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16: Electroquímica

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    La electroquímica es el estudio de la electricidad y cómo se relaciona con las reacciones químicas. En electroquímica, la electricidad puede ser generada por movimientos de electrones de un elemento a otro en una reacción conocida como reacción redox, o reacción de oxidación-reducción.

    • 16.1: Química y Electricidad
      La conexión entre química y electricidad es muy antigua, que se remonta al descubrimiento de ALESSANDRO VOLTA, en 1793, de que la electricidad podría producirse colocando dos metales diferentes en lados opuestos de un papel humedecido.
    • 16.2: Celdas galvánicas y electrodos
      Podemos medir la diferencia entre los potenciales de dos electrodos que se sumergen en la misma solución, o más útilmente, están en dos soluciones diferentes. En este último caso, cada par electrodo-solución constituye una media celda de oxidación-reducción, y estamos midiendo la suma de los dos potenciales de media celda. Esta disposición se llama celda galvánica. Una celda típica podría consistir en dos piezas de metal, cada una sumergida cada una en una solución que contiene una sal disuelta del metal correspondiente.
    • 16.3: Potenciales celulares y termodinámica
      Desde hace tiempo se sabe que algunos metales son más “activos” que otros en el sentido de que un metal más activo puede “desplazar” a uno menos activo de una solución de su sal. Por ejemplo, el zinc es más activo porque puede desplazar (precipitar) el cobre de la solución. Comparaciones similares de otros metales permitieron organizarlos en el orden de su creciente potencia donadora de electrones (reductora). Esta secuencia se conoció como la serie electromotriz o de actividad de los metales.
    • 16.4: La ecuación de Nernst
      Los potenciales celulares estándar que discutimos en una sección anterior se refieren a celdas en las que todas las sustancias disueltas están en actividad unitaria, lo que esencialmente significa una “concentración efectiva” de 1 M. De manera similar, cualquier gas que tome parte en una reacción de electrodo se encuentra a una presión efectiva (conocida como fugacidad) de 1 atm. Si estas concentraciones o presiones tienen otros valores, el potencial celular cambiará de una manera que se pueda predecir a partir de los principios que ya conoce.
    • 16.5: Aplicaciones de la Ecuación de Nernst
      Normalmente pensamos que el potencial de oxidación está controlado por las concentraciones de las formas oxidadas y reducidas de un par redox, como lo da la ecuación de Nernst. Bajo ciertas circunstancias se vuelve más útil pensar en E como una variable independiente que puede ser utilizada para controlar el valor de Q en la ecuación de Nernst. Esto suele ocurrir cuando están presentes dos sistemas redox, siendo uno mucho más concentrado o cinéticamente activo que el otro.
    • 16.6: Baterías y Pilas de Combustible
      Una de las aplicaciones más antiguas e importantes de la electroquímica es el almacenamiento y conversión de energía. Ya se sabe que una celda galvánica convierte la energía química en trabajo; de manera similar, una celda electrolítica convierte el trabajo eléctrico en energía libre de químicos. Los dispositivos que realizan estas conversiones se denominan baterías. En las baterías ordinarias los componentes químicos están contenidos dentro del propio dispositivo. Si los reactivos se suministran desde una fuente externa, el dispositivo es una pila de combustible.
    • 16.7: Cronología del desarrollo de la batería
      Si bien las baterías prácticas de desarrollo paralelaron en gran medida la expansión de la tecnología eléctrica a partir de mediados del siglo XIX en adelante, ahora se piensa que un tipo de batería muy primitivo aparentemente estaba en uso hace más de 2000 años. La breve popularidad de los automóviles alimentados eléctricamente en la década de 1920 alentó el desarrollo de baterías de almacenamiento. El uso generalizado de dispositivos eléctricos portátiles “personales” ha mantenido muy viva la búsqueda de mejores baterías.
    • 16.8: Corrosión Electroquímica
      La corrosión puede definirse como el deterioro de los materiales por procesos químicos. De estos, el más importante con diferencia es la corrosión electroquímica de los metales, en la que el proceso de oxidación M → M+ + e— se ve facilitado por la presencia de un aceptor de electrones adecuado, a veces referido en la ciencia de la corrosión como despolarizador. En cierto sentido, la corrosión puede verse como el retorno espontáneo de los metales a sus minerales.
    • 16.9: Galería de Corrosión
      Una galería de corrosión en diferentes situaciones.
    • 16.10: Celdas electrolíticas y electrólisis
      La electrólisis se refiere a la descomposición de una sustancia por una corriente eléctrica. La electrólisis de hidróxidos de sodio y potasio, realizada por primera vez en 1808 por Sir Humphrey Davey, condujo al descubrimiento de estos dos elementos metálicos y demostró que estos dos hidróxidos que antes se habían considerado no descomponibles y por lo tanto elementos, eran de hecho compuestos.

    This page titled 16: Electroquímica is shared under a CC BY 3.0 license and was authored, remixed, and/or curated by Stephen Lower via source content that was edited to the style and standards of the LibreTexts platform.