La electroquímica estudia la interconversión de energía eléctrica y química en células electroquímicas como las voltaicas que generan electricidad a partir de reacciones espontáneas o las electrolíticas que usan electricidad para llevar a cabo reacciones no espontáneas. Las reacciones redox involucradas consisten en semirreacciones de oxidación y reducción en los electrodos. Ejemplos comunes de células electroquímicas son las pilas secas, las baterías de plomo-á

1. ¿Qué es la electroquìmica?

2. Michael Faraday, Químico inglés considerado el fundador de la electroquímicaDurante finales del siglo XVIIILuigi 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.HISTORIA DE LA ELECTROQUIMICA

3. La electroquímica es el estudio de la interconversión de energía eléctrica y química. Esta conversión tiene lugar en una célula electroquímica, que puede ser: - célula voltaica, en donde una reacción espontánea genera energía eléctrica. - célula electrolítica, en la que se utiliza energía eléctrica para llevar a cabo una reacción no espontánea. Definición de electroquímica

4. Las reacciones son del tipo de oxidación-reducción, que se dividen en dos semireacciones: - de reducción, donde se consumen electrones. - de oxidación, donde se producen electrones. En la célula electroquímica, las dos semireacciones se producen en dos electrodos, uno es el cátodoy otro el ánodo.

5. Conducción electrolíticaLa conducción electrolítica, en la cual la carga es transportada por los iones, no ocurrirá a menos que los iones del electrólito se puedan mover libremente.=> Por consiguiente, la conducción electrolítica es exhibida principalmente por sales fundidas y por soluciones acuosas de electrólitos.

6. Cualquier reacción redox espontánea puede servir como fuente de energía en una célula voltaica. Los e- producidos en el ánodo (oxidación), se transfieren al cátodo (reducción), donde se consumen.

7. El flujo de e- produce un potencial, que podemos medir en un circuito externo. El potencial depende de la naturaleza de las semireacciones y la concentración de las especies implicadas.Funcionamiento de las células voltaicasEl diagrama de la célula:Ánodo (oxidación) a la derecha. Cátodo (reducción) a la izquierda. La unión entre la fases se representa por|.La unión entre las dos medias células, que normalmente se hace mediante el uso de un puente salino se representa por ||.

8. La célula Zn-Cu2+Los iones de Cu2+ se reducen a átomos de Cu.Los átomos de Zn se oxidan a iones Zn2+Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) Ecell = 1.103 V

9. Espontaneidad de las reacciones redoxEj.1:Ni(s) + Zn2+(1M) -> Ni2+(1M) + Zn (s)E° = E°oxNi+E°redZn2+= + 0,236 +(-0,762)= - 0,526 E°Ni2+/Ni = - 0,236EoZn2+/Zn= - 0,762Ej.2:Ni(s) + Cu2+(1M) -> Ni2+(1M) + Cu (s)E° = E°oxNi+E°redCu2+= + 0,236 + (+0,339)=+0,575 E°Ni2+/Ni = - 0,236EoCu2+/Cu= +0,339 Si el potencial calculado para una reacción redox es una cantidad positiva, la reacción será espontánea. Si el potencial calculado es negativo la reacción no será espontánea.No espontánea!Espontánea!

10. Cualquier reacción redox puede descomponerse en dos semi-reacciones, una de oxidación y otra de reducción. Podemos asociar potenciales estándar a cada semi-reacción (Eored y Eoox).=> El potencial estándar para la reacción total, Eo, es igual a la suma de las dos magnitudes:Eo =Eored + EooxCalculo del potencial de celda

11. Sea la sgte. pilaZn/Zn+2 Cu+2/CuÁnodo Zn  Zn+2 + 2e- E0ox= 0,763 v oxidaciónCátodoCu+2 + 2e- Cu E0red= 0,337 v reducciónRx:Zn (s) + Cu+2(ac) +2e- Zn+2(ac) + Cu (s) + 2e- E0=1,1 vEJEMPLO:

12. Tipos de células electrolíticas:1- Células primarias (pilas)2- Células secundarias (acumuladores)3- Pilas de flujo y Pilas combustiblesAlgunos ejemplos de células electrolíticas comerciales:Electrolisis del NaCl acuoso

13. Pilas secas(Leclanché)

14. Pilas secas alcalinas

15. Pilas de Ag y Zn (pilas botón)

16. Baterías de Pb-ácido

17. Pilas de Ni-CdLa célula de Leclanché (Pila seca)Reduccion:2 MnO2(s) + H2O(l) + 2 e--> Mn2O3(s) + 2 OH-Acid-base reaction:NH4+ + OH- -> NH3(g) + H2O(l) Precipitation reaction:NH3 + Zn2+(aq)+ Cl- -> [Zn(NH3)2]Cl2(s)Oxidacion:Zn(s) -> Zn2+(aq) + 2 e-

18. La reacción de oxidación puede darse en dos pasos:Zn(s) -> Zn2+(aq) + 2 e-Zn2+(aq)+ 2 OH- -> Zn (OH)2(s)Zn(s)+ 2 OH- -> Zn (OH)2(s) + 2 e-Pilas secas alcalinas- La pasta entre los electrodos contiene KOH en lugar de NH4Cl. - No se produce ningún gas2 MnO2(s) + H2O(l) + 2 e--> Mn2O3(s) + 2 OH-Reduccion:- Es más cara pero tiene una vida más larga que la pila de Leclanché y proporciona mayor intensidad

19. Pilas de Ag y Zn (pilas botón)Zn(s),ZnO(s)|KOH(sat’d)|Ag2O(s),Ag(s)Zn(s) + Ag2O(s) -> ZnO(s) + 2 Ag(s) Ecell= 1.8 V

20. Batería de Plomo-ácido (acumulador)Es el tipo de pilas secundaria más común:Batería de los coches