Fonaments de l'Electroquímica: Cel·les, Elèctrodes i Nernst

Què és l'Electroquímica?

L'electroquímica estudia els canvis químics que produeixen un corrent elèctric i la generació d’electricitat mitjançant reaccions químiques. El sistema de reacció es troba a l’interior d’una cel·la i el corrent elèctric hi penetra o en surt mitjançant els elèctrodes.

Els llocs d’oxidació i reducció es troben separats físicament, de manera que l’oxidació es produeix en un elèctrode mentre que la reducció es produeix en un altre.

Tipus de Cel·les Electroquímiques

Hi ha dos tipus principals de cel·les electroquímiques:

1. Cel·les electrolítiques: Són aquelles en les quals l'energia elèctrica que procedeix d’una font externa provoca reaccions químiques no espontànies.
2. Cel·les voltaiques o galvàniques: Són aquelles en les quals les reaccions químiques espontànies produeixen electricitat, la qual surt a un circuit extern.

Conductivitat Elèctrica

El corrent elèctric representa la transferència de càrrega. La càrrega es pot conduir mitjançant:

• Conductivitat metàl·lica: Es condueix la càrrega a través d’un metall. Hi ha un flux d’electrons sense que hi hagi un flux similar d’àtoms del metall i sense canvis evidents en el metall.
• Conductivitat iònica o electrolítica: La conducció de corrent elèctric es produeix pel moviment d’ions a través d’una solució o líquid pur. Els ions amb càrrega positiva migren cap a l'elèctrode negatiu, mentre que els ions amb càrrega negativa es mouen cap a l'elèctrode positiu.

Els Elèctrodes: Càtode i Ànode

Els elèctrodes són superfícies sobre les quals es produeixen les semireaccions d’oxidació i reducció. Poden o no participar en les reaccions. Els que no reaccionen s’anomenen elèctrodes inerts.

Sense importar el tipus de cel·la (electrolítica o voltaica), les definicions són:

• El càtode es defineix com l'elèctrode en el qual es produeix la reducció (guany d'electrons).
• L’ànode es defineix com l’elèctrode en el qual es produeix l’oxidació (pèrdua d'electrons).

Llei de Faraday de l’Electròlisi

Una unitat quantitativa d’electricitat es coneix en l’actualitat com faraday. Un faraday d’electricitat correspon al pas d’un mol d’electrons.

Unitats Clau

• 1 ampere (A) = 1 coulomb/segon (C/s)
• 1 faraday (F) = 6,022·10²³ electrons = 96.487 C

Cel·les Voltaiques o Galvàniques

Les cel·les voltaiques o galvàniques són cel·les electroquímiques en les quals les reaccions espontànies d’oxidació-reducció produeixen energia elèctrica. Les dues meitats de la reacció redox es troben separades, cosa que fa que la transferència d’electrons hagi d’efectuar-se a través d’un circuit extern. D’aquesta manera s’obté energia elèctrica útil.

Exemples de Cel·les Voltaiques

• Totes les piles seques que s’utilitzen en petits aparells.
• Els acumuladors i bateries.

La Semicel·la i el Pont Salí

Una semicel·la conté les formes oxidades i reduïdes d’un element, o alguna altra espècie més complexa, en contacte mutu.

El pont salí serveix per a tres funcions essencials:

1. Permet el contacte elèctric entre les dues solucions.
2. Evita que es barregin les solucions dels elèctrodes.
3. Manté la neutralitat elèctrica en cada semicel·la.

Potencial d'Elèctrode Estàndard (Eº)

Com més positiu sigui el valor d'Eº per a una semireacció, major serà la tendència que aquesta semireacció passi en la direcció de la dreta (reducció). Pel contrari, com més negatiu sigui el valor d'Eº per a una semireacció, major serà la tendència d'aquesta semireacció a produir-se en direcció inversa a la manera com es troba escrita.

Equació de Nernst

L’equació de Nernst s'utilitza per calcular els potencials d'elèctrode o potencials de les cel·les per a concentracions i pressions parcials diferents als valors de l'estat estàndard (*):

E = Eº - (2,033 * R * T / n * F) log Q

On Q és el quocient de reacció:

Q = [productes]^mols / [reactius]^mols

o

Q = [oxidació]^mols / [reducció]ⁿ

Consideracions per a Q

• Si hi ha sòlids, la concentració serà 1.
• Si hi ha gas, la concentració serà la pressió parcial.
• L'aigua no es considera.