Electroquímica: Celdas, Baterías y Corrosión

Electroquímica

La electroquímica es la rama de la química que se ocupa de las reacciones entre la electricidad y las reacciones químicas.

Celdas Voltaicas

Es un dispositivo en el cual la transferencia de electrones se fuerza a pasar por una vía externa en lugar de hacerlo directamente entre los reactivos.

FEM de la Celda

Una celda voltaica posee una fuerza directriz o una presión eléctrica que empuja a los electrones a través de un circuito externo (fuerza electromotriz) FEM. Se mide en voltios y se refiere a ella también como el voltaje o potencial de celda. 1V = 1J/C

La FEM generada por una celda está dada por el símbolo E. Cuando opera en condiciones estándar recibe el nombre de E° (Potencial de celda estándar).

  • 1M soluciones y presiones
  • 1 atm en gases

Agentes Oxidantes y Reductores

  • Los potenciales de las medias celdas indican la facilidad con la cual se oxida o se reduce una especie.
  • Mientras más (+) sea E° para una semirreacción, mayor será la tendencia para que dicha reacción tenga lugar tal como se escribe.
  • Un potencial de reducción (-) indica que las especies son más difíciles de reducir que el H+.
  • Un potencial de oxidación (-) indica que las especies son más difíciles de oxidar que el H2.
  • El análisis de las semirreacciones muestra que el F2 es la especie que se reduce más fácilmente y, en consecuencia, es el agente oxidante más fuerte de todos.
  • El ion Li+ es el más difícil de reducir, por lo tanto, es el agente oxidante más débil.

Espontaneidad y Extensión de las Reacciones Redox

  • Las celdas voltaicas utilizan las reacciones redox que tienen lugar espontáneamente.
  • Cualquier reacción que tiene lugar en una celda voltaica para producir una FEM positiva debe ser espontánea.
  • Es posible decidir si una reacción redox es o no espontánea empleando los potenciales de las medias celdas para calcular la FEM asociada con ellas.

La Ecuación de Nernst

Las mediciones experimentales del voltaje de la celda en función de la concentración del reactivo muestran que para cualquier reacción general aA + bB → cC + dD el voltaje de la celda está dado por la ecuación de Nernst: ΔE = ΔE° + (0.0592/n) log Q

Electrolisis

A diferencia de las reacciones redox espontáneas, que convierten la energía química en eléctrica, en la electrolisis se utiliza la energía eléctrica para inducir una reacción química no espontánea.

La electrolisis se lleva a cabo en una celda electrolítica.

Electrolisis del Cloruro de Sodio Fundido

El NaCl fundido (compuesto iónico) se puede hidrolizar para formar sodio metálico y cloro gaseoso.

La batería funciona como una bomba de electrones que los envía hasta el cátodo donde ocurre la reducción y los retira del ánodo donde se lleva a cabo la oxidación.

Electrolisis del Agua

El agua no se descompone en forma espontánea en condiciones normales. Sin embargo, esta reacción se puede inducir en una pila electrolítica en donde electrodos de platino se sumergen en una disolución.

Aspectos Cuantitativos de la Electrolisis

  • Esta es la primera ley de Faraday de la electrolisis.
  • Esto corresponde a la ganancia o pérdida, respectivamente, y por lo tanto a la masa de un mol de electrones.
  • El coulomb es la unidad de electricidad que con mayor frecuencia se emplea en física y electrónica. Se define formalmente como la cantidad de carga transferida cuando un amperio fluye durante un segundo.

Baterías

Una batería es una celda electroquímica o una serie de celdas electroquímicas que pueden utilizarse como fuente de corriente eléctrica directa a un voltaje constante. Las baterías son totalmente independientes, no requieren de puentes salinos.

Pila Seca (Celda de Leclanché)

Esta pila entrega un potencial de 1.5 voltios y no es recargable y se descarga fácilmente por su continuo uso.

Batería de Plomo (Acumulador de Plomo)

Se utiliza en los automóviles, consta de seis celdas idénticas unidas en serie. Cada celda produce 2V.

Cada celda tiene un ánodo de plomo y un cátodo de dióxido de plomo, tanto el ánodo como el cátodo están sumergidos en una disolución acuosa de ácido sulfúrico que actúa como electrolito.

Pila de Níquel Cadmio

Esta pila es recargable y tiene un potencial de 1.4 voltios.

Son las pilas que se utilizan en calculadoras, teléfonos, mp3, laptops, etc.

Celdas de Combustibles

Utiliza la combustión para generar electricidad aprovechando la transferencia de electrones entre el combustible y comburente. La más importante de estas celdas ha sido desarrollada por la NASA para el uso de naves espaciales y está basada en la reacción entre el hidrógeno y oxígeno.

Batería de Mercurio

Está contenida en un cilindro de acero inoxidable y consta de un ánodo de zinc amalgado con mercurio que está en contacto con un electrolito alcalino que contiene óxido de zinc y óxido de mercurio (cátodo). Tiene una mayor capacidad y una vida más larga que la pila seca. Se utiliza mucho en medicina y en la industria electrónica.

Corrosión

Se refiere al deterioro de un material metálico a consecuencia de un ataque electroquímico por su entorno.

Siempre que la corrosión esté originada por una reacción química (oxidación) la velocidad a la que tiene lugar dependerá en alguna medida de la temperatura, la salinidad del fluido en contacto con el metal y las propiedades de los metales en cuestión.

La corrosión es un problema industrial importante, pues puede causar accidentes: ruptura de una pieza.

Prevención de la Corrosión

El hierro se suele recubrir con una capa de pintura o de otro metal como estaño, zinc o cromo para proteger la superficie de la corrosión.

El recubrimiento de estaño protege el hierro solo en tanto la capa protectora permanezca intacta. Una vez que se rompe y el hierro queda expuesto al aire y el agua, el estaño favorece la corrosión del hierro.

Protección Catódica del Hierro en Contacto con el Zinc

El hierro galvanizado se produce recubriendo el hierro con una delgada capa de zinc, en este caso, el hierro actúa como cátodo en la corrosión electroquímica porque el zinc se oxida con más facilidad que el hierro.

Prevención Catódica de un Tubo de Hierro para Agua

La prevención de la corrosión de un metal convirtiéndolo en el cátodo de una pila electroquímica se conoce como protección catódica.

Se suele proteger a las tuberías subterráneas contra la corrosión convirtiendo la tubería en el cátodo de una celda voltaica.

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