Electroquímica

Electrochemistry

Cuando los electrones fluyen de un metal que los cede con facilidad a otro que los acepta, se genera corriente: la idea de la celda galvánica. Los potenciales estándar dan el voltaje de la pila, y la semirreacción con mayor potencial de reducción es el cátodo. La electrólisis fuerza una reacción no espontánea con fuente externa, y la ley de Faraday predice la masa depositada. Aquí cambias la fem para seguir el flujo de electrones en la celda galvánica y la comparas con la electrólisis.

El movimiento de electrones genera electricidad

💡 Analogía: rueda hidráulica

①El agua que cae mueve la rueda

②En electroquímica, los 'electrones' fluyen y hacen trabajo (corriente)

③Los electrones van de un metal que los pierde fácilmente (Zn) a uno que los acepta (Cu)

④Ese flujo es la 'corriente' — el principio de la pila

⑤Pila = celda galvánica; recubrimiento = electrólisis

Celda galvánica (pila química)

fem E° (V)1.1

🔍 ¡Sigue cómo funciona la pila!

①En el Zn: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻ (oxidación, libera electrones)

②Los electrones van por el cable externo al Cu

③En el Cu: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu (reducción, gana electrones)

④Puente salino: los iones se desplazan para mantener la neutralidad (sin él se detiene la corriente)

⑤Los electrones van del ánodo (−) al cátodo (+)

Potenciales estándar de electrodo

Cálculo de la fem

E°_cell = E°_cátodo − E°_ánodo

El de mayor potencial de reducción es el cátodo (+)

Potenciales estándar de reducción

ChartPotenciales estándar de reducción (25 °C)

Semirreacción	E° (V)
F₂ + 2e⁻ → 2F⁻	+2.87
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu	+0.34
2H⁺ + 2e⁻ → H₂ (SHE)	0.00
Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn	-0.76
Li⁺ + e⁻ → Li	-3.04

💡 Cómo leer la tabla

①E° alto = se reduce con facilidad (acepta electrones)

②E° bajo = se oxida con facilidad

③Pila Zn-Cu: E° = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V

④EHE (electrodo estándar de hidrógeno) es la referencia (E° = 0,00 V)

Electrólisis

Ley de Faraday

m = MItnF

m: masa depositada, M: masa molar, I: corriente, t: tiempo, n: nº de electrones, F: 96500 C/mol

Pila galvánica vs electrólisis

ChartComparación entre los dos dispositivos

Aspecto	Pila galvánica	Electrólisis
Conversión de energía	química→eléctrica	eléctrica→química
Espontaneidad	espontánea (E°>0)	no espontánea (necesita fuente)
Ánodo	(−) negativo	(+) positivo
Cátodo	(+) positivo	(−) negativo
Aplicación	pilas, células de combustible	galvanotecnia, refinado electrolítico

Ejemplos resueltos

Ejemplo 1

Halla la FEM estándar E°cell de una celda galvánica Zn-Cu. (E°(Cu²⁺/Cu) = +0.34 V, E°(Zn²⁺/Zn) = −0.76 V)

E°cell = E°(cátodo) − E°(ánodo). El mayor potencial de reducción (Cu) es el cátodo (+).

E°_cell = E°_cátodo − E°_ánodo

Cu es el cátodo, Zn el ánodo; sustituye.

E°_cell = 0.34 − (−0.76) = 1.10 V

▸ 1.10 V

El mayor potencial de reducción es el cátodo (+). Si E°cell > 0, la reacción es espontánea → funciona como celda galvánica.

Ejemplo 2

Al electrolizar solución de CuSO₄ a 2 A durante 5 min (300 s), ¿qué masa de Cu se deposita? (masa molar Cu 64, n = 2, F = 96500)

Usa la ley de Faraday m = MIt/nF. Primero la carga It = 2 × 300 = 600 C.

m = MItnF, It = 2 × 300 = 600 C

Sustituye los valores.

m = 64 × 6002 × 96500 ≈ 0.199 g

▸ unos 0.20 g

Ley de Faraday: la masa depositada es proporcional a la carga (It) e inversa al número de electrones n. Cu²⁺ tiene n=2.

Resumen

Fórmula clave

E°_cell = E°_cátodo − E°_ánodo

E°cell > 0: reacción espontánea (pila galvánica)

tipo examen (variante)

¿Qué afirmación sobre celdas galvánicas y electrólisis es INCORRECTA?

①Una celda galvánica convierte energía química en eléctrica

②En una celda galvánica, el ánodo es el electrodo (−)

③La electrólisis es una reacción no espontánea que necesita fuente externa

④En la electrólisis, el ánodo es el electrodo (−)

⑤En ambas, la oxidación ocurre en el ánodo y la reducción en el cátodo

▸ ④ En la electrólisis, el ánodo es el electrodo (−)

En la electrólisis, el electrodo conectado al terminal (+) es el ánodo = electrodo (+).

El ánodo de electrólisis es el electrodo (+), así que ④ es incorrecta (el ánodo galvánico es (−)).

🎯 Puntos clave

①E°cell = E°cátodo − E°ánodo — el de mayor E° es (+)

②Galvánica: espontánea, ánodo (−), cátodo (+)

③Electrólisis: no espontánea, ánodo (+), cátodo (−) ← ¡atención al signo!

④Faraday: m = MIt/nF (masa depositada)

⑤Oxidación = pierde e⁻ (OIL), Reducción = gana e⁻ (RIG)

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Velocidad de reacción

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