Química. Construcción de una pila Daniell

Las reacciones redox son aquellas en las cuales tiene lugar una transferencia de electrones con la consiguiente variación en el número de oxidación de los elementos. Vamos a construir una pila Daniell con electrodos Cu²⁺/Cu y Zn²⁺/Zn (Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)) de la siguiente forma:

Los materiales necesarios para el desarrollo de la práctica son: dos vasos de precipitado de 250cm³, un puente salino, dos electrodos (en este caso, zinc y cobre), un cable con pinzas como hilo conductor, una bureta graduada, una balanza y un multímetro digital o amperímetro. Además, necesitaremos como reactivos sulfato de cobre (CuSO₄) y sulfato de zinc (ZnSO₄).

Electrodo de cobre (izquierda) y electrodo de zinc (derecha)

Vasos de precipitado

Multímetro

Puente salino

El procedimiento de realización de la práctica es el siguiente:

1º.  Preparamos dos disoluciones de 150ml y 0,5M, una de sulfato de cobre y otra de sulfato de zinc, para ello calculamos los datos necesarios según la siguiente tabla:

2º. Con las disoluciones anteriores llenamos dos vasos de precipitado de 250cm³ .  

Disoluciones de sulfato de cobre (izquierda) y sulfato de zinc (derecha)

Disolución de sulfato de cobre

Disolución de sulfato de zinc

3º. Introducimos en la disolución de ZnSO₄ la lámina de zinc y en la de CuSO₄ la lámina de cobre.

4º. Conectamos ambas láminas con el hilo conductor y las disoluciones con el puente salino.

5º. Medimos con el potenciómetro (multímetro o amperímetro) la diferencia de potencial entre ambos electrodos.

6º. Por último comparamos la diferencia de potencial obtenida con el multímetro (Eº pila experimental) y la que debería haber sido obtenida según la reacción producida: Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s) utilizando los potenciales normales de reducción del cobre y el zinc y la fórmula Eº = Eºcátodo - Eºánodo (Eº pila teórico):

La pila obtenida respondería a la siguiente notación y esquema, correspondiendo la semireacción de reducción al cobre (Cu²⁺+ 2 e- →  Cu) y la de oxidación al zinc (Zn - 2 e- → Zn²⁺):

Zn (s)|Zn²⁺||Cu²⁺|Cu (s)

En el siguiente vídeo podéis ver todo el desarrollo de la práctica paso a paso:

GRUPO I: Miguel Salazar, Laura López, María José García y Sergio Fernández 2ºBachillerato-B 

Química. Tipos de pilas

Se llama pila o celda electroquímica a cualquier dispositivo que origine una corriente eléctrica por el paso de electrones de un reductor a un oxidante a través de un circuito externo. Son reacciones espontáneas, en ellas se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química.

Estas pilas se llaman también galvánicas y podemos hacerlas introduciendo una barra de Zn en una disolución de CuSO₄ (Cu²⁺ + SO₄^2-) se producirá espontáneamente la siguiente reacción: Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s). El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu²⁺ se reduce (los gana).


Si hacemos que las reacciones de oxidación y reducción se produzcan en recipientes separados (semiceldas), y las conectamos ente si para que los electrones perdidos en la oxidación del Zn circulen por el exterior y sean los que producen la reducción del Cu²⁺ a Cu, tendremos una pila, que genera corriente eléctrica.
Una pila de este tipo consta de dos electrodos (cada barra metálica sumergida en una disolución del mismo metal, en cada pila hay dos electrodos: el ánodo dónde se lleva a cabo la oxidación y el cátodo dónde se lleva a cabo la reducción), un conductor externo (es un metal que une las dos celdas y permite el paso de electrones del cátodo al ánodo. Puede llevar un voltímetro en medio que nos indique la fuerza electromotriz de la pila), un puente salino (tubo en forma de U invertida, con sus extremos tapados con lana de vidrio o algodón, y en cuyo interior hay una disolución salina como el KCl, NaCl…, sirve para dejar pasar de una vasija a otra los iones SO₄^2- del ejemplo anterior).

Algunos de los distintos tipos de pilas más interesantes son los siguientes:
- Pilas salinas: Este tipo de pilas poseen como electrolito una disolución salina, poseen múltiples ventajas como el hecho de ser económicas y poseer un bajo nivel de contaminación (aunque poseen mercurio, este se usa cada vez menos en su fabricación), aún así también tienen inconvenientes: su duración es media e incluso baja. Son las más utilizadas en electrodomésticos.

- Pilas alcalinas: El electrolito empleado es una disolución de hidróxido de potasio, entre sus ventajas podemos destacar su alta duración aunque su precio es tres veces superior al de las pilas salinas y su nivel de contaminación es medio, aunque la cantidad de mercurio contenido está regulado en un 0,025% según la normativa europea. También pueden ser utilizadas en electrodomésticos.

- Pilas de botón: Suelen ser de óxido de mercurio o plata, su duración es alta aunque también contaminan mucho (una pila puede contaminar hasta 600000 litros de agua ya que presentan hasta un 30% de mercurio en su composición). Son utilizadas en aplicaciones domésticas (relojes…) y médicas (marcapasos…)

- Pilas de litio: Las pilas con ánodo de litio generan voltajes de entorno 3,6V, esto permite una gran densidad energética. Su duración es larga aunque su nivel contaminante es medio. Suelen ser utilizadas en cámaras fotográficas, telefonía…

- Pilas de níquel-cadmio: Pueden dar corrientes muy altas y ser rápidamente cargadas cientos de veces, aunque es recomendable esperar a que se descarguen totalmente antes de volverlas a cargar para evitar el efecto de la memoria y que no se carguen totalmente. El nivel de contaminación es muy alto, el cadmio es muy cancerígeno por inhalación.

Química. Aplicaciones de los procesos redox

La reacción química en la que una sustancia se combina con oxígeno se llama oxidación mientras que la reacción química en las que una sustancia pierde oxígeno se denomina reducción. En una oxidación se produce una pérdida de electrones (o un aumento en el número de oxidación) mientras que en una reducción se produce una ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación), por ello las reacciones de oxidación-reducción o redox son las reacciones que implican una transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicas, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente). Las reacciones redox son necesarias y por tanto empleadas en diversos ámbitos principalmente industriales:

Refinación y electrólisis
Las reacciones redox se emplean para refinar electroquímicamente determinados metales, por ejemplo, una aplicación industrial de los procesos de oxido-reducción es la electrólisis de una solución de cloruro sódico (NaCl), que permite obtener cloro, hidrógeno e hidróxido de sodio. Al conectar los electrodos al generador, con la d.d.p. adecuada, se observa que en un electrodo se desprende cloro (g), mientras que en el otro se deposita sodio (l). Esto se puede explicar porque el electrodo +, atrae hacia si los iones Cl^-, los cuales ceden electrones al electrodo y se transforman en Cl2(g), que asciende a la superficie en forma de burbujas: 2Cl- → Cl2 + 2e^-  (ánodo, oxidación, +). Mientras que el electrodo -, atrae a los Na+, que reciben electrones y forman Na(s) que se deposita en su superficie: 2Na⁺ + 2e^- → 2Na (cátodo, reducción, -).

Recubrimientos metálicos
La galvanoplastia es una de las aplicaciones más importantes. Consiste en aplicar una delgada capa de metal sobre una superficie conductora de corriente: el cromado da a los metales una superficie brillante, el acero se galvaniza con cinc para protegerlo de la corrosión, los metales se platean o doran por galvanoplastia, etc.
El objeto que va a recubrirse hace de cátodo en el circuito, y se sumerge en un baño electrolítico que contiene los iones que se desea depositar. Controlando la intensidad de la corriente y el tiempo de electrolisis se puede fijar el espesor y cantidad de capa depositada. 

Cobreado de un metal: se oxida el cobre del ánodo,
 que pasa en forma de iones a la disolución,
y se deposita en el cátodo sobre el metal a recubrir de cobre

Corrosión
Los procesos redox también son muy importantes por su prevención, por ejemplo, en la corrosión: En los metales una consecuencia muy importante de la oxidación es la corrosión, fenómeno de impacto económico muy negativo, dado que los materiales adquieren o modifican sus propiedades según a los agentes que estén expuestos, y como actúen sobre ellos. Para prevenir la corrosión se lleva a cabo la protección catódica, protección de un metal con una capa de otro metal mas resistente a los agentes externos de corrosión (galvanoplastia). 

Gota de agua corroyendo una superficie de hierro

Otras aplicaciones de los procesos redox

- Biología: en el metabolismo de los seres vivos los procesos redox son muy importantes, están involucrados en la cadena de reacciones químicas de la fotosíntesis y la respiración aerobia, en ambas reacciones existe una cadena transportadora de electrones formada por una serie de complejos enzimáticos que aceptan (se reducen) y ceden (se oxidan) pares de electrones de una manera secuencial, de tal manera que el primero cede electrones al segundo, éste al tercero, etc., hasta un aceptor final que se reduce definitivamente; durante su viaje, los electrones van liberando energía que se aprovecha para sintetizar enlaces de alta energía en forma de ATP. Otro tipo de reacción redox fundamental en los procesos metabólicos son las deshidrogenaciones, en las cuales una enzima arranca un par de átomos de hidrógeno a un sustrato, dicho sustrato se oxida (ya que pierde electrones). Dichos electrones son captados por moléculas especializadas, principalmente las coenzimas NAD+, NADP+ y FAD que al ganar electrones se reducen, y los conducen a las cadenas transportadoras de electrones antes mencionadas.
El metabolismo implica cientos de reacciones redox, en el catabolismo tienen lugar reacciones en que los sustratos se oxidan y las coenzimas se reducen. Por el contrario, las reacciones del anabolismo son reacciones en que los sustratos se reducen y las coenzimas se oxidan.

- Combustión: la combustión es una reacción química de reducción-oxidación, en la cual generalmente se desprende una gran cantidad de energía, en forma de calor y luz, manifestándose visualmente como fuego.
En toda combustión existe un elemento que arde (combustible) y otro que produce la combustión (comburente), generalmente oxígeno en forma de O2 gaseoso.
Los tipos más frecuentes de combustible son los materiales orgánicos que contienen carbono e hidrógeno. En una reacción completa todos los elementos tienen el mayor estado de oxidación. Los productos que se forman son el dióxido de carbono (CO2) y el agua, el dióxido de azufre (SO2) (si el combustible contiene azufre) y pueden aparecer óxidos de nitrógeno (NOx), dependiendo de la temperatura y la cantidad de oxígeno en la reacción.

- Otras industrias: las reacciones redox son útiles en la industria cosmética, la cual consta de sustancias naturales o sintéticas de uso externo en las diversas partes del cuerpo humano, por ello las empresas tienen la responsabilidad de evaluar la estabilidad de sus productos antes de ponerlos a disposición del consumidor, uno de los factores de los que se debe tener cuidado son las reacciones de oxido- reducción. Ocurren procesos de oxidación o de reducción llevando a alteraciones de la actividad de las sustancias activas, de las características organolépticas y físicas de la formulación.
Las industrias alimenticias para evitar la oxidación y reducción de los compuestos presentes en los mismos, utilizan sustancias llamadas antioxidantes (un tipo de conservador). La función de éstas es evitar la alteración de las cualidades originales de los alimentos, alargando su vida útil.
Este tipo de reacciones también son muy frecuentes en las industrias electrónicas ya que constituyen el principal funcionamiento de las pilas eléctricas, fuente de energía necesaria para hacer funcionar varios aparatos eléctricos. Combinando las reacciones de oxidación-reducción (redox) en una celda galvánica (celda electroquímica que obtiene la energía eléctrica a partir de reacciones redox espontáneas que tienen lugar dentro de la misma) se consiguen las pilas electroquímicas.