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QUÍMICA Grado en Física

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Jesús Verdú Dólera Universidad de Valladolid

12. ELECTROQUÍMICA

Cuando una reacción de oxidación-reducción, oxidorreducción o, simplemente, redox es espontánea y la reducción y la oxidación ocurren en sitios separados, la reacción puede generar una corriente eléctrica. Asimismo, la electricidad puede usarse para producir reacciones químicas no espontáneas. La rama de la química que estudia la interacción entre la electricidad y las reacciones químicas se denomina electroquímica.

Vamos a empezar este capítulo haciendo una revisión de las reacciones redox. Después, estudiaremos las pilas electroquímicas (pilas galvánicas y pilas electrolíticas) y sus aplicaciones. Finalmente, estudiaremos la corrosión y las pilas comerciales.

REACCIONES REDOX

Oxidación y reducción. Números de oxidación

Originariamente, el término oxidación significaba “reacción con el oxígeno”. Por ejemplo, la reacción del magnesio con el oxígeno para formar óxido de magnesio, MgO, que es un compuesto iónico:

2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)

En esta reacción, los átomos de Mg pierden electrones para formar iones Mg2+ y los átomos de oxígeno de las moléculas O2 ganan electrones para formar iones O2-. Una reacción similar es la del Mg con el Cl2:

Mg(s) + Cl2(g) MgCl2(s)

En ambos casos, el Mg pierde electrones (se oxida), que son transferidos al otro reactivo (O2 o Cl2), que los gana (se reduce). Por tanto, la oxidación es una pérdida de electrones y la reducción es una ganancia de electrones; una reacción de oxidación reducción o redox es una reacción de transferencia de electrones.

En la transferencia de electrones de la especie que se oxida a la que se reduce no siempre se forman iones. Por ejemplo, la reacción

C(s) + O2(g) CO2(s)


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es una reacción de oxidación-reducción, pero no se forman iones, sino una molécula. ¿Por qué esta reacción es una reacción redox? Para contestar a esta pregunta hay que definir el número de oxidación o estado de oxidación de un átomo en una molécula (o en un ion) como la carga que tendría el átomo si los electrones de enlace fuesen transferidos completamente al átomo más electronegativo, es decir, si todos los átomos de la molécula estuviesen en forma de iones. Así, si en el CO2 los enlaces carbono-oxígeno fuesen iónicos, los iones serían C4+ y O2-; es decir, en el CO2 el números de oxidación del C es +4 y el del O es -2. Por tanto en la reacción, el C pasa de tener un número de oxidación 0 a +4, mientras que el O pasa de 0 a -2. Así pues, la oxidación es un aumento del número de oxidación y la reducción es una disminución del número de oxidación.

Conclusión: La oxidación es la pérdida de electrones o el aumento del número de oxidación, y la reducción es la ganancia de electrones o la disminución del número de oxidación.

Las siguientes reglas son útiles para asignar números de oxidación:

1) En los elementos libres (He, Na, Al, H2, O2, Cl2, P4, S8,…), cada átomo tiene un número de oxidación 0.

2) En los iones monoatómicos el número de oxidación es igual a la carga del ion. Ejemplos: H+, +1; Na+, +1; Ca2+, +2; Cl-, -1; O2-, -2; …

3) El número de oxidación del H en la mayoría de los compuestos es +1, excepto en los hidruros metálicos (NaH, CaH2,…) en los que es -1.

4) El número de oxidación del oxígeno en la mayoría de los compuestos es -2, excepto en el peróxido de hidrógeno (H2O2) y el ion peróxido (O2

2-) en los que es -1, en ion superóxido (O2

-) que es -1/2, y en el ion ozónido (O3-) que

es -1/3. 5) El flúor (el elemento más electronegativo) tiene en todos sus compuestos el

número de oxidación -1. 6) En una molécula (H2O, CO2, HNO3, H2SO4, NH3,…), la suma de los

números de oxidación de todos los átomos es 0; en un ion poliatómico (NO3-,

SO42-, MnO4

-, Cr2O72-, NH4

+,…) la suma de números de oxidación es igual a la carga del ion.

Ejemplos:

1) Número de oxidación x del N en el ácido nítrico, HNO3: (+1) + x + 3(-2) = 0

x = +5 2) Número de oxidación x del Cr en el ion dicromato, Cr2O7

2-:

2x +7(-2) = -2

x = +6


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3) Número de oxidación del C en el etano, C2H6: 2x + 6(+1) = 0

x = -3

4) Número de oxidación del C en el etanol, C2H5OH: 2x + 6(+1) + (-2) = 0

x = -2

5) Número de oxidación del C en el ácido acético, CH3COOH: 2x + 4(+1) + 2(-2) = 0

x = +2

En una reacción redox, la especie que causa la oxidación se denomina agente oxidante o, simplemente, oxidante, que se reduce (gana electrones). La especie que causa la reducción se llama agente reductor o, simplemente, reductor, que cede los electrones y se oxida. Por ejemplo, en la reacción

Zn(s) + 2Ag+(aq) Zn2+(aq) + 2Ag(s)

el Zn es oxidado por los iones Ag+ (oxidante), y estos son reducidos por el Zn (reductor).

Semirreacciones. Ajuste de ecuaciones redox

Las reacciones redox se pueden desdoblar en dos procesos parciales o semirreacciones, uno de oxidación y otro de reducción. Por ejemplo, si se introduce una lámina de cinc en una disolución acuosa de nitrato de plata se produce la reacción

Zn(s) + 2Ag+(aq) Zn2+(aq) + 2Ag(s)

Las dos semirreacciones son:

Oxidación: Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e-

Reducción: Ag+(aq) + e- Ag(s)

En la ecuación de una semirreacción no se especifica el estado de los electrones, ya que éstos están en tránsito y no tienen un estado físico definido.

Las especies oxidada (Ox) y reducida (Red) en una semirreacción constituyen un par redox y se escribe como Ox/Red. En este ejemplo, los pares redox son Zn2+/Zn y Ag+/Ag. En una reacción redox intervienen dos pares redox.


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Como es evidente, en el proceso de oxidación y en el de reducción deben intervenir el mismo número de electrones: los electrones liberados en la oxidación son ganados en la reducción. En esto se basa el ajuste o igualación de las ecuaciones redox. En el ejemplo anterior, hay que multiplicar la segunda la semirreacción (reducción) por 2 para que en ambas semirreacciones intervengan 2 electrones y después se suman para obtener la reacción global.

Cuando en una reacción redox en disolución acuosa intervienen las especies H2O, OH- o H+, el ajuste suele ser más complicado. Por ejemplo, las reacciones (incompletas)

MnO4-(aq) + Fe2+(aq) Mn2+(aq) + Fe3+(aq)

Cu(s) + NO3-(aq) Cu2+(aq) + NO(g)

MnO4-(aq) + S2-(aq) MnO2(s) + S(s)

En estos casos, se escriben las semirreacciones de oxidación y de reducción, se igualan los átomos en ambos miembros de cada semirreacción (añadiendo H+ o H2O) y las cargas eléctricas (añadiendo electrones a la derecha o a la izquierda). A continuación se igualan el número de electrones en las dos semirreacciones multiplicando cada una por el factor adecuado. Finalmente, se suman las dos semirreacciones resultantes. Hay que distinguir dos situaciones: reacción en medio acido o en medio básico. Veámoslos con dos ejemplos.

Ejemplo 1.- En disolución ácida, el ion permanganato (MnO4-) reacciona con el ion

hierro(II) produciendo iones manganeso(II) y hierro(III). Ajustar la ecuación química de esta reacción.

La reacción incompleta es

MnO4-(aq) + Fe2+(aq) Mn2+(aq) + Fe3+(aq)

1) Semirreacción de reducción: a) Reacción básica:

MnO4- Mn2+

b) En medio ácido, los átomos de O del ion permanganato forman H2O con los

iones H+: MnO4

- + 8H+ Mn2+ + 4H2O

c) Se igualan las cargas eléctricas añadiendo electrones: MnO4

- + 8H+ + 5 e- Mn2+ + 4H2O


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2) Semirreacción de oxidación: a) Reacción básica:

Fe2+ Fe3+

b) Se igualan las cargas eléctricas añadiendo electrones:

Fe2+ Fe3+ + e-

3) Igualación de los electrones. En la reducción se ganan 5 electrones y en la reducción se cede 1. Por tanto, hay que multiplicar ésta por 5 para que en ambas semirreacciones haya el mismo número de electrones:

Reducción: MnO4

- + 8H+ + 5 e- Mn2+ + 4H2O Oxidación: 5Fe2+ 5Fe3+ + 5e-

4) Reacción total. Se suman ambas semirreacciones, se simplifica (en este caso se cancelan los electrones) y se indican los estados físicos de todas las especies: MnO4

- (aq) + 5 Fe2 (aq) + 8 H+ (aq) Mn2+ (aq) + 5 Fe3+ (aq) + 4 H2O (l)

Ejemplo 2.- En disolución básica, el ion permanganato, MnO4-, reacciona con el ion

sulfuro, S2-, para dar dióxido de manganeso (sólido insoluble) y azufre, S. Ajustar la ecuación química de la reacción.

La reacción incompleta es

MnO4- (aq) + S2- (aq) MnO2(s) + S(s)

1) Semirreacción de reducción:

a) Reacción básica: MnO4

- MnO2

b) En medio básico, los átomos de O sobrantes del MnO4

- forman iones OH- con el H2O: MnO4

- + 2 H2O MnO2 + 4 OH-

c) Se igualan las cargas eléctricas con electrones: MnO4

- + 2 H2O + 3 e- MnO2 + 4 OH-

2) Semirreacción de oxidación (muy sencilla):

S2- S + 2 e-

3) Se igualan los electrones de ambas semirreacciones, multiplicando la de reducción por 2 y la de oxidación por 3:


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Reducción: 2 MnO4

- + 4 H2O + 6 e- 2 MnO2 + 4 OH- Oxidación: 3 S2- 3 S + 6 e-

4) Se suman estas semirreacciones, se cancelan los electrones y se añaden los estados físicos:

2 MnO4- (aq) + 3 S2-(aq) + 4 H2O (l) 2 MnO2

(s) 3 Sn (s) + 4 OH- (aq)

PILAS GALVÁNICAS

Si se introduce una lamina de cinc en una disolución acuosa de sulfato de cobre(II), se observa que se deposita cobre metálico sobre la lámina de cinc y que la disolución se va decolorando. Si pudiéramos observar la reacción a nivel atómico, veríamos que se transfieren electrones de los átomos de cinc a los iones Cu2+ que están en contacto con la lámina de cinc, reduciéndose los iones Cu2+ a átomos de Cu, los cuales se adhieren a la superficie de la lámina o se depositan en el fondo del vaso en forma de una solido finamente dividido. La lámina de cinc se va disolviendo paulatinamente, a medida que sus átomos pierden dos electrones y forman iones Zn2+ incoloros, reemplazando a los iones Cu2+ que daban el color azul a la disolución. La ecuación química de la reacción es

Zn(s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu(s)

Como la reacción es espontánea, la energía libre del sistema disminuye (∆Gº = -212,5 kJ/mol) , produciéndose una liberación de energía en forma de calor.

Si la reacción se hubiera realizado de manera que los reactivos estuviesen separados y la transferencia de electrones entre el reductor (el Zn) y el oxidante (los iones Cu2+) tuviese lugar a través de un conductor metálico, se produciría una corriente de electrones, es decir, una corriente eléctrica que puede utilizarse para hacer un trabajo eléctrico. El dispositivo correspondiente es una pila galvánica. Uno de los primeros ejemplos de pila galvánica es la pila Daniell, basada en la reacción del Zn con los iones Cu2+. La pila consisten en un electrodo de cinc sumergido en una disolución de sulfato de cinc y un electrodo de cobre sumergido en una disolución de sulfato de cobre. Las dos disoluciones están en contacto a través de una pared porosa que permite el contacto eléctrico, mediante el paso de iones, pero que impide que ambas disoluciones se mezclen. El circuito eléctrico se completa con un hilo metálico externo (figura 12-1, a). El contacto eléctrico entre las disoluciones también puede hacer mediante un puente salino (figura 12-1, b), que es un tubo en forma de U invertida que contiene una disolución saturada de un electrolito que no afecte a la reacción de la pila (se utiliza KCl o KNO3). En el electrodo de cinc tiene lugar la semirreacción de oxidación, liberándose


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electrones: Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e-. Estos electrones viajan, a través de un hilo metálico que actúa de circuito externo, desde el electrodo de cinc hacia el de cobre, donde tiene lugar la reducción de los iones Cu2+ a átomos de Cu. A medida que el Zn se oxida, su disolución adquiere carga positiva, debido a los iones Zn2. Simultáneamente, la reducción de Cu2+ hace que su disolución adquiera carga negativa. Para evitar estas cargas, que detendrían el flujo de electrones, se produce un flujo de iones a través de la pared porosa (iones SO4

2-) o del puente salino (iones NO3- hacia la izquierda y K+ hacia

la derecha), completando el circuito eléctrico.

(a) (b)

Figura 12-1.- Pila Daniell: (a) con pared porosa; (b) con puente salino.

(P.W. Atkins y L.L. Jones, “Principios de Química”, Ed. Médica Panamericana, 2012)

En una pila galvánica, el electrodo donde ocurre la oxidación se denomina ánodo y en el que ocurre la reducción se llama cátodo. El ánodo es el electrodo negativo de la pila y el cátodo es el electrodo positivo (+). Los electrones van del ánodo (-) al cátodo (+) (figura 12-2, b).

En una pila galvánica, una reacción química espontánea (∆G < 0) produce una corriente eléctrica; es decir, hay una energía química (-∆G) que se convierte en energía eléctrica. En una pila electrolítica ocurre al revés: una corriente eléctrica produce una reacción química no espontánea (∆G > 0). El proceso se llama electrolisis o electrólisis, que estudiaremos más adelante. La figura 12-2 muestra el esquema de una pila electrolítica.


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Figura 12-2.- Esquema de una pila para la electrolisis del cloruro de magnesio fundido.

Tanto en las pilas galvánicas como en las electrolíticas, la oxidación tiene lugar en el ánodo y la reducción en el cátodo. Sin embargo los signos de los electrodos son opuestos en unas y otras. En una pila galvánica los signos de los electrodos son: ánodo (-) y cátodo (+); en una pila electrolítica, el ánodo (+) y el cátodo (-). Conjuntamente, las pila galvánicas y las electrolíticas reciben el nombre de pilas electroquímicas.

NOTACIÓN DE LAS PILAS

Una pila galvánica se representa mediante una notación simbólica, llamada diagrama de pila, utilizando una serie de nomas convencionales especificadas por la IUPAC:

1) Una interfase (como la interfase sólido-líquido, o la pared porosa que separa dos disoluciones) se representa por una línea vertical ( | ). Ejemplos: una lámina de cinc sumergida en una disolución de iones Zn2+ se representa por Zn(s)|Zn2+(aq); una disolución de iones Zn2+ y otra de iones Cu2+ separadas por una pared porosa, Zn2+(aq)|Cu2+(aq).

2) El puente salino se representa por dos líneas verticales ( || ).


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3) Si hay varias especies químicas en una disolución, se separan por una coma ( , ).

4) A continuación de cada especie se indican su estado físico y su actividad entre

paréntesis.

5) El ánodo de la pila se representa a la izquierda y el cátodo a la derecha. Con estas normas, el diagrama de pila para la pila Daniell con pared porosa es

Zn(s) | Zn2+(aq) | Cu2+(aq) | Cu(s)

y con puente salino Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s).

FUERZA ELECTROMOTRIZ

Se denomina potencial de pila o fuerza electromotriz, fem, de una pila, E, a la diferencia de potencial entre sus electrodos en circuito abierto (I = 0) y se define como

E = Ecat - Eán

Se mide con un potenciómetro o con un voltímetro de alta resistencia, de modo que la corriente sea prácticamente nula (*). La fem de una pila está ligada al cambio de energía libre de reacción, ∆G, que es el máximo trabajo de no expansión que la reacción puede generar a temperatura y presión constantes. Consideremos la reacción de la pila Daniell:

Zn(s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu(s)

Si tiene lugar un avance de reacción de 1 mol, la carga eléctrica transferida del ánodo al cátodo es la carga de 2 moles de electrones, Q = 2 NA e = 2 F, siendo F = NA e = 96485 C/mol la carga de 1 mol de electrones (constante de Faraday). Si el potencial de la pila es E, el trabajo eléctrico obtenido es we = Q E = 2FE = - ∆G. En general, para una pila cuya reacción química implique una transferencia de z electrones, se verifica que

∆G = - zFE Esta ecuación relaciona una magnitud termodinámica (∆G) con una magnitud electroquímica (E), permitiendo calcular una de ellas conocida la otra. _______ (*) En circuito cerrado, la diferencia de potencial V entre los electrodos de una pila es menor que su fem, ya que la corriente origina una caída de tensión debida a la resistencia interna, Ri, y un cambio en el potencial de los electrodos, llamado polarización (η), verificándose que E = V + IRi + η.


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La fem de una pila depende de la temperatura y de las actividades de las especies que intervienen en la reacción de la pila. Si todas estas especies están en sus estados estándares (a = 1), se verifica que

∆Gº = - zFEº siendo Eº la fem estándar. Para la pila Daniell, Eº = 1.10 V a 25 ºC. El valor de la fem E de una pila es independiente de cómo se escriba la reacción de la pila. Sin embargo, el valor de ∆G de la reacción depende de los coeficientes estequiométricos, ya que éstos determinan el valor de z. Así, al multiplicar una ecuación química por 2 se duplica el valor de z y el de ∆G, pero no el valor de E. Ejemplo:

Zn(s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu(s) ∆Gº = -212 kJ/mol, Eº = 1.10 V

2Zn(s) + 2Cu2+(aq) 2Zn2+(aq) + Cu(s) ∆Gº = -424 kJ/mol, Eº = 1.10 V

Una consecuencia importante de esto es que la fem de una pila es independiente del tamaño de la pila. Para obtener un potencial mayor hay que conectar varias pilas en serie (batería): el potencial es la suma de los potenciales de las pilas conectadas. El tamaño de una pila (cantidad de reactivos que contiene) determina la capacidad de la pila, es decir, la carga eléctrica que puede suministrar. DEPENDENCIA DE LA FEM CON LAS CONCENTRACIONES. ECUACIÓN DE NERNST A medida que una reacción química progresa espontáneamente hacia el equilibrio, las concentraciones de sus reactivos y productos cambian y ∆G se aproxima a cero. Por lo tanto, a medida que los reactivos se consumen en una pila galvánica, la fem disminuye hasta que finalmente es cero cuando la reacción alcanza el equilibrio (pila “agotada”).


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Esta ecuación, que relaciona la fem E con el cociente de reacción Q de la pila, se llama ecuación de Nernst. La ecuación de Nernst se utiliza frecuentemente con logaritmos decimales. Como lnQ = 2,303 logQ, resulta

DEPENDENCIA DE LA FEM CON LA TEMPERATURA La fem de una pila varía ligeramente con la temperatura. Si se mide la fem de una pila a varias temperaturas y se representa E frente a T, resulta una línea casi recta, cuya pendiente es (dE/dT). Este término, que da la variación de la fem con la temperatura, se llama coeficiente de temperatura de la pila. Su valor varía de unas pilas a otras y es del orden de + mV/K. Conociendo la fem de una pila a una temperatura dada, como 25 ºC, y el coeficiente de temperatura de la pila, se puede calcular la fem a cualquier temperatura T:

El coeficiente de temperatura de una pila está relacionado con la entropía de reacción de la pila. En efecto, de las ecuaciones


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∆G = - zFE

∆G = ∆H - T∆S se deduce, derivando respecto a la temperatura (y considerando que ∆H y ∆S son prácticamente constantes), que

Conclusión: midiendo la fem E de una pila a una temperatura dada y determinando el coeficiente de temperatura de la pila dE/dT, pueden calcularse las funciones termodinámicas de reacción de la pila:

∆G = - zFE

∆H = ∆G + T∆S

POTENCIALES DE ELECTRODO Para calcular la fem de una pila, E, mediante la ecuación de Nernst, es preciso conocer la fem estándar, Eº. Con unos cien electrodos hay miles de posibles pilas galvánicas y, en vez de tabular sus fuerzas electromotrices estándar, resulta más simple confeccionar una lista de potenciales de electrodo estándar, y a partir de ellos calcula la fem estándar de cualquier pila, ya que Eº = Eºcat – Eºan.

Aunque no es posible medir el potencial absoluto de un electrodo (sólo pueden medirse diferencias de potencial entre dos electrodos), se puede dar un valor relativo asignando el valor cero a un electrodo de referencia: el electrodo estándar de hidrógeno (EEH). Este electrodo consiste en un hilo de platino sumergido en una disolución de iones hidrógeno 1 mol/L (estrictamente, a = ) sobre el que se burbujea gas hidrógeno a 1 bar (figura 12-3). El diagrama de electrodo es Pt(s) | H2(g, 1 bar) | H+(aq, 1 mol/L). Por convenio, Eº(H+/H2) = 0. Con esta referencia, el potencial de cualquier electrodo se determina midiendo la fem de la pila formada por este electrodo y el EEH. Como en una pila Ecát > Eán, si el electrodo problema es el cátodo de la pila su potencial es positivo, ya que el potencial del ánodo es 0 (EEH); si es el ánodo de la pila, su potencial es negativo.


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Por ejemplo, para medir el potencial estándar del electrodo Zn(s)/Zn2+(aq), Eº(Zn2+/Zn), se forma una pila con este electrodo y el EEH (figura 12-3). En esta pila el cátodo (+) es el EEH. El diagrama de pila es

Zn(s) | Zn2+(aq, 1 mol/L) || H+(aq, 1 mol/L) | H2(g, 1 bar) | Pt(s)

Figura 12-3.- Medida del potencial estándar de un electrodo

de cinc, utilizando como referencia el electrodo estándar de hidrógeno (EEH). El cátodo de la pila es el EEH (reducción) y el ánodo es el electrodo de cinc (oxidación). Por tanto, la fem es Eº = Eº (H+/H2) – Eº (Zn2+/Zn).

La fem de esta pila es Eº = 0.76 V. Por tanto,

0,76 V = Eºcát – Eºán = Eº(H+/H2) – Eº(Zn2+/Zn)

Eº(Zn2+/Zn) = - 0,76 V

Ejemplo.- Para determinar el potencial estándar del electrodo de Cu2+/Cu, se

forma una pila con un electrodo estándar de cobre y el EEH. La fem de esta pila es 0,34 V y el electrodo positivo es el electrodo de cobre. Escribir el diagrama de pila y la reacción química de la pila y calcular el potencial estándar del electrodo de Cu2+/Cu.

El electrodo de cobre es el cátodo (+). Por tanto, el diagrama de pila es

Pt(s) | H2(g, 1 bar) | H+(aq, 1 mol/L) || Cu2+(aq, 1 mol/L) | Cu(s)


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Las semirreacciones son: Ánodo (oxidación): H2(g) 2H+(aq) + 2 e-

Cátodo (reducción): Cu2+(aq) + 2 e- Cu(s)

La reacción total es

H2(g) + Cu2+(aq) 2H+(aq) + Cu(s)

Como la fem de la pila es

Eº = 0,34 V = Eºcát – Eºán = Eº(Cu2+/Cu) - Eº(H+/H2)

y Eº(H+/H2) = 0 (por convenio), resulta

Eº(Cu2+/Cu) = +0,34 V

Como en una pila actúa como cátodo el electrodo que tiene mayor potencial y en el cátodo tiene lugar la reducción, los potenciales de electrodo son una medida relativa de la capacidad del electrodo para aceptar electrones, reduciéndose. Por ello, los potenciales de electrodo también se denominan potenciales de reducción (*). Cuanto más grande es el potencial de un par redox, mayor es el poder de atracción de electrones y, por tanto, el par redox es más fuertemente oxidante. Por el contrario, cuanto más negativo es el potencial, mayor es la capacidad de ceder electrones y, por tanto, el par redox es más fuertemente reductor. La ordenación de los pares redox por sus potenciales estándares se denomina serie electroquímica y constituye una relación de agentes oxidantes (forma oxidada del par redox) y reductores (forma reducida) ordenados según su fuerza (tabla 12-1). ________ (*) Si la fem de una pila se hubiese definido como E = Eán – Ecát, los potenciales de electrodo establecidos tendrían signo opuesto a los potenciales de reducción: serían potenciales de oxidación. Utilizando ambos potenciales (de reducción para el cátodo y de oxidación para el ánodo, lo cual no es recomendable), la fem sería: E = Eán(ox) + Ecát(red).


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Tabla 12-1.- Potenciales estándar, a 25 ºC (*)

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(*) El apéndice 3 muestra una tabla más amplia

El potencial estándar de cualquier par redox, Eºi, se puede calcular también a partir de la energía libre estándar de reacción, ∆Gºi , de la semirreacción de reducción correspondiente, mediante la ecuación

Ejemplo.- Calcular el potencial estándar del electrodo de Zn2+/Zn, a 25 ºC, a partir de datos termodinámicos. La semirreacción de reducción es

Zn2+(aq) + 2 e- Zn(s)

La energía libre estándar de reacción es


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∆Gº = ∆Gºf (Zn,s) - ∆Gºf(Zn2+, aq) = 0 – (-147,1 kJ/mol) = 147,1 kJ/mol

El potencial estándar se calcula aplicando la ecuación

∆Gº = -zFEº

El potencial de un electrodo en condiciones no estándar se calcula aplicando la ecuación de Nernst a la semirreacción de reducción coprrespondiente. Por ejemplo, el potencial de un electrodo de Zn2+/Zn, cuya semirreacción es

Zn2+(aq) + 2 e- Zn(s)

viene dado por la ecuación

ya que la actividad del Zn(s) es 1. En general, para cualquier par redox Ox/Red, cuya semirreacción de reducción es

Ox + z e- Red

el potencial es

o bien,


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TIPOS DE ELECTRODOS Los principales tipos de electrodos son:

1. Electrodos metal-ion del metal o electrodos activos. Consisten en un metal sumergido en una disolución acuosa de sus iones. Los dos electrodos de la pila Daniell son de este tipo.

Otros ejemplos (se da semirreacción y el potencial mediante la ecuación de Nernst):

a) Ag(s) | A+(aq)

Ag+(aq) + e- Ag(s)

b) Pt(s) | Hg(l) | Hg2+(aq)

Hg2+(aq) + 2 e- Hg(l)

Obsérvese que ninguna de las especies de este par redox es sólida, por lo que se requiere un electrodo inerte (Pt) para la salida o entrada de electrones.

2. Electrodos ion-ion. En estos electrodes las dos formas (oxidada y reducida) del

par redox son iones en disolución. Por tanto se requiere un electrodo inerte (Pt). Ejemplos: a) Pt(s) |Fe3+(aq),Fe2+(aq)

Fe3+(aq) + e- Fe2+(aq)

b) Pt(s) | MnO4-(aq),Mn2+(aq)

MnO4

-(aq) + 8 H+(aq) + 5 e- Mn2+(aq) + 4 H2O(l)


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3. Electrodos de gases. En este tipo de electrodos, una de las formas del par redox

es un gas y la otra es un ion en disolución. Consisten en un electrodo inerte (Pt), sumergido en la disolución, sobre el que se burbujea el gas. Ejemplos: a) El electrodo de hidrógeno, Pt(s) | H2(g) | H+(aq)

H+(aq) + e- ½ H2(g)

b) Pt(s) | Cl2(g) | Cl-(aq) Cl2(g) + 2e- 2Cl-(aq)

4. Electrodos metal-compuesto insoluble. Consisten en un metal en contacto con un compuesto insoluble del metal (una sal, un hidróxido,…) en equilibrio con una disolución que contiene el anión del compuesto. Ejemplos: a) Ag(s) | AgCl(s) | Cl-(aq). El Cl- procede de un cloruro soluble, como KCl.

AgCl(s) + e- Ag(s) + Cl-(aq)

b) Electrodo de calomelanos (Hg2Cl2): Pt(s) | Hg2Cl2(s) | Cl-(aq).

Hg2Cl2(s) + 2e- 2 Hg(s) + 2 Cl-(aq)

Hay electrodos comerciales que son sensibles a iones como Na+, Ca2+, S2-, NH4

+, etc. Se utilizan para la supervisión de procesos industriales. Se llaman electrodos selectivos de iones.


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TIPOS DE PILAS La condición que debe reunir una reacción química para producir una corriente eléctrica, es decir, para constituir una pila galvánica, es que los reactivos estén separados para que el intercambio de electrones tenga lugar a través de un conductor metálico externo. Respetando este requisito, algunas pilas se pueden construir con una sola disolución electrolítica, común a los dos electrodos (se denominan pilas sin transporte), mientras que otras requieren dos disoluciones (una para cada electrodo) separadas por una pared porosa o un puente salino (pilas con transporte).

Las pilas formada por dos electrodos químicamente distintos (pares redox diferentes) se denominan pilas químicas. Por ejemplo, son pilas químicas:

Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)

Pt(s) | H2(g) | HCl(aq) | AgCl(s) | Ag(s)

cuyas reacciones respectivas son

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

2 AgCl(s) + H2(g) 2 Ag(s) + 2 HCl(aq)

Obsérvese que en la segunda pila hay una sola disolución electrolítica, común a ambos electrodos, pero los reactivos pueden estar separados: el AgCl(s) está en contacto con el electrodo de Ag y H2(g) puede busbujear sobre el electrodo de platino.

Las pilas formadas por dos electrodos idénticos, pero que difieren en sus concentraciones, se llaman pilas de concentración. Ejemplos:

Pt(s) | H2(g, 1 bar) | HCl(aq, 0.01 mol/L) || HCl(aq, 0.10 mol/L) | H2(g, 1 bar) | Pt(s)

Pt(s) | H2(g, 2 bar) | HCl(aq) | H2(g, 1 bar) | Pt(s)

En esta última pila, formada por dos electrodos de hidrógeno, el H2(g) burbujea a distintas presiones sobre los electrodos de Pt.

Las pilas cuyos electrodos son completamente idénticos, pero están a temperaturas diferentes, se llaman termopilas. La d.d.p. entre los electrodos se debe a la diferencia de temperaturas.


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APLICACIONES DE LOS POTENCIALES ESTÁNDARES Y DE LAS MEDIDAS DE FEM

La aplicación fundamental de las pilas galvánicas es producir energía eléctrica (véase más adelante “pilas comerciales”). En el laboratorio, los potenciales estándares y las medidas de fem tienen muchas aplicaciones. Veamos las más importantes.

1. Predicción de reacciones espontáneas.

Si en un sistema químico se encuentran dos pares redox, se reducirá el que tenga el potencial más alto; el otro se oxidará.

Ejemplo.- Una disolución ácida contiene los pares redox MnO4-/Mn2+ y Fe3+/Fe2+

en condiciones estándares. ¿Qué reacción espontánea se producirá?

Semirreacciones de reducción y potenciales estándares:

(1) MnO4-(aq) + 8 H+(aq) + 5 e- Mn2+(aq) + 4 H2O(l) Eº1 = +1,51 V

(2) Fe3+(aq) + e- Fe2+(aq) Eº2 = +0,77 V

Como Eº1 > Eº2, el MnO4- se reducirá, oxidando el Fe2+ a Fe3+.

La reacción espontánea es

MnO4-(aq) + 5 Fe2+(aq) + 8 H+(aq) Mn2+(aq) + 5 Fe3+(aq) + 4 H2O(l)

2. Cálculo de constantes de equilibrio.

Una de las aplicaciones más importantes de los potenciales estándares es el cálculo de constantes de equilibrio de las reacciones químicas. Recordemos que la energía libre estándar de reacción, ∆Gº, se relaciona con la constante de equilibrio K mediante la ecuación ∆Gº = -RT lnK y con la fem estándar Eº de la correspondiente pila galvánica por la ecuación ∆Gº = -zFEº. De ambas expresiones se deduce que

Esta ecuación puede aplicarse a cualquier reacción (no necesariamente redox), siempre que pueda expresarse como la diferencia de dos semirreacciones de reducción, cuyos potenciales estándares se conozcan.

Ejemplo.- Los potenciales estándares de los electrodos de Ag+/Ag y AgCl/Ag son +0,80 V y +0,22 V, respectivamente. Calcular la constante del equilibrio de solubilidad AgCl(s) Ag+(aq) + Cl-(aq).


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Las semirreacciones de reducción de los electrodos dados son:

(1) Ag+(aq) + e- Ag(s) Eº1 = +0,80 V (2) AgCls) + e- Ag(s) + Cl-(aq) Eº2 = +0,22 V

La ecuación química del equilibrio de solubilidad equivales a la segunda semirreacción menos la primera, (2) – (1). Por tanto, la fem estándar de la pila correspondiente sería

Eº = Eº2 – Eº1 = 0,22 V – 0,80 V = - 0,58 V

(Este valor negativo de Eº indica que, en condiciones estándares, la reacción espontánea sería la opuesta, es decir, la precipitación de AgCl).

Con este valor de Eº, se obtiene

3. Determinación de funciones termodinámicas de reacción.

La medida de la fem E de una pila y de su coeficiente de temperatura, dE/dT, permiten calcular las funciones termodinámicas de la reacción de la pila (∆G, ∆S y ∆H), mediante las ecuaciones

∆G = - zFE

∆H = ∆G + T∆S

4. Aplicaciones analíticas.

El potencial de un electrodo depende de la concentración de alguno de los iones de su disolución electrolítica, de acuerdo con la ecuación de Nernst. En esto se basa la medida del pH mediante un pH-metro (peachímetro) y los métodos potenciométricos de análisis.

Ejemplo.- Para determinar la concentración de iones Zn2+ en una disolución acuosa, se introduce una lámina de cinc y se forma una pila con un electrodo de calomelanos (Ecal = +0,23 V). La fem de la pila es 1,02 V, a 25 ºC. Calcular la concentración de iones Zn2+ en la disolución.

El potencial del electrodo de cinc (Eº = -0,76 V) es menor que el del electrodo de referencia (Ecal = +0,23 V). Por tanto, éste será el cátodo de la pila y aquél el ánodo.

E = Ecal - EZn

1,02 V = 0,23 V - EZn

EZn = -0,79 V


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Aplicando la ecuación de Nernst al electrodo de cinc, resulta

-0,79 V = -0,76 V – (0,05916 V/2) log(1/[Zn2+])

[Zn2+] = 0,097 mol/L

La medida del pH de una disolución consiste en formar una pila con un electrodo de hidrógeno en dicha disolución y un electrodo de referencia, de potencial conocido, Eref. Ambos electrodos se conectan con un puente salino y se mide la fem de la pila. Como electrodo de referencia suele utilizarse un electrodo de calomelanos (Eºcal = +0,27 V). El potencial de un electrodo de hidrógeno (con H2 a la presión de 1 bar), a 25 ºC, es

E (H+/H2) = - (0,05916 V) log(1/[H+]) = -(0,05916 V) pH

Como este potencial es negativo y el electrodo de referencia tiene un potencial positivo, la fem de la pila será

E = Eref – (-0,05916 V x pH) = Eref + 0,05916 V pH

Por tanto, al medir la fem se puede calcular el pH.

En la práctica no se utiliza un electrodo de hidrógeno (que resulta incómodo de manejar), sino un electrodo de vidrio, que consiste en un bulbo de vidrio de paredes muy finas, en cuyo interior hay instalada una pequeña pila con un electrodo de referencia (calomelanos) y un electrodo sensible a los iones hidrógeno. El dispositivo se calibra con una disolución de pH conocido, y la fem de la pila se convierte automáticamente en el pH de la disolución, que se muestra en la pantalla del peachímetro.

Hay electrodos disponibles que son sensibles a otros iones, como Na+, Ca2+, NH4

+, etc. Se denominan electrodos selectivos de iones.

PILAS COMERCIALES De las muchas pilas galvánicas que pueden diseñarse, sólo algunas pueden utilizarse como fuentes de energía portátiles. Las pilas comerciales, llamadas también baterías (aunque este término se refiere a varias pilas conectadas en serie para obtener un mayor voltaje), deben reunir una serie de requisitos: baratas, portátiles, larga duración y voltaje casi constante. Aunque el funcionamiento de una batería es similar al de las celdas galvánicas descritas anteriormente, su diseño no requiere de puente salino y el electrolito está en forma de una pasta húmeda y no como disolución líquida, salvo alguna excepción. El tamaño y la forma de la pila dependen de su aplicación.

Hay tres tipos de baterías comerciales: primarias, secundarias y de combustible.

Una pila primaria es una pila galvánica que cuando se agota se desecha (no puede ser recargada). Las más utilizadas son la pila seca o pila de Leclanché, la pila alcalina y la pila de plata. La tabla 12-2 muestra las reacciones químicas de estas pilas. Aplicaciones: linternas, relojes, radios y TV portátiles, calculadoras, implantes médicos


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(marcapasos, audífonos), juguetes, etc. La figura 12-4 muestra un esquema de una pila seca y de una pila alcalina.

Figura 12-4.- Pilas primarias: (a) Pila seca. (b) Pila alcalina (botón).

Una pila secundaria es una pila galvánica que, una vez descargada, puede recargarse de nuevo. En el proceso de carga, una corriente externa revierte la reacción espontánea de la pila, recuperando los reactivos para que la pila pueda producir de nuevo electricidad. Las más importantes son: la batería de plomo-ácido (batería de automóvil), la pila de níquel-cadmio, la pila híbrida níquel-metal-hidrógeno (NiMH; el hidrógeno está embebido en una aleación que incluye vanadio, titanio, cromo y níquel) y la pila de litio. La tabla 12-2 muestra las reacciones químicas de algunas de estas pilas. Aplicaciones: ordenadores, radios y TV portátiles, cámaras fotográficas, teléfonos móviles, luces de emergencia, carretillas elevadoras, vehículos eléctricos, etc.

En las pilas secundarias los reactivos se recupera invirtiendo la reacción de la pila mediante una corriente externa (pila recargable). En una pila de combustible los reactivos se suministran continuamente como en un motor. La electricidad se obtiene a partir de una reacción de combustión, en la que el combustible puede ser hidrógeno, metanol, hidracina, metano, glucosa, etc. La figura 12-5 muestra un esquema de la pila de combustible H2/O2. El electrolito puede ser ácido o alcalino. Con un electrolito ácido (H3PO4,aq), las reacciones son:

Ánodo: 2 H2(g) 4 H+(aq) + 4 e-

Cátodo : O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- 2 H2O(l)

Reacción neta: 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l)

Esta pila se está utilizando para automóviles eléctricos y para obtener energía eléctrica a gran escala.


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Tabla 12-2.- Reacciones químicas de pilas comerciales


Figura 12-5.- Esquema de una pila de combustible H2/O2.

Reacción del ánodo: 2 H2(g) 4 H+(aq) + 4 e-; Reacción del cátodo: O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- 2 H2O(l); Reacción global: 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l).


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CORROSIÓN

La corrosión es el deterioro de los metales producido por el medio ambiente (el aire y la humedad). La corrosión metálica reduce la vida útil de las instalaciones metálica, tales como puentes, automóviles, tuberías y barcos, con el consiguiente coste económico.

La mayoría de los metales, especialmente el hierro en forma de acero, se corroen porque se oxidan con relativa facilidad en presencia de oxígeno y agua. La corrosión no se produce en aire seco o en agua exenta de O2 disuelto. El producto de la corrosión del hierro es el herrumbre, óxido de hierro(III) hidratado, Fe2O3.H2O(s), que forma escamas de color pardo oscuro – rojizo que se desprenden fácilmente de la superficie dejando el metal al descubierto y permitiendo que continúe la corrosión.

La corrosión es un proceso electroquímico, cuyo mecanismo y prevención pueden explicarse mediante la serie electroquímica. La figura 12-6 muestra las diversas etapas del mecanismo de la corrosión del hierro, cuyas reacciones y potenciales son:

(a) 2 Fe(s) 2 Fe2+(aq) + 4 e- Eº = -0,44 V

O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e- 2 H2O(l) Eº = +1,23 V --------------------------------------------------------------

2Fe(s) + O2(g) + 4 H+(aq) 2Fe2+(aq) + 2 H2O(l)

(b) 2 Fe2+(aq) 2 Fe3+(aq) + 2 e- Eº = +0,77 V

½ O2(g) + 2 H+(aq) + 2 e- H2O(l) Eº = +1,23 V ------------------------------------------------------------------------

2Fe2+(aq) + ½ O2(g) + 2 H+(aq) 2Fe3+(aq) + H2O(l)

(c) 2Fe3+(aq) + 4 H2O(l) Fe2O3.H2O(s) + 6 H+(aq)

La reacción neta, suma de las reacciones de las tres etapas, es

2Fe(s) + 3/2 O2(g) + H2O(l) Fe2O3.H2O(s)


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Figura 12-6.- Mecanismo de la formación de herrumbre en una gota de agua.


El agua es mucho mejor conductor cuando tiene algún electrolito disuelto,

acelerándose entonces la corrosión. Por esta razón, la sal en el aire de las ciudades costeras y la sal usada para descongelar el hielo de calles y carreteras son tan nocivas para las instalaciones y carrocerías metálicas.

La formación de óxido metálico no siempre da lugar a la corrosión del metal. El aluminio (Eº = -1,66 V), el cromo (Eº =-0,91 V) y el cinc (Eº = -0,76 V) se oxidan más fácilmente que el hierro (Eº = -0,44 V), pero el óxido formado queda adherido fuertemente a la superficie del metal formando una fina y compacta capa que lo protege, impidiendo que prosiga la oxidación (pasivación).

La corrosión del hierro puede evitarse de varias formas:

1) Recubrimiento del metal con pinturas, esmaltes o lacas. Así se evita el acceso de aire húmedo a la superficie metálica. Este método falla cuando aparece un pequeño orificio en el recubrimiento, permitiendo la entrada de aire húmedo y produciendo la corrosión por debajo de la superficie pintada.

2) Protección catódica. Consiste en conectar un bloque de un metal muy reductor (generalmente se usa Mg) a la estructura metálica. El bloque de magnesio se oxida y provee de electrones al hierro para la reducción del O2. Es decir, el magnesio actúa como ánodo (se denomina ánodo de sacrificio), haciendo que el


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hierro actúe de cátodo, protegiéndolo así de la oxidación. El bloque de magnesio se reemplaza periódicamente. En los automóviles, la estructura metálica se protege de la oxidación conectándola al ánodo de la batería, cuyo deterioro ayuda a la protección del vehículo.

3) Galvanizado. Es el recubrimiento del hierro por una delgada capa de un metal

que resista más la oxidación (Zn, Cr,…). El recubrimiento puede realizarse por inmersión en el metal fundido o por depósito electrolítico. El potencial del cinc (Eº = -0,76 V) es menor que el del hierro (Eº = -0,44 V), por lo que aquél se oxida preferentemente, actuando de ánodo y haciendo que el hierro actúe de cátodo, evitando así su oxidación. El cinc se oxida superficialmente, ya que se forma una capa fina y compacta de óxido de cinc que lo protege una posterior oxidación (pasivación). Aunque esta capa sea dañada por un rasguño, el hierro continuará protegido electroquímicamente. Algo similar ocurre con el cromado. Si el metal de recubrimiento tiene un potencial mayor que el hierro, la protección será efectiva mientras el recubrimiento sea total. Un mínimo rasguño resultaría catastrófico, pues el hierro actuaría entonces de ánodo, oxidándose a gran velocidad. Así ocurre con el estañado (Eº = -0,14 V.

4) Inhibidores de la corrosión. Son productos de carácter reductor que se añaden al

agua para eliminar el oxígeno disuelto (hidracina, aminas, azoles, etc. Se usan en radiadores, calderas, tanques, etc.

5) Formación de aleaciones especiales, en las que un meta es capaz de formar una

capa protectora de óxido. Por ejemplo, el acero inoxidable, una aleación de Fe, Cr y Ni en la que el cromo forma una capa de óxido de cromo que protege al hierro de la corrosión.

PILAS ELECTROLÍTICAS

Si se introducen dos electrodos en una disolución electrolítica y se aplica una corriente externa mediante una batería, se produce un transporte de iones hacia los electrodos (conductividad) y una reacción redox en la superficie de los electrodos. Esta reacción, producida por la corriente eléctrica, se llama electrólisis o electrolisis.

M. Faraday fue e primero que hizo un estudio sistemático de la electrolisis y el que introdujo los términos ion, anión, catión, ánodo y cátodo. Los resultados de los trabajos de Faraday se resumen en que en la descarga de un ion de número de carga z (+1, -1, +2, -2,…) intervienen z electrones:


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Mz+ + z e- M

Az- A + z e-

Por tanto, para descargar 1 mol de iones se requiere la carga z moles de electrones, es decir, una carga Q = z NA e = z F, donde e es la carga elemental, NA la constante de Avogadro y F = e NA = 96485 C/mol es la constante de Faraday. Si por una pila electrolítica pasa una corriente I durante un tiempo t, la cantidad de iones que se descargarán en cada electrodo es

Las reacciones que tienen lugar en los electrodos dependen de la naturaleza de los electrodos, que pueden ser inertes (platino, grafito) o activos (cobre, cromo,…) y del electrolito, que puede ser fundido o disuelto.

En la electrolisis de sales fundidas (a temperatura elevada), los únicos iones que pueden descargarse en los electrodos son los de las sal. La figura 12-7 muestra un esquema de la pila electrolítica para la electrólisis del cloruro de magnesio. Al igual que en una pila galvánica, la oxidación tiene lugar en el ánodo y la reducción e el cátodo, aunque los signos de los electrodos en una y otra pila son opuestos.

Figura 12-7.- Esquema de una pila para la electrólisis de cloruro de magnesio fundido. Los iones Cl- se oxidan en el ánodo (+) y los iones Mg2+ se reducen en el cátodo (-). La reacción total es 2 Cl-(l) + Mg2+(l) Cl2(g) + Mg(l). La reacción (no espontánea, ∆G > 0) es forzada por la corriente suministrada por la batería.



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Cuando se realiza una electrólisis en disolución, en cada electrodo pueden descargarse los iones del electrolito y los del disolvente. Por ejemplo, en una disolución acuosa de cloruro de sodio hay iones positivos Na+ y H+ (que se desplazarán hacia el cátodo) y negativos Cl- y OH- (que se desplazarán hacia el ánodo). La corriente aplicada es transportada a través de la disolución por todos los iones, pero en cada electrodo se descargará el ion que lo haga más fácilmente. Así, en el cátodo se reducirá el ion cuyo potencial sea más alto y en el ánodo se oxidará el ion cuyo potencial sea más bajo. Supongamos que la concentración de NaCl es de 1 mol/L. Las reacciones posibles en los electrodos y los potenciales son:

Cátodo: Na+ + e- Na E = Eº = -2,71 V

H+ + e- ½ H2 E = - 0,41 V (a pH = 7)

Ánodo: Cl- ½ Cl2 + e- E = Eº = +1,36 V

2 OH- ½ O2 + H2O + 2 e- E = +0,82 V (a pH = 7)

Según estos potenciales (calculados mediante la ecuación de Nernst), en el cátodo se descargarán los iones H+ y en el ánodo se descargarán los iones OH-. Según esto, los productos de la electrólisis serán H2 y O2, es decir, la electrólisis del agua.

El potencial de cada par redox cuando empieza la electrólisis se llama potencial de descarga. La diferencia entre los potenciales de descarga del ánodo (+) y del cátodo (-) se denomina potencial de descomposición:

Edes = Eán – Ecát

El potencial de descomposición es la diferencia de potencial mínima necesaria para iniciar la electrólisis. En el ejemplo anterior,

Edes = +0,82 V – (-0,41 V) = +1,23 V

En la práctica, la diferencia de potencial aplicada debe ser bastante mayor que el potencial de descomposición para lograr la formación de cantidades significativas de productos. La diferencia de potencial adicional, que depende de cada electrodo y del producto de la reacción, se llama sobrepotencial. En la electrólisis del agua con electrodos de Pt, el sobrepotencial para la producción de oxígeno es mucho mayor que para la producción de cloro, por lo que en la práctica puede generarse Cl2 en lugar de O2. Actualmente se está investigando la forma de reducir el sobrepotencial de los electrodos para conseguir una mayor eficacia de la electrólisis.

La electrolisis tiene muchas aplicaciones tecnológicas y analíticas:

1) Obtención de productos químicos: Na, Mg, Al, H2, O2, Cl2, F2, NaOH, etc.


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2) Purificación o refinado de metales, como el cobre (figura 12-12). Para ello, se utiliza como cátodo el metal puro, como ánodo el metal impuro (que se oxida y pasa a la disolución) y como electrolito una sal del metal.

Figura 12-7.- Esquema de una pila electrolítica para refinado de cobre.


3) Recubrimiento electrolítico de objetos (galvanizado), con fines estéticos o de protección. Tal es el caso del cromado, niquelado, plateado, etc. El objeto que debe ser cubierto constituye el cátodo de la pila, el electrolito es una disolución acuosa de una sal del metal de recubrimiento, y el ánodo es de este metal.

4) Entre las aplicaciones analíticas figura la electrogravimetría, en la que un metal se deposita selectivamente en el cátodo y puede ser determinado cuantitativamente.

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