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Resumen— El efecto electroquímico consiste en que la energía química almacenada en los generadores, mantiene sus dos extremos (bornes) con distinta carga eléctrica (en un extremo positiva y en el otro negativa) manteniendo así una diferencia de potencial. Con esto se consigue una corriente eléctrica, es decir, un flujo de electrones, desde la placa negativa a la positiva a través de un hilo conductor. Así funciona una pila o una batería.

Palabras clave—Carga eléctricas, diferencia de potencial, flujo de electrones, conductor, transformación, Ley Fraday.

I. NOMENCLATURA

Una lista de nomenclatura, si se requiere, debe preceder a la introducción.

II. INTRODUCCIÓN

La electroquímica, entendida como la relación entre energía química y eléctrica, o más general, las reacciones de oxidación y reducción, interviene en un enorme grupo de procesos que han acompañado el desarrollo de las sociedades modernas en los últimos siglos.

Muchos de esos procesos actualmente se presentan en dispositivos tan comunes en nuestras vidas que seguramente ignoramos que en su funcionamiento participan activamente procesos electroquímicos.

Nuestra vida actual sería sin duda muy diferente sin estos sistemas. No solo en el medio ambiente o la industria podremos encontrar ejemplos de sistemas electroquímicos, estos están presentes en campos tan disímiles que van desde la medicina, las naves espaciales, los submarinos hasta los teléfonos celulares.

III. METODOLOGÍA

Reacciones de Reducción-Oxidación: Las reacciones de reducción-oxidación son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente). En dichas reacciones la energía liberada de una reacción espontánea se convierte en electricidad o bien se puede aprovechar para inducir una reacción química no espontánea.

Balanceo de las ecuaciones Redox: Las reacciones electroquímicas se pueden balancear por el método ion-electrón donde la reacción global se divide en dos semirreacciones (una de oxidación y otra de reducción), se efectúa el balance de carga y elemento, agregandoH+, OH−, H2O y/o electrones para compensar los cambios de oxidación. Antes de empezar a balancear se tiene que determinar en que medio ocurre la reacción, debido a que se procede de una manera en particular para cada medio.

Medio Ácido: Se explicará por medio de un ejemplo, cuando una sal magnésica reacciona con Bismutato de Sodio.

• El primer paso es escribir la reacción sin balancear:

• Luego se divide en dos semirreacciones:

• Cada semirreación se balancea de acuerdo con el número y tipo de átomos y cargas. Como estamos en medio ácido los iones H+ se agregan para balancear los átomos de H y se agrega H2O para balancear los átomos de O.

• Finalmente se multiplica cada semirreacción por un factor para que se cancelen los electrones cuando se sumen ambas semireacciones.

• Reacción Balanceada:

• En algunos casos es necesario agregar contraiones para terminar de balancear la ecuación. Para este caso, si se conociera el anión de la sal magnésica, ese seria el contraión. Se agrega por igual de ambos lados de la ecuación lo necesario para terminar de balancearla.

Medio Alcalino: También se explicará por medio de un ejemplo, cuando el Permanganato de potasio reacciona con el Sulfito de sodio.

• El primer paso es escribir la reacción sin balancear:

• Luego se divide en dos semirreacciones:

• Cada semirreación se balancea de acuerdo con el número y tipo de átomos y cargas. Como estamos en medio alcalino los OH− se agregan para balancear los átomos de H y normalmente se agrega la mitad de moléculas de H2O del otro lado de la semirreacción para balancear los átomos de O.

• Finalmente se multiplica cada semirreación por un factor para que se cancelen los electrones cuando se sumen ambas semireacciones.

Ecuación balanceada:

• Reacción Balanceada:

• En este caso se agregaron contraiones para terminar de balancear la ecuación (los cationes K+ y Na+)

Celdas Electroquímicas: La 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.1

Esquema de la Pila de Daniell. El puente salino (representado por el tubo en forma de U invertida) contiene una disolución de KCl permitiendo la interacción eléctrica entre el ánodo y el cátodo. Las puntas de éste deben estar tapadas con pedazos de algodón para evitar que la disolución de KCl contamine los otros contenedores.

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.1 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

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