Electroquimica

Electroquímica

Las Electroquímica y Sus aplicaciones

Diego Roberto Cerna Pantoja Química IV

Electroquímica

Definiciones:

Se denomina electroquímica a la parte de la química que estudia la interconversión entre energía eléctrica y energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interfaz de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico que también es muy importante en el mundo (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido.

E. Eléctrica ↔ E.química

Si una reacción química es provocada por una diferencia de potencial aplicada externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la diferencia 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.

 En las celdas galvánicas, se aprovecha la energía liberada por una reacción química espontánea para obtener energía eléctrica.

 En las celdas electrolíticas, se utiliza energía eléctrica para realizar una reacción química no espontánea.

Reacciones Redox:

Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre moléculas se conocen como reacciones redox. Todos las procesos electroquímicos implican la transferencia de electrones, y son por lo tanto reacciones de óxido-reducción o reacciones redox.

 Oxidación: Se pierden e-.

Aumenta el Número de Oxidación

 Reducción: Se ganan e-.

Disminuye el Número de Oxidación

Ejemplos:

Ataque del Mg por ácido clorhídrico

• Ecuación molecular:

Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2

• Ecuación iónica:

Mg + 2 H+ → Mg2+ + H2

(Los Cl- son iones espectadores)

Semiecuación de reducción: 2 H+ +2e- → H2

Semiecuación de oxidación: Mg → Mg2+ + 2e-

Celda Electroquímica

Son aquellas en las cuales la energía eléctrica que procede de una fuente externa provee reacciones químicas no espontáneas.

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

• El cátodo donde se efectúa la reducción.

Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se conectan mediante un conductor por el que pasan los cationes y aniones, conocido como puente salino que está conectado a las dos semiceldas de una celda galvánica; el puente salino permite el flujo de iones, pero evita la mezcla de las disoluciones.

Electrolisis

La electrolisis es un proceso mediante el cual se logra la disociación de una sustancia llamada electrolito, en sus iones constituyentes (aniones y cationes), gracias a la administración de corriente eléctrica.

La electrolisis tiene una utilidad muy grande en la industria. Ya que muchos procesos requieren de esta. Por ejemplo, cuando se quieren obtener elementos como Sodio, Aluminio, Litio y otros muchos metales. En la Galvanoplastia, cuando se quiere proteger a un metal de la corrosión, se le aplica una película de otro metal que es inoxidable. Para la producción de gases como el Hidrógeno y Oxígeno también se usa la electrolisis.

El científico que mejor estudio, explico y descubrió este proceso fue el Inglés Michael Faraday. Enuncio dos leyes importantísimas que se aplican en los problemas de electrolisis.

• Primera Ley: La cantidad de sustancia depositada o liberada en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad (carga) que pasa por él.

• Segunda Ley: La cantidad de electricidad que se requiere para depositar o liberar un equivalente químico de un elemento es siempre la misma y es aproximadamente 96500 C (Coulombs o Culombios).

Las reacciones químicas de una electrolisis, son reacciones redox. Al electrodo negativo se llama Cátodo. Allí es donde ocurre

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