Celdas voltaicas
Introducción
¡Hola!
Es muy grato tenerte como estudiante en este curso, para mi es un gran honor encontrarme con personas tan disciplinadas y comprometidas con su educación como lo eres tú ¡Te felicito!
Volviendo al tema de las clases, te invito a proseguir con esta nueva sesión número 16 titulada Celdas voltaicas del curso de Química Universitaria.
En esta clase veremos las Celdas voltaicas, Electrodo de referencia y serie electromotriz y, Potencial de Electrodo en condiciones normales y no normales (Ecuación de Nernst).
La importancia de estos temas radica en que, con las celdas voltaicas o galvánicas, el hombre con apoyo en la ciencia produce electricidad, uno de los tipos más relevantes de energía en nuestra civilización.
La producción de electricidad con las pilas y baterías permite que funcionen un sin número de dispositivos como la computadora, los automóviles y muchos equipos y herramientas electrónicas e industriales que resultan indispensables en nuestro día a día.
De modo que revisaremos los conceptos electroquímicos para la producción de electricidad de manera espontánea a partir de pares de electrodos de distintos materiales. De igual forma analizaremos el funcionamiento de las celdas voltaicas, partiendo de las más simples: Celda de Daniell.
Estudiaremos la clasificación de este tipo de celdas y haremos los cálculos para la electricidad producida en términos del potencial estándar de electrodo en condiciones normales o estándar y en condiciones no estándar.
En este contexto, ¡comencemos nuestra clase!
Desarrollo del tema
7.4. Celdas voltaicas
Son dispositivos que emplean las reacciones redox generar electricidad de manera espontánea.
- Los primeros que estudiaron estos sistemas fueron los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta.
- Su funcionamiento se basa en el principio de que la oxidación de Zn a Zn 2 + y la reducción de Cu 2 + a Cu.
- Estos procesos ocurren simultáneamente en compartimentos separados, con la transferencia de electrones a través de un alambre conductor externo.
- Las barras de zinc y cobre reciben el nombre de electrodos. Esta combinación de electrodos en operación se conoce como celda de Daniel l.
- En todas las celdas galvánicas:
- El ánodo es el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación y
- El cátodo es el electrodo donde se efectúa la reducción.
- Las celdas voltaicas se clasifican en simples y comerciales.
- La celda de Daniell es un ejemplo de una celda simple.
- En la celda de Daniell, las reacciones de oxidación y de reducción en los electrodos son:
- Electrodo de Zn (ánodo): Zn (s) Zn 2+ (ac) + 2e–
- Electrodo de Cu (cátodo): Cu 2+ (ac) + 2e– Cu (s)
- La reacción global es: Cu 2+ (ac) + Zn ( s) Cu (s) + Zn 2+ (ac)
- Las 2 semiceldas están conectadas por un puente salino que permite el flujo de los cationes y los aniones entre las 2 semiceldas.
- El puente salino contiene una sal en solución inerte (no reacciona con los reactivos, no se oxida ni se reduce). Solo permite cerrar el circuito y evitar la acumulación de cargas en las semiceldas.
- Se asigna el signo (-) al ánodo porque ahí se producen los electrones que salen de él o se pierden (oxidación). Se asigna el signo (+) al cátodo.
- Por el puente salino se desplazan los cationes hacia el cátodo y los aniones hacia el ánodo.
- Los electrodos están conectados por alambres conductores a un voltímetro que mide la energía eléctrica producida
La figura 1 muestra la celda de Daniell.
Celdas voltaicas comerciales (baterías) Operan bajo el principio de la celda voltaica simple que desventajas son:
- No son compactas.
- No producen voltaje constante.
- El voltaje depende de los iones en la solución (concentración).
- Están diseñados para amortiguar las desventajas de las voltaicas simples.
- Las celdas voltaicas son recargables lo que implica que los reactivos regresen a sus sitios originales.
En la figura 2 se muestra la clasificación de las celdas voltaicas.
7.5. Electrodo de referencia y serie electromotriz
De acuerdo con Kotz et al. (2005):
Fuerza electromotriz (FEM ó E °) Es la fuerza para el desplazamiento de los electrones que se genera en el ánodo hacia el cátodo se deriva de la diferencia de energía potencial de los electrones en los dos electrodos, se mide en V (voltios).
- E ° es f (naturaleza de los electrodos, iones, sus concentraciones y de la temperatura de la celda).
Potenciales estándares de electrodo. No se puede medir el potencial de un solo electrodo, se requiere de otro electrodo al que se le asigna un valor de referencia de cero.
- Para una celda: La E ° se puede obtener de la forma:
- El electrodo de hidrógeno se usa como referencia y en condiciones de estado estándar (P = 1 atm y la concentración de la solución de HCl (ácido clorhídrico es 1M a una temperatura ambiente de 25 ° C).
- Potencial de reducción EEH = 0.
- El electrodo de H 2 consta a una placa de Pt que no reacciona solo actúa como catalizador y aporta la superficie para la reducción u oxidación.
- Consideraciones importantes de (E °)
- Se emplea en reacciones de semicelda (oxidación o reducción) que se leen de izquierda a derecha. Cuanto más (+) sea E ° mayor será la tendencia de esa sustancia a reducirse.
- Las reacciones de semicelda son reversibles, cualquier electrodo puede actuar como ánodo o como cátodo.
- Regla diagonal. Indica que en condiciones de estado estándar a cualquier especie química que en la tabla se ubique arriba ya la izquierda de la flecha de una semirreacción, reaccionará en forma espontánea con la especie que se encuentra ubicada por debajo ya la derecha de la flecha de la semirreacción .
- E ° del electrodo de H 2 es de 0V.
- Por debajo del H 2 sufrió loa E ° negativos, por arriba sufrió los E ° positivos.
- El cambio de los coeficientes estequiométricos (del balanceo de las semirreacciones) no afecta el valor de E ° porque los potenciales de electrodo son propiedades intensivas (no dependen de la cantidad de materia).
- Si se invierte una semirreacción, el signo de E ° cambia cuando per o su valor no se altera.
- Ahora te muestro unos ejemplos de problemas de aplicación de las celdas voltaicas. Para lo cual se requiere del uso de tablas de potenciales estándar de electrodo que encontrará en el siguiente enlace: Potencial estándar de reducción.
7.6. Potencial de Electrodo a condiciones normales y no normales (Ecuación de Nernst)
- Las celdas electroquímicas casi nunca funcionan en condiciones estándar, aunque las soluciones tienen una concentración 1M.
- Las concentraciones de los reactivos disminuirán y los de productos aumentarán en el transcurso de la reacción, tales variaciones controlar el voltaje de la celda.Ç
Ecuación de Nernst
E = potencial corregido
Q = Cociente de reacción
A continuación, te muestro dos problemas de aplicación de la ecuación de Nernst:
En el siguiente documento encontrarás más problemas resueltos que te ayudarán a ampliar tus conocimientos sobre las celdas voltaicas.
Vas muy bien!
Ahora para cerrar el desarrollo de la clase te invito a ver el siguiente video:
Conclusión
Para cerrar esta clase repasemos lo siguiente:
- Celdas voltaicas. Son dispositivos que emplean las reacciones redox generar electricidad de manera espontánea.
- Los primeros que estudiaron estos sistemas fueron los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta.
- Su funcionamiento se basa en el principio de que la oxidación de Zn a Zn 2+ y la reducción de Cu 2+ a Cu.
- Estos procesos ocurren simultáneamente en compartimentos separados, con la transferencia de electrones a través de un alambre conductor externo.
- Las barras de zinc y cobre reciben el nombre de electrodos . Esta combinación de electrodos en operación se conoce como celda de Daniell.
- En todas las celdas galvánicas:
- El ánodo es el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación y
- El cátodo es el electrodo donde se efectúa la reducción.
- Las celdas voltaicas se clasifican en simples y comerciales.
- La celda de Daniell es un ejemplo de una celda simple.
- Cuando las concentraciones de los iones donde se introducen los electrodos son 1M (Cu +2 y Zn +2 ) el voltaje de la celda de Daniell es 1.10 V a una temperatura de 25 ° C.
- No se puede medir el potencial de un solo electrodo, por lo que se requiere de otro electrodo al que se le asigna un valor de referencia de cero. En estas condiciones ya se puede usar para calcular los potenciales de otros electrodos.
- Para una celda: La E ° se puede obtener de la forma:ΔE = E final – E inicial
E ° celda = E ° cátodo – E ° ánodo - Para una celda en condiciones no normales el potencial se obtiene con la ecuación de Nernst:
Hemos llegado al final de la sesión y me parece que vas sobre pasos muy seguros hacia el éxito. ¡Te felicito! No olvides la tarea asignada a esta clase, recuerda que es tu evidencia de aprendizaje, mándala como correspondencia. Nos encontramos en la siguiente clase.
Fuentes de información
- Chang, R. y Goldsby, KA (2017). Química. CD. de México. McGraw-Hill.
- Whitten, K.W., Davis, R.E., Peck M.L. & Stanley G.G. (2008). Química.
- Cd. de México. CENGAGE Learning.
- Kotz, JC, Treichel, PM y Weaver, GC (2005). Química y reactividad química.
- CD. de México. Thomson Learning.