Electroquímica: guía de estudio

Ideas clave

La electroquímica conecta las reacciones químicas con la energía eléctrica. En una pila galvánica una reacción redox espontánea produce tensión, y en la electrólisis una corriente aplicada impulsa una reacción.

• La oxidación ocurre en el ánodo y la reducción en el cátodo. El potencial de la pila es E°_pila = E°_cátodo − E°_ánodo, y un valor positivo indica una pila espontánea.
• La energía libre es ΔG° = −nFE°, con F = 96 485 C/mol y n el número de electrones transferidos.
• Fuera de las condiciones estándar, la ecuación de Nernst da E = E° − (0,0592 ÷ n) log₁₀ Q a 25 °C.
• Ley de Faraday de la electrólisis: moles de electrones = It ÷ F, y la masa depositada es m = ItM ÷ (nF).

Ecuaciones clave

• E°_cell = E°_cathode − E°_anode
• ΔG° = −nFE°
• E = E° − (0.0592 ÷ n) log₁₀ Q (25 °C)
• m = ItM ÷ (nF)
• F = 96 485 C/mol

Ejemplo resuelto

Para Zn | Zn²⁺ ‖ Cu²⁺ | Cu, E° = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V, y ΔG° = −2 × 96 485 × 1,10 = −212 kJ/mol. Con [Zn²⁺] = 1,0 M y [Cu²⁺] = 0,010 M, Q = 100 y E = 1,10 − (0,0592 ÷ 2) × log 100 = 1,10 − 0,059 = 1,04 V. Cobrear con 2,0 A durante 30 min deposita m = 2,0 × 1800 × 63,5 ÷ (2 × 96 485) = 1,2 g.

Errores comunes

• Restar los potenciales en el orden equivocado o cambiar E° al multiplicar una semirreacción por un coeficiente.
• Olvidar que n en las fórmulas de Nernst y de ΔG es el número de electrones de la ecuación ajustada.
• Confundir ánodo y cátodo. La oxidación siempre ocurre en el ánodo, tanto en pilas galvánicas como electrolíticas.

Práctica

Ponte a prueba con preguntas de práctica sobre este tema: Electroquímica