Electroquímica: Definición, ecuaciones y ejemplos

¿Qué es la electroquímica?

La electroquímica es la rama de la química física que se centra en la relación entre la electricidad y la química. Se profundiza en el estudio de los procesos electroquímicos, fundamentalmente reacciones químicas que implican transferencia de electrones. Este campo investiga profundamente cómo la energía eléctrica interactúa e induce cambios químicos.

La celda electroquímica, un concepto clave, consta de dos medias celdas con electrodos sumergidos en soluciones electrolíticas. Las reacciones de reducción y oxidación (redox) ocurren en las superficies de los electrodos cuando especies químicas como átomos, iones o moléculas se someten a estos procesos; esto permite la transferencia de electrones que permite el flujo de carga eléctrica. Estas reacciones abarcan la transferencia de masa a través de la interfaz de electrolitos; también incluyen la transferencia de carga mediante procesos redox y la conducción de electrones a través de un circuito externo. La energía química liberada o consumida provoca un transporte de carga mensurable.

La electroquímica examina cómo la transferencia de electrones, durante las reacciones dentro de las celdas electroquímicas, ayuda a convertir la energía química en energía eléctrica. Los científicos aplican estos principios con profundas implicaciones en diversos campos, como la química analítica, las síntesis industriales, el almacenamiento de energía y las tecnologías de sensores.

¿Qué es una celda electroquímica?

El ánodo, el cátodo, los electrolitos y los circuitos externos son los componentes de una celda electroquímica. Este dispositivo puede generar energía eléctrica a partir de reacciones químicas que ocurren en su interior; por el contrario, puede utilizar electricidad para impulsar procesos químicos específicos.

Los compartimentos de electrodos albergan electrodos que se sumergen en soluciones electrolíticas. Estos electrolitos ayudan a mover especies químicas cargadas entre la solución y los electrodos. El ánodo es el electrodo que libera electrones en la solución mediante reacciones de oxidación, y su contraparte, el cátodo, es donde se produce la reducción al aceptar estos electrones liberados. Estas dos superficies forman una parte importante de este proceso. A medida que ocurren las reacciones, una corriente sale de la celda. Esto es posible gracias a un circuito externo que se conecta a los electrodos.

Una celda electroquímica, que aprovecha las reacciones químicas en los electrodos, convierte la energía química en electricidad utilizable a través del flujo de electrones. La corriente generada se correlaciona con el potencial o voltaje de la celda. Los ingenieros controlan esta producción eléctrica para alimentar dispositivos o impulsar reacciones industriales mediante el diseño de celdas electroquímicas.

Tipos de celdas electroquímicas

Los dos tipos principales de celdas electroquímicas son electrolíticas y galvánicas/voltaicas:

• Celda electrolítica: la electricidad hace que una celda electrolítica induzca una reacción química no espontánea. Los procesos de electrólisis, por otro lado, fuerzan transferencias de electrones para dividir compuestos químicos.
  
  • Un ejemplo de esto es la descomposición del agua en gas hidrógeno (reducción en el cátodo) y oxígeno gaseoso (oxidación en el ánodo) con energía eléctrica aplicada.
  • El proceso de galvanoplastia se basa en celdas electrolíticas. Dentro de estos, los iones metálicos en una solución se reducen y se produce un recubrimiento sobre la superficie conductora.
• Celda galvánica /voltaica: las reacciones redox espontáneas liberan energía, que las celdas galvánicas utilizan para generar electricidad; Las baterías son excelentes ejemplos de este proceso, ya que combinan dos celdas galvánicas.
  
  • La disparidad en el potencial de reducción entre los materiales del ánodo y del cátodo determina el voltaje. Con el tiempo, a medida que la célula se descarga, estas reacciones buscan activamente el equilibrio.
  • Las pilas de combustible proporcionan otros ejemplos, ya que convierten el hidrógeno y el oxígeno en agua. De manera similar, en el agua y el proceso de corrosión, los metales sufren daños.

Celda electrolítica versus celda galvánica

Las principales diferencias entre las celdas electrolíticas y galvánicas varían. Por ejemplo, la energía eléctrica externa impulsa reacciones no espontáneas en las celdas electrolíticas; Mientras tanto, los procesos químicos espontáneos impulsan la producción de electricidad en las celdas galvánicas.

Las celdas electrolíticas exhiben un flujo direccional de electrones desde el cátodo al ánodo; por el contrario, las celdas galvánicas demuestran un movimiento intrínseco y espontáneo donde los electrones viajan desde el ánodo hacia el cátodo.

Las celdas electrolíticas necesitan una fuente externa de entrada de energía eléctrica; por otro lado, las celdas galvánicas descargan energía para producir energía eléctrica.

La electrólisis induce una desviación del equilibrio en las reacciones químicas, mientras que las células galvánicas facilitan el logro del equilibrio de la reacción.

Las células electrolíticas consumen activamente energía eléctrica y aprovechan este poder para inducir cambios químicos fuera de equilibrio. Por el contrario, las células galvánicas generan pasivamente corriente eléctrica utilizable. Esto permite que las reacciones redox alcancen el equilibrio, de ahí sus distintas funcionalidades en electroquímica.

Ecuaciones de electroquímica

Hay varias ecuaciones esenciales que se utilizan para representar relaciones cuantitativas en electroquímica.

Potencial celular

• {eq}E_{celda} = E_{cátodo} – E_{ánodo} {/eq}
• Esto da el voltaje ( {eq}E_{cell} {/eq} ) de la diferencia de potencial entre el cátodo y el ánodo.

Ecuación de Nernst

• {eq}E = {E^{o}} – ({\frac{RT}{nF}})ln(Q) {/eq}

• La ecuación de Nernst describe cómo varios factores influyen en el potencial celular.
• E = Potencial de celda en condiciones de estado no estándar
• {eq}E^o {/eq} = Potencial de celda estándar (cuando todos los reactivos/productos están en una concentración de 1 M y {eq}{25^o} C{/eq} o ({eq}{298,15} K{/ eq}).
• R = Constante de los gases, 8,314 {eq}{\tfrac{J}{mol{\cdot}K}} {/eq}

• T = Temperatura absoluta en Kelvin
• n = Número de moles de electrones transferidos en la reacción de la celda
• F = Constante de Faraday, 96.485 {eq}{\tfrac{C}{mol}} {/eq}. Conversión entre carga y moles de sustancia.
• La relación, {eq}{\left (\frac{RT}{nF}\right )} {/eq}, representa cuántos milivoltios cambia el potencial por cada cambio de concentración diez veces mayor.

• Q = Cociente de reacción: compara la relación de concentración de producto/reactivo con concentraciones estándar de 1 M en cualquier punto dado.
• El término ln(Q) muestra que el potencial de la celda depende directamente de las concentraciones a través del cociente de reacción Q.

Las leyes de Faraday describen cantidades de material depositado durante la electrólisis.

• Primera ley de Faraday: la masa es proporcional a la corriente en el tiempo.
• Segunda ley de Faraday: Las masas producidas por la misma corriente son pesos químicos equivalentes.

Energía libre de Gibbs y potencial celular

• {eq}{\Delta}G = -nFE_{celda} {/eq}
• Esto conecta la fuerza impulsora termodinámica de la reacción celular {eq}{\Delta}G {/eq} con el potencial mensurable de la célula que impulsa la generación de electricidad.

Estas ecuaciones permiten el análisis matemático de reacciones redox, la predicción de voltajes medibles, el análisis cuantitativo durante la electrólisis y la relación de flujos de energía con los potenciales de las celdas.

Ejemplo de reacción electroquímica

Un ejemplo clásico de celda electroquímica es la celda de Daniell, que se compone específicamente de dos medias celdas: una de zinc ({eq}Zn {/eq}) y otra de cobre ({eq}Cu {/eq}).. Estas mitades están conectadas por un puente salino o una barrera porosa. Esta disposición permite el flujo de iones y al mismo tiempo evita la mezcla de la solución. La reacción general en una celda de Daniell implica oxidación de zinc y reducción de cobre.

Reacciones de las células {eq}Zn {/eq}-{eq}Cu {/eq} de las células Daniell:

Ánodo

• {eq}Zn_{(s)}\a Zn^{2+}_{(aq)} + 2e- {/eq}

Cátodo

• {eq}Cu^{2+}_{(aq)} + 2e- \to Cu_{(s)} {/eq}

Reacción general

• {eq}Zn_{(s)} + Cu^{2+} \a Zn^{2+} + Cu_{(s)} {/eq}

Potenciales de reducción estándar

• {eq}{\frac{Zn_{2+}}{Zn}} {\;} E^{o} = -0,76 V {/eq}
• {eq}{\frac{Cu_{2+}}{Cu}} {\;} E^{o} = +0,34 V {/eq}

Potencial celular

• {eq}E_{celda} = E_{cátodo} – E_{ánodo}\\ E_{célula}=0,34 V – (-0,76 V)\\ E_{célula}=1,10 V {/eq}

El voltaje de la celda esperado en condiciones estándar es de 1,10 V. Esta celda galvánica convierte espontáneamente la energía química en energía eléctrica.

La ecuación de Nernst se puede aplicar para encontrar el potencial no estándar. Por ejemplo, para un aumento de 10 veces en la concentración de {eq}Cu^{2+} {/eq} desde un estado estándar de 1 M, calcule:

{eq}E = 1,10 V – 0,0592\tfrac{V}{década} ln\left ( 0,1 \right ) = 0,77 V {/eq}

Según el principio de Le Chatelier, el potencial de la celda disminuye a partir de una concentración más alta de {eq}Cu^{2+} {/eq}, pero la conversión de energía continúa a un voltaje más bajo. Además, tenga en cuenta que la unidad de década indica que es relativa a una proporción de 10 y proviene del uso de la escala logarítmica.

La celda Daniell emplea zinc como su ánodo (el electrodo negativo) que sufre oxidación. Por otro lado, el cobre, elegido por su propensión a sufrir reducción, sirve como este cátodo particular, un electrodo positivo. A través de un circuito externo, específicamente desde ese ánodo antes mencionado hasta dicho cátodo, se produce el flujo de electrones; Aprovechar esta corriente eléctrica resultante nos permite alimentar dispositivos electrónicos o facilitar la electrólisis para numerosas aplicaciones. Tanto histórica como contemporáneamente, la comprensión de la electroquímica depende en gran medida de la celda de Daniell.

Resumen de la lección

En las reacciones de reducción-oxidación, la electroquímica examina la interacción de la energía eléctrica y química. Combina la transferencia de electrones para convertir la energía química en electricidad o utilizar la electricidad para impulsar cambios químicos. Los procesos clave en este campo son la electrólisis, un método utilizado para descomponer compuestos, y la generación de electricidad galvánica, un enfoque que aprovecha reacciones redox espontáneas para producir energía.

El potencial de la celda, la ecuación de Nernst, las leyes de Faraday y las relaciones de energía libre de Gibbs son las ecuaciones cruciales que unen señales eléctricas mensurables con condiciones de reacción y fuerzas impulsoras termodinámicas. Al aprovechar esta comprensión cuantitativa de los sistemas electroquímicos, los científicos impulsan avances tecnológicos en un espectro que va desde baterías y fuentes de energía esenciales hasta celdas de combustible para la producción de energía limpia y lo extienden aún más hacia aplicaciones como la galvanoplastia, la protección contra la corrosión o el desarrollo de sensores.