QUIMICA APLICADA
Celdas Comerciales
Celdas comerciales (pilas)
Celda de Leclanché: celda seca
Zn (s) → Zn2+ (ac) + 2e-
Ánodo
Cátodo 2NH4+
(ac)+
2MnO2 (s)+ 2e- → Mn2O3 (s)+ 2NH3 (ac)+ H2O (l)
Voltaje: 1,5 V
Pila de mercurio
Cátodo
Ánodo
HgO (s) + H2O (l) + 2e- → Hg (l) + 2 OH- (ac)
Zn(Hg) + 2 OH- (ac) → ZnO (s) + H2O (l) + 2e-
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
Cátodo
Li (s) → Li+ + 1 eLi+ + CoO2 + 1e- → LiCoO2 (s)
Voltaje: 3,4 V
CoO2
Batería de celulares,
cámaras de fotos,
baterías de notebooks
Li+ + CoO2 + 1e- → LiCoO2 (s)
Celdas de Combustible: suministro continuo de reactivos
2 H2 (g) + 4 OH- (ac) → 4 H2O (l) + 4 eO2 (g) + 2 H2O (l) + 4 e- → 4 OH- (ac)
Reacción Total:
2 H2 (g) + O2 (g) →
2 H2O (l)
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
Al3+ (ac) + 3 e- → Al (s)
Se necesitan 3 moles de electrones
por mol de Al3+ a depositar
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 e2.441 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
cromado, etc)

Protecciones para evitar corrosión.
metálicos
(plateado,
cobreado,
QUIMICA APLICADA
CORROSION
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 OH2 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
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Diapositiva 1 - Parciales Ingenieria