SISTEMAS ELECTROQUIMICOS

INTRODUCCIÓN

Los antecedentes acerca del conocimiento de la electricidad en tératmosférica, Charles-Augustin de Coulomb (teoría de atracción electrostática) en 1781 y los estudios de Henry Cavendish, Joseph Priestley y Humphry Davy en Inglaterra, se logró pavimentar el camino para el nacimiento científico de la electroquímica. Durante finales del siglo XVIII (Ilustración), el anatomista y médico italiano Luigi Galvani marcó el nacimiento de la electroquímica de forma científica al descubrir el fenómeno que ocurría, al pasar electricidad por las ancas de rana y nuevamente al tocar ambos extremos de los nervios empleando el mismo escalpelo descargado. Es de esta forma que en 1791 propuso la existencia de una sustancia "nervio-eléctrica" existente en toda forma de vida.

A partir del siglo XX, la electroquímica permitió el descubrimiento de la carga del electrón por Millikan, y el establecimiento de la moderna teoría de ácidos y bases de Bronsted y Lowry, así como el estudio de disciplinas tan importantes como las áreas médicas y biológicas con la electroforesis, desarrollada por Arne Tiselius en 1937.

De este modo, la Electroquímica se define como una rama de la química que estudia la transformación entre la energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interfase de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o unsemiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido. En vista de lo anterior, se mostrará todo lo relacionado a los Sistemas Electroquímicos (Celdas Galvánicas), lo cual será de gran aporte y conocimiento.

Sistemas Electroquímicos

Se definen como sistemas con varias fases (heterogéneos) en los que hay una diferencia de potencial eléctrico entre dos o más fases.

Ejemplo:

Electrodo. Metal en contacto con un electrolito (Sistema físico donde se produce una semireacción redox)

Un sistema electródico, está constituido por un conductor de primera especie (metal o semiconductor) y un conductor de segunda especie (disolución electrolítica).

Una reacción redox, es aquella que se caracteriza por una transferencia de electrones.

Oxidación. Se define como una pérdida de electrones.

Reducción. Se define como una ganancia de electrones.

Termodinámica de Sistemas Electroquímicos

• El potencial eléctrico de una fase determina la energía potencial electrostática de especies cargadas y, de esta forma, afecta a su energía interna→ termodinámica de sistemas electroquímicos.

• Flujo de corriente infinitesimal →procesos reversibles →termodinámica aplicable.

• Las ecs. Termodinámicas se mantienen sin más que sustituir el potencial químico por el potencial electroquímico µi → µi

Condición de equilibrio químico en Sistemas Electroquímicos:

Equilibrio de Sistemas Electroquímicos

(Antecedentes)

 Faraday: electrolito + campo eléctrico = iones

Pero no es necesario en realidad la presencia de un campo eléctrico para que un electrolito se disocie Propiedades coligativas. Def. electrolito = medio dotado de conductividad iónica o sustancia que cuando se disuelve o funde originan un medio conductor.

 Arrhenius: Teoría de la disociación electrolítica

La disociación de moléculas en iones no es completa grado de disociación.

Características de una cuba electrolítica

Se suministra energía eléctrica y se produce una reacción química no espontánea.

Ánodo. Electrodo en el cual tiene lugar la Oxidación. Polo positivo.

Cátodo. Electrodo en el que tiene lugar la reducción. Polo negativo.

Celda Electroquímica:

Es el dispositivo utilizado para la descomposición mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos o para la producción de electricidad. También se conoce como celda galvánica o voltaica, en honor de los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta, quienes fabricaron las primeras de este tipo a fines del S. XVIII.

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 y el cátodo donde se efectúa la reducción. Los electrodos pueden ser de cualquier material que sea un conductor eléctrico, como metales, semiconductores. También se usa mucho el grafito debido a su conductividad y a su bajo costo.

Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se conectan mediante un conductor por el que pasan los cationes y aniones, conocido como puente de sal (o como puente salino). Los cationes disueltos se mueven hacia el Cátodo y los aniones hacia el Ánodo. La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo por que existe una diferencia de potencial eléctrico entre ambos electrolitos. Esa diferencia se mide con la ayuda de un voltímetro y es conocida como el voltaje de la celda. También se denomina fuerza electromotriz (fem) o bien como potencial de celda. En una celda galvánica donde el ánodo sea una barra de Zinc y el cátodo sea una barra de Cobre, ambas sumergidas en soluciones de sus respectivos sulfatos, y unidas por un puente salino se la conoce como Pila de Daniell. Sus semi-reacciones son estas:

La notación convencional para representar las celdas electroquímicas es un diagrama de celda. En condiciones normales, para la pila de Daniell el diagrama sería:

Este diagrama está definido por: ÁNODO --> CÁTODO Electrodo negativo/electrolito // Electrolito/electrodo positivo (el/indica flujo de electrones y el // significa puente salino)

La línea vertical representa el límite entre dos fases. La doble línea vertical representa el puente salino. Por convención, el ánodo se escribe primero a la izquierda y los demás componentes aparecen en el mismo orden en que se encuentran al moverse de ánodo a cátodo

Celdas Voltaicas o Galvánicas:

Una celda voltaica aprovecha la electricidad de la reacción química espontánea para encender una lamparita, es decir, convierte energía potencial química en energía eléctrica. 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

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