La electroquímica es la rama de la química física que estudia la interconversión de energía eléctrica y química. Las celdas electroquímicas aprovechan las reacciones redox para generar electricidad (celdas galvánicas) o utilizan electricidad para impulsar reacciones no espontáneas (celdas electrolíticas).
Reacciones Redox en Electroquímica
La oxidación es la pérdida de electrones mientras que la reducción es la ganancia de electrones; el agente oxidante se reduce y el agente reductor se oxida. Las reacciones redox pueden separarse en dos semirreacciones: oxidación en el ánodo y reducción en el cátodo. La reacción global de la celda es la suma de las semirreacciones balanceadas con los electrones cancelados.
Celdas Galvánicas (Voltaicas)
Una celda galvánica convierte energía química en energía eléctrica mediante reacciones redox espontáneas, siendo la celda de Daniel (Zn/Cu) el ejemplo clásico. El electrodo de Zn (ánodo, -) se oxida: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-, mientras que el electrodo de Cu (cátodo, +) se reduce: Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s). Un puente salino que contiene KCl o KNO3 en agar mantiene la neutralidad eléctrica permitiendo la migración de iones entre las semiceldas. La notación de la celda se escribe como Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s), donde | representa un límite de fase y || representa el puente salino.
Potenciales Estándar de Electrodo
El potencial de reducción estándar (E°) se mide en relación con el electrodo estándar de hidrógeno (SHE): 2H+(aq) + 2e- → H2(g), E° = 0,00 V. Los valores de E° más positivos indican agentes oxidantes más fuertes, mientras que los valores más negativos indican agentes reductores más fuertes. El potencial de celda estándar es E°celda = E°cátodo - E°ánodo (o E°reducción + E°oxidación), y un E°celda positivo indica una reacción espontánea.
La Ecuación de Nernst
El potencial de celda varía con la concentración y la temperatura según la ecuación de Nernst: E = E° - (RT/nF) ln Q, donde n es el número de electrones transferidos, F es la constante de Faraday (96.485 C/mol) y Q es el cociente de reacción. A 25°C, la ecuación se simplifica a E = E° - (0,0592/n) log Q. En equilibrio, E = 0 y Q = K, dando la relación log K = nE°/0,0592 a 25°C.
Celdas Electrolíticas
Una celda electrolítica utiliza una fuente de alimentación externa para impulsar una reacción redox no espontánea, donde el ánodo es positivo y el cátodo es negativo — al revés que en las celdas galvánicas. Las Leyes de Faraday de la Electrólisis establecen que la masa de sustancia producida en un electrodo es proporcional a la cantidad de carga eléctrica pasada: m = (Q/M)/(nF), donde Q = I × t y M es la masa molar. Las aplicaciones incluyen electrodeposición (cromado, dorado), refinación de metales (purificación de cobre) y electrólisis del agua (producción de H2 y O2).
Baterías
Las baterías primarias (no recargables) incluyen la celda seca Leclanché que utiliza Zn y MnO2, y la batería alcalina que utiliza Zn y MnO2 en electrolito alcalino. Las baterías secundarias (recargables) incluyen plomo-ácido (Pb y PbO2 en H2SO4), ion-litio (cátodo LiCoO2, ánodo de grafito, electrolito de Li+), y Ni-Cd (NiOOH y Cd en KOH). Las pilas de combustible convierten la energía química directamente en electricidad — la pila de combustible H2/O2 produce agua y energía eléctrica con alta eficiencia.
Corrosión
La corrosión es la oxidación espontánea de los metales, más notablemente la oxidación del hierro: Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e-. La formación de óxido requiere oxígeno y agua, siendo la reacción catódica O2 + 2H2O + 4e- → 4OH-. Los métodos de prevención de la corrosión incluyen pintura, galvanización (recubrimiento de Zn), protección catódica mediante ánodos de sacrificio y aleación para producir acero inoxidable.
