Electroquímica

Electroquímica Rama de la química que estudia la relación entre la energía eléctrica y la energía química. Si la reacción química es capaz de producir electricidad se habla de una pila electroquímica Si en cambio es necesario aplicar electricidad para producir una reacción química se trata de electrólisis

Antonio Anastasio Volta (1745-1827) Luigi Galvani (1737-1798) LA PILA La historia de la pila data de fines del siglo XVIII, cuando dos científicos italianos, Luigi Galvani (1737-1798) y Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta (1745-1827) plantearon posturas disimiles: Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta (1745-1827) Luigi Galvani (1737-1798)

Galvani, mientras estaba anatomizando una rana notó que la pata de la misma temblaba a pesar de no estar viva. Tras varias pruebas, expuso la teoría que la electricidad provenía de la rana y la denominó electricidad animal. Volta, en cambio demostró que el temblor muscular no podía producirse a menos que se utilizaran dos metales diferentes al tocarla. Sostenía que no era la pata de la rana sino los metales distintos los que causaban el temblor, y llamó a la energía electricidad de contacto.

LA PILA DE VOLTA Volta utilizó metales diferentes en un líquido y llevó a cabo un descubrimiento que abrió una nueva rama de la química. Había descubierto la corriente continua. Su descubrimiento fue espectacular. Reproducirlo resultaba sencillo para cualquier científico del mundo. Volta produjo una gran cantidad de energía, no sólo la necesaria para provocar el temblor en la pata de una rana. Apiló cierto número de discos de cobre y de cinc comenzando por cualquiera de los metales alternados, intercalando discos de cartón empapados en una disolución de agua salada. Así formó una columna o “pila”. Al conectar unas tiras metálicas a ambos extremos consiguió obtener chispas.

Volta presenta a la Royal Society of London un documento con título “Sobre la electricidad excitada por simple contacto de sustancias conductoras de diferentes tipos”. La controversia Galvani- Volta concluye con la victoria de Volta. Galvani ha caído en el desprestigio y su carrera se ha truncado. Hoy sabemos que existe una corriente continua que proviene de las células del individuo. Por ejemplo, el electrocardiograma y el electroencefalograma son mediciones de la electricidad producida por las células del corazón y del cerebro. Galvani no estaba tan equivocado, después de todo.

REACCIONES REDOX. Reacción de oxidación-reducción: Aquélla en la que ocurre una transferencia de electrones. Por ejemplo al colocar un clavo de hierro en solución de CuSO4 Fe + Cu2+ « Fe2+ + Cu Fe « Fe2+ + 2e- Cu2+ + 2e- « Cu Semirreacción de oxidación Fe pierde electrones: se oxida; es el agente reductor Semirreacción de reducción Cu2+ gana electrones: se reduce; es el agente oxidante

C + O2 « CO2 Otro ejemplo: si quemamos un trozo de carbón C + O2 « CO2 ¿Cómo poner de manifiesto la transferencia electrónica? Mediante los estados de oxidación -2 +4 C + O2 « CO2 A cada elemento se le asigna un estado de oxidación: Una reacción será redox si hay cambios en dichos estados.

PILAS ELECTROQIMICAS Por ejemplo, si colocamos una placa de Zn en una solución de CuSO4 ocurre la siguiente redox: Zn + Cu2+ ® Zn2+ + Cu Zn Cu2+ SO42- Cu Esta reacción ocurre espontáneamente por contacto directo. Así no es un dispositivo útil para generar corriente eléctrica. Zn2+ La PILA es un dispositivo en el que se produce una corriente eléctrica (flujo de e- ) a través de un circuito gracias a una reacción espontánea (pila galvánica o voltaica)

John Frederic Daniell (1790-1845) (-) (+) Pila Daniell John Frederic Daniell (1790-1845) Zn ® Zn2+ + 2e- Oxidación Cu2+ + 2e- ® Cu Reducción Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu(s)

FUERZA ELECTROMOTRIZ DE LAS PILAS FEM La corriente eléctrica fluye debido a una diferencia de potencial entre los dos electrodos, llamada fuerza electromotriz (fem, De). Unidades: voltios (V) Deº es una propiedad intensiva Reacción espontánea: De > 0 Reacción no espontánea: De < 0 (la reacción espontánea será la inversa) Equilibrio: De = 0 (no se produce energía eléctrica) La pila se ha agotado.

Para calcular Deº de cualquier pila, se utilizan los potenciales de electrodo. Para medirlos: El electrodo de referencia al que por convenio se le asigna el valor de potencial cero es el Electrodo estándar de hidrógeno. 2 H+ (aq) + 2 e- « H2 (g) eº = 0.00 V Se construyen pilas con un electrodo de hidrógeno y otro que cuyo potencial queramos averiguar y se mide la fem de la pila. Dicha fem será el potencial estándar del otro electrodo.

En las tablas figuran los potenciales estándar (eº) de reducción ß Serie electroquímica p.ej.: Zn2+ + 2e- « Zn eº = -0.76 V Cu2+ + 2e- « Cu eº = +0.34 V Más tendencia a reducirse; más oxidante La fem de una pila se calcula como: Deº = eº(cátodo) - eº(ánodo) [reducción] [oxidación] p.ej.: 0.34 – (-0.76) = 1.10 V Para que funcione la pila (reacción espontánea): Deº > 0

El acumulador de plomo El acumulador de plomo, conocido habitualmente como “batería de automóvil ” es un dispositivo muy especial. Por una parte, proporciona corriente para producir el arranque de un motor, pero por otra parte, también recibe corriente. De lo contrario se agotaría muy pronto. La corriente que recibe, provoca cambios químicos que recomponen los materiales que necesita el acumulador para producir corriente. Esta ocurrencia de transformaciones químicas por la corriente, se conoce con el nombre de “electrólisis” y forma parte de la electroquímica.

Electrólisis Ciertas sustancias, (ácidos, hidróxidos, sales y algunos óxidos metálicos disueltos o fundidos) son conductores de electricidad al mismo tiempo que se descomponen al paso de la corriente eléctrica, estas sustancias son llamadas electrolitos. A tal fenómeno se le denomina electrólisis y constituye fundamentalmente un proceso redox que se desarrolla "no espontáneamente" es decir: Transformaciones que requieren para su realización una fuerza externa de energía. Por ejemplo, si se coloca solución de cloruro de cobre (II) en una cuba electrolítica y se introducen en ella dos electrodos de grafito conectados a una pila de 4.5 voltios. Se observa el desprendimiento de un gas y el depósito de un sólido en los electrodos. En el electrodo + ( ánodo) se desprende el cloro ya que se ha producido la oxidación. En el otro electrodo (-) se deposita el cobre. La reducción se lleva a cabo en el cátodo. 2 Cl - ----- Cl 2 + 2 e Cu 2+ + 2 e ----- Cu 0

GALVANOTECNIA Proceso electroquímico por el cual se deposita una capa fina de metal sobre una base generalmente metálica. Los objetos se galvanizan para evitar la corrosión, para obtener un acabado atractivo, para purificar metales, como en la refinación electrolítica del cobre. Los metales que se utilizan son: cadmio, cromo, cobre, oro, níquel, plata y estaño. El objeto que va a ser cubierto se coloca en una disolución (baño) de una sal del metal recubridor, y se conecta a un terminal negativo (cátodo) de la fuente. Allí se producirá la reducción y por lo tanto se depositará el metal deseado. La fuente debe ser de bajo voltaje, normalmente de 1 a 6 V. Los materiales no conductores pueden ser galvanizados si se cubren antes con un material conductor como el grafito.

Electrólisis del agua Es la descomposición de H2O en O2 e H2. En la celda se observa que el hidrógeno aparece en el cátodo y el oxígeno se produce en el ánodo. La cantidad de hidrógeno generado es el doble que la de oxígeno, y ambas son proporcionales al total de carga eléctrica que fue enviada. La eficacia de la electrólisis aumenta con la adición de un electrolito (como la sal, un ácido o una base) y el uso de catalizadores. Recordemos que si una reacción no es espontánea, la reacción contraria si lo es H2 + ½ O2 ------ H2O