La celda electroquímica es un dispositivo que genera electricidad mediante una reacción redox espontánea donde los electrones deben atravesar un alambre desde la sustancia reductora hacia la oxidante. Consta de dos electrodos sumergidos en un electrolito conectados por un conductor para el paso de electrones e iones. Existen celdas galvánicas donde una reacción química espontánea produce electricidad, y celdas electrolíticas donde una corriente externa provoca una reacción química.

1. UNIDAD V
ELECTROQUÍMI
CA

2. 5.2 CELDAS
ELECTROQUÍMICAS
La celda electroquímica es un
dispositivo experimental para
generar electricidad mediante
una reacción redox espontánea
en donde la sustancia oxidante
está separada de la reductora de
manera que los electrones deben
atravesar un alambre de la
sustancia reductora hacia la
oxidante.

3. La celda electroquímica
consta de dos electrodos
sumergidos en una
disolución de electrolito y
conectados por un conductor.
Por el conductor circulan
electrones y por la disolución
iones.
Los electrodos pueden
compartir o no un mismo
electrolito. En todo caso hay
que asegurar el contacto
para permitir la circulación
de iones y por tanto el
transporte de carga.
En el ánodo tiene lugar la
oxidación
En el cátodo tiene lugar la

4. Una reacción química
espontánea produce electricidad
(baterías, pilas, …)
CELDA
ELECTROLÍTICA
CELDA
GALVÁNICA
TIPOS DE CELDAS
ELECTROQUÍMICAS
Una fuente de corriente
externa provoca una
reacción química (baños
electrolíticos)

5. CELDA ELECTROLÍTICA
La celda electrolítica transforma una
corriente eléctrica en una reacción química
de oxidación-reducción que no tiene lugar de
modo espontáneo.
Al proceso de disociación o descomposición
realizado en la celda electrolítica se le llama
electrólisis.
En la electrólisis se pueden distinguir tres
fases:
 Ionización
 Orientación

6. Entre las celdas electrolíticas
tenemos la del cloruro de
sodio fundido, conocida
mejor como celda de Downs.
Aquí se hace uso de la
electricidad para que recorra
a través de los electrodos un
volumen de NaCl fundido, y
se origine así en ellos las
siguientes reacciones:
2Na+
(l) + 2e–
→ 2Na(s)
(cátodo)
2Cl–
(l) → Cl2(g) + 2e–
(ánodo)
2NaCl(l) → 2Na(s) + Cl2(g)
(reacción global)
Así, gracias a la electricidad y cloruro
de sodio puede prepararse sodio
metálico y gas cloro.

7. Para nombrar una celda
electroquímica se nombra primero el
ánodo y luego el cátodo Ejemplo: la
pila de Daniell
Zn(s)|ZnSO4(ac) || CuSO4(ac)|Cu(s)
Para nombrar un
electrodo se utiliza la
notación M|Red,Ox
donde:
 M es el metal
inerte utilizado
para conducir la
electricidad (si lo
hay)
 Red, Ox las formas
reducidas y
oxidadas de la
especie química.
La barra vertical
denota cambio de
fase.
(la doble barra vertical indica una unión,
puente salino, entre los dos electrolitos)

8. El valor de la fem
depende tanto de las
concentraciones de las
soluciones como de la
temperatura y del
potencial de cada
especie que participa
en el proceso Redox.
Para lograr un patrón
se definió al Potencial
Normal de Oxidación
(E° oxidación) como
aquel medido en CNPT
(1 atmósfera, 1 M y
25°C) con respecto al
cero, que en este caso
lo tiene el electrodo de
Hidrógeno.
Las principales características de las pilas
(también llamadas celdas galvánicas) son
las siguientes:
 Los agentes reductores y oxidantes se
conectan a través de un puente salino y
se encuentran en diferentes recipientes;
 La fem (Fuerza electromotríz) producida
por la pila genera una corriente externa.

9. La ecuación de Nernst, se obtiene a
partir de la dependencia que existe entre la
FEM de la celda y el cambio de energía
libre ΔG en condiciones diferentes al
estándar. La ecuación de Nernst se obtiene,
a partir de:
∆G = ∆G° + RT ln Q
Sustituyendo:
o ∆G = -nFE
o Despejando E de la ecn.
o Reemplazando los valores de las
constantes:
R= 8,314 J/mol K
T=298 K
F=96500 J/ V mol e-

10. La ecuación para calcular el potencial de un
electrodo fuera de esas condiciones la descubrió
Walther Nernst y viene finalmente expresada
como:
E=𝐸
0
−
0.0592
𝑛
logQ
E=𝐸0
−
0.0592
𝑛
log
[𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠 ]
[ 𝑅𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠]
Esta ecuación nos permite encontrar la fem que
produce la celda en condiciones no estándar (ΔE) en
función de la ΔE° (potencial estándar de celda) y de
las concentraciones de los reactivos y productos
(expresados en Q)

11. 5.5 Corrosión
La Corrosión es un término que se
utiliza para describir el proceso de
deterioro de materiales metálicos
(incluyendo tanto metales puros,
como aleaciones de estos),
mediante reacciones químicas y
electroquímicas.

12. Este fenómeno
ocurre……...
Este fenómeno ocurre debido…….
A que con el tiempo, dichos materiales tratan
de alcanzar su estado natural, el cual
constituye un estado energético de menor
potencial, lo que les permite estabilizarse
termodinámicamente.
La mayoría de procesos de corrosión
involucran reacciones de reducción-
oxidación (reacciones electroquímicas),
donde para que se desarrollen estos
procesos, es necesaria la existencia de
tres constituyentes.
(1) unos electrodos (un
ánodo y un cátodo
(2) un electrolito, como
medio conductor, que
en la mayoría de casos
corresponde de una
solución acuosa
(3) una conexión eléctrica
entre los electrodos.

13. La figura muestra de forma representativa un esquema de
estos elementos, formando lo que se conoce como una celda
electroquímica. Las ecuaciones de las reacciones que ocurren
en los electrodos son las siguientes:
• En el ánodo: M0 → Mn + ne¯ (Oxidación)
• En el cátodo: Mn + ne¯ → M0 (Reducción)
Ambas reacciones ocurren de forma
simultánea. Como se observa en las
ecuaciones, el ánodo cede electrones
al sistema cuando reacciona,
aumentando su número de oxidación,
cambiando de su estado metálico base
a cationes que se disuelven en el
electrolito, siendo este el material que
se sufre el fenómeno de corrosión;
mientras que, en el cátodo, los aniones
metálicos absorben electrones,
disminuyendo su número de oxidación,
por lo que cambian a su estado base

14. Tipos de corrosión
Generalizada Localizada
Otros Combinada

15. También nombrada como corrosión uniforme, ocurre sobre toda la superficie del material
de forma homogénea, deteriorándolo completamente. Este tipo de corrosión es el que
mayor pérdida de material provoca, pero es relativamente fácil de predecir y controlar, por
lo que un accidente producido por este es de rara ocurrencia
Corrosión generalizada

16. Corrosión
localizada
La corrosión localizada, al
contrario de la corrosión uniforme,
representa un mayor riesgo
potencial, debido a su difícil
detectabilidad ya que se manifiesta
en zonas específicas en el material,
determinadas tanto por la
naturaleza del material, la
geometría de este, y las
condiciones del medio al que se
somete.
galvánica
picaduras
fisura
cavitacion
microbiana

17. Corrosión combinada con un
fenómeno físico
Este tipo de corrosión
también se puede incluir
dentro de la clasificación
de corrosión localizada,
pero la diferencia con
estos es que se
encuentran condicionados
por la presencia de un
fenómeno físico, que
funciona como iniciador
del proceso de corrosión.
Corrosión – erosión
Corrosión – tensión
Corrosión – fatiga

18. Control de la corrosión y
protección de materiales
A continuación, se presentan algunos
métodos de control de la corrosión, para
la protección de los materiales afectados.
Estos son los que más se emplean a nivel
comercial.
Inhibidores
Inhibidores
anódicos
(pasivadores)
Inhibidores
catódicos
Recubrimientos
Recubrimientos
orgánicos
Recubrimientos
metálicos
Electroplating