Electroquímica, Historia, Principios, Las células electroquímicas, Potencial de electrodo estándar, La espontaneidad de la reacción redox, Fem dependencia célula de los cambios en la concentración de, Batería, Corrosión, Electrólisis, Aplicaciones

Electroquímica es una rama de la química que estudia las reacciones químicas que tienen lugar en una solución en la superficie de un conductor de electrones y un conductor iónico. Estas reacciones implican la transferencia de electrones entre el electrodo y el electrolito o especies en solución.

Si una reacción química es accionado por un voltaje aplicado externamente, como en la electrólisis, o si una tensión se crea por una reacción química como en una batería, que es una reacción electroquímica. En contraste, las reacciones químicas donde los electrones se transfieren entre las moléculas se llaman reacciones de oxidación/reducción. En general, las ofertas electroquímica con situaciones en las reacciones de oxidación y reducción son separadas en el espacio o el tiempo, conectados por un circuito eléctrico externo.

Historia

16a a la evolución del siglo 18

La comprensión de las cuestiones eléctricas se inició en el siglo XVI. Durante este siglo, el científico Inglés William Gilbert pasó 17 años experimentando con el magnetismo y, en menor medida, la electricidad. Por su trabajo en los imanes, Gilbert se hizo conocido como el "Padre de Magnetismo". Descubrió varios métodos para producir y el fortalecimiento de imanes.

En 1663, el físico alemán Otto von Guericke creó el primer generador eléctrico que produce electricidad estática mediante la aplicación de la fricción en la máquina. El generador se hizo de una gran bola de azufre fundido en el interior de un globo de vidrio, montado en un eje. El balón se hace girar por medio de una manivela y una chispa eléctrica estática se produce cuando una capa se frotó contra la bola, ya que gira. El globo puede ser retirado y se utiliza como fuente para experimentos con la electricidad.

A mediados del siglo 18, el químico francés Charles François de Cisternay du Fay había descubierto dos tipos de electricidad estática, y que las cargas iguales se repelen entre sí, mientras que al contrario se atraen. Du Fay anunció que la electricidad se componía de dos fluidos: "vítreo", o positiva, la electricidad, y "resina", o negativo, electricidad. Esta fue la teoría de dos fluidos de la electricidad, que iba a ser la oposición de la teoría del fluido único de Benjamin Franklin a finales del siglo.

En 1785, Charles-Augustin de Coulomb desarrolló la ley de la atracción electrostática como una consecuencia de su intento de investigar la ley de repulsiones eléctricas según lo declarado por Joseph Priestley en Inglaterra.

En el siglo 18 el médico y anatomista italiano Luigi Galvani marcó el nacimiento de la electroquímica, estableciendo un puente entre las reacciones químicas y la electricidad en su ensayo "De Viribus Electricitatis en Motu Musculari Commentarius" en 1791 donde propuso una "sustancia nerveo-eléctrica" en formas de vida biológica.

En su ensayo Galvani llegó a la conclusión de que el tejido animal contiene una innata fuerza vital para tanto descuidado, que él llamó "electricidad animal", que los nervios y los músculos activados atravesado por sondas de metal. Se cree que esta nueva fuerza era una forma de electricidad, además de la forma "natural" producida por un rayo o por la anguila eléctrica y rayas torpedo, así como la forma "artificial", producido por la fricción.

Colegas científicos de Galvani generalmente aceptados sus puntos de vista, pero Alessandro Volta rechazaron la idea de un "fluido eléctrico animal," respondiendo que las piernas de la rana respondieron a las diferencias de temperamento metal, composición y volumen. Galvani refutó este mediante la obtención de la acción muscular con dos piezas del mismo material.

Siglo 19

En 1800, William Nicholson y Johann Wilhelm Ritter tuvieron éxito en descomponer el agua en hidrógeno y oxígeno por electrólisis. Poco después Ritter descubrió el proceso de galvanoplastia. También observó que la cantidad de metal depositado y la cantidad de oxígeno producido durante un proceso electrolítico dependía de la distancia entre los electrodos. En 1801, Ritter observó termoeléctrica corrientes y anticipó el descubrimiento de la termoelectricidad por Thomas Johann Seebeck.

Por la década de 1810, William Hyde Wollaston hizo mejoras a la celda galvánica. La obra de Sir Humphry Davy con la electrólisis llevado a la conclusión de que la producción de electricidad en celdas electrolíticas simples resultado de la acción química y la combinación química se produjo entre las sustancias de carga opuesta. Este trabajo condujo directamente al aislamiento de sodio y potasio de los compuestos y de los metales alcalinotérreos de los suyos en 1808.

Descubrimiento del efecto magnético de la corriente eléctrica en 1820 de Hans Christian DECPR fue inmediatamente reconocida como un avance que hizo época, aunque dejó seguir trabajando en electromagnetismo para otros. André-Marie Ampre rápidamente repitió el experimento de DECPR, y les formuló matemáticamente.

En 1821, el físico estonio-alemán Thomas Johann Seebeck demostró el potencial eléctrico en los puntos de unión de dos metales diferentes cuando hay una diferencia de calor entre las articulaciones.

En 1827, el científico alemán Georg Ohm expresa su ley en este famoso libro "Die Kette Galvanische, Mathematisch bearbeitet" en la que ha dado a su completa teoría de la electricidad.

En 1832, los experimentos de Michael Faraday le llevaron a declarar sus dos leyes de la electroquímica. En 1836, John Daniell inventó una célula primaria en la que fue eliminado de hidrógeno en la generación de la electricidad. Daniell había resuelto el problema de la polarización. Más tarde los resultados revelaron que la aleación de zinc amalgamado con mercurio produciría una mejor tensión.

William Grove produjo la primera pila de combustible en 1839 - En 1846, Wilhelm Weber desarrolló el electrodinamómetro. En 1868, Georges Leclanch patentó una nueva célula que finalmente se convirtió en el precursor de la batería primero ampliamente utilizado en el mundo, la pila de carbón zinc.

Svante Arrhenius publicó su tesis en 1884 sobre Recherches sur la conductibilit galvanique des lectrolytes. A partir de sus resultados el autor concluyó que los electrolitos, cuando se disuelve en agua, se convierten en diversos grados divididos o disocia en iones positivos y negativos eléctricamente opuestas.

En 1886, Paul Hroult y Charles M. Hall desarrollaron un método eficaz para obtener aluminio por electrólisis de la alúmina fundida.

En 1894, Friedrich Ostwald concluyó los estudios importantes de la conductividad y la disociación electrolítica de ácidos orgánicos.

Walther Hermann Nernst desarrolló la teoría de la fuerza electromotriz de la célula voltaica en 1888 - En 1889, se mostró cómo se podrían utilizar las características de la corriente producida para calcular el cambio de energía libre en la reacción química que produce la corriente. Se construyó una ecuación, conocida como la ecuación de Nernst, la cual relaciona el voltaje de una célula a sus propiedades.

En 1898, Fritz Haber mostró que los productos de reducción de definidas pueden resultar de procesos electrolíticos, si el potencial en el cátodo se mantiene constante. En 1898, explicó la reducción de nitrobenceno por etapas en el cátodo y esto se convirtió en el modelo para otros procesos de reducción similares.

Del siglo 20 y los últimos acontecimientos

En 1902, la Sociedad Electroquímica fue fundada.

En 1909, Robert Andrews Millikan comenzó una serie de experimentos para determinar la carga eléctrica transportada por un solo electrón.

En 1923, Johannes Nicolaus Brönsted y Martin Lowry publicaron esencialmente la misma teoría sobre cómo los ácidos y las bases se comportan, utilizando una base electroquímica.

En 1937, Arne Tiselius desarrolló el primer aparato de electroforesis sofisticado. Algunos años más tarde, fue galardonado con el Premio Nobel en 1948 por su trabajo en la electroforesis de proteínas.

Un año más tarde, en 1949, la Sociedad Internacional de Electroquímica fue fundada.

Por las décadas de 1960 y 1970 la electroquímica cuántica fue desarrollada por Revaz Dogonadze y sus alumnos.

Principios

Las reacciones redox

Gradas Redox para la reducción-oxidación, y son procesos electroquímicos que involucran la transferencia de electrones a o a partir de una molécula o ion de cambiar su estado de oxidación. Esta reacción puede ocurrir a través de la aplicación de un voltaje externo o a través de la liberación de energía química.

La oxidación y la reducción

La oxidación y la reducción de describir el cambio de estado de oxidación que tiene lugar en los átomos, iones o moléculas que participan en una reacción electroquímica. Formalmente, el estado de oxidación es la carga hipotética que un átomo tendría si todos los enlaces a los átomos de diferentes elementos eran 100% iónica. Un átomo o ion que cede un electrón a otro átomo o ion aumento tiene su estado de oxidación, y el destinatario del electrón cargado negativamente tiene su disminución estado de oxidación. La oxidación y la reducción siempre ocurren de una manera tal que se combina una especie se oxida cuando otra se reduce. Esta transferencia de electrones emparejado se llama una reacción redox.

Por ejemplo, cuando el sodio atómico reacciona con cloro atómico, sodio dona un electrón y alcanza un estado de oxidación de 1 - cloro acepta el electrón y su estado de oxidación se reduce a -1 - El signo del estado de oxidación en realidad se corresponde con el valor de carga electrónica de cada ion. La atracción de los iones de sodio y cloro cargadas diferente es la razón por la que a continuación forman un enlace iónico.

La pérdida de electrones de un átomo o molécula se llama oxidación, y la ganancia de electrones es la reducción. Esto puede ser recordado fácilmente a través del uso de dispositivos mnemotécnicos. Dos de los más populares son "PLATAFORMA PETROLERA" y "LEO" el león dice "GER". Para los casos en que los electrones se comparten entre los átomos con grandes diferencias en la electronegatividad, el electrón se asigna al átomo con la electronegatividad más grande en la determinación del estado de oxidación.

El átomo o molécula que pierde electrones se conoce como el agente reductor o reductor, y la sustancia que acepta los electrones se denomina el agente oxidante, o el oxidante. El agente oxidante siempre se reduce en una reacción, el agente reductor siempre se está oxidando. El oxígeno es un agente oxidante común, pero no el único. A pesar del nombre, una reacción de oxidación no tiene por qué implicar oxígeno. De hecho, un fuego puede ser alimentado por un oxidante del oxígeno; incendios de flúor son a menudo que no se apaga, como flúor es un oxidante más fuerte que el oxígeno.

Para las reacciones que implican oxígeno, la ganancia de oxígeno implica la oxidación del átomo o molécula a la que se añade el oxígeno. En los compuestos orgánicos, tales como el butano o el etanol, la pérdida de hidrógeno implica la oxidación de la molécula de la que se pierde. Esto es consecuencia de que el hidrógeno dona su electrón en enlaces covalentes con los no metales pero toma el electrón a lo largo de cuando se pierde. Por el contrario, la pérdida de oxígeno o ganancia de hidrógeno implica una reducción.

Equilibrio de reacciones redox

Reacciones electroquímicas en agua se entienden mejor mediante el equilibrio de las reacciones redox utilizando el método de ión-electrón donde H , ión OH-, H2O y electrones se añaden al medio las reacciones de la célula para la oxidación y la reducción.

 Medio ácido

En medio ácido los iones H y el agua se añaden a un medio-reacciones para equilibrar la reacción global. Por ejemplo, cuando el manganeso reacciona con bismutato de sodio.

 Reacción balanceada: Mn2 NaBiO3? Bi3 MnO4-Oxidación: 4 H2O Mn2 ? MnO4- 8 H 5 e-reducción: 2 e- 6 H Bio3-? Bi3 3 H2O

Por último, la reacción es equilibrada por la multiplicación del número de electrones de la media reacción de reducción a la oxidación medio de reacción y viceversa, y la adición de ambas reacciones media, por lo tanto la solución de la ecuación.

 8 H2O 2 Mn2 ? 2 MnO4- 16 H 10 e-10 e-30 H 5 Bio3-? 5 Bi3 15 H2O

Reacción equilibrada:

 14 H 2 Mn2 5 NaBiO3? 7 H2O 2 MnO4- 5 5 Bi3 Na Medio básico

En medio básico iones OH-y el agua se añaden a las reacciones medio para equilibrar la reacción global. Por ejemplo, en la reacción entre el permanganato de potasio y sulfito de sodio.

 Reacción balanceada: KMnO4 Na2SO3 H2O? MnO2 Na2SO4 KOH reducción: 3 e- 2 H2O MnO4-? MnO2 4 OH-Oxidación: 2 OH- SO32-? SO42- H2O 2 e-

El mismo procedimiento que el seguido en medio ácido multiplicando electrones a reacciones medio opuestos resolver la ecuación equilibrando así la reacción global.

 6 e- 4 H2O 2 MnO4-? 2 MnO2 8 OH-6-OH 3 SO32-? SO42-3 3 H2O 6e-

La ecuación balanceada:

 2 KMnO4 3 Na2SO3 H2O? 2 MnO2 3 2 Na2SO4 medio Neutral KOH

Se aplica el mismo procedimiento tal como se utiliza en medio ácido, por ejemplo, en equilibrio con el método de iones de electrones para completar la combustión de propano.

 Reacción balanceada: C3H8 O2? CO2 H2O Reducción: 4 H O2 4 e-? 2 La oxidación H2O: 6 H2O C3H8? 3 CO2 20 e- 20 H

Como en ácido y medio básico, los electrones que se utilizaron para compensar los cambios de oxidación se multiplican a reacciones medio opuestos, por lo tanto la solución de la ecuación.

 20 H O2 5 20 e-? 10 6 H2O H2O C3H8? 3 CO2 20 e- 20 H

La ecuación balanceada:

 C3H8 5 O2? 3 CO2 4 H2O

Las células electroquímicas

Una célula electroquímica es un dispositivo que produce una corriente eléctrica a partir de energía liberada por una reacción redox espontánea. Este tipo de célula incluye la celda galvánica o pila voltaica, el nombre de Luigi Galvani y Alessandro Volta, los científicos que llevaron a cabo varios experimentos sobre las reacciones químicas y eléctricas de corriente durante el siglo 18.

Las células electroquímicas tienen dos electrodos conductores. El ánodo es definido como el electrodo donde ocurre la oxidación y el cátodo es el electrodo donde la reducción se lleva a cabo. Los electrodos pueden estar hechos de cualquier material suficientemente conductores, tales como metales, semiconductores, grafito, e incluso polímeros conductores. En medio de estos electrodos es el electrolito, que contiene los iones que se pueden mover libremente.

La célula galvánica utiliza dos electrodos metálicos diferentes, cada uno en un electrolito, donde los iones cargados positivamente son la forma oxidada del metal del electrodo. Un electrodo se someterá a la oxidación y la otra se someterá a la reducción. El metal del ánodo se oxida, al pasar de un estado de oxidación de 0 a un estado de oxidación positivo y convertirse en un ión. En el cátodo, el ión metálico en solución aceptará uno o más electrones desde el cátodo y el estado de oxidación del ión se reduce a 0. Esto forma un metal sólido que electrodepósitos en el cátodo. Los dos electrodos deben estar conectados eléctricamente entre sí, lo que permite un flujo de electrones que dejan el metal del ánodo y el flujo a través de esta conexión con los iones en la superficie del cátodo. Este flujo de electrones es una corriente eléctrica que puede ser utilizada para hacer el trabajo, tales como encender un motor o accionar una luz.

Una célula galvánica cuyos electrodos son de zinc y de cobre sumergido en sulfato de zinc y sulfato de cobre, respectivamente, se conoce como una célula Daniell.

Reacciones mitad de una celda Daniell son los siguientes:

 Electrodo de zinc: Zn? Zn2 2 e-electrodo de cobre: Cu 2 2 e-? Cu

En este ejemplo, el ánodo es zinc metal que se oxida para formar iones de zinc en solución, los iones de cobre y aceptar electrones desde el electrodo de metal de cobre y el depósito de los iones en el cátodo de cobre como un electrodepósito. Esta célula forma una batería sencilla, ya que de forma espontánea generar un flujo de corriente eléctrica desde el ánodo al cátodo a través de la conexión externa. Esta reacción se puede conducir a la inversa mediante la aplicación de una tensión, lo que resulta en la deposición de metal de zinc en el ánodo y la formación de iones de cobre en el cátodo.

Para proporcionar un circuito eléctrico completo, también debe haber una trayectoria de conducción iónica entre el ánodo y el cátodo electrolitos además de la trayectoria de conducción de electrones. El camino de conducción iónica más simple es proporcionar una unión líquida. Para evitar la mezcla entre los dos electrolitos, la unión líquida se puede proporcionar a través de un tapón poroso que permite el flujo de iones, mientras que la reducción de electrolito mezclado. Para minimizar aún más la mezcla de los electrolitos, un puente de sal se puede utilizar, que consiste en un gel de electrolito saturado en un tubo en U invertida. A medida que el flujo de electrones de carga negativa en una dirección alrededor de este circuito, el metal cargado positivamente iones de flujo en la dirección opuesta en el electrolito.

Un voltímetro es capaz de medir el cambio de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo.

Voltaje de la celda electroquímica también se conoce como fuerza electromotriz o fem.

Un diagrama de la célula se puede utilizar para trazar la trayectoria de los electrones en la célula electroquímica. Por ejemplo, aquí está un diagrama de una célula Daniell:

 Zn | Zn2 | | Cu2 | Cu

En primer lugar, la forma reducida del metal a ser oxidado en el ánodo está escrito. Este se separa de su forma oxidada por una línea vertical, que representa el límite entre las fases. Las líneas verticales dobles representan el puente salino en la célula. Por último, la forma oxidada del metal a ser reducido en el cátodo, está escrito, separado de su forma reducida por la línea vertical. La concentración de electrolitos se da ya que es una variable importante en la determinación del potencial de la célula.

Potencial de electrodo estándar

Para permitir la predicción del potencial de la célula, las tabulaciones de potencial de electrodo estándar están disponibles. Tales tabulaciones se hace referencia al electrodo de hidrógeno estándar. El electrodo de hidrógeno estándar se somete a la reacción

 2 H 2 e-? H2

que se muestra como la reducción, pero, de hecho, la que puede actuar como el ánodo o el cátodo, dependiendo de la oxidación/reducción del potencial relativo de la otra combinación de electrodo/electrolito. El término estándar en ella requiere un suministro de gas de hidrógeno burbujeado a través del electrolito a una presión de 1 atm y un electrolito ácido con H actividad igual a 1.

El SHE electrodo puede ser conectado a cualquier otro electrodo por un puente de sal para formar una célula. Si el segundo electrodo está también en condiciones estándar, entonces el potencial de la célula de medición se llama el potencial de electrodo estándar para el electrodo. El potencial de electrodo estándar para el SHE es cero, por definición. La polaridad del potencial de electrodo estándar proporciona información sobre el potencial de reducción relativa del electrodo en comparación con el SHE. Si el electrodo tiene un potencial positivo con respecto a la ELLA, entonces eso significa que es un electrodo de reducir fuertemente que obliga al ELLA para ser el ánodo. A la inversa, si el potencial medido es negativo, el electrodo es más oxidante que el SHE.

Potenciales de electrodo estándar se suele tabulados como los potenciales de reducción. Sin embargo, las reacciones son reversibles y el papel de un electrodo particular en una célula depende de la oxidación/reducción del potencial relativo de los dos electrodos. El potencial de oxidación para un electrodo particular es sólo el negativo del potencial de reducción. Un potencial de la célula estándar se puede determinar consultando los potenciales de electrodo estándar para ambos electrodos. El uno que es más pequeño será el ánodo y se someterá a la oxidación. El potencial de la celda se calcula entonces como la suma del potencial de reducción para el cátodo y el potencial de oxidación para el ánodo.

 Ecell = Ered - Ered = Ered Eoxi

Por ejemplo, el potencial de electrodo estándar para un electrodo de cobre es:

 Celular diagrama Pt | H2 | H | | Cu2 | Cu Ecell = Ered - Ered

En condiciones normales de temperatura, presión y concentración, fem de la celda es de 0,34 V. Por definición, el potencial del electrodo para el SHE es cero. Así, el Cu es el cátodo y el SHE es el ánodo dando

 Ecell = E - E

O,

 E = 0,34 V

Los cambios en los coeficientes estequiométricos de una ecuación equilibrada celular no cambiarán valor Ered porque el potencial de electrodo estándar es una propiedad intensiva.

La espontaneidad de la reacción redox

Durante el funcionamiento de las células electroquímicas, la energía química se transforma en energía eléctrica y se expresa matemáticamente como el producto de la fuerza electromotriz de la célula y la carga eléctrica transferida a través del circuito externo.

 La energía eléctrica = EcellCtrans

donde Ecell es el potencial de la célula medido en voltios y CTRANS es la corriente de la célula integrada en el tiempo y se mide en culombios; CTRANS también se puede determinar multiplicando el número total de electrones transferidos constante de Faraday veces.

La fem de la celda a corriente cero es la fem máxima posible. Se utiliza para calcular la energía eléctrica máxima posible que se puede obtener a partir de una reacción química. Esta energía se conoce como el trabajo eléctrico y se expresa mediante la siguiente ecuación:

 Wmax = Welectrical =-nFEcell,

donde el trabajo se define como positivo en el sistema.

Puesto que la energía libre es la máxima cantidad de trabajo que se puede extraer de un sistema, se puede escribir:

 ¿G =-nFEcell

Un potencial de células positivas da un cambio negativo en la energía libre de Gibbs. Esto es consistente con la producción de células de una corriente eléctrica desde el cátodo al ánodo a través del circuito externo. Si la corriente es accionado en la dirección opuesta mediante la imposición de un potencial externo, entonces el trabajo se realiza en la célula para conducir la electrólisis.

Una reacción electroquímica espontánea puede ser usado para generar una corriente eléctrica en las células electroquímicas. Esta es la base de todas las baterías y células de combustible. Por ejemplo, el oxígeno y el hidrógeno gaseoso se pueden combinar en una celda de combustible para formar agua y la energía, típicamente una combinación de calor y energía eléctrica.

Por el contrario, las reacciones electroquímicas no-espontáneos pueden ser impulsados hacia adelante por la aplicación de una corriente a la tensión suficiente. La electrólisis del agua en oxígeno e hidrógeno gaseoso es un ejemplo típico.

La relación entre la constante de equilibrio, K, y la energía libre de Gibbs de una celda electroquímica se expresa de la siguiente manera:

 Delta G =-RT ln =-nFEcell

Reorganizar para expresar la relación entre el potencial de calidad y rendimientos constantes de equilibrio

.

La ecuación anterior se puede utilizar logaritmo Briggsian como se muestra a continuación:

Fem dependencia célula de los cambios en la concentración de

Ecuación de Nernst

El potencial estándar de una celda electroquímica requiere condiciones estándar para todos los reactivos. Cuando las concentraciones de reactivos difieren de las condiciones estándar, el potencial de la celda se desviará desde el potencial estándar. En el siglo 20a químico alemán Walther Nernst propuso un modelo matemático para determinar el efecto de la concentración de reactivo en el potencial de la célula electroquímica.

En el siglo 19, Josiah Willard Gibbs había formulado una teoría para predecir si una reacción química es espontánea basada en la energía libre

 Delta G = G RTln

Aquí? G es el cambio en la energía libre de Gibbs, T es la temperatura absoluta, R es la constante de gas y Q es el cociente de reacción.

Contribución clave de Gibbs fue a la formalización de la comprensión de los efectos de la concentración de reactivo en la espontaneidad.

Basado en el trabajo de Gibbs, Nernst extendió la teoría de incluir la contribución del potencial eléctrico en las especies cargadas. Como se muestra en la sección anterior, el cambio en la energía libre de Gibbs de una celda electroquímica puede estar relacionado con el potencial de la célula. Por lo tanto, la teoría de Gibbs se convierte

  nF E = nF E - RT ln

Aquí n es el número de electrones/producto molares, F es la constante de Faraday, y? E es potencial de la célula.

Por último, a través de Nernst dividido por la cantidad de carga transferida al llegar a una nueva ecuación que lleva su nombre:

 ¿E = E - ln

Suponiendo condiciones estándar y R = 8,3145 J /, la ecuación anterior se puede expresar en logaritmo en base 10, como se muestra a continuación:

Células de concentración

Una celda de concentración es una celda electroquímica, donde los dos electrodos son del mismo material, los electrolitos en las dos células medio implican los mismos iones, pero la concentración de electrolito difiere entre las dos células medio.

Por ejemplo una célula electroquímica, en la que dos electrodos de cobre se sumergen en dos soluciones de sulfato de cobre, cuyas concentraciones son 0,05 M y 2,0 M, conectado a través de un puente de sal. Este tipo de célula va a generar un potencial que puede ser predicho por la ecuación de Nernst. Ambos electrodos se someten a la misma química

 Cu2 2 e-? Cu

El principio de Le Chatelier indica que la reacción es más favorable a la reducción de la concentración de iones Cu2 aumenta. Reducción se llevará a cabo en el compartimiento de la celda donde la concentración es mayor y la oxidación se produce en el lado más diluida.

El diagrama de la célula siguiente describe la célula se ha mencionado anteriormente:

 Cu | Cu2 | | Cu2 | Cu

Cuando las reacciones celulares medio para la oxidación y reducción son:

 Oxidación: Cu? Cu2 2 e-reducción: Cu2 2 e-? Cu reacción general: Cu2 ? Cu2

La fuerza electromotriz de la célula se calcula por medio de la ecuación de Nernst de la siguiente manera:

El valor de E en este tipo de célula es cero, como electrodos y los iones son los mismos en ambas medias células.

Después de sustituir los valores del caso mencionado, es posible calcular el potencial de la célula:

o por:

Sin embargo, este valor es sólo aproximada, como cociente de reacción se define en términos de actividades de iones que se pueden aproximar con las concentraciones, calculada aquí.

La ecuación de Nernst juega un papel importante en la comprensión de los efectos eléctricos en las células y orgánulos. Estos efectos incluyen sinapsis nerviosas y ritmo cardiaco, así como el potencial de reposo de una célula somática.

Batería

Existen muchos tipos de batería se han comercializado y representan una importante aplicación práctica de la electroquímica. Células húmedas primeros encendidos el primero sistemas de telégrafo y teléfono, y eran la fuente de corriente para la galvanoplastia. La pila seca dióxido de zinc-manganeso fue el primero, el tipo de batería a prueba de fugas portátil que hizo linternas y otros dispositivos portátiles práctica. La batería de mercurio a base de zinc y óxido de mercurio proporciona los niveles más altos de la energía y la capacidad de que la pila seca original para dispositivos electrónicos tempranos, pero se ha eliminado de uso común, debido al peligro de contaminación por mercurio a partir de células descartadas.

La batería de plomo-ácido fue la primera batería secundaria práctico que podría tener su capacidad de reposición de una fuente externa. La reacción electroquímica que produce corriente era reversible, permitiendo que la energía eléctrica y la energía química para ser intercambiadas, según sea necesario. Células de plomo siguen siendo ampliamente utilizados en los automóviles.

Todos los tipos anteriores tienen electrolitos a base de agua, lo que limita la tensión máxima por celda. La congelación del agua limita el rendimiento a bajas temperaturas. La batería de litio, que no utiliza agua en el electrolito, proporciona un rendimiento mejorado con respecto a otros tipos, una batería de iones de litio recargable es una parte esencial de muchos dispositivos móviles.

La batería de flujo, un tipo experimental, ofrece la opción de la capacidad de energía mucho más grande debido a que sus reactivos pueden reponerse a partir de depósitos externos. La célula de combustible puede convertir la energía química atado en los gases de hidrocarburos o hidrógeno directamente en energía eléctrica con una eficiencia mucho mayor que cualquier proceso de combustión, tales dispositivos han impulsado muchas naves espaciales y están siendo aplicada a la rejilla de almacenamiento de energía para el sistema de energía pública.

Corrosión

La corrosión es el término que se aplica a la oxidación de acero causada por un proceso electroquímico. La mayoría de las personas probablemente están familiarizados con la corrosión del hierro, en forma de óxido rojizo. Otros ejemplos incluyen el deslustre negro en la plata, y la corrosión de color rojo o verde que pueden aparecer en el cobre y sus aleaciones, como el latón. El costo de reemplazar los metales perdidos a la corrosión está en los múltiples miles de millones de dólares por año.

Hierro corrosión

Para óxido de hierro que se produzca el metal tiene que estar en contacto con el oxígeno y el agua, aunque las reacciones químicas para este proceso son relativamente complejos y no todos ellos están completamente entendido, se cree que las causas son las siguientes: transferencia de electrones

 Una de las áreas en la superficie del metal actúa como el ánodo, que es donde se produce la oxidación. En el ánodo, el metal cede electrones. Fe? Fe2 2 e-los electrones son transferidos de hierro reducir el oxígeno de la atmósfera en el agua en el cátodo, que se coloca en otra región del metal. O2 4 H 4 e-? 2 reacción Global H2O para el proceso: 2 Fe O2 4 H ? 2 Fe2 2 H2O fem estándar para la oxidación del hierro: E = Ecathode - Eanode E = 1,23 V - 1,67 V =

Plancha la corrosión se lleva a cabo en medio ácido, los iones H provienen de la reacción entre el dióxido de carbono en la atmósfera y el agua, formando ácido carbónico. Iones Fe2 óxidos, siguiendo esta ecuación:

 4 Fe2 O2 H2O? 2 Fe2O3xH2O 8 H

El óxido de hierro hidratado se conoce como el óxido. La concentración de agua asociada con óxido de hierro varía, por lo tanto representación química se presenta como Fe2O3xH2O. El circuito eléctrico funciona como se produce el paso de electrones e iones, por lo tanto, si un electrolito está presente será facilitar la oxidación, esto explica por qué la oxidación es más rápido en agua salada.

La corrosión de metales comunes

Metales de acuñación, tales como el cobre y la plata, corroerse lentamente a través de uso. Una pátina de color verde-azul formas de carbonato de cobre sobre la superficie de cobre con la exposición al agua y dióxido de carbono en el aire. Las monedas de plata o cubiertos que están expuestos a alimentos con alto contenido de azufre tales como los huevos o los bajos niveles de especies de azufre en el aire desarrollar una capa de sulfuro de plata negro.

Oro y el platino son extremadamente difíciles de oxidar en circunstancias normales, y requieren la exposición a un poderoso agente oxidante químico tal como agua regia.

Algunos metales comunes se oxidan muy rápidamente en el aire. Titanio y aluminio se oxidan instantáneamente en contacto con el oxígeno en el aire. Estos metales forman una capa muy delgada de metal oxidado en la superficie. Esta capa delgada de óxido protege las capas subyacentes del metal desde el aire la prevención de toda el metal de la oxidación. Estos metales se utilizan en aplicaciones donde la resistencia a la corrosión es importante. Hierro, en cambio, tiene un óxido que se forma en el aire y el agua, llamado oxidación, que no se detiene la posterior oxidación del hierro. Por lo tanto hierro deja expuesto al aire y al agua continuará a oxidarse hasta que todo el hierro se oxida.

Prevención de la corrosión

Los intentos de ahorrar un metal se convierta anódico son de dos tipos generales. Regiones anódicas se disuelven y destruyen la integridad estructural del metal.

Si bien es casi imposible evitar ánodo/cátodo formación, si un material no conductor cubre el metal, el contacto con el electrolito no es posible y la corrosión no ocurrirá.

 Revestimiento

Los metales pueden estar recubiertos con pintura u otros metales menos conductivos. Esto evita que la superficie de metal de la exposición a los electrolitos. Rasguños exponer el sustrato metálico se traducirá en la corrosión. La región bajo el revestimiento adyacente al cero actúa como el ánodo de la reacción.

Un método comúnmente utilizado para proteger un metal estructural es para unir un metal que es más anódica que el metal a ser protegido. Esto obliga a la carpintería metálica para ser catódica, la corrosión lo ahorrado. Se llama "sacrificial" debido a que el ánodo se disuelve y tiene que ser reemplazado periódicamente.

Barras de zinc están asociadas a varios lugares en los cascos de buques de acero para hacer que el casco de la nave catódica. Las barras de zinc se sustituyen periódicamente. Otros metales, tales como magnesio, se funcionan muy bien, pero el zinc es el metal útil menos caro.

Para proteger las tuberías, un lingote de magnesio enterrado o expuesto está enterrado al lado de la tubería y está conectado eléctricamente a la tubería por encima del suelo. El oleoducto está obligado a ser un cátodo y está protegido de ser oxidada y la oxidación. El ánodo de magnesio se sacrifica. A intervalos se entierran nuevos lingotes para reemplazar los perdidos.

Electrólisis

Las reacciones redox espontáneas de una batería convencional producen electricidad a través de los diferentes potenciales químicos del cátodo y el ánodo en el electrolito. Sin embargo, la electrólisis requiere una fuente externa de energía eléctrica para inducir una reacción química, y este proceso se lleva a cabo en un compartimento llamado una celda electrolítica.

La electrólisis de cloruro de sodio fundido

Cuando fundido, la sal de cloruro de sodio puede ser electrolizada para producir sodio metálico y cloro gaseoso. Industrialmente este proceso se lleva a cabo en una célula especial denominada célula de Down. La célula está conectada a una fuente de alimentación eléctrica, lo que permite a los electrones emigran de la fuente de alimentación para la celda electrolítica.

Las reacciones que tienen lugar en las células de Down son los siguientes:

 Ánodo: 2 Cl-? Cl2 2 e-Cátodo: 2 Na 2 e-? 2 Na reacción general: 2 Na Cl-2? 2 Na Cl2

Este proceso puede producir grandes cantidades de sodio metálico y cloro gaseoso, y es ampliamente utilizado en las industrias de aderezo y la metalurgia de minerales.

La fem para este proceso es que indica un proceso no espontáneo aproximadamente -4 V. Para que esta reacción se produzca la fuente de alimentación debe proporcionar por lo menos un potencial de 4 V. Sin embargo, los voltajes más grandes deben ser usados para esta reacción se produzca a una tasa alta.

Electrólisis del agua

El agua se puede convertir en sus gases componentes elementales, H2 y O2 a través de la aplicación de un voltaje externo. El agua no se descompone en hidrógeno y oxígeno espontáneamente a medida que la energía libre de Gibbs para el proceso en condiciones normales es de aproximadamente 474,4 kJ. La descomposición del agua en hidrógeno y oxígeno se puede realizar en una celda electrolítica. En ella, un par de electrodos inertes generalmente hechos de platino inmerso en agua actúan como ánodo y el cátodo en el proceso electrolítico. La electrólisis se inicia con la aplicación de una tensión externa entre los electrodos. Este proceso no se producirá excepto a muy altas tensiones sin un electrolito, tal como cloruro de sodio o ácido sulfúrico.

Las burbujas de los gases serán vistos cerca de ambos electrodos. Las siguientes reacciones medio describen el proceso mencionado anteriormente:

 Ánodo: 2 H2O? O2 4H 4e-Cátodo: 2 H2O 2 e-? H2 2 OH-reacción general: 2 H2O? 2 H2 O2

Aunque los ácidos fuertes se pueden utilizar en el aparato, la reacción no se producirá neto consumir el ácido. Mientras que esta reacción funcionará en cualquier electrodo conductor en un potencial suficientemente grande, el platino cataliza ambos hidrógeno y la formación de oxígeno, lo que permite para tensiones relativamente suaves.

La electrólisis de soluciones acuosas

La electrólisis en una solución acuosa es un proceso similar a la mencionada en la electrólisis del agua. Sin embargo, se considera para ser un proceso complejo, porque el contenido en solución tienen que ser analizados en las reacciones de media, si reduce o se oxida.

 La electrólisis de una solución de cloruro de sodio

La presencia de agua en una solución de cloruro de sodio debe ser examinada en cuanto a su reducción y oxidación en los dos electrodos. Por lo general, el agua es electrolizada como se menciona en la electrólisis del agua produciendo oxígeno gaseoso en el ánodo y de hidrógeno gaseoso en el cátodo. Por otro lado, el cloruro de sodio en agua se disocia en Na y Cl-iones, cationes, que es el ion positivo, será atraído por el cátodo, reduciendo así el ion de sodio. El anión entonces será atraído por el ion cloruro de oxidante ánodo.

Las siguientes reacciones medio describe el proceso mencionado:

 1 - Cátodo: Na e-? Na Ered = -2,71 V 2 - Ánodo: 2 Cl-? Cl2 2 e-Ered = 1,36 V 3 - Cátodo: 2 H2O 2 e-? H2 2 OH-Ered = -0,83 V 4 - Ánodo: 2 H2O? O2 4H 4 e-Ered = 1,23 V

Reacción 1 está descartado, ya que tiene el valor más negativo en el potencial de reducción estándar, por lo que es termodinámicamente menos favorable en el proceso.

Al comparar los potenciales de reducción en las reacciones 2 y 4, la reducción de ión cloruro se ve favorecida. Por lo tanto, si el ion Cl-es favorecida para la reducción, a continuación, la reacción se ve favorecida agua para la oxidación de la producción de oxígeno gaseoso, sin embargo experimentos muestran cloro gaseoso se produce y no de oxígeno.

Aunque el análisis inicial es correcta, hay otro efecto que puede suceder, conocido como el efecto de sobretensión. Tensión adicional a veces se requiere, más allá de la tensión predicha por el Ecell. Esto puede ser debido a la cinética en lugar de consideraciones termodinámicas. De hecho, se ha demostrado que la energía de activación para el ion cloruro es muy baja, por lo tanto, favorable en términos cinéticos. En otras palabras, a pesar de la tensión aplicada es termodinámicamente suficiente para conducir la electrólisis, la velocidad es tan lenta que para que el proceso continúe en un marco de tiempo razonable, el voltaje de la fuente externa tiene que ser aumentada.

Por último, la reacción 3 es favorable, ya que describe la proliferación de dejar que los iones OH-por lo tanto una reducción probable de iones H menos favorable una opción.

La reacción global para el procedimiento de acuerdo con el análisis sería el siguiente:

 Ánodo: 2 Cl-? Cl2 2 e-Cátodo: 2 H2O 2 e-? Reacción H2 2 OH-Total: 2 H2O 2 Cl-? H2 Cl2 2 OH-

A medida que la reacción global indica, la concentración de iones cloruro se reduce en comparación con los iones OH-. La reacción también se muestra la producción de hidrógeno gaseoso, el cloro y el hidróxido de sodio acuoso.

Electrólisis cuantitativa y las leyes de Faraday

Aspectos cuantitativos de la electrólisis fueron desarrollados originalmente por Michael Faraday en 1834 - Faraday También se le atribuye haber acuñado los términos electrolito, electrólisis, entre muchos otros, mientras estudiaba el análisis cuantitativo de las reacciones electroquímicas. También fue un defensor de la ley de conservación de la energía.

 Primera ley

Faraday llegó a la conclusión después de varios experimentos en corriente eléctrica en proceso no espontáneo, la masa de los productos obtenida sobre los electrodos era proporcional al valor de la corriente suministrada a la celda, la longitud de tiempo que el actual existía, y la masa molar de la sustancia analizada. En otras palabras, la cantidad de una sustancia depositada en cada electrodo de una celda electrolítica es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la célula.

A continuación se muestra una ecuación simplificada de la primera ley de Faraday:

Donde

Faraday desarrolló las leyes de la electrodeposición química de metales a partir de soluciones en 1857 - Se formuló la segunda ley de la electrólisis que dice "la cantidad de cuerpos que son equivalentes entre sí en su acción química ordinaria tienen cantidades iguales de electricidad naturalmente asociados con ellos." En otras palabras, las cantidades de diferentes elementos depositados por una cantidad dada de electricidad están en la relación de sus pesos equivalentes químicos.

Un aspecto importante de la segunda ley de la electrólisis se galvanoplastia que junto con la primera ley de la electrólisis, ha un gran número de aplicaciones en la industria, ya que cuando se utiliza para proteger a los metales para evitar la corrosión.

Aplicaciones

Hay varios procesos electroquímicos muy importantes tanto en la naturaleza y de la industria, como el revestimiento de objetos con metales u óxidos de metal a través de electrodeposición y la detección de alcohol en los conductores ebrios a través de la reacción redox de etanol. La generación de energía química a través de la fotosíntesis es inherentemente un proceso electroquímico, como es la producción de metales como el aluminio y el titanio a partir de sus minerales. Ciertos metros azúcar en la sangre la diabetes miden la cantidad de glucosa en la sangre a través de su potencial redox.

Los potenciales de acción que viajan hacia abajo neuronas se basan en corriente eléctrica generada por el movimiento de iones sodio y potasio en y fuera de las células. Las células especializadas en ciertos animales como las anguilas pueden generar corrientes eléctricas lo suficientemente poderosas para desactivar los animales mucho más grandes.