10.4 Celdas electroquímicas

¿Puede utilizarse el intercambio de electrones para producir corriente eléctrico?

Química

A.17 Realiza un dibujo y nombra todas las partes quecomponen una pila formada por dos electrodos de Fe y Cu sabiendo que el Fe actúa como ánodo. Escribe, además, las semirreacciones que tienen lugar si ambos elementos forman cationes divalentes.

LA PILA DE DANIELL

Fuente

Es la diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo (E)

Potencial de una celda electroquímica

El potencial global de la celda es la suma de los potenciales

de los electrodos

Pero no se puede medir potenciales aislados

Se necesita un electrodo de referencia

El electrodo de referencia (E0= 0V) es el de hidrógeno.Consiste en una lámina de Pt en contacto con H2 gas a 1 atm de

presión sumergida en una disolución 1 M de iones H3O+

Electrodo Estándar de Hidrógeno

A.18 A partir de la animación siguiente construye la tabla: Reacción E (V)

Cu2+ (aq) + 2e- → Cu (s)

Zn2+ (aq) + 2e- → Zn (s)

Fe2+ (aq) + 2e- → Fe (s)

Ag+ (aq) + e- → Ag (s)

Al3+ (aq) + 3e- → Al (s)

Fe3+ (aq) + e- → Fe2+ (s)

Fe3+ (aq) + 2e- → Fe+ (s)Fuente: Salvador Hurtado

TABLA POTENCIALES ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN (25 C)Semirreacción E0 (v) Semirreacción E0 (v)

Li+ + e- → Li -3,05 O2 + 2 H2O + 4e- → 4 OH- 0,40K+ + e- → K -2,93 I2 + 2e- → 2 I- 0,54

Ba2+ + 2e- → Ba -2,90 O2 + 2 H+ + 2e- → H2O2 0,68Ca2+ + 2e- → Ca -2,87 Fe3+ + e- → Fe2+ 0,77Na+ + e- → Na -2,71 Ag+ + e- → Ag 0,80

Mg2+ + 2e- → Mg -2,37 NO3- + 2 H+ + e- → NO2 + H2O 0,81Al3++ 3e- → Al -1,66 NO3- + 4 H+ + 3e- → NO + 2 H2O 0,96

Zn2+ + 2e- → Zn -0,76 Br2 + 2e- → 2 Br- 1,072 CO2 + 2e- → C2O4

2- -0,49 O2 + 4 H+ + 4e- → 2 H2O 1,23Fe2+ + 2e- → Fe -0,44 Cr2O7

2- +14H+ + 6e- → 2Cr3+ +7H2O 1,33Ni2+ + 2e- → Ni -0,25 Cl2 + 2e- → 2 Cl- 1,36Pb2+ + 2e- → Pb -0,13 PbO2 + 4 H+ + 2e- → Pb2+ + 2 H2O 1,452 H+ + 2e- → H2 0,00 Au3++ 3 e- → Au 1,50

S + 2H+ + 2e- → H2S 0,14 MnO4- + 8H+ + 5e- →Mn2++ 4 H2O 1,51Sn4+ + 2e- → Sn2+ 0,15 H2O2 + 2 H+ + 2e- → 2 H2O 1,77Cu2+ + 2e- → Cu 0,34 F2 + 2e- →2 F- 2,87

La semirreacción de reducción la experimenta el que tenga mayor potencial del reducción.

Los potenciales de reducción son: oxid. + nº e-→ reduc. Invertir la reacción → Cambia el signo → Potencial de oxidación

Si ↑ potencial → poder oxidante ↑ El oxidante más fuerte el flúor, el reductor más fuerte el litio

Las reacciones son reversiblesLos electrodos puedes actuar como cátodos o ánodos

Los potenciales de electrodo no dependen de los coeficientes estequiométricos

Consideraciones sobre los potenciales

A.19 Se construye una celda (o pila) comunicando mediante un hilo metálico una lámina de cinc y otra de plata. La lámina de plata está sumergida en una disolución de nitrato de plata, y la de cinc, en una de nitrato de cinc (II), comunicándose ambas disoluciones mediante un puente salino que contiene nitrato de potasio. a) Dibuja y nombra todas las partes que la componen,

indicando el ánodo, el cátodo y el sentido en el que circulan los electrones.

b) Calcula el potencial de la celda así construida.

A.20 Una celda electroquímica presenta la siguiente notación:Li(s) |Li+ (aq, 1 M) || Sn2+(aq, 1 M)|Sn(s)

A partir de los valores de los potenciales estándar de reducción, escribe las semirreacciones que tienen lugar y calcula su potencial. Si las concentraciones de las especies químicas disueltas se redujesen a la mitad, ¿cuánto valdría el potencial de la celda?

El efecto de la concentración

𝐸=𝐸0−0,0592𝑛

· log𝑄

A.21 Contesta las preguntas siguientes:a) ¿Qué magnitud química daba cuenta de la espontaneidad de

las reacciones?b) ¿Está relacionada de alguna forma con el potencial de la

celda?c) Escribe el criterio a seguir para clasificar según la

espontaneidad de las reacciones.

Espontaneidad de las reacciones

A.22 Se sumerge un alambre de cobre en una disolución acuosa de AgNO3 1M. ¿Se producirá la reacción: Ag+ + Cu → Ag + Cu2+? ¿Y si el alambre fuese de oro?

A.23 Justifica por qué el oro no se oxida a Au3+ en contacto con el aire?