ELECTROQUIMICA

ELECTROQUIMICA

DEFINICIÓN:

Es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química.1 en otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interfase de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido.

Si una reacción química es conducida mediante una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. en cambio, si la caída de potencial eléctrico, es creada como consecuencia de la reacción química , se conoce como un "acumulador de energía eléctrica", también llamado batería o celda galvánica.

Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la electroquímica es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan electricidad o en caso contrario, son producidos como consecuencia de ella.

En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o temporalmente, se encuentran en un entorno conectado a un circuito eléctrico. Esto último es motivo de estudio de la química analítica, en una subdisciplina conocida como análisis potenciométrico.

HISTORIA:

Los antecedentes acerca del conocimiento de la electricidad en tératmosférica), charles-augustin de coulomb (teoría de atracción electrostática) en 1781 y los estudios de joseph priestley en inglaterra, se logró pavimentar el camino para el nacimiento científico de la electroquímica.

es entonces que, durante finales del siglo xviii (ilustración), el anatomista y médico italiano luigi galvani marcó el nacimiento de la electroquímica de forma científica al descubrir el fenómeno que ocurría, al pasar electricidad por las ancas de rana y nuevamente al tocar ambos extremos de los nervios empleando el mismo escalpelo descargado. dichas observaciones las publicó en su ensayo "de viribus electricitatis in motu musculari commentarius" (del latín por, comentario acerca del efecto de la electricidad en el movimiento muscular). es de esta forma que en 1791 propuso la existencia de una sustancia "nervio-eléctrica" existente en toda forma de vida.

PRINCIPIOS:

a) Reacciones de reducción-oxidación

las reacciones de reducción-oxidación son las reacciones de transferencia de electrones. esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente). en dichas reacciones la energía liberada de una reacción espontánea se convierte en electricidad o bien se puede aprovechar para inducir una reacción química no espontánea.

b) Balanceo de las ecuaciones redox

las reacciones electroquímicas se pueden balancear por el método ion-electrón donde la reacción global se divide en dos semirreacciones (una de oxidación y otra de reducción), se efectúa el balance de carga y elemento, agregando h+, oh−, h2o y/o electrones para compensar los cambios de oxidación. Antes de empezar a balancear se tiene que determinar en que medio ocurre la reacción, debido a que se procede de una manera en particular para cada medio.

MEDIO ÁCIDO

Se explicará por medio de un ejemplo, cuando una sal magnésica reacciona con bismutato de sodio.

• el primer paso es escribir la reacción sin balancear:

• luego se divide en dos semirreacciones:

• cada semirreación se balancea de acuerdo con el número y tipo de átomos y cargas. como estamos en medio ácido los iones h+ se agregan para balancear los átomos de h y se agrega h2o para balancear los átomos de o.

• finalmente se multiplica cada semirreacción por un factor para que se cancelen los electrones cuando se sumen ambas semireacciones.

• reacción balanceada:

• en algunos casos es necesario agregar contraiones para terminar de balancear la ecuación. para este caso, si se conociera el anión de la sal magnésica, ese seria el contraión. se agrega por igual de ambos lados de la ecuación lo necesario para terminar de balancearla.

MEDIO ALCALINO

También se explicará por medio de un ejemplo, cuando el permanganato de potasio reacciona con el sulfito de sodio.

• el primer paso es escribir la reacción sin balancear:

• luego se divide en dos semirreacciones:

• cada semirreación se balancea de acuerdo con el número y tipo de átomos y cargas. como estamos en medio alcalino los oh− se agregan para balancear los átomos de h y normalmente se agrega la mitad de moléculas de h2o del otro lado de la semirreacción para balancear los átomos de o.

• finalmente se multiplica cada semirreación por un factor para que se cancelen los electrones cuando se sumen ambas semireacciones.

ecuación balanceada:

• reacción balanceada:

• en este caso se agregaron contraiones para terminar de balancear la ecuación (los cationes k+ y na+)

CELDAS ELECTROQUÍMICAS

La celda electroquímica es el dispositivo utilizado para la descomposición mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos. también se conoce como celda galvánica o voltaica, en honor de los científicos luigi galvani y alessandro volta, quienes fabricaron las primeras de este tipo a fines del s. xviii.1

Esquema de la pila de daniell. el puente salino (representado por el tubo en forma de u invertida) contiene una disolución de kcl permitiendo la interacción eléctrica entre el ánodo y el cátodo. las puntas de éste deben estar tapadas con pedazos de algodón para evitar que la disolución de kcl contamine los otros contenedores.

Las celdas electroquímicas tienen dos electrodos: el ánodo y el cátodo. el ánodo se define como el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación y el cátodo donde se efectúa la reducción. los electrodos pueden ser de cualquier material que sea un conductor eléctrico, como metales, semiconductores. también se usa mucho el grafito debido a su conductividad y a su bajo costo. para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se conectan mediante un conductor por el que pasan los cationes y aniones, conocido como puente de sal (o como puente salino). los cationes disueltos se mueven hacia el cátodo y los aniones hacia el ánodo. la corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo por que existe una diferencia de potencial eléctrico entre ambos electrolitos. esa diferencia se mide con la ayuda de un voltímetro y es conocida como el voltaje de la celda. también se denomina fuerza electromotriz (fem) o bien como potencial de celda.1 en una celda galvánica donde el ánodo sea una barra de zinc y el cátodo sea una barra de cobre, ambas sumergidas en soluciones de sus respectivos sulfatos, y unidas por un puente salino se la conoce como pila de daniell. sus semi-reacciones son estas:

La notación convencional para representar las celdas electroquímicas es un diagrama de celda. en condiciones normales, para la pila de daniell el diagrama sería:

Este diagrama esta definido por: anodo --> catodo electrodo negativo/electrolito // electrolito/electrodo positivo (el / indica flujo de electrones y el // significa puente salino)

La línea vertical representa el límite entre dos fases. la doble linea vertical representa el puente salino. por convención, el ánodo se escribe primero a la izquierda y los demás componentes aparecen en el mismo orden en que se encuentran al moverse de ánodo a cátodo.

POTENCIALES ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN

Esquema del eeh. 1. electrodo de platino 2. gas hidrógeno 3. Solución de hcl (1m) 4. sifón para prevenir la contaminación de oxígeno 5. Conector donde el segundo elemento de la celda debería ser conectada

es posible calcular el potencial estándar de reducción de una celda determinada comparando con un electrodo de referencia. Básicamente el cálculo relaciona el potencial de reducción con la redox. Arbitrariamente se le asignó el valor cero al electrodo de hidrógeno, cuando se encuentra en condiciones estándar. en dicho electrodo ocurre la siguiente reacción:

la reacción se lleva a cabo burbujeando gas hidrógeno en una disolución de hcl, sobre un electrodo de platino. las condiciones de este experimento se denominan estándar cuando la presión de los gases involucrados es igual a 1 atm., trabajando a una temperatura de 25 °c y las concentraciones de las disoluciones involucradas son igual a 1m.1 en este caso se denota que:

este electrodo también se conoce como electrodo estándar de hidrógeno (eeh) y puede ser conectado a otra celda electroquímica de interés para calcular su potencial de reducción.1 la polaridad del potencial estándar del electrodo determina si el mismo se está reduciendo u oxidando con respecto al eeh. Cuando se efectúa la medición del potencial de

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