QUIMICA APLICADA Celdas Comerciales

Celdas comerciales (pilas) Celda de Leclanché: celda seca Ánodo Zn (s) → Zn2+ (ac) + 2e- Cátodo 2NH4+ (ac)+ 2MnO2 (s)+ 2e- → Mn2O3 (s)+ 2NH3 (ac)+ H2O (l) Voltaje: 1,5 V

Pila de mercurio HgO (s) + H2O (l) + 2e- → Hg (l) + 2 OH- (ac) Cátodo Zn(Hg) + 2 OH- (ac) → ZnO (s) + H2O (l) + 2e- Ánodo Voltaje: 1,35 V Relojes y marcapasos

Batería de plomo: 6 celdas en serie Pb (s) + SO42- (ac) → PbSO4 (s) + 2 e- PbO2 (s) + 4 H+ (ac) + SO42- (ac) + 2 e- → PbSO4 (s) + 2 H2O (l) Voltaje: 12 V

Batería de ión litio Ánodo Li (s) → Li+ + 1 e- Cátodo Li+ + CoO2 + 1e- → LiCoO2 (s) Voltaje: 3,4 V Batería de celulares, cámaras de fotos, baterías de notebooks CoO2 Li+ + CoO2 + 1e- → LiCoO2 (s)

Celdas de Combustible: suministro continuo de reactivos 2 H2 (g) + 4 OH- (ac) → 4 H2O (l) + 4 e- O2 (g) + 2 H2O (l) + 4 e- → 4 OH- (ac) 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) Reacción Total: 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 NaCl 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 Se necesitan 3 moles de electrones por mol de Al3+ a depositar Al3+ (ac) + 3 e- → Al (s) Se necesitan 3 x 96.500 C por mol de Al3+ a depositar

¿Cuánto calcio se producirá en una celda electrolítica de CaCl2 fundido si se aplica una corriente de 0,452 A durante 1,5 horas? Ca2+ (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 Obtención de sustancias químicas (ej: Al, Cl2 , Na, NaOH) Recubrimientos metálicos (plateado, cobreado, cromado, etc) Protecciones para evitar corrosión.

QUIMICA APLICADA CORROSION

Herrumbre, forma hidratada del hidróxido de Fe (III) CORROSIÓN 2 (Fe  Fe2+ + 2 e-) Corrosión es el proceso redox por el cual los metales se oxidan con el oxígeno (O2) en presencia de humedad. O2 + 2 H2O + 4 e-  4 OH- 2 Fe + O2 + 2 H2O  2 Fe2+ + 4 OH- 2 Fe2+ + ½ O2 + x H2O  Fe2O3.x H2O Herrumbre, forma hidratada del hidróxido de Fe (III)

Otros metales: Oro (E° = +1,5 V) no se corroe Plata (E°= + 0,8 V) Se corroe en presencia de azufre formando Ag2S, se ennegrece Cobre (E° = + 0,3 V) Forma pátina verde de CuCO3, que protege de corrosión posterior Aluminio (E° = -1,66V) forma óxido de aluminio que protege de posterior corrosión

Protección de la Corrosión: PINTURA PASIVACIÓN: Oxidante fuerte genera capa de óxido. Ej. HNO3 ALEACIÓN: Acero inoxidable (Fe + Cr) Cubrir superficie con otro metal: Fe con Sn o Zn 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/Fe2+ Eo = 0,44 v Zn/Zn2+ Eo = 0,76 v Mg/Mg2+ Eo = 2,37 v