Electroquímica

Químico inglés John Daniell (izquierda) y físico Michael Faraday (derecha), ambos acreditados como fundadores de la electroquímica hoy.

Electroquímica es la rama de la química física que se ocupa de la relación entre la diferencia de potencial eléctrico, como un fenómeno medible y cuantitativo, y el cambio químico identificable, con la diferencia de potencial como resultado de un cambio químico particular., o viceversa. Estas reacciones involucran electrones que se mueven a través de una fase conductora electrónica (típicamente un circuito eléctrico externo, pero no necesariamente, como en el recubrimiento sin electricidad) entre electrodos separados por un electrolito conductor iónico y aislante electrónico (o especies iónicas en una solución).

Cuando una reacción química es impulsada por una diferencia de potencial eléctrico, como en la electrólisis, o si una diferencia de potencial resulta de una reacción química como en una batería eléctrica o celda de combustible, se denomina electroquímica reacción. A diferencia de otras reacciones químicas, en las reacciones electroquímicas los electrones no se transfieren directamente entre átomos, iones o moléculas, sino a través del circuito conductor electrónico antes mencionado. Este fenómeno es lo que distingue una reacción electroquímica de una reacción química convencional.

Historia

físico alemán Otto von Guericke junto a su generador eléctrico mientras realiza un experimento.

Siglo XVI-XVIII

La comprensión de los asuntos eléctricos comenzó en el siglo XVI. Durante este siglo, el científico inglés William Gilbert pasó 17 años experimentando con el magnetismo y, en menor medida, con la electricidad. Por su trabajo sobre los imanes, Gilbert se hizo conocido como el "padre del magnetismo". Descubrió varios métodos para producir y fortalecer imanes.

En 1663, el físico alemán Otto von Guericke creó el primer generador eléctrico, que producía electricidad estática aplicando fricción en la máquina. El generador estaba hecho de una gran bola de azufre fundida dentro de un globo de vidrio, montada sobre un eje. La bola se hacía girar por medio de una manivela y se producía una chispa eléctrica cuando se frotaba una almohadilla contra la bola mientras giraba. El globo podría retirarse y usarse como fuente para experimentos con electricidad.

A mediados del siglo XVIII, el químico francés Charles François de Cisternay du Fay había descubierto dos tipos de electricidad estática, y que las cargas iguales se repelen mientras que las cargas diferentes se atraen. Du Fay anunció que la electricidad constaba de dos fluidos: "vítreo" (del latín "vidrio"), o positivo, electricidad; y "resinosa," o negativa, electricidad. Esta era la teoría de dos fluidos de la electricidad, a la que se opondría la teoría de un fluido de Benjamin Franklin más adelante en el siglo.

Diagrama de finales de 1780 del experimento de Galvani en las piernas de rana.

En 1785, Charles-Augustin de Coulomb desarrolló la ley de la atracción electrostática como consecuencia de su intento de investigar la ley de las repulsiones eléctricas tal como la declaró Joseph Priestley en Inglaterra.

físico italiano Alessandro Volta mostrando su "batería" al emperador francés Napoleón Bonaparte a principios del siglo XIX.

A fines del siglo XVIII, el médico y anatomista italiano Luigi Galvani marcó el nacimiento de la electroquímica al establecer un puente entre las reacciones químicas y la electricidad en su ensayo "De Viribus Electricitatis in Motu Musculari Commentarius" (Comentario del latín sobre el efecto de la electricidad en el movimiento muscular) en 1791, donde propuso una "sustancia nerviosa eléctrica" sobre las formas de vida biológica.

En su ensayo, Galvani concluyó que el tejido animal contenía una fuerza vital innata hasta ahora descuidada, a la que denominó "electricidad animal", que activaba los nervios y los músculos. atravesado por sondas de metal. Creía que esta nueva fuerza era una forma de electricidad además de la forma "natural" producida por el relámpago o por la anguila eléctrica y el rayo torpedo, así como la & #34;forma artificial" producida por fricción (es decir, electricidad estática).

Los colegas científicos de Galvani generalmente aceptaron sus puntos de vista, pero Alessandro Volta rechazó la idea de un "fluido eléctrico animal" respondiendo que la rana las piernas respondieron a las diferencias en el temperamento, la composición y el volumen del metal. Galvani refutó esto al obtener acción muscular con dos piezas del mismo material. Sin embargo, la experimentación de Volta lo llevó a desarrollar la primera batería práctica, que aprovechaba la energía relativamente alta (unión débil) del zinc y podía entregar una corriente eléctrica durante mucho más tiempo que cualquier otro dispositivo conocido en ese momento.

Siglo XIX

El retrato de Sir Humphry Davy en el siglo 19.

En 1800, William Nicholson y Johann Wilhelm Ritter lograron descomponer el agua en hidrógeno y oxígeno mediante electrólisis utilizando la batería de Volta. Poco después, Ritter descubrió el proceso de galvanoplastia. También observó que la cantidad de metal depositado y la cantidad de oxígeno producido durante un proceso electrolítico dependía de la distancia entre los electrodos. En 1801, Ritter observó las corrientes termoeléctricas y anticipó el descubrimiento de la termoelectricidad por parte de Thomas Johann Seebeck.

En la década de 1810, William Hyde Wollaston realizó mejoras en la celda galvánica. El trabajo de Sir Humphry Davy con la electrólisis llevó a la conclusión de que la producción de electricidad en celdas electrolíticas simples era el resultado de la acción química y que la combinación química se producía entre sustancias de carga opuesta. Este trabajo condujo directamente al aislamiento de sodio y potasio metálicos por electrólisis de sus sales fundidas, y de los metales alcalinotérreos de las suyas, en 1808.

El descubrimiento de Hans Christian Ørsted del efecto magnético de las corrientes eléctricas en 1820 fue inmediatamente reconocido como un avance que hizo época, aunque dejó el trabajo adicional sobre el electromagnetismo a otros. André-Marie Ampère repitió rápidamente el experimento de Ørsted y los formuló matemáticamente.

En 1821, el físico estonio-alemán Thomas Johann Seebeck demostró el potencial eléctrico entre los puntos de unión de dos metales diferentes cuando existe una diferencia de temperatura entre las uniones.

En 1827, el científico alemán Georg Ohm expresó su ley en este famoso libro "Die galvanische Kette, mathematisch bearbeitet" (El circuito galvánico investigado matemáticamente) en el que dio su teoría completa de la electricidad.

En 1832, los experimentos de Michael Faraday lo llevaron a enunciar sus dos leyes de la electroquímica. En 1836, John Daniell inventó una celda primaria que resolvió el problema de la polarización al introducir iones de cobre en la solución cerca del electrodo positivo y así eliminar la generación de gas hidrógeno. Los resultados posteriores revelaron que en el otro electrodo, el zinc amalgamado (es decir, zinc aleado con mercurio) produciría un voltaje más alto.

Chemista sueco Svante Arrhenius retrato alrededor de 1880s.

William Grove produjo la primera celda de combustible en 1839. En 1846, Wilhelm Weber desarrolló el electrodinamómetro. En 1868, Georges Leclanché patentó una nueva celda que finalmente se convirtió en la precursora de la primera batería ampliamente utilizada en el mundo, la celda de zinc-carbono.

Svante Arrhenius publicó su tesis en 1884 sobre Recherches sur la conductibilité galvanique des électrolytes (Investigaciones sobre la conductividad galvánica de electrolitos). A partir de sus resultados, el autor concluyó que los electrolitos, cuando se disuelven en agua, se dividen o disocian en diversos grados en iones positivos y negativos eléctricamente opuestos.

En 1886, Paul Héroult y Charles M. Hall desarrollaron un método eficiente (el proceso Hall-Héroult) para obtener aluminio mediante electrólisis de alúmina fundida.

En 1894, Friedrich Ostwald concluyó importantes estudios sobre la conductividad y la disociación electrolítica de los ácidos orgánicos.

El científico alemán Walther Nernst retrato en los 1910.

Walther Hermann Nernst desarrolló la teoría de la fuerza electromotriz de la celda voltaica en 1888. En 1889, demostró cómo las características del voltaje producido podrían usarse para calcular el cambio de energía libre en la reacción química que produce el voltaje. Construyó una ecuación, conocida como ecuación de Nernst, que relacionaba el voltaje de una celda con sus propiedades.

En 1898, Fritz Haber demostró que los productos de reducción definidos pueden resultar de procesos electrolíticos si el potencial en el cátodo se mantiene constante. En 1898, explicó la reducción de nitrobenceno en etapas en el cátodo y esto se convirtió en el modelo para otros procesos de reducción similares.

Siglo XX

En 1902, se fundó la Sociedad Electroquímica (ECS).

En 1909, Robert Andrews Millikan inició una serie de experimentos (ver experimento de la gota de aceite) para determinar la carga eléctrica que transporta un solo electrón. En 1911, Harvey Fletcher, trabajando con Millikan, logró medir la carga del electrón reemplazando las gotas de agua utilizadas por Millikan, que se evaporaron rápidamente, con gotas de aceite. Dentro de un día, Fletcher midió la carga de un electrón con varios decimales.

En 1923, Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry publicaron esencialmente la misma teoría sobre cómo se comportan los ácidos y las bases, usando una base electroquímica.

En 1937, Arne Tiselius desarrolló el primer aparato electroforético sofisticado. Algunos años más tarde, recibió el Premio Nobel de 1948 por su trabajo en electroforesis de proteínas.

Un año después, en 1949, se fundó la Sociedad Internacional de Electroquímica (ISE).

En las décadas de 1960 y 1970, Revaz Dogonadze y sus alumnos desarrollaron la electroquímica cuántica.

Principios

Oxidación y reducción

El término "redox" significa reducción-oxidación. Se refiere a procesos electroquímicos que implican la transferencia de electrones hacia o desde una molécula o ion, cambiando su estado de oxidación. Esta reacción puede ocurrir mediante la aplicación de un voltaje externo o mediante la liberación de energía química. La oxidación y la reducción describen el cambio de estado de oxidación que tiene lugar en los átomos, iones o moléculas que intervienen en una reacción electroquímica. Formalmente, el estado de oxidación es la carga hipotética que tendría un átomo si todos los enlaces a átomos de diferentes elementos fueran 100% iónicos. Un átomo o ion que cede un electrón a otro átomo o ion aumenta su estado de oxidación, y el receptor del electrón con carga negativa disminuye su estado de oxidación.

Por ejemplo, cuando el sodio atómico reacciona con el cloro atómico, el sodio dona un electrón y alcanza un estado de oxidación de +1. El cloro acepta el electrón y su estado de oxidación se reduce a -1. El signo del estado de oxidación (positivo/negativo) en realidad corresponde al valor de la carga electrónica de cada ion. La atracción de los iones de sodio y cloro con diferente carga es la razón por la que forman un enlace iónico.

La pérdida de electrones de un átomo o molécula se denomina oxidación y la ganancia de electrones se denomina reducción. Esto se puede recordar fácilmente mediante el uso de recursos mnemotécnicos. Dos de los más populares son "OIL RIG" (Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain) y "LEO" dice el león "GER" (Electrones perdidos: oxidación, electrones ganados: reducción). La oxidación y la reducción siempre ocurren en forma pareja, de modo que una especie se oxida cuando otra se reduce. Para los casos en los que se comparten electrones (enlaces covalentes) entre átomos con grandes diferencias en electronegatividad, el electrón se asigna al átomo con la mayor electronegatividad para determinar el estado de oxidación.

El átomo o molécula que pierde electrones se conoce como agente reductor, o reductor, y la sustancia que acepta los electrones se denomina agente oxidante, o oxidante. Así, el agente oxidante siempre se reduce en una reacción; el agente reductor siempre se oxida. El oxígeno es un agente oxidante común, pero no el único. A pesar del nombre, una reacción de oxidación no necesariamente necesita involucrar oxígeno. De hecho, un fuego puede ser alimentado por un oxidante distinto del oxígeno; Los fuegos de flúor a menudo no se apagan, ya que el flúor es un oxidante aún más fuerte (tiene un enlace más débil y una electronegatividad más alta, y por lo tanto acepta electrones incluso mejor) que el oxígeno.

Para las reacciones que involucran oxígeno, la ganancia de oxígeno implica la oxidación del átomo o molécula a la que se agrega el oxígeno (y el oxígeno se reduce). En los compuestos orgánicos, como el butano o el etanol, la pérdida de hidrógeno implica la oxidación de la molécula de la que se pierde (y el hidrógeno se reduce). Esto se debe a que el hidrógeno dona su electrón en enlaces covalentes con no metales, pero se lleva el electrón cuando se pierde. Por el contrario, la pérdida de oxígeno o la ganancia de hidrógeno implica reducción.

Equilibrar reacciones redox

Las reacciones electroquímicas en el agua se analizan mejor utilizando el método de iones y electrones, donde se agregan H+, iones OH−, H2O y electrones (para compensar los cambios de oxidación) a las semirreacciones de la celda para oxidación y reducción.

Medio ácido

En medio ácido, se añaden iones H+ y agua para equilibrar cada semirreacción. Por ejemplo, cuando el manganeso reacciona con el bismutato de sodio.

Reacción desequilibradaMn²⁺aq) + NaBiO₃s) → Bi³⁺aq) + MnO⁻
₄aq)

Oxidación: 4 H₂Ol) + Mn²⁺aq) → MnO⁻
₄aq) + 8 H⁺aq) + 5 e⁻

Reducción: 2 e⁻ + 6 H⁺aq) + BiO⁻
₃s) → Bi³⁺aq) + 3 H₂Ol)

Finalmente, la reacción se equilibra multiplicando los coeficientes estequiométricos para que la cantidad de electrones en ambas reacciones coincida.

8 H₂Ol) + 2 Mn²⁺aq) → 2 MnO⁻
₄aq) + 16 H⁺aq) + 10 e⁻

10 e⁻ + 30 H⁺aq) + 5 BiO⁻
₃s) → 5 Bi³⁺aq) + 15 H₂Ol)

y sumando las medias reacciones resultantes para dar la reacción balanceada:

14 H⁺aq) + 2 Mn²⁺aq) + 5 NaBiO₃s) → 7 H₂Ol) + 2 MnO⁻
₄aq) + 5 Bi³⁺aq) + 5 Na⁺aq)

Básico medio

En medio básico, se añaden iones OH− y agua para equilibrar cada semirreacción. Por ejemplo, en una reacción entre potasio y sulfito de sodio:

Reacción desequilibradaKMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂O → MnO₂ + Na₂SO₄ + KOH

Reducción: 3 e⁻ + 2 H₂O + MnO⁻
₄ → MnO₂ + 4 Oh.⁻

Oxidación: 2 OH⁻ + SO^{2 - 2}
₃ → SO^{2 - 2}
₄ + H₂O + 2 e⁻

Aquí, 'iones espectadores' (K⁺, Na⁺) se omitieron de las semirreacciones. Al multiplicar los coeficientes estequiométricos para que el número de electrones en ambas medias reacciones coincida:

6 e⁻ + 4 H₂O + 2 MnO⁻
₄ → 2 MnO₂ + 8 OH⁻

6 OH⁻ + 3 SO^{2 - 2}
₃ → 3 SO^{2 - 2}
₄ + 3 H₂O + 6 e⁻

Se obtiene la reacción global equilibrada:

2 KMnO₄ + 3 Na₂SO₃ + H₂O → 2 MnO₂ + 3 Na₂SO₄ + 2 KOH

Medio neutro

Se puede aplicar el mismo procedimiento que se usa en medio ácido, por ejemplo, para equilibrar la combustión completa de propano:

Reacción desequilibrada: C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O

Reducción: 4 H⁺ + O₂ + 4 e⁻ → 2 H₂O

Oxidación: 6 H₂O + C₃H₈ → 3 CO₂ + 20 e⁻ + 20 H⁺

Al multiplicar los coeficientes estequiométricos para que coincidan los números de electrones en ambas medias reacciones:

20 H⁺ + 5 O₂ + 20 e⁻ → 10 H₂O

6 H₂O + C₃H₈ → 3 CO₂ + 20 e⁻ + 20 H⁺

Se obtiene la ecuación balanceada:

C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O

Celdas electroquímicas

Una celda electroquímica es un dispositivo que produce una corriente eléctrica a partir de la energía liberada por una reacción redox espontánea. Este tipo de celda incluye la celda galvánica o celda voltaica, llamada así por Luigi Galvani y Alessandro Volta, ambos científicos que realizaron experimentos sobre reacciones químicas y corriente eléctrica a fines del siglo XVIII.

Las celdas electroquímicas tienen dos electrodos conductores (el ánodo y el cátodo). El ánodo se define como el electrodo donde ocurre la oxidación y el cátodo es el electrodo donde ocurre la reducción. Los electrodos pueden estar hechos de cualquier material suficientemente conductor, como metales, semiconductores, grafito e incluso polímeros conductores. Entre estos electrodos está el electrolito, que contiene iones que pueden moverse libremente.

La celda galvánica utiliza dos electrodos de metal diferentes, cada uno en un electrolito donde los iones cargados positivamente son la forma oxidada del metal del electrodo. Un electrodo se oxidará (ánodo) y el otro se reducirá (cátodo). El metal del ánodo se oxidará, pasando de un estado de oxidación 0 (en forma sólida) a un estado de oxidación positivo y se convertirá en un ion. En el cátodo, el ion metálico en solución aceptará uno o más electrones del cátodo y el estado de oxidación del ion se reduce a 0. Esto forma un metal sólido que se electrodeposita en el cátodo. Los dos electrodos deben estar conectados eléctricamente entre sí, lo que permite un flujo de electrones que salen del metal del ánodo y fluyen a través de esta conexión a los iones en la superficie del cátodo. Este flujo de electrones es una corriente eléctrica que se puede usar para hacer trabajo, como hacer girar un motor o encender una luz.

Una celda galvánica cuyos electrodos son zinc y cobre sumergidos en sulfato de zinc y sulfato de cobre, respectivamente, se conoce como celda de Daniell.

Las semirreacciones en una celda de Daniell son las siguientes:

Electrodo Zinc (anodo): Zns) → Zn²⁺aq) + 2 e⁻

Electrodo de cobre (cathode): Cu²⁺aq) + 2 e⁻ → Cus)

Un soporte celular moderno para la investigación electroquímica. Los electrodos se adhieren a alambres metálicos de alta calidad, y el soporte se une a un potentiostat/galvanostat (no representado). Un recipiente en forma de vidrio con inyección se calienta con un gas noble y se sella con el bloque Teflon.

En este ejemplo, el ánodo es el metal de zinc que se oxida (pierde electrones) para formar iones de zinc en solución, y los iones de cobre aceptan electrones del electrodo de metal de cobre y los iones se depositan en el cátodo de cobre como un electrodepósito. Esta celda forma una batería simple ya que generará espontáneamente un flujo de corriente eléctrica del ánodo al cátodo a través de la conexión externa. Esta reacción se puede conducir a la inversa aplicando un voltaje, lo que da como resultado la deposición de zinc metálico en el ánodo y la formación de iones de cobre en el cátodo.

Para proporcionar un circuito eléctrico completo, también debe haber una ruta de conducción iónica entre los electrolitos del ánodo y el cátodo, además de la ruta de conducción de electrones. La ruta de conducción iónica más simple es proporcionar una unión líquida. Para evitar la mezcla entre los dos electrolitos, la unión líquida se puede proporcionar a través de un tapón poroso que permite el flujo de iones y minimiza la mezcla de electrolitos. Para minimizar aún más la mezcla de electrolitos, se puede utilizar un puente salino que consta de un gel saturado de electrolito en un tubo en U invertida. A medida que los electrones cargados negativamente fluyen en una dirección alrededor de este circuito, los iones metálicos cargados positivamente fluyen en la dirección opuesta en el electrolito.

Un voltímetro es capaz de medir el cambio de potencial eléctrico entre el ánodo y el cátodo.

El voltaje de la celda electroquímica también se conoce como fuerza electromotriz o fem.

Se puede usar un diagrama de celda para seguir la trayectoria de los electrones en la celda electroquímica. Por ejemplo, aquí hay un diagrama de celda de una celda de Daniell:

Zns) Silencio²⁺ (1 M) Silencioso Cu²⁺ (1 M) Silencio Cus)

Primero se escribe la forma reducida del metal a oxidar en el ánodo (Zn). Este está separado de su forma oxidada por una línea vertical, que representa el límite entre las fases (cambios de oxidación). Las líneas verticales dobles representan el puente salino sobre la célula. Finalmente, se escribe la forma oxidada del metal a reducir en el cátodo, separada de su forma reducida por la línea vertical. La concentración de electrolito se proporciona ya que es una variable importante para determinar el potencial exacto de la celda.

Potencial de electrodo estándar

Para permitir la predicción del potencial de celda, están disponibles tabulaciones de potencial de electrodo estándar. Tales tabulaciones se refieren al electrodo de hidrógeno estándar (SHE). El electrodo de hidrógeno estándar sufre la reacción

2 H⁺aq) + 2 e⁻ → H₂

que se muestra como una reducción pero, de hecho, el SHE puede actuar como ánodo o cátodo, dependiendo del potencial relativo de oxidación/reducción de la otra combinación de electrodo/electrolito. El término estándar en SHE requiere un suministro de gas hidrógeno burbujeado a través del electrolito a una presión de 1 atm y un electrolito ácido con actividad H⁺ igual a 1 (normalmente se supone que es [H⁺ ] = 1 mol/litro, es decir, pH = 0).

El electrodo SHE se puede conectar a cualquier otro electrodo mediante un puente salino y un circuito externo para formar una celda. Si el segundo electrodo también se encuentra en condiciones estándar, el potencial de celda medido se denomina potencial de electrodo estándar para el electrodo. El potencial de electrodo estándar para el SHE es cero, por definición. La polaridad del potencial del electrodo estándar proporciona información sobre el potencial de reducción relativo del electrodo en comparación con el SHE. Si el electrodo tiene un potencial positivo con respecto al SHE, significa que es un electrodo fuertemente reductor que obliga al SHE a ser el ánodo (un ejemplo es Cu en CuSO₄ acuoso con un electrodo estándar potencial de 0,337 V). Por el contrario, si el potencial medido es negativo, el electrodo es más oxidante que el SHE (como Zn en ZnSO₄ donde el potencial de electrodo estándar es −0,76 V).

Los potenciales de electrodo estándar generalmente se tabulan como potenciales de reducción. Sin embargo, las reacciones son reversibles y el papel de un electrodo particular en una celda depende del potencial relativo de oxidación/reducción de ambos electrodos. El potencial de oxidación de un electrodo en particular es simplemente el negativo del potencial de reducción. Se puede determinar un potencial de celda estándar buscando los potenciales de electrodo estándar para ambos electrodos (a veces llamados potenciales de media celda). El que sea más pequeño será el ánodo y se oxidará. El potencial de la celda se calcula luego como la suma del potencial de reducción del cátodo y el potencial de oxidación del ánodo.

E°_célula = E°_rojo (cathode) – E°_rojo (anodo) = E°_rojo (cathode) + E°_óxido (anode)

Por ejemplo, el potencial de electrodo estándar para un electrodo de cobre es:

Diagrama de celdas

Pts) Silencio₂ (1 atm) Silencio H⁺ (1 M) Silencioso Cu²⁺ (1 M) Silencio Cus)

E°_célula = E°_rojo (cathode) – E°_rojo (anode)

En condiciones estándar de temperatura, presión y concentración, la fem de la celda (medida con un multímetro) es de 0,34 V. Por definición, el potencial del electrodo para el SHE es cero. Así, el Cu es el cátodo y el SHE es el ánodo dando

E_célula = E°(Cu)²⁺/Cu) – E°(H)⁺/H₂)

O,

E°(Cu)²⁺/Cu) = 0,34 V

Los cambios en los coeficientes estequiométricos de una ecuación de celda balanceada no cambiarán el valor E°_rojo porque el potencial de electrodo estándar es una propiedad intensiva.

Espontaneidad de la reacción redox

Durante el funcionamiento de una celda electroquímica, la energía química se transforma en energía eléctrica. Esto se puede expresar matemáticamente como el producto de la fem de la celda E_celda medida en voltios (V) y la carga eléctrica Q _ele,trans transferido a través del circuito externo.

Energía eléctrica = E_célulaQ_ele,trans

Q_ele,trans es la corriente de celda integrada en el tiempo y medida en culombios (C); también se puede determinar multiplicando el número total n_e de electrones transferidos (medidos en moles) por la constante de Faraday (F).

La fem de la celda con corriente cero es la máxima fem posible. Se puede utilizar para calcular la máxima energía eléctrica posible que se podría obtener de una reacción química. Esta energía se denomina trabajo eléctrico y se expresa mediante la siguiente ecuación:

Wmax=Welectrical=− − neFEcell{displaystyle W_{mathrm {max} }=W_{mathrm {electrical} }=n_{e}FE_{mathrm {cell},

donde el trabajo se define como positivo cuando aumenta la energía del sistema.

Dado que la energía libre es la cantidad máxima de trabajo que se puede extraer de un sistema, se puede escribir:

Δ Δ G=− − neFEcell{displaystyle Delta G=-n_{e}FE_{mathrm {cell}

Un potencial de celda positivo da un cambio negativo en la energía libre de Gibbs. Esto es consistente con la producción celular de una corriente eléctrica desde el cátodo al ánodo a través del circuito externo. Si la corriente se conduce en la dirección opuesta imponiendo un potencial externo, entonces se realiza trabajo en la celda para impulsar la electrólisis.

Se puede utilizar una reacción electroquímica espontánea (cambio en la energía libre de Gibbs inferior a cero) para generar una corriente eléctrica en celdas electroquímicas. Esta es la base de todas las baterías y pilas de combustible. Por ejemplo, oxígeno gaseoso (O₂) y El hidrógeno (H₂) se puede combinar en una pila de combustible para formar agua y energía, normalmente una combinación de calor y energía eléctrica.

Por el contrario, las reacciones electroquímicas no espontáneas pueden impulsarse mediante la aplicación de una corriente con un voltaje suficiente. La electrólisis del agua en oxígeno gaseoso e hidrógeno es un ejemplo típico.

La relación entre la constante de equilibrio, K, y la energía libre de Gibbs para una celda electroquímica se expresa de la siguiente manera:

Δ Δ G∘ ∘ =− − RTIn⁡ ⁡ K=− − nFEcell∘ ∘ {displaystyle Delta G^{circ }=-RTln K=-nFE_{mathrm {cell}} {circo}.

Reordenando para expresar la relación entre el potencial estándar y los rendimientos constantes de equilibrio

Ecell∘ ∘ =RTnFIn⁡ ⁡ K{displaystyle E_{cell}{circ }={frac {RT}{nF}ln K}.

En T = 298 K, la ecuación anterior se puede reescribir usando el logaritmo de Briggs de la siguiente manera:

Ecell∘ ∘ =0,05916Vnlog⁡ ⁡ K{displaystyle E_{cell}{circ }={frac {0.05916,mathrm {V} {n}log K}

Dependencia de la fem celular en los cambios de concentración

Ecuación de Nernst

El potencial estándar de una celda electroquímica requiere condiciones estándar (ΔG°) para todos los reactivos. Cuando las concentraciones de los reactivos difieren de las condiciones estándar, el potencial de la celda se desviará del potencial estándar. En el siglo XX, el químico alemán Walther Nernst propuso un modelo matemático para determinar el efecto de la concentración de reactivos en el potencial de la celda electroquímica.

A finales del siglo XIX, Josiah Willard Gibbs había formulado una teoría para predecir si una reacción química es espontánea basándose en la energía libre

Δ Δ G=Δ Δ G∘ ∘ +RTIn⁡ ⁡ Q{displaystyle Delta G=Delta G^{circ }+RTln Q}

Aquí ΔG es el cambio en la energía libre de Gibbs, ΔG° es el potencial de celda cuando Q es igual a 1, T es la temperatura absoluta (Kelvin), R es la constante de los gases y Q es el cociente de reacción, que puede calcularse dividiendo las concentraciones de los productos entre las de reactivos, cada uno elevado a la potencia de su coeficiente estequiométrico, utilizando sólo aquellos productos y reactivos que son acuosos o gaseosos.

Gibbs' La contribución clave fue formalizar la comprensión del efecto de la concentración de reactivos en la espontaneidad.

Basado en Gibbs' trabajo, Nernst amplió la teoría para incluir la contribución del potencial eléctrico en las especies cargadas. Como se mostró en la sección anterior, el cambio en la energía libre de Gibbs para una celda electroquímica se puede relacionar con el potencial de la celda. Así, Gibbs' la teoría se convierte

neFΔ Δ E=neFΔ Δ E∘ ∘ − − RTIn⁡ ⁡ Q{displaystyle No. E=n_{e}FDelta E^{circ }-RTln Q}

Aquí n_e es el número de electrones (en moles), F es la constante de Faraday (en culombios/mol) y ΔE es el potencial de la celda (en voltios).

Finalmente, Nernst dividió por la cantidad de carga transferida para llegar a una nueva ecuación que ahora lleva su nombre:

Δ Δ E=Δ Δ E∘ ∘ − − RTnFIn⁡ ⁡ Q{displaystyle Delta E=Delta E^{circ ¿Qué?

Suponiendo condiciones estándar (T = 298 K o 25 °C) y R = 8,3145 J/(K·mol), la ecuación anterior se puede expresar en logaritmo de base 10 como se muestra a continuación:

Δ Δ E=Δ Δ E∘ ∘ − − 0,05916Vnlog⁡ ⁡ Q{displaystyle Delta E=Delta E^{circ ¿Qué?

Tenga en cuenta que RT/ F también se conoce como voltaje térmico V_T y se encuentra en el estudio de plasmas y semiconductores también. El valor 0.05916 V en la ecuación anterior es solo el voltaje térmico a temperatura estándar multiplicado por el logaritmo natural de 10.

Células de concentración

Una celda de concentración es una celda electroquímica donde los dos electrodos son del mismo material, los electrolitos en las dos semiceldas involucran los mismos iones, pero la concentración de electrolitos difiere entre las dos semiceldas.

Un ejemplo es una celda electroquímica, donde se sumergen dos electrodos de cobre en dos soluciones de sulfato de cobre(II), cuyas concentraciones son 0,05 M y 2,0 M, conectados a través de un puente salino. Este tipo de celda generará un potencial que puede ser predicho por la ecuación de Nernst. Ambos pueden someterse a la misma química (aunque la reacción procede a la inversa en el ánodo)

Cu²⁺aq) + 2 e⁻ → Cus)

El principio de Le Chatelier indica que la reacción es más favorable a la reducción a medida que aumenta la concentración de iones Cu²⁺. La reducción tendrá lugar en el compartimiento de la celda donde la concentración es mayor y la oxidación ocurrirá en el lado más diluido.

El siguiente diagrama de celdas describe la celda de concentración mencionada anteriormente:

Cus) Silencio²⁺ (0.05 M) Silencioso²⁺ (2.0 M) Silencio Cus)

donde las reacciones de semicelda de oxidación y reducción son:

Oxidación: Cus) → Cu²⁺ (0.05 M) + 2 e⁻

Reducción: Cu²⁺ (2.0 M) + 2 e⁻ → Cus)

Reacción general: Cu²⁺ (2.0 M) → Cu²⁺ (0.05 M)

La fem de la celda se calcula a través de la ecuación de Nernst de la siguiente manera:

E=E∘ ∘ − − 0,05916V2log⁡ ⁡ [Cu2+]diluted[Cu2+]concentrated{displaystyle E=E^{fnMicrosoft} }-{frac {0.05916,mathrm {fnK} {fnMicroc {fnhm {Cu^{2+}}_{mhm {diluted} {fnMicrosoft Sans Serif} {fnMicrosoft Sans Serif} }

El valor de E° en este tipo de celdas es cero, ya que los electrodos y los iones son los mismos en ambas semiceldas.

Después de reemplazar los valores del caso mencionado, es posible calcular el potencial de la celda:

E=0− − 0,05916V2log⁡ ⁡ 0,052.0=0,0474V{displaystyle E=0-{frac {0.05916,mathrm [V] } {2}log {0} {2.0}=0.0474,mathrm {V}

o por:

E=0− − 0,0257V2In⁡ ⁡ 0,052.0=0,0474V{displaystyle E=0-{frac {0.0257,mathrm {fn}=0,474,mhm}

Sin embargo, este valor es solo aproximado, ya que el cociente de reacción se define en términos de actividades iónicas que se pueden aproximar con las concentraciones calculadas aquí.

La ecuación de Nernst juega un papel importante en la comprensión de los efectos eléctricos en células y orgánulos. Dichos efectos incluyen sinapsis nerviosas y latidos cardíacos, así como el potencial de reposo de una célula somática.

Batería

Se han comercializado muchos tipos de baterías y representan una importante aplicación práctica de la electroquímica. Las primeras celdas húmedas alimentaron los primeros sistemas de telégrafo y teléfono, y fueron la fuente de corriente para la galvanoplastia. La celda seca de dióxido de zinc-manganeso fue el primer tipo de batería portátil a prueba de derrames que hizo que las linternas y otros dispositivos portátiles fueran prácticos. La batería de mercurio que usaba zinc y óxido de mercurio proporcionaba mayores niveles de potencia y capacidad que la pila seca original para los primeros dispositivos electrónicos, pero se ha dejado de usar debido al peligro de contaminación por mercurio de las pilas desechadas.

La batería de plomo-ácido fue la primera batería secundaria práctica (recargable) cuya capacidad podía reponerse desde una fuente externa. La reacción electroquímica que producía corriente era (en un grado útil) reversible, lo que permitía intercambiar energía eléctrica y energía química según fuera necesario. Las baterías de plomo-ácido comunes contienen una mezcla de ácido sulfúrico y agua, así como placas de plomo. La mezcla más común utilizada hoy en día es 30% de ácido. Sin embargo, un problema es que si se deja sin cargar, el ácido se cristalizará dentro de las placas de plomo de la batería, dejándola inservible. Estas baterías duran un promedio de 3 años con el uso diario, pero no es raro que una batería de plomo ácido siga funcionando después de 7 a 10 años. Las celdas de plomo-ácido continúan siendo ampliamente utilizadas en automóviles.

Todos los tipos anteriores tienen electrolitos a base de agua, lo que limita el voltaje máximo por celda. La congelación del agua limita el rendimiento a baja temperatura. La batería de metal de litio, que no usa (y no puede usar) agua en el electrolito, proporciona un rendimiento mejorado en comparación con otros tipos; una batería recargable de iones de litio es una parte esencial de muchos dispositivos móviles.

La batería de flujo, un tipo experimental, ofrece la opción de una capacidad de energía mucho mayor porque sus reactivos se pueden reponer desde depósitos externos. La celda de combustible puede convertir la energía química contenida en los gases de hidrocarburo o hidrógeno y oxígeno directamente en energía eléctrica con una eficiencia mucho mayor que cualquier proceso de combustión; dichos dispositivos han impulsado muchas naves espaciales y se están aplicando al almacenamiento de energía en la red para el sistema de energía público.

Corrosión

La corrosión es un proceso electroquímico que se manifiesta como óxido o deslustre en metales como el hierro o el cobre y sus respectivas aleaciones, acero y latón.

Corrosión del hierro

Para que se produzca la oxidación del hierro, el metal debe estar en contacto con oxígeno y agua. Las reacciones químicas de este proceso son relativamente complejas y no todas se entienden por completo. Se cree que las causas son las siguientes: Transferencia de electrones (reducción-oxidación)

Un área sobre la superficie del metal actúa como unnodo, que es donde se produce la oxidación (corrosión). En el ánodo, el metal da electrones.

Fes) → Fe²⁺aq) + 2 e⁻

Los electrones se transfieren de hierro, reduciendo el oxígeno en la atmósfera al agua en la cátodo, que se coloca en otra región del metal.

O₂g) + 4 H⁺aq) + 4 e⁻ → 2 H₂Ol)

Reacción global para el proceso:

2 Fes) + O₂g) + 4 H⁺aq) → 2 Fe²⁺aq) + 2 H₂Ol)

Emf estándar para el oxidado de hierro:

E° = E° (cathode) - E° (anodo)

E° = 1,23V – (−0,44 V) = 1,67 V

La corrosión del hierro tiene lugar en medio ácido; Los iones H+ provienen de la reacción entre el dióxido de carbono en la atmósfera y el agua, formando ácido carbónico. Los iones Fe²⁺ se oxidan aún más, siguiendo esta ecuación:

4 Fe²⁺aq) + O₂g) + (4+2xH₂Ol) → 2 Fe₂O₃·xH₂O + 8 H⁺aq)

El óxido de hierro (III) hidratado se conoce como herrumbre. La concentración de agua asociada con el óxido de hierro varía, por lo que la fórmula química está representada por Fe₂O₃·xH₂O.

Se forma un circuito eléctrico a medida que se produce el paso de electrones e iones; por lo tanto, si hay un electrolito presente, facilitará la oxidación, lo que explica por qué la oxidación es más rápida en agua salada.

Corrosión de metales comunes

Los metales acuñados, como el cobre y la plata, se corroen lentamente con el uso. Se forma una pátina de carbonato de cobre azul verdoso en la superficie del cobre con la exposición al agua y al dióxido de carbono del aire. Las monedas o los cubiertos de plata que se exponen a alimentos con alto contenido de azufre, como los huevos, o a los bajos niveles de especies de azufre en el aire, desarrollan una capa de sulfuro de plata negra.

El oro y el platino son extremadamente difíciles de oxidar en circunstancias normales y requieren la exposición a un poderoso agente químico oxidante como el agua regia.

Algunos metales comunes se oxidan extremadamente rápido en el aire. El titanio y el aluminio se oxidan instantáneamente en contacto con el oxígeno del aire. Estos metales forman una capa extremadamente delgada de metal oxidado en la superficie, que se une con el metal subyacente. Esta fina capa de óxido protege la mayor parte subyacente del metal del aire evitando que todo el metal se oxide. Estos metales se utilizan en aplicaciones donde la resistencia a la corrosión es importante. El hierro, por el contrario, tiene un óxido que se forma en el aire y el agua, llamado óxido, que no se une al hierro y, por lo tanto, no detiene la oxidación del hierro. Por lo tanto, el hierro que se deja expuesto al aire y al agua continuará oxidándose hasta que todo el hierro se oxide.

Prevención de la corrosión

Los intentos de evitar que un metal se vuelva anódico son de dos tipos generales. Las regiones anódicas se disuelven y destruyen la integridad estructural del metal.

Si bien es casi imposible evitar la formación de ánodo/cátodo, si un material no conductor cubre el metal, no es posible el contacto con el electrolito y no se producirá corrosión.

Revestimiento

Los metales se pueden recubrir con pintura u otros metales menos conductores (pasivación). Esto evita que la superficie metálica quede expuesta a los electrolitos. Los rayones que expongan el sustrato de metal provocarán corrosión. La región debajo del recubrimiento adyacente al rasguño actúa como ánodo de la reacción.

Ver anodizado

Ánodos de sacrificio

Un método comúnmente utilizado para proteger un metal estructural es unir un metal que sea más anódico que el metal a proteger. Esto obliga al metal estructural a ser catódico, evitando así la corrosión. Se llama "de sacrificio" porque el ánodo se disuelve y tiene que ser reemplazado periódicamente.

Las barras de zinc se unen a varios lugares en los cascos de acero de los barcos para convertirlos en catódicos. Las barras de zinc se reemplazan periódicamente. Otros metales, como el magnesio, funcionarían muy bien, pero el zinc es el metal útil menos costoso.

Para proteger las tuberías, se entierra un lingote de magnesio (o zinc) enterrado o expuesto junto a la tubería y se conecta eléctricamente a la tubería sobre el suelo. La tubería está obligada a ser un cátodo y está protegida contra la oxidación y la oxidación. El ánodo de magnesio se sacrifica. A intervalos, se entierran nuevos lingotes para reemplazar los disueltos.

Electrólisis

Las reacciones redox espontáneas de una batería convencional producen electricidad a través de los diferentes potenciales de reducción del cátodo y el ánodo en el electrolito. Sin embargo, la electrólisis requiere una fuente externa de energía eléctrica para inducir una reacción química, y este proceso tiene lugar en un compartimento llamado celda electrolítica.

Electrólisis de cloruro de sodio fundido

Cuando se funde, la sal de cloruro de sodio se puede electrolizar para producir sodio metálico y cloro gaseoso. Industrialmente, este proceso tiene lugar en una celda especial llamada celda de Down. La celda está conectada a una fuente de alimentación eléctrica, lo que permite que los electrones migren desde la fuente de alimentación a la celda electrolítica.

Las reacciones que tienen lugar en una celda de Down son las siguientes:

Anodo (oxidación): 2 Cl⁻ → Cl₂g) + 2 e⁻

Cathode (reducción): 2 Na⁺l) + 2 e⁻ → 2 Nal)

Reacción general: 2 Na⁺ + 2 Cl⁻l) → 2 Nal) + Cl₂g)

Este proceso puede generar grandes cantidades de sodio metálico y cloro gaseoso, y se usa ampliamente en las industrias metalúrgicas y de preparación de minerales.

La fem para este proceso es de aproximadamente −4 V, lo que indica un proceso (muy) no espontáneo. Para que ocurra esta reacción, la fuente de alimentación debe proporcionar al menos una diferencia de potencial de 4 V. Sin embargo, se deben usar voltajes más grandes para que esta reacción ocurra a una velocidad alta.

Electrólisis del agua

El agua se puede convertir en sus gases elementales componentes, H₂ y O₂, mediante la aplicación de un voltaje externo. El agua no se descompone espontáneamente en hidrógeno y oxígeno, ya que el cambio de energía libre de Gibbs para el proceso en condiciones estándar es muy positivo, alrededor de 474,4 kJ. La descomposición del agua en hidrógeno y oxígeno se puede realizar en una celda electrolítica. En él, un par de electrodos inertes generalmente hechos de platino sumergidos en agua actúan como ánodo y cátodo en el proceso electrolítico. La electrólisis comienza con la aplicación de un voltaje externo entre los electrodos. Este proceso no ocurrirá excepto a voltajes extremadamente altos sin un electrolito como cloruro de sodio o ácido sulfúrico (el 0.1 M más usado).

Las burbujas de los gases se verán cerca de ambos electrodos. Las siguientes semirreacciones describen el proceso mencionado anteriormente:

Anodo (oxidación): 2 H₂Ol) → O₂g) + 4 H⁺aq) + 4 e⁻

Cathode (reducción): 2 H₂Og) + 2 e⁻ → H₂g) + 2 OH⁻aq)

Reacción general: 2 H₂Ol) → 2 H₂g) + O₂g)

Aunque se pueden usar ácidos fuertes en el aparato, la reacción no consumirá el ácido. Si bien esta reacción funcionará en cualquier electrodo conductor con un potencial suficientemente grande, el platino cataliza la formación de hidrógeno y oxígeno, lo que permite voltajes relativamente bajos (~2 V dependiendo del pH).

Electrólisis de soluciones acuosas

La electrólisis en una solución acuosa es un proceso similar al mencionado en la electrólisis del agua. Sin embargo, se considera que es un proceso complejo debido a que los contenidos en solución deben analizarse en semirreacciones, ya sean reducidas u oxidadas.

Electrólisis de una solución de cloruro de sodio

La presencia de agua en una solución de cloruro de sodio debe ser examinada con respecto a su reducción y oxidación en ambos electrodos. Por lo general, el agua se electroliza como se mencionó anteriormente en la electrólisis del agua produciendo oxígeno gaseoso en el ánodo e hidrógeno gaseoso en el cátodo. Por otro lado, el cloruro de sodio en agua se disocia en iones Na⁺ y Cl⁻. El catión, que es el ion positivo, será atraído por el cátodo (-), reduciendo así el ion sodio. El anión cloruro será entonces atraído hacia el ánodo (+), donde se oxida a cloro gaseoso.

Las siguientes semirreacciones deben ser consideradas en el proceso mencionado:

1. Cathode: Na⁺aq) + e⁻ → Nas)E°_rojo = 2,71 V
2. Nodo: 2 Cl⁻aq) → Cl₂g) + 2 e⁻E°_rojo = +1,36 V
3. Cathode: 2 H₂Ol) + 2 e⁻ → H₂g) + 2 OH⁻aq)E°_rojo = 0,83 V
4. Nodo: 2 H₂Ol) → O₂g) + 4 H⁺aq) + 4 e⁻E°_rojo = +1,23 V

La reacción 1 se descarta porque tiene el valor más negativo en el potencial de reducción estándar, lo que la hace termodinámicamente menos favorable en el proceso.

Al comparar los potenciales de reducción en las reacciones 2 y 4, se favorece la reducción del ion cloruro. Por lo tanto, si el ion Cl⁻ se ve favorecido por la reducción, entonces la reacción del agua se ve favorecida por la oxidación que produce oxígeno gaseoso; sin embargo, los experimentos muestran que se produce cloro gaseoso y no oxígeno.

Aunque el análisis inicial es correcto, existe otro efecto, conocido como efecto de sobretensión. A veces se requiere voltaje adicional, más allá del voltaje predicho por la E°_celda. Esto puede deberse a consideraciones cinéticas más que termodinámicas. De hecho, se ha demostrado que la energía de activación del ion cloruro es muy baja, por lo que es favorable en términos cinéticos. En otras palabras, aunque el voltaje aplicado es termodinámicamente suficiente para impulsar la electrólisis, la velocidad es tan lenta que para que el proceso avance en un marco de tiempo razonable, se debe aumentar el voltaje de la fuente externa (por lo tanto, sobrevoltaje).

Finalmente, la reacción 3 es favorable porque describe la proliferación de iones OH−, lo que permite una probable reducción de iones H+ como una opción menos favorable.

La reacción general del proceso según el análisis es la siguiente:

Anodo (oxidación): 2 Cl⁻aq) → Cl₂g) + 2 e⁻

Cathode (reducción): 2 H₂Ol) + 2 e⁻ → H₂g) + 2 OH⁻aq)

Reacción general: 2 H₂O + 2 Cl⁻aq) → H₂g) + Cl₂g) + 2 OH⁻aq)

Como indica la reacción general, la concentración de iones de cloruro se reduce en comparación con los iones de OH⁻ (cuya concentración aumenta). La reacción también muestra la producción de hidrógeno gaseoso, cloro e hidróxido de sodio acuoso.

Electrólisis cuantitativa y leyes de Faraday

Los aspectos cuantitativos de la electrólisis fueron desarrollados originalmente por Michael Faraday en 1834. También se le atribuye a Faraday haber acuñado los términos electrolito, electrólisis, entre muchos otros, mientras estudiaba el análisis cuantitativo de las reacciones electroquímicas. También fue un defensor de la ley de conservación de la energía.

Primera ley

Faraday concluyó después de varios experimentos con corriente eléctrica en un proceso no espontáneo que la masa de los productos producidos en los electrodos era proporcional al valor de la corriente suministrada a la celda, el tiempo que existió la corriente y el molar masa de la sustancia analizada. En otras palabras, la cantidad de sustancia depositada en cada electrodo de una celda electrolítica es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la celda.

A continuación se muestra una ecuación simplificada de la primera ley de Faraday:

m=196485()C⋅ ⋅ mol− − 1)⋅ ⋅ QMn{displaystyle m={frac {1}{96485mathrm {Ccdot mol^{-1} }cdot {frac {fn}}

dónde

m es la masa de la sustancia producida en el electrodo (en gramos),

Q es la carga eléctrica total que pasó por la solución (en coulombs),

n es el número de valence de la sustancia como un ion en solución (electronas por ion),

M es la masa molar de la sustancia (en gramos por topo).

Segunda ley

Faraday ideó las leyes de la electrodeposición química de metales a partir de soluciones en 1857. Formuló la segunda ley de la electrólisis declarando "las cantidades de cuerpos que son equivalentes entre sí en su acción química ordinaria tienen cantidades iguales de electricidad asociada naturalmente con ellos." En otras palabras, las cantidades de diferentes elementos depositados por una cantidad dada de electricidad están en la proporción de sus pesos químicos equivalentes.

Un aspecto importante de la segunda ley de la electrólisis es la galvanoplastia, que junto con la primera ley de la electrólisis tiene un número significativo de aplicaciones en la industria, como cuando se usa para recubrir metales de forma protectora para evitar la corrosión.

Aplicaciones

Existen varios procesos electroquímicos importantes tanto en la naturaleza como en la industria, como el recubrimiento de objetos con metales u óxidos metálicos mediante electrodeposición, la adición (galvanoplastia) o la eliminación (electropulido) de capas delgadas de metal de un objeto. superficie, y la detección de alcohol en conductores ebrios a través de la reacción redox del etanol. La generación de energía química a través de la fotosíntesis es inherentemente un proceso electroquímico, al igual que la producción de metales como el aluminio y el titanio a partir de sus minerales. Ciertos medidores de azúcar en sangre para diabetes miden la cantidad de glucosa en la sangre a través de su potencial redox. Además de las tecnologías electroquímicas establecidas (como las baterías de ácido de plomo de ciclo profundo), también existe una amplia gama de nuevas tecnologías emergentes, como las pilas de combustible, las baterías de iones de litio de gran formato, los reactores electroquímicos y los supercondensadores que se están volviendo cada vez más comerciales. Las valoraciones electroquímicas o culombimétricas fueron introducidas para el análisis cuantitativo de cantidades diminutas en 1938 por los químicos húngaros László Szebellédy y Zoltan Somogyi. La electroquímica también tiene importantes aplicaciones en la industria alimentaria, como la evaluación de interacciones alimento/envase, el análisis de la composición de la leche, la caracterización y determinación del punto final de congelación de mezclas para helados, o la determinación de la acidez libre en aceitunas. petróleo.