Electroquímica: Conceptes Clau, Lleis i Cel·les Redox

Electroquímica: Conceptes Fonamentals i Aplicacions

Què succeeix amb la làmina de coure en una pila?

• La làmina de coure (Cu) en aquesta pila té la funció d'ànode. En l'ànode sempre es produeix la semireacció d'oxidació. En aquesta pila, la reacció d'oxidació que té lloc és: Cu(s) → Cu²⁺(aq) + 2 e⁻
• Com el coure de l'elèctrode s'oxida i es transforma en catió coure (II), la quantitat de coure metàl·lic de l'elèctrode disminueix, a la vegada que la concentració d'ió coure(II) en solució augmenta.
• La massa de l'elèctrode de coure (Cu) disminueix quan avança la reacció.

Definició d'Oxidant i Reductor

Oxidant: espècie química que es redueix, és a dir, que capta electrons d'una altra espècie que s'oxida. Opcional: Mn⁺(aq) + n e⁻ → M(s)

Reductor: espècie química que s'oxida, és a dir, que cedeix electrons a una altra espècie que es redueix. Opcional: N(s) → Nm⁺(aq) + m e⁻

Agents Responsables de la Corrosió dels Metalls

Els principals agents causants de la corrosió són l'oxigen de l'aire i l'aigua.

Alliberament de Gas en Elèctrodes: Justificació

Segons la reacció global, per cada 2 mols d'aigua que reaccionen, en el càtode s'alliberen dos mols de H₂ i en l'ànode s'allibera un mol de O₂.

En el càtode s'allibera més gas perquè es forma el doble d'hidrogen en el càtode que d'oxigen en l'ànode.

L'Electròlisi: Procés i Característiques

L’electròlisi és un procés químic en què s'utilitza electricitat per provocar una reacció química no espontània. Generalment, s’utilitza per descompondre una substància en els seus components mitjançant el pas de corrent elèctric a través d’un electròlit (una substància que conté ions i pot conduir electricitat). Per exemple, en l’electròlisi de l’aigua, el corrent elèctric separa les molècules d’aigua en oxigen (O₂) i hidrogen (H₂). Aquest procés és molt utilitzat en la indústria per obtenir metalls com l’alumini o el coure a partir dels seus compostos, o per purificar substàncies.

• Els anions van cap a l'ànode i els cations van cap al càtode.
• Els ions es dirigeixen cap a l'elèctrode de signe contrari.
• Els electrons circulen de l'ànode al càtode.
• El càtode és l'elèctrode on s'esdevé la reducció i té càrrega negativa.
• L'ànode és l'elèctrode on s'esdevé l'oxidació i té càrrega positiva.

De vegades, els elèctrodes també s'anomenen pols. Quan parlem de la «polaritat» d'un elèctrode ens referim al signe de la seva càrrega elèctrica. El punt d'equivalència s’assoleix quan el nombre d'electrons en l'oxidació és el necessari per reduir completament tota l'espècie oxidant que s'ha de valorar.

Lleis de Faraday de l'Electròlisi

1. Primera Llei de Faraday

La massa de substància dipositada o descomposta en un electròlit és directament proporcional a la quantitat de càrrega elèctrica que hi circula.

2. Segona Llei de Faraday

Quan es fa passar la mateixa quantitat de càrrega elèctrica per diferents substàncies, la massa dipositada és proporcional al pes equivalent de cadascuna.

Constant de Faraday

El Faraday (F) és una unitat que representa la càrrega necessària per oxidar o reduir un mol de ions monovalents.

1 F = 96.485 C/mol

Aquest valor permet calcular quanta substància es dipositarà o es descompondrà per una determinada càrrega elèctrica.

Cel·les Galvàniques (Voltaiques)

Les cel·les galvàniques (també anomenades cel·les voltaiques) són dispositius electroquímics que converteixen l’energia química en energia elèctrica mitjançant una reacció redox espontània.

Com funcionen les Cel·les Galvàniques?

En una cel·la galvànica, dos semielements (anomenats elèctrodes) estan connectats per un pont salí o una membrana que permet el pas d’ions. Cadascun dels dos elèctrodes està submergit en una dissolució que conté ions del mateix metall:

• A l’ànode, té lloc l’oxidació (pèrdua d’electrons).
• Al càtode, té lloc la reducció (guany d’electrons).

Els electrons flueixen des de l’ànode cap al càtode a través d’un conductor extern, generant un corrent elèctric.

Exemple Típic: Cel·la Daniell

Format per un ànode de zinc (Zn) i un càtode de coure (Cu):

• Reacció a l’ànode: Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e⁻
• Reacció al càtode: Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)

Diferència entre Electròlisi i Cel·la Galvànica

Força Electromotriu (FEM) Estàndard d'una Pila

Es defineix la força electromotriu normal o estàndard d'una pila, E°, com la diferència de potencial que es crea entre els elèctrodes d'una pila a 25 °C quan la concentració de les espècies químiques implicades en el procés és 1 M i la pressió de les espècies gasoses és d'1 atm.

La reacció redox serà espontània si la força electromotriu de la pila és positiva (E° > 0) o quan l'increment de Gibbs és negatiu (ΔG < 0).

Elèctrodes i Polaritat

Els elèctrodes (positiu i negatiu, opcionalment ànode i càtode) són els llocs on es produeixen les reaccions redox (oxidació i reducció), és a dir, les transferències d'electrons.

La Pila: Font d'Energia en Reaccions Redox

Una pila aporta energia (o corrent elèctric o electrons) al procés redox. Serveix per forçar que la reacció química es produeixi, ja que sense la pila no seria espontània.

Per tant:

• Els ions K⁺ es mouen cap al càtode per compensar el dèficit de càrregues positives (i així la solució seguirà sent elèctricament neutra).
• En l'ànode augmenten les càrregues positives per la reacció: Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2 e⁻