ELECTROQUÍMICA

La electroquímica es una parte de la química que se dedica a estudiar las reacciones asociadas con la corriente eléctrica que circula en un circuito.
Las dos formas de representar las reacciones electroquímicas son:
1) Reacción de reducciónA + ne- → An-
cuando la corriente eléctrica suministra electrones a la sustancia A, y
2) Reacción de oxidación B - ne- → Bn-
cuando la corriente eléctrica sustrae electrones a la sustancia B.
En estas reacciones, A y B representan sustancias químicas, n es un número entero que se asocia al equivalente de carga que reacciona con las sustancias A y B; e- representa a los electrones que se insertan en la sustancia A o se retiran de la sustancia B, y los superíndices n- y n+ representan los números de carga eléctrica adquiridos por las sustancias A y B (el positivo representa una deficiencia y el negativo un exceso).
Cuando B tiene una carga positiva, Bn+, se llama catión, y cuando A tiene una negativa, An-, se llama anión. No hay que olvidar que la escritura de reacciones químicas, y por lo tanto de las electroquímicas, es una representación de las sustancias que se ponen en contacto con la carga eléctrica para reaccionar y producir una nueva sustancia.

Algunos dispositivos que funcionan cuando se llevan a cabo reacciones electroquímicas son las pilas o baterías utilizadas en el automóvil, relojes, teléfonos celulares, computadoras, entre otros. O cuando se hace una electrólisis y se deposita un metal sobre una superficie a partir de su forma iónica (metales disueltos).
La electroquímica es una disciplina muy versátil que puede ayudar a resolver innumerables problemas que van desde dispositivos que funcionan como fuentes alternas de energía (celdas de combustible) hasta unidades de proceso en las plantas de extracción y refinación de metales (celdas de electrólisis), pasando por procesos de corrosión. Otra aplicación importante de la electroquímica se da en el análisis químico, donde se hace uso de sensores electroquímicos cuyas mediciones se adquieren como diferencias de voltaje (potenciómetros) o corrientes eléctricas (amperímetros). De los sensores potenciométricos se puede menciona el electrodo de pH y los de ion selectivo y en cuanto a los sensores amperométricos se destacan los electrodos inertes de carbón vítreo, platino y oro, que sólo sirven de soporte para reacciones de oxidación o de reducción.

La electroquímica está considerada una disciplina versátil y es flexible a las necesidades de cualquier persona que requiera conocer cómo y bajo qué condiciones se transfiere la carga eléctrica a una sustancia para formar nuevos compuestos o tan sólo medir su concentración.

Reseña histórica
En la historia de la electroquímica no se puede dejar de hacer referencia a los primeros científicos que utilizaron la electricidad para sus experimentos. El más antiguo de ellos fue William Gilbert (1544-1603), quien descubrió el magnetismo por el paso de una corriente eléctrica, seguido de Otto von Guericke (1602-1686), quien construyó el primer generador de electricidad en su natal Alemania. A mediados del siglo xvi, el francés Charles Françoise de Cisternay du Fay (1698-1739) estableció que la electricidad podía tener dos signos: el positivo y el negativo, e incluso la explicó como dos tipos de fluido, el fluido positivo y el fluido negativo. No pasó mucho tiempo para que Benjamin Franklin (1706-1806) contradijera esta teoría y la rebatiera insistiendo en que la electricidad era sólo de un tipo de fluido. Posteriormente, aparecieron las disertaciones de Charles-Augustin de Coulomb (1736-1806), quien dictó la ley de la atracción y repulsión electrostática en 1781, y en su honor se denominó la unidad de carga como el coulomb, representado por una letra C en el Sistema Internacional (si) de unidades.
El primer hecho histórico relacionado con la electroquímica y que trascendió en el estudio de la interacción de la electricidad con las reacciones químicas se atribuye al anatomista y médico italiano Luigi Galvani (1737-1798), quien propuso la existencia de “la electricidad animal”. Galvani publicó su ensayo titulado De Viribus Electricitatis in Motum Musculari Commentarius, donde propuso que el tejido animal tenía una fuerza vital desconocida que activaba los nervios y músculos cuando se tocaban con un metal. Esto lo demostró innumerables ocasiones utilizando las ancas de una rana muerta e incluso ranas vivas. En sus experimentos se pudo constatar que la contracción de los músculos se manifestaba por el paso de una corriente eléctrica. Independientemente de la veracidad de la fuerza vital desconocida, la contribución de Galvani fue determinante en el avance de las neurociencias. Por otra parte, el nombre de Galvani se asoció con el término “galvanizado”, que significa la formación de un recubrimiento protector sobre un metal por el paso de una corriente, creando una protección contra el fenómeno de corrosión de los materiales metálicos.

A inicios del siglo xix, se llevan a cabo los trabajos de Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta (1745-1827), profesor de filosofía natural en la Universidad de Pavia, Italia, que sirvieron de piedra angular para una serie de definiciones en física y electroquímica. Su fama creció cuando contradijo la hipótesis de Galvani y confirmó que no existe un tipo de electricidad animal, sino que la electricidad que hacía contraer los músculos de la rana se debía a la composición de los materiales de los cables que se utilizaban a los extremos de las ancas. Es decir, uno de los alambres era Cu y el otro era Zn y, en realidad, la electricidad fluía debido a la diferencia de potencial eléctrico de los dos metales. De hecho el dispositivo utilizado por Volta se conoce como la “pila voltaica”, cuyos electrodos son precisamente discos de Cu y Zn sumergidos en una solución que contiene iones que transportan la carga eléctrica en solución. En honor a Volta, se asignó la unidad de potencial eléctrico al Volt, V, en el si de unidades. La pila voltaica sirvió también para introducir la idea de la conducción iónica que es un mecanismo de conducción de la electricidad que presentan las sales disueltas en agua, también llamadas electrolitos. Aunque fue casi un siglo después que Arrhenius explicó la disociación de las sales en soluciones acuosas.

Al repetir el experimento de Volta, William Nicholson (1753-1815) quiso determinar las cargas en cada lado de la pila voltaica y por accidente dejó caer agua encima de las conexiones, percatándose de que se formaban burbujas de gas. Para comprobar sus sospechas, John Willen Ritter (1776-1810) sumergió las terminales de la pila en agua y observó el desprendimiento de burbujas de oxígeno e hidrógeno. Curiosamente la electricidad generada entre el Cu y Zn se aprovechó para descomponer el agua en sus elementos. A este proceso de descomposición del agua por el paso de una corriente eléctrica se le conoce con el nombre de “electrólisis”. En esta misma época también aparecieron los trabajos de Henry Cavendish (1731-1810), quien hizo experimentos de electrólisis cuantitativos para determinar la composición del agua (véase figura 3 para identificar la proporción dos de hidrógeno por uno de oxígeno).

A partir de esa época se desencadenaron innumerables investigaciones alrededor de la electroquímica. Por citar algunos ejemplos de interés tecnológico, está la técnica del electroplatinado, que consiste en recubrir una superficie con una capa de metal puro. Este procedimiento se hace partiendo de una sal del metal a depositar disuelta (de preferencia en agua) que asegure la presencia de cationes metálicos. Una vez disuelta la sal se hace pasar una corriente eléctrica entre dos electrodos sumergidos en la solución iónica. La formación de la capa de metal depositado se hace al incorporar los cationes sobre el cátodo y se le denomina “reacción de reducción”. Es por esto que las piezas que se van a recubrir de metal deben funcionar como cátodos en una celda de electroplatinado.

El mismo principio de la celda de electroplatinado se utiliza para la refinación de metales. De esta técnica existen dos variantes, la primera se hace a partir de soluciones acuosas que contienen al metal que se desea refinar en forma catiónica (similar al electroplatinado). La segunda se hace a partir de lingotes impuros que se conectan como ánodos. Al quedar sumergidos los ánodos en una solución electrolítica, se lleva a cabo una disolución o reacción de oxidación y en el contraelectrodo (el cátodo) se realiza el electrodepósito del metal puro.

Cabe destacar que a mediados del siglo xix el interés se dirigió hacia mejorar las pilas o baterías utilizando diferentes materiales como electrodos y diversas soluciones electrolíticas.

Se ha constatado que el principio de funcionamiento de una pila o batería y de una celda de electrólisis es diferente a pesar de que ambos tienen ánodo, cátodo y solución electrolítica. En cuanto a las celdas de electrólisis se sabe que consumen electricidad, mientras que las pilas o baterías la generan. Para entender esta diferencia es conveniente recurrir a la escala de potenciales estándar de oxido reducción y distinguir las reacciones que se desencadenan tanto en el ánodo como en el cátodo.

Si la reacción del cátodo (reducción) tiene un potencial estándar de oxido-reducción mayor al del ánodo (oxidación) en condiciones estándar (25°C, 1 atm y concentración 1 M de todas las sustancias que participan en la reacción electroquímica) entonces la celda corresponde a un generador de electricidad y puede ser una celda de combustible, una pila o una batería. Si la reacción que se espera que ocurra en el cátodo tiene un potencial menor que el de la reacción que debe ocurrir en el ánodo, entonces la celda es de electrólisis.

Por breve que sea una reseña histórica de la electroquímica, ésta no puede dejar de mencionar al físico inglés Michael Faraday (1791-1867), quien sistematizó los experimentos de electrólisis. Faraday encontró un número que se repetía constantemente al buscar la equivalencia de la carga que pasaba por un circuito con la cantidad de material depositado en un cátodo. Este número se conoce como “constante de Faraday” y es aproximadamente 96500 C/equivalente molar de e– en la reacción. Por otra parte, en honor a Faraday se creó la unidad conocida como faradio, f, y que se utiliza para medir la capacitancia eléctrica de un material.

En la era moderna, los siguientes científicos se han dado a conocer por sus contribuciones al avance de la electroquímica, algunos de ellos se han hecho acreedores al Premio Nobel de química: Walter Herman Nernst (1864-1941), Julius Tafel (1862-1918), Jaroslav Heirovsky (1890-1967), Veniamin Grigorevick Levick (1917-1987), Ulrich Evans (1889-1980), Marcel Pourbaix (1904-1998), Edward Brough Randles (1912-1998), John Albert Valentine Buttler (1889-1977), Max Volmer (1885-1965), Heinz Gerischer (1919-1994), Brian Evans Conway (1927-2005), John O’Mara Bockris (1923-), Revaz Dogonadze (1931-1985) y Rudolph Marcus (1923-).

 

CONDUCTORES DE PRIMERA Y SEGUNDA CLASE

La forma de unirse los átomos entre sí para formar las moléculas y constituir la materia está relacionada con las propiedades físicas, por eso estudiando las propiedades físicas se puede llegar a establecer el tipo de unión entre los átomos.
Una de las propiedades que es fácil de estudiar y que determina el tipo de enlace es el comportamiento frente a la corriente eléctrica. Cuando una sustancia se somete a la acción de un generador eléctrico pueden darse tres posibilidades:

1. Conduce sin descomponerse
2. Conduce descomponiéndose
3. No conduce


Cada uno de ellos va unido a uno de los tres tipos de enlaces químicos entre los átomos:

1. metálico
2. iónico
3. covalente

  • Los metales se caracterizan por conducir la corriente eléctrica sin cambiar su estructura y por eso se les conoce como conductores de primera especie.
  • Los compuestos que tienen enlace iónico son cristalinos, solubles en agua y las disoluciones acuosas, o los propios compuestos fundidos, conducen la corriente eléctrica pero al pasar la corriente se rompen los enlaces químicos y se convierten en otras sustancias por eso se les conoce como conductores de segunda clase.
  • Los compuestos que tienen enlaces covalentes no conducen la corriente.

 

 

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