Reacciones de semicelda de cátodo y ánodo

Semirreacciones de electrodos

Baterías: son cosas útiles. Ya sean para el control remoto de su televisor o su linterna, apesta cuando se quedan sin energía. En esta lección, aprenderá cómo funcionan las baterías y por qué mueren.

Anteriormente aprendió que una celda electroquímica consta de dos medias celdas: un ánodo y un cátodo. El ánodo es el electrodo donde se produce la oxidación y se pierden los electrones. El cátodo es donde tiene lugar la reducción y se obtienen electrones. Estas reacciones no ocurren por separado; deben trabajar juntos en una reacción de reducción-oxidación.

Medias reacciones en ánodo y cátodo

Para la siguiente sección, supongamos que los electrodos son de zinc y cobre. Hay otros metales que pueden actuar como electrodos, pero mantengamos las cosas simples y sigamos con estos dos. La semirreacción en el ánodo, donde se produce la oxidación, es Zn (s) = Zn 2+ (aq) + (2e – ). El zinc pierde dos electrones para formar Zn 2+ . La semirreacción en el cátodo donde se produce la reducción es Cu 2+ (aq) + 2e – = Cu (s). Aquí, los iones de cobre ganan electrones y se convierten en cobre sólido.

La reacción completa se puede escribir combinando ambas semirreacciones: Zn (s) + Cu 2+ (aq) = Zn 2+ (aq) + Cu (s). Esta ecuación para una celda electroquímica también se puede mostrar como: electrodo de ánodo – solución de ánodo – solución de cátodo – electrodo de cátodo, que entonces se vería así: Zn (s) – Zn 2+ (aq) – Cu 2+ (aq) – Cu (s).

Entonces, aunque ambas reacciones ocurren al mismo tiempo, están separadas por una barrera. Entonces, el único lugar para que los electrones se muevan es a través del cable que conecta el ánodo y el cátodo. Así es como se captura la electricidad que se produce.

Otro tipo de celda electroquímica es una celda seca de zinc-carbono. Estas son sus baterías de tamaño C y D. Estas baterías tienen un contenedor de zinc que es el ánodo que se llena con una pasta de MnO 2 , grafito y NH 4 Cl. Tienen una varilla de carbono que baja por el centro, que es el cátodo. Cuando el circuito está cerrado, como cuando está en una linterna y la linterna está encendida, la media reacción en el ánodo es: Zn (s) = Zn 2+ (aq) + 2e – . La semirreacción de reducción en el cátodo es: 2MnO 2 (s) + H 2 O (l) + 2e – = Mn 2 O 3 (s) + 2OH – (aq).

Este diagrama representa el interior de una celda seca de zinc-carbono.

Cálculo del potencial de voltaje de la celda

Las celdas electroquímicas que ha aprendido son celdas voltaicas. Una celda voltaica es aquella en la que una reacción redox espontánea produce electricidad. En una celda voltaica, como sabe, la reacción de oxidación en el ánodo hace que los electrones fluyan a través del cable que conecta el cátodo al ánodo. Se llama potencial eléctrico y se mide en voltios (V). Más específicamente, el potencial del electrodo es la diferencia de potencial entre un electrodo y su solución, o la cantidad de tracción sobre los electrones. Es la cantidad de energía necesaria para mover una carga eléctrica a través de una celda.

Cada una de las dos medias celdas de la batería tiene potencial: potencial para ceder electrones o tomar electrones. La diferencia entre los dos es el potencial del electrodo de toda la celda o voltaje. Afortunadamente, el potencial del electrodo no es algo que deba memorizar. Los científicos han determinado los potenciales de electrodos estándar para muchos tipos diferentes de electrodos.

Para determinar el voltaje de cualquier celda, busque en una tabla de potenciales de electrodos. Reste el potencial del electrodo del ánodo del del cátodo y obtendrá el potencial del electrodo de la celda, o voltaje: E o celda = E o cátodo – E o ánodo.

Utilice esta ecuación para calcular el voltaje de una celda.

Este número es fácil de calcular. Por ejemplo, calcule el voltaje de una celda para la reacción de un electrodo de mercurio líquido en una solución de nitrato de mercurio (I) y un electrodo de metal de cadmio en una solución de nitrato de cadmio. Si no se le proporciona E o , puede consultar un gráfico para ver el valor.

La fórmula de las semirreacciones es:

• Hg 2 2+ + 2e – = 2Hg (l), que tiene una E o = 0.850V
• Cd 2+ (aq) + 2e – = Cd (s), que tiene una E o = -0,403V
• E o celda = E o cátodo – E o ánodo

E o celda = 0.850V – (-0.403V). Recuerde que dos negativos forman un positivo. E o celda = 1.253V.

Prueba otro.

• Zn 2+ (aq) + 2e – = Zn (s), que tiene una E o = -0,762V
• 2H 2 O (l) + 2e – = H 2 (g) + 2OH – (aq), que tiene una E o = -0,828V

E o celda = (-0,762 V) – (-0,828 V). Entonces, E o celda = 0.066V.

Corrosión

Como saben, el oleoducto de Alaska es una tubería de acero larga que lleva petróleo desde Alaska a los 48 estados más bajos. ¿Qué pasaría si se corroe? ¿Se derramaría petróleo por todo nuestro medio ambiente? ¿Cómo protegemos el metal de la corrosión?

La corrosión ocurre cuando el metal se destruye gradualmente a través de reacciones químicas. Debido a que es una reacción química, podemos prevenirla con reacciones químicas, es decir, reacciones redox. Uno de los metales más afectado por la corrosión es el hierro. Cuando el hierro se corroe, se forma óxido en la reacción 4Fe (s) + 3O2 (g) + H 2 = 2Fe2O3H2O (s).

La cantidad de óxido que se forma depende de la cantidad de agua disponible para que reaccione el hierro. Las dos semirreacciones electroquímicas son:

• Fe (s) = Fe 2+ (aq) + 2e – . Este es el ánodo.
• O 2 (g) + 2H 2 O (1) + 4e – = 4OH – (ac). Este es el cátodo.

El ánodo y el cátodo están ambos en la misma pieza de hierro pero en diferentes regiones. Sabes que para que esta reacción funcione, los electrones necesitan un cable de algún tipo o alguna forma de conducir el flujo de electrones. En este caso, la propia plancha actúa como alambre.

Entonces, cuando una pieza de hierro se expone al oxígeno y al agua, un sitio del hierro se oxida y pierde electrones. Estos electrones fluyen a través del hierro a otro sitio, donde se reducen. Aquí, forman un sólido llamado óxido de hierro hidratado, 2Fe 2 sub) 3 sub) 2 La capa de agua en la superficie del hierro actúa como una barrera, o puente de sal, que se necesita para que funcione la celda o reacción electroquímica.

El hierro pierde electrones en el proceso de corrosión.

La forma de prevenir la corrosión es tener presente un metal diferente que se oxida más fácilmente que el metal que desea proteger. El zinc se oxida más fácilmente que el hierro, por lo que si se recubre el hierro con zinc, el zinc se corroerá antes que el hierro. Esto protege la plancha. Esto se llama protección catódica porque está agregando un cátodo protector al metal. Las uñas son un ejemplo. Los clavos de hierro a menudo se recubren de zinc en un proceso llamado galvanización para protegerlos de la oxidación.

El oleoducto de Alaska es otro gran ejemplo de este tipo de protección. En lugar de recubrir todo con zinc, la tubería está conectada a alambres de zinc. El zinc se corroe antes que el acero y, siempre que el zinc corroído se reemplace periódicamente, la tubería en sí no se corroerá. Esto es algo grandioso.

Resumen de la lección

Las reacciones de la celda electroquímica consisten en dos semirreacciones: una en el electrodo de ánodo y otra en el electrodo de cátodo. Las dos semirreacciones se pueden sumar para hacer la reacción celular completa. El potencial de la celda del electrodo se mide en voltios. Es bastante fácil calcular el voltaje de cualquier celda electroquímica si tiene una tabla que enumera el voltaje para cada tipo de electrodo. Para determinar el voltaje de cualquier celda, reste el potencial del electrodo del ánodo del del cátodo, y obtendrá el potencial del electrodo de la celda, o voltaje. E o celda = E o cátodo – E o ánodo .

La corrosión ocurre cuando el metal se destruye gradualmente a través de reacciones químicas y es un problema real en nuestra vida diaria. Dado que la corrosión es una reacción química, podemos prevenirla con reacciones químicas, a saber, reacciones redox. La forma de prevenir la corrosión es tener presente un metal diferente que se oxida más fácilmente que el metal que desea proteger. Como en la mayoría de las cosas en la vida, las reacciones químicas toman el camino de menor resistencia y menor energía, por lo que el metal que es más fácil de oxidar se corroerá y el otro metal estará protegido.

Los resultados del aprendizaje

Al terminar esta lección, podrá:

• Describe las dos medias celdas en una celda electroquímica.
• Explica cómo se pueden sumar dos semirreacciones para obtener una reacción celular completa.
• Resumir cómo determinar el voltaje de una celda
• Definir la corrosión y explicar cómo prevenirla.