17: Electroquímica

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La electroquímica se ocupa de las reacciones químicas que producen electricidad y los cambios asociados con el paso de la corriente eléctrica a través de la materia. Las reacciones implican transferencia de electrones, por lo que son reacciones de oxidación-reducción (o redox). Muchos metales pueden ser purificados o electrochapados usando métodos electroquímicos. Los dispositivos como automóviles, teléfonos inteligentes, tabletas electrónicas, relojes, marcapasos y muchos otros utilizan baterías para obtener energía. Las baterías utilizan reacciones químicas que producen electricidad de forma espontánea y que pueden convertirse en trabajo útil. Todos los sistemas electroquímicos implican la transferencia de electrones en un sistema de reacción. En muchos sistemas, las reacciones ocurren en una región conocida como la célula, donde la transferencia de electrones ocurre en los electrodos.

17.1: Equilibrar las reacciones de oxidación-reducción
Una corriente eléctrica consiste en carga móvil. La carga puede estar en forma de electrones o iones. La corriente fluye a través de una trayectoria circular continua o cerrada llamada circuito. La corriente fluye a través de un medio conductor como resultado de una diferencia en el potencial eléctrico entre dos puntos en un circuito. El potencial eléctrico tiene las unidades de energía por carga. En unidades SI, la carga se mide en culombios (C), corriente en amperios y potencial eléctrico en voltios.
17.2: Celdas galvánicas
Las celdas electroquímicas suelen consistir en dos medias celdas. Las medias celdas separan la semirreacción de oxidación de la semirreacción de reducción y hacen posible que la corriente fluya a través de un cable externo. Una media celda contiene el ánodo. La oxidación ocurre en el ánodo. El ánodo está conectado al cátodo en la otra semicelda. La reducción ocurre en el cátodo. Agregar un puente de sal completa el circuito permitiendo que la corriente fluya.
17.3: Potenciales de reducción estándar
La asignación del potencial del electrodo de hidrógeno estándar (SHE) como cero voltios permite la determinación de potenciales de reducción estándar, E°, para semi-reacciones en celdas electroquímicas. Como su nombre lo indica, los potenciales de reducción estándar utilizan estados estándar (1 bar o 1 atm para los gases; 1 M para los solutos, a menudo a 298.15 K) y se escriben como reducciones (donde los electrones aparecen en el lado izquierdo de la ecuación).
17.4: La ecuación de Nernst
El trabajo eléctrico es el negativo del producto de la carga total (Q) y el potencial celular (Ecell). La carga total se puede calcular como el número de moles de electrones (n) veces la constante de Faraday (F = 96,485 C/mol e−). El trabajo eléctrico es el trabajo máximo que el sistema puede producir y así es igual al cambio en la energía libre. Así, cualquier cosa que se pueda hacer con o con un cambio de energía libre también se puede hacer a o con un potencial celular.
17.5: Baterías y Pilas de Combustible
Las baterías son celdas galvánicas, o una serie de celdas, que producen una corriente eléctrica. Cuando las celdas se combinan en baterías, el potencial de la batería es un múltiplo entero del potencial de una sola celda. Existen dos tipos básicos de baterías: primaria y secundaria. Las baterías primarias son de “un solo uso” y no se pueden recargar. Las celdas secas y (la mayoría) las baterías alcalinas son ejemplos de baterías primarias. El segundo tipo es recargable y se llama batería secundaria.
17.6: Corrosión
La corrosión es la degradación de un metal causada por un proceso electroquímico. Se gastan grandes sumas de dinero cada año reparando los efectos de, o previniendo, la corrosión. Algunos metales, como el aluminio y el cobre, producen una capa protectora cuando se corroen en el aire. La fina capa que se forma en la superficie del metal evita que el oxígeno entre en contacto con más átomos metálicos y así “protege” al metal restante de una mayor corrosión. El hierro se corroe (forma óxido) cuando se expone al agua
17.7: Electrólisis
El uso de la electricidad para forzar que ocurra un proceso no espontáneo es la electrólisis. Las celdas electrolíticas son celdas electroquímicas con potenciales celulares negativos (es decir, una energía libre de Gibbs positiva), y por lo tanto no son espontáneas. La electrólisis puede ocurrir en celdas electrolíticas mediante la introducción de una fuente de alimentación, que suministra la energía para forzar a los electrones a fluir en la dirección no espontánea. La electrólisis se realiza en soluciones, las cuales contienen suficientes iones para que la corriente pueda fluir.
17.E: Electroquímica (Ejercicios)
Estos son ejercicios de tarea para acompañar el Textmap creado para “Química” por OpenStax. Los bancos de preguntas complementarios de Química General se pueden encontrar para otros Textmaps y se puede acceder aquí. Además de estas preguntas disponibles públicamente, el acceso al banco privado de problemas para su uso en exámenes y tareas está disponible para los profesores solo de manera individual; comuníquese con Delmar Larsen para obtener una cuenta con permiso de acceso.