La electroquímica es el área de la química que estudia las reacciones que implican la transferencia de electrones y la interconversión de la energía química en energía eléctrica.

La electroquímica se aplica a la fabricación de muchos dispositivos utilizados en nuestra vida cotidiana, como baterías, teléfonos celulares, linternas, computadoras y calculadoras.

Reacciones de reducción de oxidación

En electroquímica, las reacciones estudiadas son las de oxirreducción.. Se caracterizan por la pérdida y ganancia de electrones.. Esto significa que el transferencia de electrones de una especie a otra.

Como su nombre lo indica, las reacciones redox ocurren en dos pasos:

  • Oxidación: Pérdida de electrones. El elemento que causa la oxidación se llama agente oxidante.
  • Reducción: Ganancia de electrones. El elemento que causa la reducción se llama agente reductor.

Sin embargo, para saber quién gana y quién pierde electrones, uno debe conocer los números de oxidación de los elementos. Aquí está este ejemplo de oxeducción:

Zn (s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)

El elemento de zinc (Zn2+) se oxida al perder dos electrones. Al mismo tiempo provocó la reducción del ion hidrógeno. Por lo tanto, es el agente reductor.

El ion (H+) gana un electrón, experimentando reducción. Esto causó la oxidación del zinc. Es el agente oxidante.

Aprenda más sobre la oxidación.

Baterias y Electrolisis

El estudio de la electroquímica comprende células y electrólisis. La diferencia entre los dos procesos es la transformación de la energía.

  • Un la batería convierte la energía química en energía eléctricaespontáneamente
  • Un La electrólisis convierte la energía eléctrica en energía química.no espontáneamente

Aprenda más sobre energía.

Pilas

La célula, también llamada célula electroquímica, es un sistema donde se produce la reacción de oxeducción. Se compone de dos electrodos y un electrolito, que en conjunto producen electricidad.. Si conectamos dos o más baterías, se forma una batería.

El electrodo es la superficie sólida conductora que permite el intercambio de electrones.

  • El electrodo en el que se produce la oxidación se llama ánodo, que representa el polo negativo de la célula.
  • El electrodo en el que se produce la reducción es el cátodo, el polo positivo de la célula.

Los electrones se liberan en el ánodo y siguen un cable conductor hasta el cátodo, donde se produce la reducción. Por lo tanto, el flujo de electrones va del ánodo al cátodo.

El puente electrolítico o salino es la solución conductora electrolítica de los electrones, permitiendo su circulación en el sistema.

En 1836, John Fredric Daniell construyó un sistema que se conoció como La pila de Daniell. Interconectó, con un alambre de metal, dos electrodos.

Un electrodo consistía en una placa metálica de zinc sumergida en una solución acuosa de sulfato de zinc (ZnSO).4 4), que representa el ánodo.

El otro electrodo consistía en una placa metálica de cobre (Cu) sumergida en una solución de sulfato de cobre (CuSO).4 4) representaba el cátodo.

En el cátodo se produce la reducción de cobre. Mientras que en el ánodo ocurre la oxidación de zinc. De acuerdo con la siguiente reacción química:

Cátodo: Cu2+(aq) + 2e El | → Cu0 0(s) |
Ánodo: Zn0 0(s) | → Zn2(aq) + 2eEl |
Ecuación general: Zn0 0(s) + Cu2+(aq) | → Cu0 0(s) + Zn2+(aq) |

El "|" representa las diferencias de fase entre reactivos y productos.

Electrólisis

Electrólisis Es la reacción de oxirreducción no espontánea causada por el paso de corriente eléctrica desde una fuente externa.

La electrólisis puede ser ígnea o acuosa.

La electrólisis ígnea es la que se procesa a partir de un electrolito fusionado, es decir, mediante el proceso de fusión.

En la electrólisis acuosa, el disolvente ionizante utilizado es el agua. En solución acuosa, la electrólisis se puede realizar con electrodos inertes o activos (o reactivos).

Aplicaciones

La electroquímica está muy presente en nuestra vida cotidiana. Algunos ejemplos son:

  • Reacciones en el cuerpo humano;
  • Fabricación de diversos dispositivos electrónicos;
  • Carga de la batería;
  • Galvanoplastia: revestimiento de piezas de hierro y acero con zinc metálico;
  • Diversos tipos de aplicación en la industria química.

El óxido metálico se forma por oxidación de hierro metálico (Fe) a hierro catiónico (Fe2+) en presencia de aire y agua. Podemos considerar el óxido como una especie de corrosión electroquímica. El recubrimiento de zinc metálico, mediante galvanoplastia, evita que el hierro entre en contacto con el aire.

Ejercicios

1. (FUVEST) – I y II son ecuaciones de reacciones que ocurren espontáneamente en agua en el sentido indicado en condiciones estándar.

I. Fe + Pb2+ → Fe+2 + Pb
II Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe

Analizando tales reacciones, solas o juntas, se puede afirmar que bajo condiciones estándar
a) los electrones se transfieren desde Pb2+ a la Fe.
b) debe producirse una reacción espontánea entre Pb y Zn2+.
c) Zn2+ debería ser mejor oxidante que el Fe2+ .
d) Zn debería reducir espontáneamente Pb2+ a Pb.
e) Zn2+ debería ser mejor oxidante que Pb2+.

2. (Unip) Los objetos de hierro o acero pueden protegerse de la corrosión de varias maneras:
I) Cubriendo la superficie con una capa protectora.
II) Poner el objeto en contacto con un metal más activo, como el zinc.
III) Poner el objeto en contacto con un metal menos activo, como el cobre.
Son correctos:
a) solo yo.
b) solo II.
c) solo III.
d) solo I y II.
e) solo I y III

3. (Fuvest) En una pila del tipo que se encuentra comúnmente en los supermercados, el polo negativo consiste en el revestimiento exterior de zinc. La media reacción que permite que el zinc funcione como un polo negativo es:
a) Zn+ + e → Zn
b) Zn2+ + 2e → Zn
c) Zn → Zn+ + e
d) Zn → Zn2+ + 2e
e) Zn2+ + Zn → 2Zn+