Electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la 1 energía eléctrica y la energía química . En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interfase de un conductor eléctrico (llamado electrodo electrodo,, que puede ser un metal o un semiconductor semiconductor)) y un conductor iónico (el electrolito electrolito)) pudiendo ser una disolución y 2 en algunos casos especiales, un sólido. sólido . Si una reacción química es conducida mediante una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis 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. galvánica . Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre moléculas se conocen como reacciones redox, 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. potenciométrico .
Celdas electrolíticas El segundo gran tipo de celdas electroquímicas convierte la energía de una corriente eléctrica en la energía química de los productos de una reacción que no se da de modo espontáneo en las condiciones de trabajo de dicha cuba. El voltaje de dicha corriente ha de ser mayor al que tendría la celda galvánica en la que se produjese el proceso inverso, por lo que también se deben conocer los potenciales de reducción. reducción . Ejemplo: Los potenciales de reducción del cobre(II)/cobre y del zinc(II)/Zinc valen respectivamente +0,34 V y -0,76 V. Una pila o celda galvánica que aprovechara la 2+ 2+ reacción espontánea Zn + Cu → Zn + Cu proporcionaría una fuerza electromotriz de +0,34 V -(-0,76 V)=1,10 voltios.
Aparato para electrolisis del agua y otras disoluciones con matraces para recogida de los gases liberados. 2+
2+
Si ahora queremos provocar la reacción contraria Cu + Zn → Cu + Zn por ejemplo para depositar Zn sobre un objeto metálico, habremos de introducir una fuente de alimentación que genere una corriente eléctrica de más de 1,10 voltios Por tanto, en la célula electrolítica existe igualmente una reacción redox pero ahora está provocada por la energía eléctrica de las cargas que atraviesan la cuba. Aunque ahora existe un único recipiente, también existen dos semirreacciones, una en cada electrodo, pues en cada una de ella tiene lugar una parte de la reacción redox:
La pérdida de electrones (oxidación oxidación)) tiene lugar en el ánodo ánodo..
La ganancia de electrones (reducción) se produce en el cátodo.
Un ejemplo es la electrolisis del agua cuando se le hace pasar una corriente eléctrica.
Una celda voltaica es un dispositivo para producir energía eléctrica a partir de una reacción redox. La principal característica de la celda voltaica es la pared porosa que separa las dos soluciones evitando que se mezclen. La pared es porosa para que los iones la atraviesen. La hemicelda del ánodo adquiere un exceso de iones de Zn positivos (para mantener la neutralidad eléctrica necesita iones negativos), al mismo tiempo, la hemicelda del cátodo consume iones de Cu (para mantener la neutralidad,éste debe eliminar iones negativos).Los iones SO4= atraviesan la pared porosa para satisfacer la neutralidad eléctrica de ambas hemiceldas. Los tipos de celdas más comunes son: las pilas y el acumulador de plomo. Una celda voltaica aprovecha la electricidad de la reacción química espontánea para encender una lamparita, es decir, convierte energía potencial química en energía eléctrica (fig. 6). Las tiras de cinc y cobre, dentro de disoluciones de ácido sulfúrico diluido y sulfato de cobre respectivamente, actúan como electrodos (el derecho actúa como cátodo y el izquierdo como ánodo). El puente salino (en este caso cloruro de potasio) permite a los electrones fluir entre las cubetas sin que se mezclen las disoluciones. Cuando el circuito entre los dos sistemas se completa (como se muestra a la derecha), la reacción genera una corriente eléctrica. Si ambas soluciones se conectan mediante un voltímetro su lectura acusará 1,10 V, esto debido a que el potencial de oxidación del Zn++ es 0,763 V y el del Cu++ es de −0,337 V, por lo tanto el cinc (de mayor potencial) le cede electrones al cobre (de menor potencial). Obsérvese que el metal de la tira de cinc se consume (oxidación) y la tira desaparece. La tira de cobre crece al reaccionar los electrones con la disolución de sulfato de cobre para producir metal adicional (reducción). Si se sustituye la lamparita por una batería la reacción de una se invertirá, creando una celda electrolítica, convirtiendo energía eléctrica en energía potencial química
Una celda voltaica aprovecha la electricidad de la reacciónquímica espontáneapara encender una lamparita, es decir, convierte energía potencial química en energía eléctrica (fig.1). Las tiras de cinc y cobre, dentro de disoluciones de ácidosulfúrico diluido y sulfato de cobre respectivamente, actúancomo electrodos. Elpuente salino (eneste caso cloruro de potasio) permite a los electrones fluir entrelas c ubetas sinque se mezclenlas disoluciones. Cuando el circuito entre los dossistemas se completa, la reaccióngenera una corriente eléctrica. 1
Figura
