Electroquímica

Estudia las reacciones redox que producen (o requieren) electricidad. Fundamental para baterías, corrosión, electrólisis, biología celular.

Recordatorio de redox

• Oxidación: pérdida de electrones.
• Reducción: ganancia de electrones.
• Siempre ocurren juntas: una especie se oxida y otra se reduce.

Ejemplo: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

• Zn se oxida (pierde 2 e⁻).
• Cu²⁺ se reduce (gana 2 e⁻).

Celda electroquímica

Dispositivo que aprovecha (o impulsa) una reacción redox en forma de corriente.

Componentes

• Ánodo: electrodo donde ocurre la oxidación.
• Cátodo: electrodo donde ocurre la reducción.
• Electrolito: solución iónica que permite migración de iones.
• Puente salino o membrana: cierra el circuito iónico.
• Circuito externo: conduce los electrones.

Tipos

Celda galvánica (voltaica)

• La reacción es espontánea (ΔG < 0).
• Genera corriente: pila, batería.
• Ejemplo: pila Daniell (Zn-Cu).

Celda electrolítica

• Reacción no espontánea, se fuerza con corriente externa.
• Se consume electricidad para producir cambios químicos: electrólisis.
• Ejemplos: producción de aluminio (Hall-Héroult), cloro y NaOH (cloro-álcali), galvanoplastia.

Potencial de electrodo (E°)

Cada semirreacción tiene un potencial estándar de reducción tabulado:

• E° más positivo → más tendencia a reducirse.
• E° más negativo → más tendencia a oxidarse.

Referencia: electrodo estándar de hidrógeno (EEH), E° = 0 V.

Ejemplos (a 25 °C, 1 M, 1 atm)

Semirreacción	E° (V)
F₂ + 2e⁻ → 2F⁻	+2,87
Au³⁺ + 3e⁻ → Au	+1,50
O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O	+1,23
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu	+0,34
2H⁺ + 2e⁻ → H₂	0,00
Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn	−0,76
Li⁺ + e⁻ → Li	−3,04

FEM (fuerza electromotriz) de la celda

$E{°}_{celda}=E{°}_{c\acute{a}todo}-E{°}_{\acute{a}nodo}$

Si E°_celda > 0: celda galvánica (espontánea). Si E°_celda < 0: se necesita electrólisis.

Relación con ΔG

$\Delta G°=-nFE°$

• n = moles de electrones transferidos.
• F = constante de Faraday (96 485 C/mol).

Confirma que E° > 0 implica ΔG° < 0 → espontánea.

Ecuación de Nernst

Cómo cambia E con concentraciones (no estándar):

$E=E°-\frac{RT}{nF}\ln Q$

A 25 °C:

$E=E°-\frac{0,0592}{n}\log Q$

Importante para celdas que funcionan en condiciones no estándar y para sensores (medidor de pH, electrodos selectivos).

Leyes de Faraday

Relacionan carga con cantidad de sustancia depositada en electrólisis:

$m=\frac{M\cdot Q}{nF}$

• m = masa depositada.
• M = masa molar.
• Q = carga total (A·s = coulomb).
• n = carga del ion.

Aplicaciones

Baterías

Transportables, recargables (secundarias) o no (primarias).

• Pila Leclanché / alcalina (Zn/MnO₂).
• Plomo-ácido (autos): Pb/PbO₂ en H₂SO₄.
• Níquel-cadmio, NiMH.
• Ion litio (Li-ion): cátodo de óxido de metal (LiCoO₂, LiFePO₄), ánodo de grafito.
• Estado sólido — generación emergente.
• Caso del vault: Pirita con litio plantea nuevas fuentes de Li.

Celdas de combustible

Combustible (H₂, metanol) + O₂ → electricidad + H₂O. Sin combustión.

• Alta eficiencia.
• Aplicaciones en transporte, microbianas (Celda de combustible de tierra).

Corrosión

Oxidación espontánea de metales en ambiente húmedo.

• Herrumbre: Fe → Fe₂O₃·H₂O.
• Protección: galvanizado, ánodos de sacrificio (Zn, Mg), recubrimientos, aleaciones (acero inoxidable).

Electrólisis industrial

• Aluminio: de bauxita por Hall-Héroult. Consume ~15 kWh/kg.
• Cloro y sosa (NaOH): electrólisis de salmuera.
• Cobre refinado: pureza 99,99 %.
• Hidrógeno verde: agua → H₂ + O₂ con electricidad renovable.

Galvanoplastia

Recubrir un metal con otro (cromado, plateado).

Sensores

pH, O₂ disuelto, glucosa (diabetes), iones selectivos.

Biología

• Impulsos nerviosos — diferencias de potencial (~70 mV).
• Mitocondria — cadena respiratoria establece gradiente de protones que genera ATP (quimiosmosis de Mitchell).

Enlaces

• Tipos de reacciones químicas
• Termodinámica química
• Cinética química
• Celda de combustible de tierra
• Pirita con litio
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