Ejercicio resuelto de Varios · Química · Islas Baleares · 2022

a) El premio Nobel de Química del año 2019 fue concedido a los investigadores John B. Goodenough, M. Stanley Whittingham y Akira Yoshino, por el desarrollo de las baterías de ion litio. Estas baterías se encuentran en dispositivos como teléfonos móviles, ordenadores portátiles y vehículos eléctricos.

En concreto, y de forma simplificada, la pila de ion litio se fundamenta en la utilización de litio (Li) y óxido de cobalto (CoO). La reacción global de esta pila se podría representar de la forma siguiente:

$2\,\mathrm{Li} + \mathrm{Co^{2+}} \rightarrow 2\,\mathrm{Li^{+}} + \mathrm{Co}$

i) Indique, de forma razonada, cuál es la especie que actúa como oxidante en la pila anterior.

ii) Calcule la fuerza electromotriz (FEM) de la pila a partir de los siguientes potenciales normales de reducción: $E^\circ\,(\mathrm{Li^{+}/Li}) = -3{,}05\ \mathrm{V}$; $E^\circ\,(\mathrm{Co^{2+}/Co}) = -0{,}28\ \mathrm{V}$.

b) Nombre o formule los compuestos siguientes: LiOH y sulfato de cobalto(II).

$\textbf{a) i) Indique, de forma razonada, cuál es la especie que actúa como oxidante en la pila anterior.}$

El oxidante es la especie que $\textbf{se reduce}$, es decir, la que capta electrones y disminuye su número de oxidación. Basta comparar los estados de oxidación a un lado y otro de la reacción global.

$\mathrm{Li}: 0 \rightarrow +1$ — el litio metálico cede un electrón, se oxida. Es el reductor.

$\mathrm{Co}: +2 \rightarrow 0$ — el catión cobalto(II) capta dos electrones, se reduce.

Por tanto el oxidante es el $\mathrm{Co^{2+}}$, y las semirreacciones son:

$2\,\mathrm{Li} \rightarrow 2\,\mathrm{Li^+} + 2\,e^- \qquad \text{(ánodo, oxidación)}$

$\mathrm{Co^{2+}} + 2\,e^- \rightarrow \mathrm{Co} \qquad \text{(cátodo, reducción)}$

$\textbf{a) ii) Calcule la fuerza electromotriz (FEM) de la pila a partir de los siguientes potenciales normales de reducción.}$

La fuerza electromotriz es la diferencia entre el potencial de reducción del cátodo y el del ánodo:

$E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}}$

El cátodo es el par del cobalto, que es el que se reduce, y el ánodo el del litio:

$E^\circ_{\text{pila}} = (-0{,}28) - (-3{,}05)$

$E^\circ_{\text{pila}} = +2{,}77\ \mathrm{V}$

El valor es positivo, así que $\Delta G^\circ = -n\,F\,E^\circ < 0$ y el proceso es espontáneo, como corresponde a una pila. Y es un valor muy alto: ahí está la razón de que las baterías de ion litio den tanto voltaje por celda, porque el litio tiene el potencial de reducción más negativo de toda la tabla y es, por tanto, el reductor más enérgico.

$\textbf{b) Nombre o formule los compuestos siguientes: LiOH y sulfato de cobalto(II).}$

$\mathrm{LiOH}$ — $\textbf{hidróxido de litio}$. El litio actúa siempre con $+1$ y el grupo hidroxilo con $-1$, de modo que la proporción es 1 a 1.

$\textbf{Sulfato de cobalto(II)}$ — $\mathrm{CoSO_4}$. El anión sulfato tiene carga $-2$ y el cobalto, según indica el paréntesis, actúa con $+2$, así que basta una unidad de cada uno.