Electroquímica

La electroquímica estudia la relación entre reacciones redox y corriente eléctrica: una pila convierte energía química en eléctrica y la electrólisis hace lo contrario. Si dominas la idea de quién se oxida y quién se reduce, el resto del tema es ordenar piezas.

Qué debes dominar

• Repaso redox: la oxidación pierde electrones y la reducción los gana; las semirreacciones se escriben por separado.
• Celda galvánica (pila): reacción espontánea. El ánodo es donde ocurre la oxidación y el cátodo donde ocurre la reducción; los electrones van del ánodo al cátodo por el circuito externo, y el puente salino cierra el circuito con iones.
• Potencial estándar: E° de la celda = E° del cátodo − E° del ánodo. En la pila Zn/Cu, con 0.34 V para el cobre y −0.76 V para el zinc, E° = 1.10 V; un valor positivo indica reacción espontánea.
• Celda electrolítica: usa corriente para forzar una reacción no espontánea, como la electrólisis del agua o del cloruro de sodio fundido. Aquí el ánodo es positivo y el cátodo negativo.
• Leyes de Faraday: la masa depositada es proporcional a la carga. Con 2 A durante 965 s pasan 1930 C, unos 0.02 mol de electrones, y se depositan unos 0.64 g de cobre desde Cu²⁺ (necesita 2 electrones por átomo).
• Aplicaciones: galvanoplastia, corrosión, baterías y refinación de metales.

Cómo practicarlo

Se da un esquema de pila y se pide señalar ánodo, cátodo y sentido de los electrones; se comparan potenciales para predecir si una reacción ocurre; o se calcula la masa depositada con la carga y la masa molar.

Errores comunes

• Decir que el cátodo es siempre positivo: lo es en la pila, pero en la electrólisis es negativo. Lo constante es que en el cátodo hay reducción.
• Restar los potenciales al revés.
• Olvidar los electrones por átomo en el cálculo de Faraday.