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SEPARATA N° 13 PRINCIPIOS DE ELECTROQUÍMICA REACCIONES EXPONTÁNEAS, PILAS
DE APOYO CURSO DE METALURGIA FÍSICA II FECHA
INDICE CONTENIDO
ELECTROQUÍMICA
REACCIONES EXPONTÁNEAS
PILAS GALVÁNICAS
POTENCIALES ESTÁNDAR DE REDUCCIÓN
PREDICCIÓN DE LAS REACCIONES REDOX
ELECTRÓLISIS
LEYESD DE FARADAY
CORROSIÓN Y PREVENCIÓN DE LA CORROSIÓN
DESARROLLO
ELECTROQUÍMICA
La electroquímica es la parte de laquímica física que trata de la relación entre la electricidad y las reacciones químicas, es decir, estudia los llamados procesos electroquímicos, que son de dos tipos:
a. La producción de electricidad de manera espontánea a partir de reacciones químicas redox (células galvánicas o pilas)
b. La producción de una reacción redox no espontánea aplicando una corriente eléctrica (electrólisis).
Estosfenómenos son de gran importancia, la utilización de las pilas y las baterías está presente en nuestra vida cotidiana y la electrólisis se utiliza como método de obtención de muchos elementos, para recubrir objetos con capas de metales y otras muchas aplicaciones que han dado lugar a una floreciente industria.

APLICACIONES
Hay varias aplicaciones electroquímicas importantes en el marco de la naturaleza yde la industria. La generación de energía química en la fotosíntesis es también un proceso electroquímico, así como la producción de metales como aluminio y titanio y en el proceso de galvanización con metales.
En el mecanismo de los alcoholímetros también aparece la electroquímica, donde un metal se oxida mediante electro deposición y se detecta el nivel de alcohol de los conductores ebriosgracias a la redox del etanol.
Los impulsos nerviosos en las neuronas están basados en la energía eléctrica generada por el movimiento de los iones de sodio y potasio hacia dentro y hacia afuera de las células. Ciertas especies de animales, como las anguilas, pueden generar un fuerte potencial eléctrico capaz de incapacitar animales mucho mayores que las mismas

REACCIONES REDOX EXPONTÁNEAS
En unareacción redox espontánea la sustancia que se oxida, el reductor, cede los electrones a la sustancia que se reduce, el oxidante. En cuanto las moléculas del reductor entran en contacto con las del oxidante, la transferencia de electrones ocurre de forma espontánea.
Veamos dos ejemplos sencillos:
Las sales de cobre son generalmente azules. Si en una disolución acuosa de sulfato de cobre sumergimos unapieza de zinc, observamos a simple vista como la disolución va perdiendo su color azul intenso, mientras que el metal se ennegrece. Gradualmente, el zinc metálico adquiere el color del cobre. En resumen, el zinc se disuelve y el cobre se oxida. La reacción que se ha producido de forma espontánea es:
Cu2+ + Zn } Cu + Zn2+



Como es de esperar la reacción contraria no ocurre. Si introducimos unapieza de cobre en una disolución de zinc, no pasa nada.
En cambio, si ocurrirá algo si introducimos la pieza de cobre en una disolución de nitrato de plata.
Las disoluciones de nitrato de plata son incoloras. Cuando sumergimos en una de ellas una pieza de plata y se deja transcurrir el tiempo, se observa como la barra de cobre se va plateando a la vez que la disolución va tomando el color azulcaracterístico de los iones Cu2+.

 

Estos cambios se deben a que se ha producido la reacción redox espontánea:
2 Ag+(aq) + Cu(s) } 2 Ag(s) + Cu2+(aq)
Es decir, cuando dos iones de Ag+(aq) llegan a la barra de cobre metálico reciben dos electrones cedidos espontáneamente por un átomo de cobre, de modo que se reducen a plata metálica. El cobre, al ceder los dos electrones, se oxida a Cu2+ que pasa ala disolución y que al hidratarse es el responsable del color azul que ésta adquiere.
En el primer ejemplo los electrones pasan directamente del zinc al cobre sin abandonar la lámina de zinc. Del mismo modo, en el segundo ejemplo, los electrones pasan directamente del cobre a la plata cuando chocan los iones plata con la pieza de cobre.

Pero podemos proceder de forma adecuada y distinta, de...