Escuela Preparatoria Federal “Lázaro Cárdenas”Temas selectos de química II Profesora: Elizabeth Sánchez Bustos ´´Importancia de las celdas electroquímicas en la vida moderna´´ Grupo: 607 Integrantes Abraham Becerra Borjas Alondra Domínguez Suárez Griselda Galindo Caro Mauricio Ruiz García Cynthia Karina Solís Villafuerte Carlos Alejandro Vega Acevedo ÍNDICE Introducción……………………………………………………………………….3 Esquema………………………………………………………………………..…4 Características físico- químicas de las celdas electroquímicas………………5 Tipos de celdas electroquímicas Celdas galvánicas……………………………………………………….5 Celdas electrolíticas…………………………………………….……….8 Puente Salino…………………………………………………………………...8 Reacción de equilibrio…………………………………………………….….10 Potenciales de electrodo y fuerza electromotriz de una pila ………………………….………………………...11 Aplicaciones en la vida cotidiana.……………………………………….….12 Impacto ambiental generado por el uso de pilas………………… ……...13 Práctica de celdas electroquímicas: electrólisis………………………... ..15 Conclusiones generales…………………………………………………... 18 Bibliografía……………………………………………………………..…... 19 Comentarios de las fuentes revisadas…………………………………….20 2 INTRODUCCIÓN La electroquímica estudia los cambios químicos que producen una corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas, mejor conocidas como celdas electroquímicas. Esta ciencia las ha dividido en dos partes: celdas electrolíticas y celdas voltaicas o galvánicas. La electrólisis es un proceso en el que las reacciones químicas se efectúan por la acción de una corriente eléctrica al ser conectados directamente a ella; las celdas voltaicas o las pilas galvánicas resultan ser la inversa, donde las reacciones de óxido-reducción producen energía, son reacciones químicas que generan corriente eléctrica. En todas las reacciones electroquímicas hay transferencia de electrones y por tanto, son reacciones de óxido reducción (redox). Ambas presentan características físicas, químicas, similares y diferentes y que sus aplicaciones se encuentran presentes en la vida moderna desde las pilas convencionales hasta en la industria y maquinaria. Sus aplicaciones llegan a lograr gran impacto en la sociedad y sobre todo en el planeta, algunas provocando contaminación ambiental, trayendo consigo consecuencias a los seres vivos, lo que le da gran importancia a las celdas electroquímicas en la vida moderna. 3 CELDAS ELECTROQUÍMICAS GALVÁNICAS ELECTROLÍTICAS -Almacenan energía -Son espontáneas -Producen flujo de electrones (energía) -Requiere energía externa - Se fuerza a los electrones -Reaccionan con la energía El ánodo es negativo, el cátodo es positivo. El ánodo es positivo, el cátodo negativo Reacciones de oxidación-reducción. APLICACIONES Pilas Baterías de plomo- ácido, níquel, cadmio, iones de litio Baterías de cámaras, celulares, equipos médicos APLICACIONES Electrometalurgia Galvanoplastia (evitan corrosión de metales) Producción de aluminio, hipoclorito, hidrógeno, etc. 4 Características físico- químicas de las celdas electroquímicas Una celda dispositivo electroquímica de es un capaz obtener energía eléctrica a partir de reacciones químicas, o bien, de producir reacciones químicas a través de la introducción de energía eléctrica. Un ejemplo común de celda electroquímica es la "pila" estándar de 1,5 voltios. En realidad, una "pila" es una celda galvánica simple, mientras una batería consta de varias celdas conectadas en serie. Una celda electrolítica consta de dos conductores llamados electrodos, cada uno de los cuales está sumergido en una disolución electrolítica. En la mayoría de las celdas que interesarán, las disoluciones que rodean los dos electrodos son diferentes y deben estar separadas para evitar la reacción directa entre los reactivos. La forma más común de evitar que se mezclen es insertar un puente salino entre las disoluciones. Las celdas electroquímicas pueden ser galvánicas o electrolíticas. En cualquier caso el cátodo es el electrodo en el cual ocurre la reducción y el ánodo es el electrodo en el cual ocurre la oxidación. Tipos de celdas electroquímicas Hay dos tipos fundamentales de celdas y en ambas tiene lugar una reacción redox, y la conversión o transformación de un tipo de energía en otra 5 Celdas galvánicas Las celdas galvánicas presentan las siguientes características: a) Almacenan energía eléctrica (ejemplo baterías) b) Ocurren espontáneamente c) Producen un flujo de electrones que va desde el ánodo al cátodo por un conducto externo. En la celda galvánica, el ánodo es negativo (ya que se liberan electrones en lugar de la oxidación) y el cátodo es positivo. La corriente de electrones va del polo negativo al positivo. La celda voltaica transforma una reacción química espontánea en una corriente eléctrica, como las pilas y baterías. También reciben los nombres de celda galvánica, pila galvánica o pila voltaica. Su uso es muy común. Semi-reacciones en una celda voltaica Las reacciones químicas en la celda pueden implicar al electrolito, a los electrodos o a una sustancia externa (como en las pilas de combustible que puede utilizar el hidrógeno gaseoso como reactivo). En una celda voltaica completa, las especies químicas de una semicelda pierden electrones (oxidación) hacia su electrodo mientras que las especies de la otra semicelda ganan electrones (reducción) desde su electrodo. Principales tipos de celdas galvánicas Las celdas o células galvánicas se clasifican en dos grandes categorías: Las células primarias transforman la energía química en energía eléctrica, de manera irreversible (dentro de los límites de la práctica). Cuando se agota la cantidad inicial de reactivos presentes en la pila, la energía no puede ser fácilmente restaurada o devuelta a la celda electroquímica por medios eléctricos. 6 Las células secundarias pueden ser recargadas, es decir, que pueden revertir sus reacciones químicas mediante el suministro de energía eléctrica a la celda, hasta el restablecimiento de su composición original. La batería de plomo-ácido es la forma más antigua de pila recargable. Contiene un líquido ácido en un recipiente sellado, lo cual requiere que la celda se mantenga en posición vertical y la zona de estar bien ventilada para garantizar la seguridad de la dispersión del gas hidrógeno. Hoy en día existe un tipo mejorado, que es la celda de plomo-ácido regulada por válvula de sellado. Ésta celda es muy popular en la industria automotriz ya que no necesita mantenimiento, a diferencia de la otra. Utiliza ácido sulfúrico inmovilizado como electrolito, lo que reduce la posibilidad de fugas y ampliando la vida útil de la pila. Hay distintos tipos de células recargables en las celdas: Celda de níquel-cadmio (Ni-Cd). Éstas siguen utilizándose en herramientas eléctricas, radios de dos vías, baterías de cámaras de video, fotográficas, etc., y equipos médicos. 7 Celda de níquel metal hidruro (NiMH). Sustituyeron a las de níquel-cadmio debido a su mayor capacidad de energía. Se pueden encontrar para uso de pequeños dispositivos electrónicos y baterías AAA. Celda de iones de litio (Li-ion). Por el momento tienen la mayor cuota de mercado entre las pilas secas recargables, por ejemplo, en pilas de teléfonos móviles. Celdas electrolíticas a) Requiere una fuente externa de energía eléctrica para funcionar. b) Se fuerza a los electrones: el ánodo es positivo y el cátodo negativo. La corriente de electrones va del polo positivo al negativo. c) Los métodos electro-analíticos se dividen en los que tienen lugar en la internase y los que ocurren en el seno de la disolución, siendo los primeros los que tienen mayor aplicación. La celda electrolítica transforma una corriente eléctrica en una reacción química de oxidación-reducción que no tiene lugar de modo espontáneo. En muchas de estas reacciones se descompone una sustancia química por lo que dicho proceso recibe el nombre de electrólisis. También reciben los nombres de celda electrolítica o cuba electrolítica. A diferencia de la celda voltaica, en la célula electrolítica, los dos electrodos no necesitan estar separados, por lo que hay un sólo recipiente en el que tienen lugar las dos semi-reacciones. 8 Existen teorías que permiten explicar el comportamiento de las soluciones electrolíticas. Una de estas teorías es la de la Ionización de Arrhenius, quien propuso en 1887 la teoría de la disociación electrolítica, la cual está basada en la idea de que los electrolitos se disocian en iones al ponerse en contacto con el agua. Puente Salino Un puente salino se emplea a menudo para proporcionar un contacto iónico entre las dos medias celdas con electrolitos diferentes, para evitar que las soluciones se mezclen y provoquen reacciones colaterales no deseadas. Este puente salino puede ser simplemente una tira de papel de filtro empapado en solución saturada de nitrato de potasio. Otros dispositivos para lograr la separación de las disoluciones son vasijas porosas y disoluciones gelificadas. También se les denomina semirreacciones pues en cada una de ella tiene lugar una parte de la reacción redox: La pérdida de electrones (oxidación) tiene lugar en el ánodo. La ganancia de electrones (reducción) en el cátodo. Un puente salino cumple tres funciones: Permite el contacto eléctrico entre las dos disoluciones. Evita mezcla de las disoluciones de los electrodos. Mantiene la neutralidad eléctrica en cada semi-célula a medida que los iones fluyen dentro y fuera del puente salino. 9 Reacción de equilibrio Cada semicelda tiene una tensión característica llamada potencial de semicelda o potencial de reducción. Las diferentes sustancias que pueden ser escogidas para cada semicelda dan lugar a distintas diferencias de potencial de la celda completa, que es el parámetro que puede ser medido. No se puede medir el potencial de cada semicelda, sino la diferencia entres los potenciales de ambas. Cada reacción está experimentando una reacción de equilibrio entre los diferentes estados de oxidación de los iones; cuando se alcanza el equilibrio, la célula no puede proporcionar más tensión. En la semicelda que está sufriendo la oxidación, cuanto más cerca del equilibrio se encuentra el ion/átomo con el estado de oxidación más positivo, tanto más potencial va a dar esta reacción. Del mismo modo, en la reacción de reducción, cuanto más lejos del equilibrio se encuentra el ion/átomo con el estado de oxidación más negativo, más alto es el potencial. Potenciales de electrodo y fuerza electromotriz de una pila El potencial o fuerza electromotriz de una pila se puede predecir a través de la utilización de los potenciales de electrodo, las tensiones de cada semicelda. (Ver tabla de potenciales de electrodo estándar). La diferencia de voltaje entre los potenciales de reducción de cada electrodo da una predicción para el potencial medido de la pila. Los potenciales de pila tienen un rango posible desde 0 hasta 6 voltios. Las pilas que usan electrolitos disueltos en agua generalmente tienen potenciales de celda 10 menores de 2,5voltios, ya que los oxidantes y reductores muy potentes, que se requerirían para producir un mayor potencial, tienden a reaccionar con el agua. La fuerza electromotriz (fem) El trabajo realizado para mover la carga eléctrica recibe el nombre de fuerza electromotriz (fem). La fem es el trabajo que tiene que realizar el generador para que se muevan las cargas del circuito. Sea q la cantidad de carga que pasa por cualquier sección del circuito en un intervalo de tiempo determinado y T el trabajo realizado por el generador. La fem viene dada por: E = Tq La unidad de fem es el voltio v = 1J = 1C No hay que confundir el concepto fem con el de diferencia de potencial. La fem es la causa del movimiento de las cargas dentro del propio generador, mientras que la diferencia de potencial es la causa del movimiento de las cargas en el resto del circuito. Por tanto, un generador o fuente de fem es un dispositivo que transforma energía eléctrica. Está se presenta manteniendo constante una diferencia de potencial entre los bornes del generador. Esta diferencia se denomina tensión, se simboliza por U. 11 Aplicaciones en la vida cotidiana Producción de aluminio, litio, sodio, potasio y magnesio. Producción de hidróxido de sodio, ácido clorhídrico, clorato de sodio y clorato de potasio. Producción de hidrógeno con múltiples usos en la industria: como combustible, en soldaduras, etc. La electrólisis de una solución salina que permite producir hipoclorito, este método se emplea para conseguir una cloración ecológica del agua de las piscinas. La electrometalurgia es un proceso para separar el metal puro de compuestos usando la electrólisis. Por ejemplo, el hidróxido de sodio es separado en sodio puro, oxígeno puro e hidrógeno puro. La anodización es usada para proteger los metales de la corrosión. La galvanoplastia, usada para evitar la corrosión de metales, crea una película delgada de un metal menos corrosible sobre otro metal. La galvanoplastia se aplica en joyería para recubrir con plata u oro diversas prendas y joyas; cucharas, tenedores, jarras y otros utensilios que son moldeados en metales de bajo costo para luego ser cubiertos por una delgada capa de un metal más atractivo y resistente a la corrosión, como el oro o la plata. Se utiliza también para proteger tuberías o tanques por lo cual se les denomina galvanizados, ya que están recubiertos con metales que evitan la acción corrosiva del aire y el agua. La corrosión consiste en la oxidación del metal y es producto de reacciones de óxido reducción. Utilizado para poner una capa de recubrimiento 12 metálico en los automóviles por ejemplo en el recubrimiento de los parachoques, que se cubren con el metal níquel en un proceso llamado “recubrimiento electrolítico”, lo que impide que el metal revestido se oxide. Impacto ambiental generado por el uso de pilas Todas las pilas contaminan el medio ambiente por los metales muy tóxicas que ellas contienen, entre los que se pueden citar: Mercurio, Plomo, Cadmio, estos metales son tóxicos para el ser humano y para algunos animales. Al tirar las pilas en cualquier parte, estas se revientan con el tiempo y estos contaminantes van a dar a los cauces da agua y al mar, a las tierras de sembradío contaminando los alimentos. Cuando la pila se agota,se hecha a la basura, una vez destruida la carcasa se liberan los metales pesados y pasan con facilidad al medio ambiente (pasan a la cadena alimenticia a través de las aguas, incorporándose a los organismos vivos, donde ejercen sus efectos tóxicos o si son incinerados van a la atmósfera contaminándolos). Cuando se produce el derrame de los electrolitos internos de las pilas, arrastra los metales pesados. Estos metales fluyen por el suelo contaminando toda forma de vida (asimilación vegetal y animal). El mecanismo de movilidad a través del suelo, se ve favorecido al estar los metales en su forma oxidada, estos los hace mucho más rápido en terrenos salinos o con PH muy ácido. El más peligroso es el mercurio. Una pila de mercurio 13 basta para contaminar 600,000 litros de agua y una pila alcalina 167,000 litros. Las pilas son arrojadas con el resto de la basura domiciliaria, siendo vertidas en basureros, ya sean a cielo abierto o a rellenos sanitarios y en otros casos a terrenos baldíos, acequias, caminos vecinales, causes de agua, etc. Para imaginar la magnitud de la contaminación de estas pilas, basta con saber que son las causantes del 93% del Mercurio en la basura doméstica, así como del 47% del Zinc, del 48% del Cadmio, del 22% del Níquel, etc. Estas pilas sufren la corrosión de sus carcazas afectadas internamente por sus componentes y externamente por la acción climática y por el proceso de fermentación de la basura, especialmente la materia orgánica, que al elevar su temperatura hasta los 70º C, actúa como un reactor de la contaminación. 14 PRÁCTICA DE CELDAS ELECTROQUÍMICAS ´´ELECTRÓLISIS´´ A continuación, presentamos una práctica muy sencilla y fácil de realizar, para la demostración de las celdas electroquímicas y sus reacciones presentes. Hipótesis Mediante la electrólisis el cobre pasará a formar parte del clip, el cual provocará un cambio de coloración del medio en el que se encuentra, ocurriendo así una reacción de oxidación y reducción. Material Frasco de vidrio Moneda de cobre Gancho de papel (clip) 2 baterías Agua Cinta adhesiva Plastilina 15 Procedimiento Primero, vaciamos agua en el frasco. Se colocan las baterías lado a lado dejando adyacentes los bordes de carga opuesta. Se conectan los alambres a los bordes y la moneda de cobre al alambre del borne positivo de la pila. Debemos unir con plastilina el gancho (clip) al alambre del borde negativo. Hay que tener mucho cuidado de no dejar que los objetos metálicos se toquen dentro de la solución. Se pueden adherir los alambres a la pared del frasco con cinta adhesiva para que queden suspendidos. El experimento se puede repetir cambiando el agua y sustituyéndola con sal disuelta en vinagre. 16 Indicaciones Observar cuidadosamente que ocurre. Si se ven burbujas, dejarlas algunos minutos para después retirarlas. Nótese el cambio de color. Dejar que se acumulen nuevamente durante un rato y observar si se presentan cambios adicionales. Observaciones y Resultados Durante el experimento logramos observar el cambio en la coloración del agua que era el medio en donde se encontraba la moneda. También se formaron muchas burbujas las cuales eran diminutas y se encontraban en todo el frasco pero la mayor concentración se hallaba en la parte superior de mismo. Después de un rato, seguimos observando la formación de burbujas y el cambio de coloración en el clip (gancho). Conclusiones La corriente ingresa por el polo positivo porque está conectado con la moneda de cobre, mientras que la corriente sale a través del polo negativo debido a que el clip (gancho) se encuentra unido al polo negativo. Cuando la corriente fluye a través del agua desde el electrodo positivo o ánodo hasta el electrodo negativo cátodo el cobre es transportado desde la moneda hasta el clip (gancho). El cobre se oxida y el clip se reduce, ocurriendo dos semirreacciones: la pérdida de electrones (oxidación) en el ánodo y la ganancia de electrones (reducción) en el cátodo. .Al colocar una solución electrolítica en el recipiente y hacer pasar una corriente eléctrica, los iones positivos de la solución se mueven hacia el cátodo y los iones negativos hacia el ánodo. La reducción ocurre en el cátodo (clip) y la oxidación en el ánodo,(cobre). 17 CONCLUSIONES GENERALES Las celdas electroquímicas permiten obtener energía a través de reacciones de oxidación y reducción. Esto es a través de la electrólisis y las pilas galvánicas. Las celdas electrolíticas tendrán electrodos sumergidos en una disolución, a veces insertando un puente salino. Su interacción producirá una reacción de reducción en el cátodo y en el ánodo una oxidación. Mientras que las galvánicas almacenarán energía espontáneamente, produciendo un flujo de electrones y iones desde el ánodo al cátodo, transformado una reacción química en una corriente eléctrica. Ambas presentarán semi-reacciones de oxidación y reducción (redox). Las celdas galvánicas pasan la energía química a energía eléctrica, como es el caso de las pilas y baterías utilizadas en la vida cotidiana. Las celdas electrolíticas necesitarán de una fuente externa de energía para poder funcionar. Sus corrientes van del polo positivo al negativo, no son espontáneas y se diferencian en que sus dos electrodos no necesitan estar separados. La fuerza automotriz se verá influenciada por el potencial de electrodo y las tensiones en las celdas. Estos tipos de celdas son utilizados en procesos de producción de metales, combustibles, sustancias químicas, para evitar la corrosión de metales, en la elaboración de joyas, utensilios de cocinas (cucharas, tenedores), en los automóviles y sus pinturas, en las pilas de los celulares, en las baterías para juguetes y las baterías para los autos. También impiden que los metales y objetos de nuestro entorno mantengan sus características y no se oxiden con el agua o la lluvia. Todo esto funciona gracias al mecanismo y a las características químicas y físicas que poseen las celdas relacionadas. No sólo traen beneficios en la vida moderna sino también, consecuencias para el futuro. Las pilas y baterías provocan un impacto ambiental contendido es muy contaminante y tóxico. muy alto ya que su Al reventarse con el tiempo, los químicos entran en contacto con el ambiente, la atmósfera, los animales y el ser 18 humano, dañando ecosistemas. Cuando los electrolitos que componen a las pilas son derramados, contaminan el suelo y toda forma de vida. Todo esto formando parte del deterioro ambiental que es tan notable en esta época. Si conocemos bien la composición, el mecanismo, las reacciones y cómo actúan estas celdas electroquímicas, podremos crear una conciencia en la sociedad, una educación no sólo química sino ambiental para poder sacar el mayor provecho a la energía generada y a la hora de desechar los restos, no contribuir en la contaminación del planeta. A través de nuestro proyecto de celdas, logramos comprobar y sobre todo apreciar, cómo actúan los electrodos a través de un proceso de oxidación y reducción, como los polos positivos, negativos o ánodos y cátodos llevan la energía y que a través de las burbujas y el cambio en la tonalidad en la disolución se pudo observar. Bibliografía Mahan. Química. (1977). Fondo Educativo Interamericano Razábal A. y de Irazábal C. (s.f). Química. Ediciones CO-BO RENA, red escolar nacional (s.f) Electroquímica, recuperado el día 30 de abril de 2012 desde http://www.rena.edu.ve/cuartaEtapa/quimica/Tema15.html Requeijo, D. y Requeijo A. (2002), Química. Editorial Biosfera Rigone A. (2003) Por una pila de razones, recuperado el día 30 de abril de 2012 desde http://www.digofat.com/shop/detallenot.asp?notid=5 Rincón del vago (1998), Fuerza electromotriz, recuperado el día 28 de abril de 2012 desde http://html.rincondelvago.com/fuerza-electromotriz.html Robson, P (s.f) Taller de ciencias de electricidad y magnetismo: Experimento de electrólisis. Editorial grijalbo. 19 Vida en un punto (2007), Las pilas y el medio ambiente, recuperado el día 30 de abril de 2012 desde http://vidaenunpunto.blogspot.mx/2007/11/las-pilas-y-el-medioambiente.html Wikipedia, la enciclopedia libre (s.f) Celda electroquímica, recuperado el día 29 de abril de 2012 desde http://es.wikipedia.org/wiki/Celda_electroqu%C3%ADmica Zapata A. D. (s.f). Electrogeneración y estudio de propiedades físicas de polímeros conductores a partir de oligómeros poliheterociclos, recuperado el día 29 de abril de 2012 desde http://upcommons.upc.edu/pfc/bitstream/2099.1/6205/4/03_Mem%C3%B2ria.pdf Comentarios de las fuentes revisadas Del libro Taller de ciencias de electricidad y magnetismo, tomamos nuestra práctica a realizar, el artículo se encontraba muy completo, explicando paso a paso, con imágenes representativas. Dentro de las fuente revisadas RENA fue de las más fáciles de comprender ya que la página está muy completa, contiene esquemas, ejemplos muy bien explicados para hacer del lector más amena la información. Rigone A. (2003), Por una pila de razones y Vida en un punto (2007), Las pilas y el medio ambiente fueron dos fuentes muy completas y buenas para obtener información acera de la contaminación de las pilas. Una de ellas se encuentra dentro de un sitio de transformadores que ofrece servicios de recuperación de pilas y reciclaje, por lo que consideramos que es de muy buena calidad. Wikipedia y El rincón de vago muchas veces presentan modificaciones o errores en la información disponible, por lo que no las consideramos fuentes 100% verdaderas, aún así, tomamos información de las páginas web. 20 Zapata A. D. (s.f). Electrogeneración y estudio de propiedades físicas de polímeros conductores a partir de oligómeros poliheterociclos, es un estudio realizado por un alumno especializado en química industrial, perteneciente a la universidad técnica industrial de Barcelona y se encuentra revisado por dos maestros de la misma, estudio que contiene información no del todo perteneciente al tema buscado pero que en sus páginas cuenta con información relacionada. Las demás fuentes, son autores de libros que están incluidos en una página web, pero que hace notar que no es información suya, sino de los autores de libros de química de diversas editoriales. 21