Diferència entre les revisions de "Electroquímica"
(Pàgina nova, en el contingut: «thumb|[[Pila elèctrica on una reacció redox genera electricitat]] L''''electroquímica''' és l...».) |
(Text reemplaça - 'o on ' a 'o a on ') |
||
| (No es mostren 4 edicions intermiges d'2 usuaris) | |||
| Llínea 2: | Llínea 2: | ||
L''''electroquímica''' és la branca conjunta de la [[química]] i [[física]] que estudia els efectes dels fenòmens electromagnètics sobre l'estructura de la matèria i la conversió d'esta en energia elèctrica. | L''''electroquímica''' és la branca conjunta de la [[química]] i [[física]] que estudia els efectes dels fenòmens electromagnètics sobre l'estructura de la matèria i la conversió d'esta en energia elèctrica. | ||
| − | Si una reacció química és provocada per un voltage extern, o si es genera un voltage durant una reacció química, com en una bateria, la reacció química és una reacció electroquímica. En general, l'electroquímica tracta les reaccions d'[[oxidació]] i [[reducció]] que estan físicament separades. L'estudi de la transferència directa de càrrega d'una molècula a | + | Si una reacció química és provocada per un voltage extern, o si es genera un voltage durant una reacció química, com en una bateria, la reacció química és una reacció electroquímica. En general, l'electroquímica tracta les reaccions d'[[oxidació]] i [[reducció]] que estan físicament separades. L'estudi de la transferència directa de càrrega d'una molècula a una atra no forma part de l'electroquímica. |
==Reaccions Redox== | ==Reaccions Redox== | ||
| − | {{ | + | {{AP|Reacció redox}} |
| − | Els processos electroquímics, són reaccions redox (de "red"ucció/"ox"idació), on l'energia és generada per una reacció espontànea que produïx electricitat, o atrament una reacció química estimulada per | + | Els processos electroquímics, són reaccions redox (de "red"ucció/"ox"idació), a on l'energia és generada per una reacció espontànea que produïx electricitat, o atrament una reacció química estimulada per una corrent elèctric. En una reacció de redox, l'[[estat d'oxidació]] d'alguns àtoms canvia com a resultat d'una transferència d'electrons. |
| − | Per eixemple, durant l'oxidació | + | Per eixemple, durant l'oxidació del [[ferro]], el ferro en estat d'oxidació 0 es transforma en ferro(II) i l'oxigen(0) en oxigen(-2). |
:<math>2Fe(s) + O_{2}(g) + 4H^{+}(aq) \rightarrow 2Fe^{2+}(aq) + 2H_{2}O(l)\,</math> | :<math>2Fe(s) + O_{2}(g) + 4H^{+}(aq) \rightarrow 2Fe^{2+}(aq) + 2H_{2}O(l)\,</math> | ||
| − | Els elements implicats en una reacció electroquímica | + | Els elements implicats en una reacció electroquímica estan caracterisats pel número d'electrons que té cada àtom. L'estat d'oxidació d'un ió és el número d'electrons que ha acceptat o ha donar, comparat en el seu estat neutral (que es definix com a estat d'oxidació de 0). Si un àtom o ió fa donació d'un electró en una reacció el seu estat d'oxidació aumenta, si un element accepta un electró el seu estat d'oxidació disminuïx. |
Per eixemple quan reacciona el sodi en clor, el sodi dona un electró i queda en un estat d'oxidació de +1. El clor accepta l'electró i passa a un estat d'oxidació de -1. El signe de l'estat d'oxidació (positiu/negatiu) de fet es correspon en el valor de la càrrega electrònica de cada ió. L'atracció dels ions de sodi i clor en càrregues opostes, provoca la formació d'un [[enllaç iònic]]. | Per eixemple quan reacciona el sodi en clor, el sodi dona un electró i queda en un estat d'oxidació de +1. El clor accepta l'electró i passa a un estat d'oxidació de -1. El signe de l'estat d'oxidació (positiu/negatiu) de fet es correspon en el valor de la càrrega electrònica de cada ió. L'atracció dels ions de sodi i clor en càrregues opostes, provoca la formació d'un [[enllaç iònic]]. | ||
| Llínea 23: | Llínea 23: | ||
==Celes electroquímiques== | ==Celes electroquímiques== | ||
| − | {{ | + | {{AP|Cela electroquímica}} |
| − | Una cela electroquímica és un aparell capaç de produir corrent elèctric a partir de l'energia lliberada per una reacció redox espontànea. Esta classe de cela també es coneix com [[cela galvànica]] o [[cela voltaica]], nomenades en honor de [[Luigi Galvani]] i [[Alessandro Volta]], dos dels científics que dirigien experiments en reaccions químiques i corrent elèctric a finals del [[ | + | Una cela electroquímica és un aparell capaç de produir corrent elèctric a partir de l'energia lliberada per una reacció redox espontànea. Esta classe de cela també es coneix com [[cela galvànica]] o [[cela voltaica]], nomenades en honor de [[Luigi Galvani]] i [[Alessandro Volta]], dos dels científics que dirigien experiments en reaccions químiques i corrent elèctric a finals del [[sigle XVIII]]. |
| − | En una cela galvànica l'[[ànodo]] es definix com l'[[electrodo]] on ocorre l'oxidació i el [[càtodo]] és l'electrodo on té lloc la reducció. | + | En una cela galvànica l'[[ànodo]] es definix com l'[[electrodo]] on ocorre l'oxidació i el [[càtodo]] és l'electrodo a on té lloc la reducció. |
==Bateries== | ==Bateries== | ||
| − | {{ | + | {{AP|Bateria elèctrica}} |
Una bateria és una cela electroquímica o una agrupació d'estes, que pot produir corrent continu a un voltage constant. Els principis electroquímics que permeten el funcionament d'una bateria, són els mateixos que en les celes electroquímiques, no obstant una bateria no necessita components auxiliars com ponts salins. | Una bateria és una cela electroquímica o una agrupació d'estes, que pot produir corrent continu a un voltage constant. Els principis electroquímics que permeten el funcionament d'una bateria, són els mateixos que en les celes electroquímiques, no obstant una bateria no necessita components auxiliars com ponts salins. | ||
Principals tipos de bateries; | Principals tipos de bateries; | ||
| − | *[[Bateria elèctrica|Pila]] | + | * [[Bateria elèctrica|Pila]] |
| − | *[[Bateria de mercuri]] | + | * [[Bateria de mercuri]] |
| − | *[[Bateria de plom]] | + | * [[Bateria de plom]] |
| − | *[[Bateria de liti]] | + | * [[Bateria de liti]] |
| − | *[[Bateria de fluix]] | + | * [[Bateria de fluix]] |
| − | *[[Pila de combustible]] | + | * [[Pila de combustible]] |
==Corrosió== | ==Corrosió== | ||
| − | {{ | + | {{AP|Corrosió}} |
| − | La corrosió és el terme aplicat al rovell dels metals provocat per un procés electroquímic, per eixemple el rovell vermelló de ferro, | + | La corrosió és el terme aplicat al rovell dels metals provocat per un procés electroquímic, per eixemple el rovell vermelló de ferro, l'argent ennegrit, i la corrosió de color [[roig]] o verdós que pot aparéixer en el [[coure]] i les seues aleacions, com el [[llautó]], etc. |
==Electròlisis== | ==Electròlisis== | ||
| − | {{ | + | {{AP|Electròlisis}} |
Les reaccions redox espontànees produïxen electricitat, és a dir, provoquen el moviment d'electrons a través d'un cable en un circuit elèctric. L'electròlisis és el pas invers, usant una font externa d'energia elèctrica es provoca una reacció química no espontànea, este procés té lloc en un compartiment nomenat cela electrolítica. Els principis implicats en l'electròlisis són els mateixos que els de les celes electroquímiques. | Les reaccions redox espontànees produïxen electricitat, és a dir, provoquen el moviment d'electrons a través d'un cable en un circuit elèctric. L'electròlisis és el pas invers, usant una font externa d'energia elèctrica es provoca una reacció química no espontànea, este procés té lloc en un compartiment nomenat cela electrolítica. Els principis implicats en l'electròlisis són els mateixos que els de les celes electroquímiques. | ||
| Llínea 59: | Llínea 59: | ||
{{Química}} | {{Química}} | ||
| + | |||
| + | [[Categoria:Química]] | ||
| + | [[Categoria:Física]] | ||
[[Categoria:Electroquímica| ]] | [[Categoria:Electroquímica| ]] | ||
Última revisió del 11:26 28 maig 2021
L'electroquímica és la branca conjunta de la química i física que estudia els efectes dels fenòmens electromagnètics sobre l'estructura de la matèria i la conversió d'esta en energia elèctrica.
Si una reacció química és provocada per un voltage extern, o si es genera un voltage durant una reacció química, com en una bateria, la reacció química és una reacció electroquímica. En general, l'electroquímica tracta les reaccions d'oxidació i reducció que estan físicament separades. L'estudi de la transferència directa de càrrega d'una molècula a una atra no forma part de l'electroquímica.
Reaccions Redox[editar | editar còdic]
- Artícul principal → Reacció redox.
Els processos electroquímics, són reaccions redox (de "red"ucció/"ox"idació), a on l'energia és generada per una reacció espontànea que produïx electricitat, o atrament una reacció química estimulada per una corrent elèctric. En una reacció de redox, l'estat d'oxidació d'alguns àtoms canvia com a resultat d'una transferència d'electrons.
Per eixemple, durant l'oxidació del ferro, el ferro en estat d'oxidació 0 es transforma en ferro(II) i l'oxigen(0) en oxigen(-2).
- <math>2Fe(s) + O_{2}(g) + 4H^{+}(aq) \rightarrow 2Fe^{2+}(aq) + 2H_{2}O(l)\,</math>
Els elements implicats en una reacció electroquímica estan caracterisats pel número d'electrons que té cada àtom. L'estat d'oxidació d'un ió és el número d'electrons que ha acceptat o ha donar, comparat en el seu estat neutral (que es definix com a estat d'oxidació de 0). Si un àtom o ió fa donació d'un electró en una reacció el seu estat d'oxidació aumenta, si un element accepta un electró el seu estat d'oxidació disminuïx.
Per eixemple quan reacciona el sodi en clor, el sodi dona un electró i queda en un estat d'oxidació de +1. El clor accepta l'electró i passa a un estat d'oxidació de -1. El signe de l'estat d'oxidació (positiu/negatiu) de fet es correspon en el valor de la càrrega electrònica de cada ió. L'atracció dels ions de sodi i clor en càrregues opostes, provoca la formació d'un enllaç iònic.
La pèrdua d'electrons d'una substància se nomena oxidació, i el guany d'electrons reducció.
- Na0 → Na+ + e- (Oxidació)
- Cl0 + e- → Cl- (Reducció)
- Na0 + Cl0 → NaCl (Reacció redox)
Celes electroquímiques[editar | editar còdic]
- Artícul principal → Cela electroquímica.
Una cela electroquímica és un aparell capaç de produir corrent elèctric a partir de l'energia lliberada per una reacció redox espontànea. Esta classe de cela també es coneix com cela galvànica o cela voltaica, nomenades en honor de Luigi Galvani i Alessandro Volta, dos dels científics que dirigien experiments en reaccions químiques i corrent elèctric a finals del sigle XVIII.
En una cela galvànica l'ànodo es definix com l'electrodo on ocorre l'oxidació i el càtodo és l'electrodo a on té lloc la reducció.
Bateries[editar | editar còdic]
- Artícul principal → Bateria elèctrica.
Una bateria és una cela electroquímica o una agrupació d'estes, que pot produir corrent continu a un voltage constant. Els principis electroquímics que permeten el funcionament d'una bateria, són els mateixos que en les celes electroquímiques, no obstant una bateria no necessita components auxiliars com ponts salins.
Principals tipos de bateries;
Corrosió[editar | editar còdic]
- Artícul principal → Corrosió.
La corrosió és el terme aplicat al rovell dels metals provocat per un procés electroquímic, per eixemple el rovell vermelló de ferro, l'argent ennegrit, i la corrosió de color roig o verdós que pot aparéixer en el coure i les seues aleacions, com el llautó, etc.
Electròlisis[editar | editar còdic]
- Artícul principal → Electròlisis.
Les reaccions redox espontànees produïxen electricitat, és a dir, provoquen el moviment d'electrons a través d'un cable en un circuit elèctric. L'electròlisis és el pas invers, usant una font externa d'energia elèctrica es provoca una reacció química no espontànea, este procés té lloc en un compartiment nomenat cela electrolítica. Els principis implicats en l'electròlisis són els mateixos que els de les celes electroquímiques.
Per eixemple en l'electròlisis del clorur sòdic, s'usa electricitat per a separar la sal en els seus components, clor i sodi.
- Ànodo (oxidació): <math>2Cl^{-} \rightarrow Cl_{2}(g) + 2e^{-}\,</math>
- Càtodo (reducció): <math>2Na^{+}(l) + 2e^{-} \rightarrow 2Na(l)\,</math>
- Reacció global: <math>2Na^{+} + 2Cl^{-}(l) \rightarrow 2Na(l) + Cl_{2}(g)\,</math>
| |||||||
