, Planté, Rutherford, y Volta Ahora las baterías son indispensables y se pueden encontrar en gran variedad de aplicaciones

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 eentre los electrodos. Separador : permite aislar electronicamente al ánodo y al cátodo (es permeable a los iones) Basic Research Needs for Electrical Energy Storage (US Department of Energy, Washington DC, 2007)

200 a. C « Invention » de la batterie Alessandro Volta 1800

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

• PRIMARIAS (VOLTA, DANIELL…) Zn/sal/Ag, Zn/Zn. SO 4//Cu. SO 4/Cu gran densidad energética alto voltaje ya que solo hay una descarga El precio es importantisimo BATERIAS • SECUNDARIAS (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

Celda de Daniell (1836) Electrodo Negativo se oxida Zn 0 + SO 4 - Zn(II) SO 4 + 2 e- Electrodo Positivo se reduce Cu(II)SO 4 + 2 e- Cu 0 + SO 4

Baterias Primarias ó Irreversibles ó Galvánicas No están diseñadas para ser recargadas y son productos que generalmente tienen alta energía por unidad de volumen (densidad de energía), además tienden a diseñarse de forma que no se descarguen significativamente cuando se almacenan. Leclanché Terminal Positiva Vara de Carbono separador Contenedor de Zn Mn. O 2 Electrolito Leclanché (1860) diseñada con menor cantidad de electrolito utilizando (NH 4 Cl+Zn. Cl 2) Mn. O 2 como electrodo positivo y Zn como electrodo negativo. De esta celda se derivó el sistema portátil sellado zincdióxido de manganeso. Terminal Negativa Cátodo Mn. O 2 + e- Mn. OOH + (NH 3, 2 OH-) según electrolito Ánodo Zn (polvo) - 2 e- Z+2 (Zn. O, Zn(NH 3)Cl 2) según electrolito

Baterías alcalinas de manganeso (1861, Lalande y Chaperon ) Comercialización 1960 s Es 1 variación de la celda básica de Leclanché (Zn/KOH/carbono-Mn. O 2). Mejores prestaciones (mayor potencia). Baterías de Botón Después de la II Guerra Mundial (interesados en la miniaturización para audífonos. a) Zn 0 + Ag 2 O 2 Ag + Zn. O b) Alcalina Zn-Aire Zn 0 +1/2 O 2 Zn. O 1. 645 V 1. 589 V

1973 SAFT 1 ra. Bateria de Li primaria comercial Voltaje alto = 3 V, Descarga plana Vida larga sin usar Inicial 2. 8 V Voltaje 2. 8 V Despues de 10 Años a Tamb. 1000 2500 Durabilidad (h) Días • Operación a un rango amplio de temperaturas • Mayor densidad energética

Se desarrollaron despues de la II guerra mundial Interés en la miniaturización para audifonos

Baterias Secundarias o acumuladores • Están diseñadas para que sean eléctricamente recargables son sistemas electroquímicos Reversibles. • En la descarga aportan energía (celdas galvánicas) y en la recarga se comportan como celdas electrolíticas. • La batería está compuesta por 2 electrodos (cátodo y ánodo) separados por un electrolito conductor iónico. • Debido a que en las baterías recargables la polaridad de los electrodos cambia según el proceso; ya sea de carga o de descarga, la terminología utilizada para denominar a los electrodos es: Cátodo al electrodo positivo y ánodo al electrodo negativo; siempre considerando el sistema en proceso de descarga. Electrodo negativo (ánodo) carga separador electrolito Electrodo positivo (cátodo) Sistemas comerciales: • Pb ácido • Alcalinas Ni-Cd Ni- HM • Li

Condiciones requeridas: De 110 milliones de baterias posibles, solamente 30 son comerciales. Porque? → Potencial másico elevado → Densidad energética elevada → buena ciclabilidad → long shelf life → Estabilidad Térmica → Toxicidad baja → Seguridad 75 accidentes en avions entre 1991 et 2007

Características que definen a las baterias: → Rendimiento Faradaico (carga específica): Cantidad de carga Por unidad de masa: m. Ah/g → Potencia: Energía por unidad de tiempo → Energía: Q = I*t 1 C/s = 1 A (1 m. Ah=3. 6 C) P = E x I (W = V x A) Watthora (Wh) = E (v) x Q (Ah) 1 Wh=3600 J → Energia masíca o volumétrica (Energía Específica, Densidad Energética) (Wh/kg Wh/l) → Potencia másica o volumetrica (Power density) (W/kg W/l) → Ciclabilidad o tiempo de vida: eficiencia coulombica minima del 80% Diagrama de Ragone MRS Bull. , 33, 411, 2008 Chemical Reviews, 2004, Vol. 104, No. 10 4247

Pb - ácido 1860 con Planté, y comercialmente en 1881 por Fauré En 1900 s el electrolito liquido se inmobilizó en fibras y la bateria La reacción involucra al electrolito se oxida Pb 2 y Electrodo Ventajas: bajo. Pb. O costo buena Negativo reversibilidad separador Aplicación: automoviles, aplicaciones estacionarias 50% ventas Pb + HSO Pb. SO + 2 H + 2 ecarga + 4 4 + Electrodo Positivo se reduce H 2 SO 4 Pb(IV)O 2 + 3 H+ + HSO 4 - + 2 e- Pb(II)SO 4 + 2 H 2 O

Bateria Pb-Pb. O 2 • Es contaminante • Dan gran potencia • Densidad de energía pequeña Pb + HSO 4 - � Pb. SO 4 + H+ + 2 e- Pb. O 2 + 3 H+ + HSO 4 - + 2 e- � Pb. SO 4 + 2 H 2 O ---------------------------- Pb + Pb 2 O + 2 H 2 SO 4 � 2 Pb. SO 4 + 2 H 2 O

Alcalinas Ni-Cd 1899 1 ra patente en Suecia de Jungner 1933 Dassler 1 er 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.

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

Baterías recargables de Li Las baterías Ni-Cd y Pb-ácido presentan bajas densidades de energía (30 -70 Wh/Kg, 50 -150 Wh/Kg) y debido a necesidades del mercado se requería del desarrollo de al menos con el doble. Antecedentes 1950 s se descubre que el Li era estable en electrolitos NO-acuosos 1960 s comercialización de baterías Primarias para aplicaciones militares, relojes, calculadoras, implantación de dispositivos médicos 1970 s Se encontraron varios compuestos inorgánicos que reaccionaban con metalies alcalinos de manera reversible. Auge en los 70 s debido a la crisis petrolera y hubo la necesidad de diseñar baterías con mayor densidad energética que las obtenidas hasta entonces. 1973 1 ra. 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 1 ra. Batería recargable de ion Li con un ánodo de carbón y un cátodo de Li. Co. O 2 teniendo un voltaje de 3. 6 V(3 veces mayor que las alcalinas. 1999 Bellcore introdujo el electrolito polimérico dando lugar a la batería PLi. ON que es delgada, y dio lugar a la miniaturización de los aparatos electrónicos.

Este metal alcalino es el más ligero y más electropositivo de toda la familia de metales aportando 1 e - por 6. 97 g el plomo 2 e- por 205 g el cadmio 2 e- por 112 g 3860 Ah/Kg.

e- e- e-e Ánodo Li metálico Cátodo Ánodo Carga Li metálico Li+Carga Ánodo de Litio metálico Li+ Descarga e- e Cátodo - e-e Carga Li+ Ánodo de Lix. C 6 Li+ Descarga http: //www. cienciateca. com/ctslibat. html - Ánodo Lix. C 6

Batería recargable de Li Comercial e- eÁnodo Lix. C 6 Li. Co. O 2 Li+ Descargada 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. Li. Ni. O 2 : 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. Li. Mn 2 O 4 : tiene diferente estructura que los 2 anteriores. Es más barato y mas ecológico. Su ciclabilidad es mala. Li. Ni 1/2 Mn 1/2 O 2 : 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.

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

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 2 H 2 4 H+ + 4 e- CATODO O 2 + 4 H+ 4 e- 2 H 2 O

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

CELDA SOLAR FOTOELECTROQUÍMICA Celdas Grätzel (3 ra. Generación) • No hay unión entre semiconductores Ti. O 2 absorbe en el UV y se añade 1 pigmento que absorba en el VIS con un V adecuado p/q los e- fluyan al Ti. O 2 • El Ti. O 2 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

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, WO 3 Rey de los materiales electrocrómicos

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