Colegio Mixto Inmaculada Concepción
Talcahuano

PROCESOS DE ÓXIDO-REDUCCIÓN

Integrantes:
Vanessa Fernández Narváez
Giselle González Silva
Paula Muñoz Pinto

Curso: IIIºB

INTRODUCCION

Electroquímica, es una parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la electroquímica es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes.

Una de las aplicaciones más importantes de la electroquímica es el aprovechamiento de la energía producida en las reacciones químicas mediante su utilización como energía eléctrica, proceso que se lleva a cabo en las baterías. Dentro de éstas se encuentran las pilas primarias y los acumuladores o pilas secundarias.

Las baterías poseen una fuerza electromotriz que está dada por la diferencia algebraica de los potenciales de electrodos en condiciones estándar.

Esto nos lleva al proceso de electrólisis que tiene lugar cuando se aplica una diferencia de potencial entre 2 electrodos produciéndose una reacción óxido-reducción, esta última consiste en reacciones de transferencia de electrones, en donde una sustancia se oxida cuando los pierde y se reduce cuando los gana, ambos procesos son dependientes.

Todo lo anterior ha permitido la aplicación de estos conocimientos en diferentes áreas como la medicina, lo que ha generado una mejor calidad de vida.

OBJETIVOS

1. Conocer formas de uso de reacciones redox, en diferentes dispositivos y procesos.

2. Comprender el funcionamiento de cada uno de estos dispositivos y procesos.

3. Establecer diferencias entre pila y acumulador

4. Relacionar conceptos y procesos de corrosión y anticorrosivos

5. Analizar procesos electrolíticos y conocer sus características, factores y leyes enunciadas por Michael Faraday.

6. Exponer algunas de las aplicaciones de la electrolisis

7. Demostrar utilidades de las reacciones redox en el área de la medicina y la salud

PILAS

Dispositivo, generalmente pequeño, en el que la energía química se transforma en eléctrica. Tiene múltiples aplicaciones como fuente de energía en pequeños aparatos, clasificándose en primarias y secundarias.

Cuando se habla de una pila primaria se dice que el proceso de conversión de la energía química en energía eléctrica no es reversible, por que los electrodos y las sustancias que se electrolizan no pueden ser regeneradas mediante procesos reversibles

Dentro de las pilas primarias tenemos:

- Pilas Galvánicas o de Volta

- Pila de Daniell

- Pila seca o de Leclanché

- Pilas solares

- Pilas de combustible

- Pilas electrolíticas

a) Pilas Galvánicas o de Volta:

Primer generador de corriente eléctrica continua fabricado hacia 1800 por el físico italiano Alessandro Volta. Consiste en un cilindro o pila formado por varios discos de metales diferentes, colocados alternativamente y separados por otros discos de cartón empapados en una disolución de agua salada. Un hilo metálico que une el último disco metálico con el primero conduce una corriente eléctrica.

Volta construyó la primera pila, según su propia descripción, preparando cierto número de discos de cobre y de zinc junto con discos de cartón empapados en una disolución de agua salada. Después apiló estos discos comenzando por cualquiera de los metálicos, por ejemplo uno de cobre, y sobre éste uno de zinc, sobre el cual colocó uno de los discos mojados y después uno de cobre, y así sucesivamente hasta formar una columna o pila. Al conectar unas tiras metálicas a ambos extremos consiguió obtener chispas.

En la pila de Volta se produce una reacción electroquímica en la que el cobre cede electrones a la disolución y el zinc los gana. Al mismo tiempo, el zinc se disuelve y se produce gas hidrógeno en la superficie del cobre, el hidrógeno producido en la reacción queda adherido a la superficie del cobre, haciendo disminuir rápidamente la intensidad de corriente. Este fenómeno recibe el nombre de polarización del electrodo y se evita con la utilización de una sustancia oxidante que reacciona con el hidrógeno formando agua y se denomina agente despolarizante.

b) Pila de Daniell

Debido al inconveniente de la rápida disminución de la intensidad de la pila de Volta, Daniell ideó una pila capaz de producir corriente eléctrica durante un tiempo respetable.

Está constituida por un electrodo de zinc sumergido en una disolución de sulfato de zinc y por un electrodo de cobre introducido en una disolución de sulfato de cobre (II). Ambas se hayan separadas por un vaso poroso donde se coloca el cobre y la disolución de sulfato de cobre (II), quedando el zinc y la disolución de sulfato de zinc en el interior del vaso, es así como el electrodo donde se produce la oxidación se llama ánodo y el que corresponde a la reducción cátodo, en el electrodo de zinc se produce espontáneamente la oxidación y en el electrodo de cobre la reducción.

El fenómeno se produce porque tiene lugar una reacción de oxidación-reducción en recipientes separados.

Los electrones que se transfieren viajan por el circuito exterior dando lugar a una corriente eléctrica y la reacción global que tiene lugar es:

Zn_(s) + Cu⁺² (aq)------->Zn⁺² (aq) + Cu_(s)

c) Pila seca o de Leclanché:

La pila primaria más común es la pila Leclanché o pila seca, inventada por el químico francés Georges Leclanché en la década de 1860. La pila seca que se utiliza hoy es muy similar al invento original. El electrolito es una pasta consistente en una mezcla de cloruro de amonio y cloruro de cinc. El electrodo negativo es de cinc, igual que el recipiente de la pila, y el electrodo positivo es una varilla de carbono rodeada por una mezcla de carbono y dióxido de manganeso. Esta pila produce una fuerza electromotriz de unos 1,5 voltios.

Las pilas de petaca están constituidas por 3 pilas Leclanché conectadas en series que producen una fuerza electromotriz de 4,5 voltios.

Las pilas secas alcalinas son de diversos tipos:

La pila seca zinc manganeso está constituida por 2 electrodos, uno de zinc y otro de MnO₂, en medio alcalino y permite mayor diferencia de potencial y duración que la pila Leclanché.

La pila seca alcalina Zn-HgO se utiliza como pila de referencia, ya que su potencial se mantiene constante durante largos períodos de tiempo siempre que se trabaje con bajas intensidades.

La pila seca alcalina Cd-HgO presenta la ventaja adicional de que sus electrodos tan sólo reaccionan al descargarse, por lo que su duración es excepcionalmente larga. Cuando no e utiliza puede llegar a durar hasta 10 años.

d) Pilas solares:

Las pilas solares producen electricidad por un proceso de conversión fotoeléctrica. La fuente de electricidad es una sustancia semiconductora fotosensible, como un cristal de silicio al que se le han añadido impurezas. Cuando la luz incide contra el cristal, los electrones se liberan de la superficie de éste y se dirigen a la superficie opuesta. Allí se recogen como corriente eléctrica. Las pilas solares tienen una vida muy larga y se utilizan sobre todo en los aviones, como fuente de electricidad para el equipo de a bordo.

e) Pilas de combustible:

Mecanismo electroquímico en el cual la energía de una reacción química se convierte directamente en electricidad. A diferencia de la pila eléctrica o batería, una pila de combustible no se acaba ni necesita ser recargada; funciona mientras el combustible y el oxidante le sean suministrados desde fuera de la pila.

Una pila de combustible consiste en un ánodo en el que se inyecta el combustible (comúnmente hidrógeno, amoníaco o hidracina) y un cátodo en el que se introduce un oxidante (normalmente aire u oxígeno). Los dos electrodos de una pila de combustible están separados por un electrolito iónico conductor. En el caso de una pila de combustible de hidrógeno-oxígeno con un electrolito de hidróxido de metal alcalino, la reacción del ánodo es 2H₂ + 4OH- → 4H 2O + 4e- y la reacción del cátodo es O₂ + 2H₂O + 4e- → 4OH-. Los electrones generados en el ánodo se mueven por un circuito externo que contiene la carga y pasan al cátodo. Los iones OH- generados en el cátodo son conducidos por el electrólito al ánodo, donde se combinan con el hidrógeno y forman agua. El voltaje de la pila de combustible en este caso es de unos 1,2 V pero disminuye conforme aumenta la carga. El agua producida en el ánodo debe ser extraída continuamente para evitar que inunde la pila. Las pilas de combustible de hidrógeno-oxígeno que utilizan membranas de intercambio iónico o electrólitos de ácido fosfórico fueron utilizadas en los programas espaciales Gemini y Apolo respectivamente. Las de ácido fosfórico tienen un uso limitado en las instalaciones eléctricas generadoras de energía.

Actualmente se están desarrollando las pilas de combustible con electrólitos de carbonato fundido. El electrolito es sólido a temperatura ambiente, pero a la temperatura de operación (650 a 800 °C), es un líquido con iones carbonato conductores. Este sistema tiene la ventaja de utilizar monóxido de carbono como combustible, por lo que pueden utilizarse como combustible mezclas de monóxido de carbono e hidrógeno como las que se producen en un gasificador de carbón.

También se están desarrollando pilas de combustible que emplean dióxido de circonio sólido como electrólito. Estas pilas se llaman pilas de combustible de óxido sólido. El dióxido de circonio se convierte en un conductor iónico a unos 1.000 °C. Los combustibles más adecuados son el hidrógeno, el monóxido de carbono y el metano, y al cátodo se le suministra aire u oxígeno. La elevada temperatura de operación de las pilas de combustible de óxido sólido permite el uso directo de metano, un combustible que no requiere catalizadores costosos de platino sobre el ánodo. Las pilas de combustible de óxido sólido tienen la ventaja de ser relativamente insensibles a los contaminantes del combustible, como los compuestos de azufre y nitrógeno que empeoran el rendimiento de otros sistemas de combustible.

La temperatura relativamente elevada de operación de las pilas de combustible de carbonato fundido y óxido sólido facilitan la eliminación en forma de vapor del agua producida por la reacción. En las pilas de combustible de baja temperatura se deben tomar medidas para eliminar el agua líquida de la cámara del ánodo.

f) Pilas electrolíticas

En las pilas electrolíticas se requiere de una fuente externa de electricidad para producir una reacción química que no ocurre espontáneamente como en las pilas galvánicas. Si la reacción que ocurre espontáneamente en una pila galvánica es reversible, ésta se puede convertir en una pila electrolítica. Siendo para ello necesario introducir una fuente de energía eléctrica externa, que permita forzar a los electrones a circular en la dirección opuesta a través de un conductor externo.

ACUMULADORES

Llamadas también pilas secundarias, ya que el proceso de transformación de energía química en energía eléctrica es reversible. Una pila secundaria puede recargarse y utilizarse de nuevo. El acumulador más empleado es el de plomo. Éste consta de los siguientes elementos:

a) Un ánodo formado por una serie de placas de plomo.

b) Un cátodo constituido por una serie de placas de plomo recubiertas de PbO₂.

c) Un líquido electrolítico que es una disolución de ácido sulfúrico donde se hayan sumergidos lo electrodos.

Acumulador de plomo

Las reacciones que se producen en el acumulador de plomo son las siguientes:

Oxidación (ánodo):

Pb + HSO₄^- -------->H⁺ + 2e^- Eº = 0,295 V

Reducción (cátodo):

PbO₂ + HSO₄^- + 3H⁺ + 2e^- ------->PbSO₄ + 2H₂O Eº= 1,625 V

Reacción Global:

Pb + PbO₂ + 2H⁺ + 2HSO₄^{- <_-_-_-_-_-_-_}> 2PbSO₄ + 2H₂O Eº= 1,920 V

Las reacciones anteriores son todas ellas reversibles. De izquierda a derecha son de descarga y en ellas se producen consumo de ácido sulfúrico y formación de PbSO_4. Por este motivo disminuye la densidad del ácido sulfúrico y, por tanto, midiendo ésta se puede saber si el acumulador está cargado o no lo está. Para cargar el acumulador se aplica a los electrodos una diferencia de potencial superior a la descarga, regenerándose los electrodos y el ácido sulfúrico, volviendo a ser útil. La cantidad de electricidad que puede suministrar un acumulador en la descarga recibe el nombre de capacidad de un acumulador. Tal como se acaba de indicar, con un acumulador se obtiene 2 voltios.

Una de las principales aplicaciones de los acumuladores la constituye la industria automovilística. En los automóviles la corriente de carga la suministra la dinamo. El principal inconveniente que presenta el acumulador de plomo es su elevado peso. Por este motivo se intenta sustituir por otros acumuladores más ligero como los de hierro-níquel y níquel-cadmio.

El acumulador de hierro-níquel está constituido por un ánodo que es una parrilla de acero al níquel recubierta de hierro finamente dividido y por un cátodo que es la misma parrilla, pero recubierta de óxido e hidróxido de níquel. Como líquido electrolítico se utiliza una disolución de hidróxido de potasio.

El acumulador de níquel-cadmio es todavía más ligero. El hierro se ha sustituido por el cadmio, que tiene mayor duración, aunque su costo es más elevado. Como líquido electrolítico se emplea un medio alcalino y como electrodos se utiliza un ánodo de cadmio y un cátodo de níquel. Otra ventaja de este acumulador respecto del acumulador de plomo es que su fuerza electromotriz permanece constante con el uso, a causa de que los iones OH^- son eliminados en el transcurso de la reacción.

DIFERENCIA ENTRE PILA Y ACUMULADOR

	Pila	Acumulador
Clasificación	Pila primaria	Pila secundaria
Características del producto químico	El producto químico no puede volver a su forma original una vez que la energía química se ha transformado en energía eléctrica.	El producto químico que al reaccionar en los electrodos produce energía eléctrica, puede ser reconstituido pasando una corriente eléctrica a través de él en sentido opuesto a la operación normal de la pila.
Posibilidad de recarga	No se puede recargar	Es Recargable

CORROSION Y ANTICORROSIVOS

Se conoce como corrosión como la destrucción de un metal como consecuencia de las reacciones químicas que producen los componentes del medio ambiente que rodean al metal. Estas reacciones son redox y, por consiguiente, son procesos electroquímicos.

Cuando los metales se exponen al aire, al agua dulce o agua salada se corroen; esto puede explicarse corrientemente por la teoría electroquímica. El proceso origina siempre pilas primarias minúsculas.

El ejemplo más familiar de corrosión es la oxidación del hierro, que consiste en una compleja reacción química en la que el hierro se combina con oxígeno y agua para formar óxido de hierro hidratado. Este óxido, conocido como orín o herrumbre, es un sólido que mantiene la misma forma general que el metal del que se ha formado, pero con un aspecto poroso, algo más voluminoso, y relativamente débil y quebradizo.

Algunos metales como el aluminio, aunque son muy activos químicamente, no suelen sufrir corrosión en condiciones atmosféricas normales. Generalmente el aluminio se corroe con facilidad, formando en la superficie del metal una fina capa continua y transparente que lo protege de una corrosión acelerada. El plomo y el cinc, aunque son menos activos que el aluminio, están protegidos por una película semejante de óxido. El cobre, comparativamente inactivo, se corroe lentamente con el agua y el aire en presencia de ácidos débiles como la disolución de dióxido de carbono en agua (que posee propiedades ácidas), produciendo carbonato de cobre básico, verde y poroso. Los productos de corrosión verdes, conocidos como cardenillo o pátina, aparecen en aleaciones de cobre como el bronce y el latón, o en el cobre puro, y se aprecian con frecuencia en estatuas y techos ornamentales.

Los metales llamados nobles son tan inactivos químicamente que no sufren corrosión atmosférica. Entre ellos se encuentran el oro, la plata y el platino. La combinación de agua, aire y sulfuro de hidrógeno afecta a la plata, pero la cantidad de sulfuro de hidrógeno normalmente presente en la atmósfera es tan escasa que el grado de corrosión es insignificante, apareciendo únicamente un ennegrecimiento causado por la formación de sulfuro de plata. Este fenómeno puede apreciarse en las joyas antiguas y en las cuberterías de plata.

La corrosión en los metales supone un problema mayor que en otros materiales. El vidrio se corroe con soluciones altamente alcalinas, y el hormigón con aguas ricas en sulfatos. La resistencia a la corrosión del vidrio y del hormigón puede incrementarse mediante cambios en su composición.

Un material anticorrosivo es un material que sirve para proteger una superficie de un proceso de degradación llamado corrosión.

Siguiendo con el ejemplo anterior se puede decir que hay tres métodos para evitar la oxidación del hierro:

• Mediante aleaciones del hierro que lo convierten en químicamente resistente a la corrosión;

• Impregnándolo con materiales que reaccionen a las sustancias corrosivas más fácilmente que el hierro, quedando éste protegido al consumirse aquellas

• Recubriéndolo con una capa impermeable que impida el contacto con el aire y el agua.

El método de la aleación es el más satisfactorio pero también el más caro. Un buen ejemplo de ello es el acero inoxidable, una aleación de hierro con cromo o con níquel y cromo. Esta aleación está totalmente a prueba de oxidación e incluso resiste la acción de productos químicos corrosivos como el ácido nítrico concentrado y caliente.

El segundo método, la protección con metales activos, es igualmente satisfactorio pero también costoso. El ejemplo más frecuente es el hierro galvanizado que consiste en hierro cubierto con cinc. En presencia de soluciones corrosivas se establece un potencial eléctrico entre el hierro y el cinc, que disuelve éste y protege al hierro mientras dure el cinc.

El tercer método, la protección de la superficie con una capa impermeable, es el más barato y por ello el más común. Este método es válido mientras no aparezcan grietas en la capa exterior, en cuyo caso la oxidación se produce como si no existiera dicha capa. Si la capa protectora es un metal inactivo, como el cromo o el estaño, se establece un potencial eléctrico que protege la capa, pero que provoca la oxidación acelerada del hierro. Los recubrimientos más apreciados son los esmaltes horneados, y los menos costosos son las pinturas de minio de plomo.

Otro método para evitar la corrosión de grandes depósitos de agua implica el uso de corriente eléctrica. Se suspenden varios ánodos de acero limpio en el depósito, que actúa entonces de cátodo, haciendo pasar por el sistema una corriente pequeña y constante; las sales del agua bastan para hacerla suficientemente conductoras. El depósito de hierro queda así expuesto a condiciones reductoras y a un leve desprendimiento de hidrógeno. Este método es conocido como protección catódica, ha resultado más económico que raspar, limpiar y volver a pintar periódicamente grandes depósitos de agua.