Electroquímica: potenciales de electrodo, pilas, electrólisis y corrosión

Potencial de Electrodos Estándar

Los potenciales de electrodos no se pueden medir de forma aislada, pero sí respecto de un electrodo patrón o estándar. Para esto, se utiliza el Electrodo Estándar de Hidrógeno (EEH) con 1 atm de presión y 25 °C, al que se le asigna un potencial igual a 0 V.

Tabla de Potenciales y Procesos Electroquímicos

Los potenciales de reducción de distintos electrodos se ordenan en una tabla respecto al potencial de reducción del hidrógeno (conocida como tabla de potenciales de electrodo estándar). Cuanto mayor es el potencial de reducción, mayor es la tendencia de la sustancia a reducirse. Las reacciones de semiceldas son reversibles.

Procesos Electroquímicos según el Potencial de Celda

• Proceso espontáneo: Potencial de celda positivo (E_celda > 0). ΔG negativo (ΔG < 0).
• Proceso no espontáneo: Potencial de celda negativo (E_celda < 0). ΔG positivo (ΔG > 0).
• Proceso en equilibrio: Potencial de celda igual a 0 (E_celda = 0). ΔG igual a 0 (ΔG = 0).

Pilas y Baterías: Fuentes de Energía Electroquímica

Una pila o batería es una celda o un conjunto de celdas electroquímicas combinadas que pueden servir como fuentes de corriente eléctrica directa a un voltaje constante.

Tipos Comunes de Pilas y Baterías

Pila Seca o de Leclanché

Estas pilas no tienen componentes fluidos. Su voltaje nominal es de 1,5 V y no son recargables. Usos comunes: radios, relojes.

• Cátodo: Barra de carbono (C) en el centro de la pasta.
• Ánodo: Contenedor de zinc (Zn) en contacto con dióxido de manganeso (MnO₂).
• Electrolito: Soluciones de cloruro de amonio (NH₄Cl) y cloruro de zinc (ZnCl₂) en agua con almidón para que sea pastosa y evitar fugas.

Pilas Alcalinas

La pasta interior se compone de hidróxido de potasio (KOH) y dióxido de manganeso (MnO₂). Tienen un voltaje nominal de 1,5 V y duran mucho más que las pilas secas.

Pilas de Litio

Existen diferentes diseños de pilas de litio, caracterizadas por su alta densidad energética (energía/masa). Su voltaje nominal es de 3 V.

• Ánodo: Li → Li⁺ + e⁻
• Cátodo: MnO₂ + Li⁺ + e⁻ → LiMnO₂

Acumulador de Plomo

Es una batería recargable formada por 6 celdas en serie, cada una de 2 V (12 V en total). Se utiliza comúnmente en vehículos motorizados.

• Ánodo: Plomo (Pb).
• Cátodo: Dióxido de Plomo (PbO₂).
• Electrolito: Solución de ácido sulfúrico (H₂SO₄).

Diagrama de Celda Electroquímica

La notación convencional para representar las celdas electroquímicas es un diagrama de celda. Por ejemplo, para una celda con Zn²⁺ y Cu²⁺ en solución acuosa, se especifican sus concentraciones. La doble línea vertical representa el puente salino. El ánodo se escribe primero a la izquierda, y los demás componentes se escriben en el mismo orden en que ocurren (de ánodo a cátodo).

Electrodo Estándar de Hidrógeno (EEH)

El EEH está formado por una lámina de platino sobre la que se burbujea H₂ (P = 1 atm) a través de una disolución 1 M de H⁺.

Celdas Electrolíticas y Electrólisis

Electrólisis

La electrólisis es un proceso en el que se utiliza la energía eléctrica para inducir una reacción química que no es espontánea. Este proceso se lleva a cabo en un dispositivo llamado celda electrolítica.

Michael Faraday y la Electrólisis

Michael Faraday descubrió la electrólisis, sentando las bases de la electroquímica moderna.

Electrólisis del Agua

El agua en un vaso en condiciones atmosféricas (1 atm y 25 °C) no se descompone de manera espontánea en H₂ y O₂ gaseosos.

Corrosión: Un Fenómeno Electroquímico

La corrosión corresponde a reacciones redox espontáneas. La corrosión más importante ocurre en el hierro (Fe), donde se destruye su superficie. Se estima que el 20% del hierro (Fe) que se produce anualmente se destina a reemplazar el metal corroído.

Para que ocurra corrosión, es necesaria la presencia simultánea de agua y oxígeno. La corrosión se puede acelerar por un pH bajo o la presencia de sales. La corrosión se puede asimilar a una celda electroquímica.

El hierro (Fe) expuesto al aire húmedo se oxida a ion ferroso (Fe²⁺). Los electrones liberados reducen el oxígeno atmosférico, que se transforma en agua en el cátodo. Sin embargo, el proceso continúa: los iones Fe²⁺ formados son oxidados por el oxígeno a Fe³⁺ en presencia de agua, transformándose en óxidos férricos hidratados (herrumbre o óxido).

Prevención de la Corrosión

Existen dos formas principales de prevenir la corrosión:

1. Recubrimiento con Capas Protectoras

   El hierro (Fe) se recubre con una capa de pintura u otros metales (zinc (Zn), estaño (Sn), plomo (Pb)) para protegerlo de la corrosión.

2. Protección Catódica

   Se protege el metal convirtiéndolo en el cátodo de una celda electroquímica, lo que lo hace inmune a la oxidación.