QUIMICA APLICADA

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QUIMICA APLICADA

• Celdas Comerciales

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Celdas comerciales (pilas)
Celda de Leclanché celda seca
Zn (s) ? Zn2 (ac) 2e-
Ánodo
2NH4 (ac) 2MnO2 (s) 2e- ? Mn2O3 (s) 2NH3
(ac) H2O (l)
Cátodo
Voltaje 1,5 V
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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
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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
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Batería de ión litio
Li (s) ? Li 1 e-
Ánodo
Li CoO2 1e- ? LiCoO2 (s)
Cátodo
Voltaje 3,4 V
Batería de celulares, cámaras de fotos, baterías
de notebooks
CoO2
Li CoO2 1e- ? LiCoO2 (s)
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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
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QUIMICA APLICADA

• ELECTROLISIS

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Electrólisis permitir que una reacción química
no espontánea ocurra mediante el uso de energía
eléctrica
Ej. Electrólisis de NaCl fundido Eo - 4 v
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Electrólisis del agua
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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
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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

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Usos de la electrólisis

• Obtención de sustancias químicas (ej Al, Cl2 ,
  Na, NaOH)
• Recubrimientos metálicos (plateado, cobreado,
  cromado, etc)
• Protecciones para evitar corrosión.

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QUIMICA APLICADA

• CORROSION

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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)
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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

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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

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Protección catódicaEl 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