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1. Electroquímica
Andres Marocco, Químico inglés considerado el fundador de la electroquímica actual.
Electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía
eléctrica y la energía química.1 En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la
interfaz de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede ser un metal o
unsemiconductor) 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.2
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.
Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre moléculas
se conocen como reacciones redox, y su importancia en la electroquímica es vital, pues
mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan electricidad o, en
caso contrario, son producidos como consecuencia de ella.
En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan reacciones
de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o temporalmente, se
encuentran en un entorno conectado a un circuito eléctrico. Esto último es motivo de estudio
de la química analítica, en una subdisciplina conocida como análisis potenciométrico.
Índice
[ocultar]
 1Historia
 2Principios
o 2.1Reacciones de Reducción-Oxidación
o 2.2Balanceo de las ecuaciones Redox
 2.2.1Medio Ácido
 2.2.2Medio Alcalino
 3Celdas Electroquímicas
 4Potenciales estándar de reducción

2.  5Espontaneidad de una reacción redox
 6Corrosión
o 6.1Corrosión del Hierro
o 6.2Aproximación a la corrosión de los metales
o 6.3Protección contra la corrosión
 7Aplicaciones
 8Véase también
 9Bibliografía
Historia[editar]
Artículo principal: Historia de la electroquímica
Los antecedentes acerca del conocimiento de la electricidad en tératmosférica, Charles-
Augustin de Coulomb (teoría de atracción electrostática) en 1781 y los estudios deHenry
Cavendish, Joseph Priestley y Humphry Davy en Inglaterra, lograron pavimentar el camino
hacia el nacimiento científico de la electroquímica. Por otro lado la científicaDelianny Merchan,
también contribuyo a esto.
Es, durante finales del siglo XVIII (Ilustración), cuando 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. Dichas observaciones las
publicó en su ensayo "De Viribus Electricitatis in Motu Musculari
Commentarius" (del Latín por, Comentario acerca del efecto de la electricidad en el
movimiento muscular). Es de esta forma que en 1791 propuso la existencia de una
sustancia "nervio-eléctrica" existente en toda forma de vida.
El físico Italiano Alessandro Voltamostrando su "Pila" al emperador francésNapoleón
Bonaparte en 1801.
Galvani pensó que esta nueva fuerza vital, era una nueva forma de generación de electricidad
natural, además de las ya conocidas por el hombre como la existente en los truenos y
relámpagos o en algunos animales como la anguila eléctrica o las rayas eléctricas.
Los aportes posteriores en la fabricación de la primera batería de la época moderna dada
por Alessandro Volta permitieron que durante la revolución industrial, científicos connotados
como William Nicholson y Johann Wilhelm Ritter fundaran la disciplina de lagalvanoplastia.
Años más tarde todo ello desembocaría en el descubrimiento de la termoelectricidad
por Thomas Johann Seebeck.
Para mediados del siglo XIX, el modelamiento y estudio de la electroquímica, se vieron
aclarados por Michael Faraday (leyes de la electrólisis) y John Daniell (pila dependiente solo
de iones metálicos Zinc-Cobre). Hacia finales de siglo, dicha disciplina comenzó a influenciar

3. campos tan importantes como las teorías de conductividad de electrolitos, presentado
por Svante August Arrhenius yFriedrich Ostwald y subsecuentemente en el modelamiento
matemático de las baterías por Walther Hermann Nernst.
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 Brønsted 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.
Dichas contribuciones han permitido que en la actualidad la electroquímica se emparente a
temas tan diversos que van desde la electroquímica cuántica de Revaz Dogonadzeo Rudolph
A. Marcus, hasta las celdas fotovoltáicas y quimioluminiscencia.
Principios[editar]
Reacciones de Reducción-Oxidación[editar]
Artículo principal: 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 enelectricidad o bien se puede
aprovechar para inducir una reacción química no espontánea.
Balanceo de las ecuaciones Redox[editar]
Artículo principal: Ecuación química
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, agregando H+, 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[editar]
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 deH y se agrega H2O para balancear los átomos de O.

4.  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[editar]
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 Hy
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:

5. En este caso se agregaroncontraionesparaterminarde balancearla ecuación(loscationesK+
y
Na+
)
Celdas
Electroquímicas[edi
tar]
Artículo principal: Celda
electroquímica
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

6. 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, semiconduct
ores. 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 porque 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
A una celda galvánica cuyo
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:

7. 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/ele
ctrolito //
Electrolito/el
ectrodo
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

8. los demás
componente
s aparecen
en el mismo
orden en
que se
encuentran
al moverse
de ánodo a
cátodo.1
Potenci
ales
estánda
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reducci
ón[editar]
Esquema del
EEH. 1.
Electrodo
dePlatino 2.
Gas Hidróge
no 3.
Solución de
HCl (1M) 4.
Sifón para
prevenir la
contaminació

9. n de oxígeno
5. Conector
donde el
segundo
elemento de
la celda
debería ser
conectado.
Es posible
calcular
el potencial
estándar
de
reducción
de una
celda
determinad
a
comparand
o con un
electrodo de
referencia.
Básicament
e el cálculo
relaciona el
potencial de
reducción
con
la redox.
Arbitrariame
nte se le
asignó el
valor cero al
electrodo
deHidrógen
o, cuando
se
encuentra
en condicio
nes
estándar.
En dicho
electrodo
ocurre la
siguiente
reacción:
La
reacció

10. n se
lleva a
cabo
burbuje
ando
gas
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una
disoluci
ón de
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sobre
un
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