La electroquímica es el área de la química que estudia las reacciones que implican la transferencia de electrones y la interconversión de energía química en energía eléctrica.
La electroquímica se aplica a la fabricación de muchos dispositivos que se utilizan en nuestra vida diaria, como baterías, teléfonos celulares, linternas, computadoras y calculadoras.
Reacciones de oxidación
En electroquímica, las reacciones estudiadas son las de redox. Se caracterizan por la pérdida y ganancia de electrones. Esto significa que transferencia de electrones de una especie a otra.
Como su nombre lo indica, las reacciones redox ocurren en dos pasos:
- Oxidación: Pérdida de electrones. El elemento que causa la oxidación se llama agente oxidante.
- Reducción: Ganancia de electrones. El elemento que causa la reducción se llama agente reductor.
Sin embargo, para saber quién gana y quién pierde electrones, debe conocer los números de oxidación de los elementos. Vea este ejemplo redox:
Zn (s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(gramo)
El elemento zinc (Zn2+) se oxida al perder dos electrones. Al mismo tiempo, provocó la reducción del ion hidrógeno. Por tanto, es el agente reductor.
El ion (H)+) gana un electrón, sufriendo reducción. Como resultado, provocó la oxidación del zinc. Es el agente oxidante.
conocer más sobre Oxidación.
Baterías y electrólisis
El estudio de la electroquímica comprende baterías y electrólisis. La diferencia entre los dos procesos es la transformación de energía.
- LA célula convierte la energía química en energía eléctrica, espontáneamente.
- LA La electrólisis convierte la energía eléctrica en energía química., así que no de forma espontánea.
conocer más sobre Energía.
Pilas
La celda, también llamada celda electroquímica, es un sistema donde tiene lugar la reacción redox. Está compuesto por dos electrodos y un electrolito, que juntos producen energia electrica. Si conectamos dos o más baterías juntas, se forma una batería.
El electrodo es la superficie conductora sólida que permite el intercambio de electrones.
- El electrodo en el que se produce la oxidación se llama ánodo y representa el polo negativo de la batería.
- El electrodo sobre el que tiene lugar la reducción es el cátodo, el polo positivo de la batería.
Los electrones se liberan en el ánodo y siguen un cable conductor hasta el cátodo, donde se produce la reducción. Así, el flujo de electrones va de ánodo a cátodo.
El electrolito o puente salino es la solución de electrolito que conduce los electrones, permitiendo su circulación en el sistema.
En 1836, John Fredric Daniell construyó un sistema que se conoció como Daniell Pile. Conectó, con un cable metálico, dos electrodos.
Un electrodo consistía en una placa metálica de zinc, sumergida en una solución acuosa de sulfato de zinc (ZnSO4), que representa el ánodo.
El otro electrodo consistió en una placa metálica de cobre (Cu), sumergida en una solución de sulfato de cobre (CuSO4), representaba el cátodo.
En el cátodo se produce una reducción del cobre. Mientras tanto, en el ánodo tiene lugar la oxidación del zinc. Según la siguiente reacción química:
Cátodo: culo2+(aq) + 2e- | → Cu0(s) |
ánodo: Zn0(s) | → Zn2(aq) + 2e-|
Ecuación general: Zn0(s) + Cu2+(aq) | → Cu0(s) + Zn2+(aq) |
El "|" representa las diferencias de fase entre reactivos y productos.
Electrólisis
LA electrólisis es la reacción de oxidación-reducción que se produce de forma no espontánea, provocada por el paso de corriente eléctrica procedente de una fuente externa.
La electrólisis puede ser ígnea o acuosa.
La electrólisis ígnea es aquella que se procesa a partir de un electrolito fundido, es decir, mediante el proceso de fusión.
En la electrólisis acuosa, el disolvente ionizante utilizado es agua. En solución acuosa, la electrólisis se puede realizar con electrodos inertes o electrodos activos (o reactivos).
aplicaciones
La electroquímica está muy presente en nuestra vida diaria. Algunos ejemplos son:
- Reacciones en el cuerpo humano;
- Fabricación de diversos dispositivos electrónicos;
- Carga de baterías;
- Galvanoplastia: revestimiento de piezas de hierro y acero con zinc metálico;
- Diversos tipos de aplicación en la industria química.
El óxido en los metales se forma por la oxidación del hierro metálico (Fe) a catión de hierro (Fe2+) en presencia de aire y agua. Podemos considerar el óxido como un tipo de corrosión electroquímica. El recubrimiento con zinc metálico, mediante el proceso de galvanoplastia, evita que el hierro entre en contacto con el aire.
Ejercicios
1. (FUVEST) - I y II son ecuaciones de reacciones que ocurren espontáneamente en el agua, en el sentido indicado, en condiciones estándar.
I. Fe + Pb2+ → Fe+2 + Pb
II. Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe
Analizando tales reacciones, solas o juntas, se puede decir que, en condiciones estándar,
a) los electrones se transfieren desde Pb2+ para Fe.
b) debe ocurrir una reacción espontánea entre Pb y Zn2+.
c) Zn2+ debe ser mejor oxidante que el Fe2+ .
d) Zn debe reducir espontáneamente el Pb2+ a Pb.
e) Zn2+ debe ser mejor oxidante que el Pb2+.
d) Zn debe reducir espontáneamente el Pb2+ a Pb.
2. (Unip) Los objetos de hierro o acero pueden protegerse de la corrosión de varias formas:
I) Recubrimiento de la superficie con una capa protectora.
II) Poner el objeto en contacto con un metal más activo como el zinc.
III) Poner el objeto en contacto con un metal menos activo como el cobre.
Son correctos:
a) solo yo.
b) solo II.
c) solo III.
d) solo I y II.
e) solo I y III
d) solo I y II.
3. (Fuvest) En una pila del tipo que se encuentra comúnmente en los supermercados, el polo negativo está constituido por la capa exterior de zinc. La semirreacción que permite que el zinc funcione como un polo negativo es:
a) Zn+ + y- → Zn
b) Zn2+ + 2e- → Zn
c) Zn → Zn+ + y-
d) Zn → Zn2+ + 2e
e) Zn2+ + Zn → 2Zn+
d) Zn → Zn2+ + 2e
