QUIMICA APLICADA Celdas Comerciales Celdas comerciales pilas Celda

QUIMICA APLICADA Celdas Comerciales

Celdas comerciales (pilas) Celda de Leclanché: celda seca Ánodo Cátodo Zn (s) → Zn 2+ (ac) + 2 e 2 NH 4+ (ac)+ 2 Mn. O 2 (s)+ 2 e- → Mn 2 O 3 (s)+ 2 NH 3 (ac)+ H 2 O (l) Voltaje: 1, 5 V

Pila de mercurio Cátodo Ánodo Hg. O (s) + H 2 O (l) + 2 e- → Hg (l) + 2 OH- (ac) Zn(Hg) + 2 OH- (ac) → Zn. O (s) + H 2 O (l) + 2 e- Voltaje: 1, 35 V Relojes y marcapasos

Batería de plomo: 6 celdas en serie Pb (s) + SO 42 - (ac) → Pb. SO 4 (s) + 2 e. Pb. O 2 (s) + 4 H+ (ac) + SO 42 - (ac) + 2 e- → Pb. SO 4 (s) + 2 H 2 O (l) Voltaje: 12 V

Batería de ión litio Ánodo Cátodo Li (s) → Li+ + 1 e. Li+ + Co. O 2 + 1 e- → Li. Co. O 2 (s) Voltaje: 3, 4 V Co. O 2 Batería de celulares, cámaras de fotos, baterías de notebooks Li+ + Co. O 2 + 1 e- → Li. Co. O 2 (s)

Celdas de Combustible: suministro continuo de reactivos 2 H 2 (g) + 4 OH- (ac) → 4 H 2 O (l) + 4 e. O 2 (g) + 2 H 2 O (l) + 4 e- → 4 OH- (ac) Reacción Total: 2 H 2 (g) + O 2 (g) → 2 H 2 O (l) Voltaje: 1, 23 V

QUIMICA APLICADA ELECTROLISIS

Electrólisis: permitir que una reacción química no espontánea ocurra mediante el uso de energía eléctrica Ej. Electrólisis de Na. Cl fundido Eo = - 4 v

Electrólisis del agua:

Cálculos relacionados con la electrólisis Carga de 1 mol e- = 96. 500 C = 1 Faraday Carga (C) = corriente (A) x tiempo (s) Cuando se deposita un metal, la carga necesaria depende de la reacción de reducción correspondiente Al 3+ (ac) + 3 e- → Al (s) Se necesitan 3 moles de electrones por mol de Al 3+ a depositar Se necesitan 3 x 96. 500 C por mol de Al 3+ a depositar

¿Cuánto calcio se producirá en una celda electrolítica de Ca. Cl 2 fundido si se aplica una corriente de 0, 452 A durante 1, 5 horas? Ca 2+ (l) + 2 e- → Ca (s) Q = corriente (A) x tiempo (s) 1, 5 h = 5400 s Q = 0, 452 A. 5400 s = 2441 C 96. 500 C___ 1 mol de e 2. 441 C ___ 0, 0253 mol de e 2 mol e- ______1 mol Ca 0, 0253 mol e-__ 0, 01265 mol Ca 0, 506 g de Ca

Usos de la electrólisis v Obtención de sustancias químicas (ej: Al, Cl 2 , Na. OH) v Recubrimientos metálicos (plateado, cobreado, cromado, etc) v Protecciones para evitar corrosión.

QUIMICA APLICADA CORROSION

CORROSIÓN 2 (Fe Fe 2+ + 2 e-) Corrosión es el proceso redox por el cual los metales se oxidan con el oxígeno (O 2) en presencia de humedad. O 2 + 2 H 2 O + 4 e- 4 OH 2 Fe + O 2 + 2 H 2 O 2 Fe 2+ + 4 OH- 2 Fe 2+ + ½ O 2 + x H 2 O Fe 2 O 3. x H 2 O Herrumbre, forma hidratada del hidróxido de Fe (III)

Otros metales: Oro (E° = +1, 5 V) no se corroe Plata formando Ag 2 S, se ennegrece Cobre (E° = + 0, 3 V) Forma pátina verde de Cu. CO 3, que protege de corrosión posterior Aluminio (E° = -1, 66 V) forma óxido de aluminio que protege de posterior corrosión

Protección de la Corrosión: Ø PINTURA Ø PASIVACIÓN: Oxidante fuerte genera capa de óxido. Ej. HNO 3 Ø ALEACIÓN: Acero inoxidable (Fe + Cr) Ø Cubrir superficie con otro metal: Fe con Sn o Zn Ø PROTECCIÓN CATÓDICA

Protección catódica: El metal que va a ser protegido se convierte en el cátodo y se lo conecta al ánodo de sacrificio (magnesio o zinc ya que se oxidan fácilmente Fe/Fe 2+ Eo = 0, 44 v Zn/Zn 2+ Eo = 0, 76 v Mg/Mg 2+ Eo = 2, 37 v