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Huaraz, 11 de Marzo
del 2014
FACULTAD:
Ingeniería de Minas Geología y
Metalurgia
ESCUELA : Ingeniería de Minas
TEMA : ELECTROQUÍMICA
CURSO : Química General
DOCENTE : Vicuña Pérez Flormila
INTEGRANTES :
Atoc Caldas Waldir
Chinchay Jácome Juan Carlos
Cordero Velásquez Jonathan
Huamán Parraguez Ivonne
Salaz Depaz Jeimi
Santibáñez Maraví Luis
Tuya Gambini Fernando
UNIVERSIDAD NACIONAL
Monografía
2014
Química General Electroquímica
Introducción……..………………………...…………………………...2
Objetivos……………………………………………………………….3
ELECTROQUÍMICA
Reseña histórica………………………………….…………………….4
Reacciones Redox…………………...…………………......……….….5
Conducción electrolítica……..…………………...………………….…7
Celda electroquímica…………………...………………………….…...8
Celdas galvánicas.
Potenciales estándar de reducción………………………………...……10
Espontaneidad de una reacción redox….…………………………...….13
Corrosión…………………………………………………………...…..14
Tipos de baterías………………………………………………………..16
Pilas de seca alcalina…………………………………………………...18
Batería NICAD……………………………………………………..…..21
Electrolisis.
Electrolisis de sales fundidos……………………………………...……24
Electrolisis de soluciones acuosas….…………………………………..26
Electrolisis de soluciones acuosas diluidas………………………….…28
Primera ley de Faraday…………………………………………….…...31
Segunda ley de Faraday……………………………………………..….32
Aplicaciones de electrolisis………………………………………...…..33
Electrorrefinación…..………………………………………………..…34
Conclusiones…….……………………………………….…………..…36
Sugerencias……………………………………..………………………37
Introducción.
En los sucesos siguientes se hará, el análisis del tema de electroquímica, que en ello
abordan la interacción entre la energía eléctrica y la energía química en estos procesos.
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Química General Electroquímica
Los procesos de cromado, plateado, niquelado, obtención de metales puros por electro
refinación y obtención a gran escala de Hidróxido de sodio, que se fundamentan en un
proceso de electrolisis. El origen de la corriente eléctrica en una pila o batería se debe a
las celdas galvánicas.
Los fenómenos electroquímicos se llevan a cabo en celdas electroquímicas denominadas
electrolítica y galvánica.
Los electrolitos tienen la extraordinaria importancia en la filosofía humana. Las células
humanas contienen el electrolito cloruro de potasio (KCl), estas células se someten a un
baño mediante una solución que contienen el electrolito NaCl, cuando estos electrolitos
especialmente el ion potasio, emigran a través de las membranas de la célula.
Las reacciones químicas se investigan como una fuente de energía eléctrica para la
propulsión de vehículos, a fin de reducir la contaminación proveniente de la gasolina, y
disminuir el ruido de los motores de combustión interna. La posibilidad de que lleguen a
agotarse los combustibles fósiles y reducir al mínimo la contaminación aumentará la
importancia de la electroquímica.
La electroquímica tiene su origen en el descubrimiento por Luigui Galvani y Alessandro
Volta; de los efectos de dos metales diferentes en los músculos de una rana muerta.
Observararon un movimiento o contracción de los músculos piernas cuando la rana,
unida a ganchos de cobre, asía contacto con una barra de hierro.
Objetivos.
Usar las leyes de Faraday para cuantificar la reacción de redox con la corriente
eléctrica.
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Química General Electroquímica
Utilizar las potencialidades normales de los electrodos para diferenciar el cátodo y el
ánodo de una celta.
Calcular el potencial estándar de una celta galvánica, con los potenciales de cada
electrodo.
Utilizar la ecuación de Nernst, cuando las condiciones para cada celta son diferentes
a la estándar.
Conocer las diversas aplicaciones que tiene la electrolisis a escala de laboratorio e
industria.
Diferenciar la electrolisis de los electrolitos fundidos de sus disoluciones acuosos.
Representar las celdas galvánicas a partir de sus semiceldas y de un puente alcalino.
Describir los procesos de la corrosión y su protección anódica y catódica.
Describir las celdas modernas y su aplicación como fuentes de energía eléctrica del
futuro.
ELECTROQUÍMICA
1. Reseña histórica.
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Química General Electroquímica
Durante finales del siglo XVIII el anatomista y médico italiano Luigi Galvani
marcó el nacimiento de la electroquímica de forma científica al descubrir el
fenómeno que ocurría, al pasar electricidad por las ancas de la rana. Dichas
observaciones las publicó en su ensayo “Comentario acerca del efecto de la
electricidad en el movimiento muscular”. De modo que, de esta forma en 1791
propuso la existencia de una sustancia "nervio-eléctrica" existente en toda
forma de vida.
Galvani pensó que esta nueva fuerza vital, era una nueva forma de generación
de electricidad natural, además de las ya conocidas por el hombre como la
existente en los truenos y relámpagos o en algunos animales como rayos
eléctricos.
Los aportes posteriores en la fabricación de la primera batería de la época
moderna dada por Alessandro Volta permitió la revolución industrial,
científicos connotados como William Nicholson y Johann Wilhelm Ritter
fundaran la disciplina de la galvanoplastia.
Para mediados del siglo XIX, el modelamiento y estudio de la electroquímica,
se vieron aclarados por Michael Faraday por sus leyes de la electrólisis y John
Daniell por su pila dependiente solo de iones metálicos de Zinc-Cobre. Hacia
finales de siglo, dicha disciplina comenzó a influenciar campos tan importantes
como las teorías de conductividad de electrolitos, presentado por Svante August
Arrhenius y Friedrich Ostwald y subsecuentemente en el modelamiento
matemático de las baterías por Walther Hermann Nernst.
A partir del siglo XX, la electroquímica permitió el descubrimiento de la carga
del electrón por Millikan, y el establecimiento de la moderna teoría de ácidos y
bases de Bronsted y Lowry.
Dichas contribuciones han permitido que en la actualidad la electroquímica se
emparente a temas tan diversos que van desde la electroquímica cuántica, hasta
las celdas fotovoltaicas y quimioluminiscencia.
2. Concepto:
Es una rama de la química que estudia la transformación entre la energía
eléctrica y química. De modo que las reacciones químicas que se dan en la
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Química General Electroquímica
interface de un conductor eléctrico, llamado electrodo, que puede ser un metal o
un semiconductor y un conductor iónico, el electrolito pudiendo ser una
disolución.
3. Principios:
Reacciones de Reducción-Oxidación
Las reacciones de reducción-oxidación son las reacciones de transferencia de
electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos
químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma
oxidada respectivamente). En dichas reacciones la energía liberada de una
reacción espontánea se convierte en electricidad o bien se puede aprovechar
para inducir una reacción química no espontánea.
Balanceo de las ecuaciones Redox
Las reacciones electroquímicas se pueden balancear por el método ion-electrón
donde la reacción global se divide en dos semireacciones (una de oxidación y
otra de reducción), se efectúa el balance de carga y elemento, agregando H+,
OH−, H2O y/o electrones para compensar los cambios de oxidación. Antes de
empezar a balancear se tiene que determinar en qué medio ocurre la reacción,
debido a que se procede de una manera en particular para cada medio.
Medio Ácido
Se explicará por medio de un ejemplo, cuando una sal magnésica reacciona con
Bismutato de Sodio.
El primer paso es escribir la reacción sin balancear:
Luego se divide en dos semireacciones:
Cada semireacciones se balancea de acuerdo con el número y tipo de átomos y
cargas. Como estamos en medio ácido los iones H+ se agregan para balancear
los átomos de H y se agrega H2O para balancear los átomos de O.
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Química General Electroquímica
Finalmente se multiplica cada semireacciones por un factor para que se
cancelen los electrones cuando se sumen ambas semireacciones.
Reacción Balanceada:
En algunos casos es necesario agregar iones para terminar de balancear la
ecuación. Para este caso, si se conociera el anión de la sal magnésica, ese sería
el ión. Se agrega por igual de ambos lados de la ecuación lo necesario para
terminar de balancearla.
Medio Alcalino
También se explicará por medio de un ejemplo, cuando el Permanganato de
potasio reacciona con el Sulfito de sodio.
El primer paso es escribir la reacción sin balancear:
Luego se divide en dos semireacciones:
Cada semireacciones se balancea de acuerdo con el número y tipo de átomos y
cargas. Como estamos en medio alcalino los OH− se agregan para balancear los
átomos de H y normalmente se agrega la mitad de moléculas de H2O del otro
lado de la semireacciones para balancear los átomos de O.
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Química General Electroquímica
Finalmente se multiplica cada semireacciones por un factor para que se
cancelen los electrones cuando se sumen ambas semireacciones.
Ecuación balanceada:
Reacción Balanceada:
En este caso se agregaron contra iones para terminar de balancear la ecuación
(los cationes K+ y Na+)
4. Conducción electrolítica
Se denominan conductores de primera especie o electrónicos a los metales
sólidos o fundidos y ciertas sales sólidas (sulfuro cúprico, sulfuro de cadmio)
que conducen la corriente eléctrica sin experimentar alteración alguna. En estas
sustancias, la conducción tiene lugar por emigración directa de los electrones a
través del conductor bajo la influencia de un potencial aplicado. Aquí, los
átomos o iones que componen el conductor, permanecen en sus lugares.
Los conductores de segunda especie o electrolíticos son los que experimentan
transformación química al paso de la corriente eléctrica como las soluciones de
electrolitos fuertes y débiles, sales fundidas y también algunas sales sólidas
como el cloruro de sodio y el nitrato de plata.
5. Celda electroquímica
Una celda electroquímica simple contiene un par de electrodos de material
inerte, por ejemplo platino, conectados a una fuente de corriente y sumergidos
en una solución acuosa de un conductor de segunda especie. El electrodo
conectado al lado negativo de la fuente se denomina cátodo y es aquel por el
cual entran los electrones a la solución procedentes de la fuente, por ejemplo,
una batería. Al mismo tiempo, el electrodo conectado al lado positivo de la
batería se denomina ánodo, por el cual salen los electrones de la solución y
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Química General Electroquímica
regresan a la batería. Al cerrar el circuito, los iones negativos o aniones,
emigran hacia el ánodo en donde se oxidan, mientras que los iones positivos o
cationes van hacia el cátodo en donde se reducen. Los aniones se mueven hacia
el ánodo y de aquí que los electrones son transportados por estos iones desde el
cátodo. De nuevo, como el transporte de electricidad positiva hacia el cátodo
puede considerarse un flujo de electricidad negativa hacia el ánodo, la
migración de los cationes hacia el cátodo es equivalente al flujo de electrones en
dirección opuesta.
6. Celdas Galvánicas:
Es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción
redox espontanea (se le llama así en honor a los científicos Luigi Galvani y
Alessandro Volta, quienes fabricaron las primeras celdas de este tipo)
Está constituida por dos semiceldas separadas, siendo necesario que la
transferencia de electrones tenga lugar a través de un circuito externo de esta
manera se obtiene energía eléctrica útil.
Esquema de la Pila de Daniel. El puente salino (representado por el tubo en
forma de U invertida) contiene una disolución de KCl permitiendo la interacción
eléctrica entre el ánodo y el cátodo. Las puntas de éste deben estar tapadas con
pedazos de algodón para evitar que la disolución de KCl contamine los otros
contenedores.
Las celdas electroquímicas tienen dos electrodos: El Ánodo y el Cátodo. El
ánodo se define como el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación y el
cátodo donde se efectúa la reducción. Los electrodos pueden ser de cualquier
material que sea un conductor eléctrico, como metales, semiconductores.
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Química General Electroquímica
También se usa mucho el grafito debido a su conductividad y a su bajo costo.
Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se conectan mediante un
conductor por el que pasan los cationes y aniones, conocido como puente de sal
(o como puente salino).
Los cationes disueltos se mueven hacia el Cátodo y los aniones hacia el Ánodo.
La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque existe una diferencia de
potencial eléctrico entre ambos electrolitos. Esa diferencia se mide con la ayuda
de un voltímetro y es conocida como el voltaje de la celda. También se
denomina fuerza electromotriz (fem) o bien como potencial de celda. En una
celda galvánica donde el ánodo sea una barra de Zinc y el cátodo sea una barra
de Cobre, ambas sumergidas en soluciones de sus respectivos sulfatos, y unidas
por un puente salino se les conocen como Pila de Daniel.
Componentes:
1. Electrodos; cátodo (+) y ánodo (-) en cada uno se verifica el fenómeno de
oxidación--reducción.
2. Cátodo; sin importar el tipo de celda (electrolítica o voltaica) se define como
el electrodo en el cual se produce la reducción porque algunas especies ganan
electrones. Este posee carga negativa y a él migran los iones o cargas
positivas.
3. Ánodo; sin importar el tipo de celda (electrolítica o voltaica) se define como
el electrodo en el cual se produce la oxidación porque algunas especies
pierden electrones. Este posee carga positiva y a él migran los iones o cargas
negativas.
4. Puente salino; Es un tubo con un electrolito en un gel que está conectado a
las dos semiceldas de una celda galvánica; el puente salino permite el flujo de
iones, pero evita la mezcla de las disoluciones diferentes que podría permitir
la reacción directa de los reactivos de la celda.
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Química General Electroquímica
5. Semiceldas; donde se sumerge el electrodo y están unidos mediante un tubo
en U. (puente salino) en cuyo interior se encuentra una solución de KCl .
Por el puente salino emigran los iones y anulan el exceso de carga.
6. Voltímetro; que nos permite detectar la fuerza electromotriz (f . e .m), es decir
la intensidad con la que se de electrones. Estos sistemas también establecen
un EQUILIBRIO y o cumplen con las características de EQUILIBRIO y el
principio de CHATELIER.
Potenciales estándar de reducción
Esquema del EEH.
1. Electrodo de Platino
2. Gas Hidrógeno
3. Solución de HCl(1M)
4. Sifón para prevenir la contaminación de oxígeno
5. Conector donde el segundo elemento de la celda debería ser conectado.
Es posible calcular el potencial estándar de reducción de una celda determinada
comparando con un electrodo de referencia. Básicamente el cálculo relaciona el
potencial de reducción con la redox. Arbitrariamente se le asignó el valor cero al
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Química General Electroquímica
electrodo de Hidrógeno, cuando se encuentra en condiciones estándar. En dicho
electrodo ocurre la siguiente reacción:
La reacción se lleva a cabo burbujeando gas hidrógeno en una disolución de HCl
, sobre un electrodo de Platino. Las condiciones de este experimento se
denominan estándar cuando la presión de los gases involucrados es igual a 1
Atm., trabajando a una temperatura de 25 °C y las concentraciones de las
disoluciones involucradas son igual a 1M. En este caso se denota que:
Este electrodo también se conoce como electrodo estándar de hidrógeno
(EEH) y puede ser conectado a otra celda electroquímica de interés para calcular
su potencial de reducción. La polaridad del potencial estándar del electrodo
determina si el mismo se está reduciendo u oxidando con respecto al EEH.
Cuando se efectúa la medición del potencial de la celda:
Si el electrodo tiene un potencial positivo significa que se está reduciendo
indicando que el EEH está actuando como el ánodo en la celda (Por ejemplo: el
Cu en disolución acuosa de CuSO4 con un potencial estándar de reducción de
0,337V)
Si el electrodo tiene un potencial Negativo significa que se está oxidando
indicando que el EEH está actuando como el Cátodo en la celda (Por ejemplo: el
Zn en disolución acuosa de ZnSO4 con un potencial estándar de reducción de -
0,763 V)
Sin embargo, las reacciones son reversibles y el rol de un electrodo en una celda
electroquímica en particular depende de la relación del potencial de reducción de
ambos electrodos. El potencial estándar de una celda puede ser determinado
buscando en una tabla de potenciales de reducción para los electrodos
involucrados en la experiencia y se calcula aplicando la siguiente fórmula:
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Química General Electroquímica
Por ejemplo, para calcular el potencial estándar del electrodo de Cobre:
Diagrama de celda
En condiciones estándar la f . e .m(medida con la ayuda de un multímetro) es
0,34 V (este valor representa el potencial de reducción de la celda) y por
definición, el potencial del EEH es cero. Entonces el potencial de la celda se
calcula resolviendo la siguiente ecuación:
El potencial de oxidación de una celda tiene el mismo modulo que el de
reducción pero con signo contrario. Cambios estequiometricos en la ecuación de
la celda no afectaran el valor Eº red del porque el potencial estándar de
reducción es una propiedad intensiva.
Espontaneidad de una reacción redox
Proceso espontáneo y Ecuación de Nernst.
Relacionando el Eceldacon algunas cantidades termodinámicas permiten saber la
espontaneidad de un proceso determinado. En una celda electroquímica toda la
energía química se transforma en energía eléctrica. La carga eléctrica total que
pasa a través de la celda es calculada por:
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Química General Electroquímica
C=nF
Siendo F la Constante de Faraday y n el número de moles de e⁻. Como la fem es
el potencial máximo de la celda y el trabajo eléctrico es la cantidad máxima de
trabajo (w) que se puede hacer, se llega a la siguiente igualdad:
W electrico=C Ecelda0
La energía libre de Gibbs es la energía libre para hacer trabajo, eso significa que
el cambio de energía libre representa la cantidad máxima de trabajo útil que se
obtiene de la reacción:
Si es negativo significa que hay energía libre y por lo tanto la reacción es
espontanea. Para que ocurra eso él E celda debe ser positivo. Caso contrario la
reacción no procede. Para valores negativos de muy próximos a cero es
posible que la reacción tampoco proceda debido a los factores secundarios,
como por ejemplo el fenómeno de sobretensión. Una reacción espontánea puede
ser utilizada para generar energía eléctrica, no es nada más ni nada menos que
una Pila de combustible. Mientras que a una reacción no espontánea se le debe
aplicar un suficiente potencial eléctrico para que la misma se lleve a cabo. Este
fenómeno es conocido como Electrólisis. En una celda electroquímica, la
relación entre la Constante de equilibrio, K, y la energía libre de Gibbs se puede
expresar de la siguiente manera:
Despejando laE celda se obtiene:
Aplicando el logaritmo K en base 10 y suponiendo que la reacción se lleva a
cabo a T=298 K (25 ° C) , finalmente llegamos a la siguiente expresión:
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Química General Electroquímica
Celdas de concentración
Una célula de concentración o pila de concentración es una celda electroquímica
que tiene dos semiceldas equivalentes del mismo electrolito, que sólo difieren en
las concentraciones.
Se puede calcular el potencial desarrollado por dicha pila usando la ecuación de
Nernst. Una célula de concentración producirá una tensión o voltaje en su
intento de alcanzar el equilibrio, que se produce cuando la concentración en las
dos semi pilas son iguales.
Corrosión.
La corrosión es definida como el deterioro de un material a consecuencia de un
ataque electroquímico por su entorno. De manera más general puede entenderse
como la tendencia general que tienen los materiales a buscar su forma más
estable o de menor energía interna. Siempre que la corrosión esté originada por
una reacción electroquímica (oxidación), la velocidad a la que tiene lugar
dependerá en alguna medida de la temperatura, la salinidad del fluido en
contacto con el metal y las propiedades de los metales en cuestión. Otros
materiales no metálicos también sufren corrosión mediante otros mecanismos
Oxidación del metal.
Ejemplo: oxidación del hierro
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Química General Electroquímica
Para que el metal se oxide debe estar en contacto con el oxígeno y agua. Aunque
las reacciones implicadas son muy complejas y todavía no se conocen en su
totalidad, se cree que las principales etapas son las siguientes. Una parte de la
superficie del metal funciona como ánodo; donde se lleva a cabo la oxidación.
Fe(s) Fe2+(ac) + 2e-
Los electrones donados por el hierro reducen al oxigeno atmosférico a agua en el
cátodo, que a su vez es otra región de la misma superficie del metal.
O2 (g) + 4H+(ac ) + 4 2H2O(l)
La reacción redox global es:
2Fe(s) + O2 (g) + 4H+(ac) 2Fe2+
(ac) +2H2O(l)
Encontramos el fem estandar para este proceso
¿1.23 V−(−0.44V )
¿1.67 V
Observe que esta reacción se lleva a cabo en un medio acido, parte de los iones
H+ provienen de la raccion del dioxido de carbono atmosferico con el agua, en la
que se forma el H2CO3.
Los iones de Fe2+ que se formaron en el anodo sev oxidan posteriormente
gracias al oxigeno.
4Fe2+(ac) + O2 (g) + (4+2x)H2O(l) 2Fe2O3.xH2O(s)+ 8H+
Esta forma hidratada de oxido de hierro (III) es lo que se conoce como
herrumbe. La cantidad de agua asociada con el oxido de hierro es variable, a si
que la formula se representa como Fe2 O3 x H 2O
Tipos de pilas o baterías:
Se sabe que las pilas son sistemas que producen corriente eléctrica continua a
partir de reacciones redox generadas en los electrodos que se encuentran en
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Química General Electroquímica
contacto con los electrolitos, los cuales de acuerdo a su reacción en el sistema,
actúan como ánodo o cátodo.
Las pilas se clasifican en primarias y secundarias:
Pilas primarias:
Son aquellas que solo actúan como celdas galvánicas, es decir, solo producen
corriente eléctrica. Por lo tanto, no son recargables (no actúan como celda
electrolítica): una vez que se agotan se desechan. La más conocida de todas las
pilas es la que fue inventada por el Químico Francés Georges Leclanché en el
año de 1860 y es popularmente conocida como pila seca porque no hay presente
un líquido libre.
Pila seca ácida de Leclanché:
Consiste en un cilindro de cinc, que actúa como contenedor de electrolito, y hace
también de ánodo. El electrolito consiste en una pasta húmeda formada por
cloruro de amonio (NH 4 CL), cloruro de cinc (ZnCL2) y por dióxido de
manganeso (M nO2) todo esto rodea una barra de grafito, que hace las veces de
cátodo; todo el sistema produce una fuerza electromotriz de 1,5 voltios.
Figura: Pila seca de leclanché .La celda tiene un ánodo de cinc y una barra de
grafito como cátodo como una pasta (M nO2), (NH 4 CL), (ZnCL2).
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Química General Electroquímica
Durante la descarga de la pila, la lata de cinc se oxida, por lo tanto es el ánodo
(polo negativo).
Zn(s ) Zn(ac)+2 +2e−¿¿ ; E0=0,76 v
El cátodo (+) es el grafito, donde los iones NH 4+¿¿
que lo rodean se reducen.
2 NH(ac)+¿+2 e−¿¿ ¿ 2 NH3 ( ac )+H 2(g) ; E°=0,74 v
Los cationes monoatómicos y los gases generan la polarización de la pila, que
consiste en la disminucion del voltaje, por elllos es necesario eliminar los agetes
polarizantes. Para eliminar el H 2(Agentes Polarizantes) se utiliza el MnO2.
Las reacciones reaaciones despolarizantes en la pila seca son:
H 2+2 MnO2(g ) Mn2o3 (s )+H 2O(l )
Zn(ac)+2 +4 NH 3 ( ac ) Zn(NH3)
−2
El voltaje estándar de la pila seca es 1,50V independiente del tamaño de la pila.
Pila seca alcalina:
En su versión alcalina o básica, el cloruro de amonio NH 4 Cl (Sal ácida) se
reemplaza por hidróxido de potasio, KOH. La reacción anódica incluye también
la oxidación del cinc, mientras que el dióxido de manganeso MnO2se reduce en
el cátodo.
Las semireacciones durante la descarga son:
Ánodo: Z n(S )+2OH (ac)−¿¿
Zn¿
Cátodo: 2 MnO2(s )+ H 2O(l )+2e−¿ ¿ Mn2O3(s )+2OH (ac )
−¿ ¿
La ventaja de la pila alcalina es que el cinc no se disuelve tan fácilmente en un
medio alcalino como en un medio ácido, es por ello que dura más tiempo.
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Química General Electroquímica
Figura: Una pila seca alcalina pequeña. El ánodo es polvo de cinc y el cátodo es
MnO2, como en la celda de leclanché, pero el electrolito es KOH.
COMPARACIÓN EN LA PILA SECA ÁCIDA Y ALCALINA:
PILA SECA ÁCIDA PILA SECA ALCALINA
El electrolito tiene carácter ácido
NH 4 Cl .
El electrolito tiene carácter básico
(KOH).
El potencial máximo de esta pila es
1,5 V, luego decrece hasta 0,8V,
momento en que ya no es
utilizable, por ello su vida útil es
corta. En climas fríos el potencial
decae más rápido.
El potencial máximo de esta pila es
1,5 V. Tiene mejor rendimiento
pues conserva un voltaje útil
durante más tiempo,
proporcionando hasta el 50% más
de energía total que la pila ácida.
Tiene menor costo. Tiene mayor costo.
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Química General Electroquímica
Pilas secundarias:
Son aquellas que actúan como celdas galvánicas, produciendo corriente eléctrica
y como celdas electrolíticas, recibiendo corriente eléctrica para recargarse. Por
consiguiente, son pilas o baterías recargables.
Para cargar o recargar la pila debe suministrarse un voltaje mayor al que esta
produce o genera. Veamos como ejemplos algunas pilas secundarias más
importantes que tienen mucha utilidad en la vida moderna.
Batería de plomo o acumulador de plomo:
Inventada en 1859 por Gastón Planté, es el sistema de producción de energía
más usado en la actualidad. Utiliza dos electrodos: uno constituido de plomo
esponjoso que favorece el aumento de la superficie de contacto del electrodo con
el electrolito, el otro, una placa de plomo recubierta de óxido de plomo (Pb O2¿;
ambos se encuentran sumergidos en una solución de ácido sulfúrico. Para
impedir que los electrodos se toquen se colocan separadores de fibra de vidrio
entre ellas.
Figura: Acumulador de plomo. Un acumulador de plomo no es una celda seca
porque contiene varias celdas conectadas en serie llenas con una solución acuosa
de ácido sulfúrico, que sirven de electrolito.
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Química General Electroquímica
Las semireacciones son:
Ánodo: Pb( s)+S O(ac )−2 −2e−¿¿ PbS O4 ( ac ); E°=0,36 V
Cátodo: Pb O2+4 H (ac)+¿+SO 4(ac)
−2 +2 e−¿¿ ¿ Pb SO4 (ac )+2 H 2 O E°=1,69 V
Durante La Descarga:
La batería funciona como celda galvánica al producir corriente eléctrica, siendo
su potencial de 2,05V por cada celda. Una batería de automóvil consta de 6
celdas en serie dando un potencial de 12,3 V. En climas de muy baja
temperatura aumenta la viscosidad del electrolito, lo que dificulta el
funcionamiento de la batería.
Los electros Pb y PbO2 se consumen por lo que generan sulfato de plomo (II) el
cual se adhiere a los electrodos.
El electrolito de H 2 SO4 se consume, por lo cual el grado de descarga de la
betería se determina midiendo la densidad del electrolito con un densímetro. En
una batería nueva la densidad del electrolito es igual o mayor a 1,2 g/mL y
presenta una concentración de 35% en masa de soluto.
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Química General Electroquímica
Durante La Descarga:
Se regeneran los electrodos y el electrolito.
En la electrolisis se consume agua, por lo cual se debe agregar agua antes de
recargar la batería.
Para realizar esta operación la batería se debe conectar con una fuente externa de
voltaje ligeramente mayor al de la batería, esto para revertir la reacción.
Batería de níquel-cadmio (Pilas NICAD):
Estas baterías se utilizan para hacer funcionar teléfonos celulares, herramientas
portátiles, calculadoras, etc. Consiste en un polo positivo que es cubierto por
hidróxido de níquel y un polo negativo que consiste en cadmio. El electrolito de
esta pila de es el hidróxido de potasio KOH.
Produce un voltaje de 1,53 V y tiene una vida útil muy prolongada. Se puede
descargar y recargar más de 500 veces.
Figura: La celda galvánica de NICAD tiene ánodos de cadmio, cátodos de óxido
de níquel hidratado y KOH como electrolito. Los electrodos se acomodan en
forma de rollo de jalea.
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Química General Electroquímica
Las Semireacciones son:
ÁNODO: C d(s)+2 O H ( AC )−2 e−¿ ¿ Cd (OH )2(s ); E°=o ,81v
Cátodo: ¿(OH )2(ac )+2e−¿ ¿ ¿s+2OH (AC)
−¿ ;E°=0,72 v ¿
Ecuación neta de celda:
C d(s)+¿(OH )2(ac) Cd (OH )2(s )+¿(s ); Ecelda0 =+1,53V
7. Electrolisis:
Proceso en el que se utiliza la energía eléctrica continua para generar una
reacción redox no espontanea. Este fenómeno químico permite la
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Química General Electroquímica
descomposición de ciertas sustancias (generalmente electrolitos), generándose
nuevas sustancias simples o compuestas.
Elementos o componentes de los procesos electrolíticos
Fuente de energía eléctrica:
Son sistemas que generan corriente eléctrica continua. En el laboratorio se
pueden pilas o baterías; estos sistemas actúan como una bomba de electrones, es
decir, son capaces de sustraer electrones de una de los electrodos (ánodo) y
suministrarlos al otro electrodo (cátodo) quedando electrizados. A nivel
industrial se utilizan sistemas de diodos de rectificación de corriente para
transformar corriente alterna en corriente continua.
Electrodos:
Son barras solidas (principalmente metálicas) que son buenos conductores
eléctricos y están en contacto mediante un cable conductor con la fuente de
energía eléctrica. Actúan como polos positivos (+) y negativos (-), que
colocamos dentro de la celda electrolítica generan un campo eléctrico.
Estos electrodos se denominan cátodo y anudo. Hacia el cátodo electrizado
negativamente fluyen los cationes que generalmente se reducen; mientras que
hacia el ánodo electrizado ´positivamente fluyen los aniones, los cuales
generalmente se oxidan.
Los electrodos se pueden clasificar como:
Inertes:
Son aquellos cuya única función es conducir la corriente eléctrica durante el
proceso electrolítico por lo tanto no se consumen (su masa es constante) entre
ellos tenemos: platino, paladino, mercurio, grafito, etc. Se utilizan para producir
sustancias simples en su superficie.
Activos:
Son aquellos que aparte de conducir la corriente eléctrica participan en el
proceso, es decir se consumen (liberan iones de su estructura) oxidándose. Entre
ello tenemos: cromo, cinc, cobre, plata, etc. Que son muy utilizados en la
electrodeposición.
Electrolito:
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Química General Electroquímica
Son sustancias químicas que disueltas en agua o fundida (líquidos) son capaces
de generar iones libres, que por acción de fuerzas eléctricas se mueven y
conducen la corriente eléctrica. En los procesos electrolíticos se utilizan como
electrolitos: óxidos metálicos, sales, hidróxidos y ácidos fuertes para obtener una
suficiente cantidad de iones. Los iones móviles son conductores de segundo
orden. Los óxidos y sales deben estar fundidos, si son pocos solubles o
insolubles en agua.
Celda electrónica:
Es el recipiente que contiene al electrolito, y donde se produce la electrolisis.
Las celdas electrolíticas varían mucho según ala naturaleza de los electrolitos y a
la temperatura del proceso. Para su construcción el material utilizado debe
resistir al ataque de las soluciones acidas y alcalinas, generalmente es de acero
revestido con poli cloruro de vinilo (P.V.C) o plástico con características
especiales.
ELECTROLISIS DE SALES FUNDIDAS
Para entender mejor lo descrito anteriormente tomemos como ejemplo
ilustrativo, la electrolisis del cloruro de sodio, NaCl fundido tal como se muestra
en la figura.
Electrolito NaCl liquido
NaCl( l)→ Na+¿Cl−¿¿ ¿
Temperatura de operación: 801 °C
Electrodos: grafito
Voltaje mínimo: 4,07 V
En la sal fundida de iones Na+¿ y Cl−¿¿ ¿ tiene movimientos al azar o caóticos.
Cuando se sumergen los electrodos (barras electrizadas de grafito), los iones
migran hacia ellos por acción de la fuerza eléctrica generada por el campo
eléctrico que existe entre los dos electrodos. De ese modo se explica la
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conductividad eléctrica dentro de la celda y la formación de un circuito cerrado
en un sistema.
En el cátodo se produce sodio liquido Na(l ) esto implica que los iones Na+¿¿
migran hacia el catodo, en el ganan electrones y se reducen.
Na+¿+e−¿→ Na0 ¿¿ (I)
En el ánodo se observa la formación de burbujas que implica la formación de
un gas toxico e irritante, cuya coloración es amarrilla- verdosa. Estas
características corresponden al cloro gaseoso Cl2 y se presencian porque los
aniones cloruro, Cl−¿¿ fluyen hacia el ánodo y se oxidan
2 Cl−¿→Cl 2(g )+2 e−¿¿ ¿ (II)
En todo proceso redox, el número de electrones ganados y perdidos son iguales,
es decir, que el número de electrones que fluyen por el cátodo y ánodo es igual;
para ello multiplicaremos la semireacciones (I) por dos y tendremos
2 Na+¿+2 e−¿→ 2Na (l )0 ¿ ¿
Esta última semirreaccion la sumaremos miembro a miembro con la
semirreaccion (II) y tendremos así la siguiente reacción neta de la celda
2 NaCl(l )→ 2 Na(l )+Cl2 (g)
Esta ecuación neta quiere decir que al electrolizar la sal fundida NaCl(l ) en el
catodo se obtiene sodio metalice en estado líquido y en el ánodo se obtiene cloro
gaseoso.
ELECTROLISIS DE SOLUCIONES ACUOSAS:
En estos casos debemos tener presente que las sales disueltas en agua se
disocian, de ahí que en la estarán presentes el catión, el anión y el agua. Por lo
tanto despreciamos lo ionesH (ac)+¿¿
y OH (ac )−¿¿
generados por la autoionizacion del
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agua ya que sus concentraciones son muy pequeñas (≈ 10−7 M ) y no
experimentan cambios químicos, en estas condiciones queda la posibilidad que
experimenten cambios químicos, el catión, el anión o el agua.
Por la concentración de la solución electrolítica se divide en electrolisis de
soluciones acuosas concentradas y diluidas.
Electrolisis de soluciones acuosas concentradas
Ejemplo 1:
Electrolisis de una solución concentrada de
NaCl (salmuera)
Electrolito: NaCl(ac)
Electrodo: platino
Temperatura: 25 °C
CATODO
En la forma experimental se obtiene un gas liviano inodoro e incoloro, este gas
es el H 2 ¿Qué sucedió? Por lógico cabe esperar la formación de solido ya que
hacia el cátodo fluye el ion Na+¿¿esto significa que el ion Na+¿¿ es mas difícil de
reducir que el agua, por lo que el H 2 (g) procede de la reducción delH 2 O
2 H 2O(l)+2 e−¿→ H 2(g )+2 OH( ac )
−¿¿ ¿
La formación del ion hidróxido, OH−¿¿ implica que en torno al cátodo el medio
es básico.
¿Qué papel desempeña el ion Na+¿¿?, este ion espectador neutraliza la carga del
ion OH−¿¿ garantizado la neutralidad eléctrica en torno al cátodo
Ánodo.
En forma experimental se obtiene un gas de calor amarillo-verdoso, tóxico, esto
indicará CL2, que implicara que el ion cloruro CL−¿¿se oxida en la superficie del
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ánodo, esto indicará que en las condiciones dadas (solución concentrada) el ion
cloruro se oxida con mayor facilidad que el agua.
2 CLac−1→CL2 (g)+2e−¿¿
Sumando las semireacciones que ocurren en el cátodo y ánodo obtendremos la
educación neta de la electrólisis de la salmuera en su forma iónica.
2 CL( ac )−1 +2 H 2 O(l )→ H 2 (g )+CL2 ( g)+2 OH ( ac )
−¿¿
Observe que en esta educación no está presente el ion Na+¿¿, lo cual implica que
este ion en medio acuoso es un espectador. Si sumamos dos iones Na+¿¿ a ambos
miembros, la educación neta no se altera y tenemos la forma molecular.
2 NaCL(ac)+2 H 2O(l)→ H 2( g)+CL2 ( g )+2 NaOH (ac)
Se observa que la electrólisis de una solución concentrada de NaCl tiene mucha
importancia ya que se obtiene productos muy valiosos como el H 2, que se
emplea como combustible en la hidrogenación de aceite vegetales, para producir
la margarina, etc. El Cl2 se utiliza para matar los microbios presentes en el agua,
fabricación de plásticos PVC, etc. El NaOH se emplea en la fabricación de
jabones, como reactivo para neutralizar los ácidos, etc. Uno de los métodos
industriales para producir soda cáustica (NaOH ) es mediante este proceso.
Ejemplo 2:
Indique los productos principales en el cátodo y el ánodo al electrolizar los
siguientes electrolitos:
CaCL2 fundido
AgNO3 (ac) Concentrado
Na2 SO4 ( ac ) Concentrado
Utilizando las reglas prácticas deducidas anteriormente, podemos determinar las
sustancias que se formarán en los electrodos.
Electrolito Cátodo Ánodo
Ca+2CL2 (l )−1 Ca(l ) CL2 (g )
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Ag+1 NO3 (ac )−1 Ag(s ) O2 ( g)
Na2+1 SO4 ( ac )
−2 H 2 ( g) O2( g)
Electrolisis de soluciones acuosas diluidas
Ejemplo
¿Qué sucede cuando electrolizamos una solución diluida de NaCl?
En una solución diluida las concentraciones de los iones Na y Cl son muy pequeñas,
por lo que estos iones no sufren el proceso redox, esto implica que el agua se
descompone en estas condiciones, hecho que se comprueba en forma experimental ya
que los productos son H2(g) Y O2(g).
Cátodo
Se produce un gas incoloro, inodoro y muy liviano, que es el H2.
Ánodo
Se produce un gas incoloro, inodoro pero pesado (gas O2)
El hecho de que el agua se oxide, implica que en las soluciones diluidas, el ion cloruro
no se oxida debido a su pequeña concentración. De estos hechos recopilados en forma
experimental podemos concluir que los productos que se obtienen al electrolizar
soluciones acuosas dependen de su concentración.
En las soluciones concentradas, existe la posibilidad de que los iones del soluto se
reduzcan u oxiden.
En las soluciones diluidas, ninguno de los iones del soluto experimenta procesos redox,
por lo que el agua se reduce y oxida formándose H2 y O2 respectivamente.
Solución
electrolítica
ProductoVoltaje mínimo
Cátodo Ánodo
NaCl concentrado H2(g) Clg(g) 2.19 V
NaCl diluido H2(g) O2(G) 1,23 V
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Electrolisis usando electrodos activos
Hasta el momento hemos tratado los procesos electrolíticos con el uso de electrodos
inertes ahora explicaremos los cambios que suceden cuando se utilizan electrodos
activos, es decir, con aquellos metales que experimentan cambios durante la electrólisis.
Ejemplo:
Electrolisis del sulfato de níquel (NiSO4)
En este proceso utilizamos como electrolito el sulfato de níquel (2) en la disolución
acuosa con cátodo inerte (platino) y un ánodo activo (barra de níquel)
Electrolito: Disolución concentrada de NiSO4.
Cátodo: Barra de platino
El sulfato de níquel (2), al ser un electrolito fuerte se ioniza completamente por lo que
en la solución electrolítica se encuentra las siguientes especies: Ni2+, SO 2- 4 y H2O.
Cuando se desarrolla el proceso electrolito ¿qué se observa? En forma experimental se
observa que la masa del cátodo aumenta continuamente y la masa del ánodo disminuye.
¿Cuál es la explicación de estos hechos experimentales? Si la masa del cátodo aumente,
implica que en su superficie se está depositando un material sólido, ese material es de
color blanco griseado, característico del níquel metálico; para que esto suceda, el ion Ni
presente en la solución se reduce según:
¿ac+2+2e−¿→¿ s¿ (Semirreacción de reducción)
Si la masa del ánodo disminuye, significa que los átomos del níquel se oxidan pasando a
la solución en forma de:
¿s→¿ac+2+2 e−¿ ¿ (Semirreacción de oxidación)
La oxidación que experimenta el níquel nos demuestra que este metal es un electrodo
activo.
La ecuación neta se obtiene sumando ambas semireacciones.
¿s+¿ac+2→¿s+¿ac
+2
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La ecuación nos indica que ocurre un transporte de átomos de níquel del ánodo hacia el
cátodo, lo cual es compatible con los hechos experimentales ya que la concentración del
ion Ni en la solución electrolítica es constante.
Este tipo de procesos electrolitos donde se hace uso de electrodos activos es
ampliamente utilizado en la purificación de metales (Electrorrefinación) y en la
electrodeposición. Por Electrorrefinación obtenemos metales con alto grado de pureza,
como cobre, aluminio, plata, níquel, zinc, etc.
La electrodeposición consiste en un recubrimiento de cierta superficie solida
(generalmente superficies metálicos) con un metal noble, con la finalidad de protegerla
de la oxidación o corrosión, o para darle más estética. De este modo se realiza el
cromado, plateado, niquelado, etc.
Aspectos cuantitativos
En 1834 Michael Faraday estudió las relaciones cuantitativas entre la cantidad de
corriente eléctrica que se usa en la electrolisis, y el volumen de la reacción que produce.
En 1874 Stoney expuso que la unidad natural de electricidad, podría ser tomada como la
carga que libera por electrolisis un átomo de una sustancia monovalente, llamándole a
esta unidad de electricidad “electrón” y en 1891 predijo la cantidad de electricidad de la
misma.
Intensidad de corriente (I): Es la cantidad de carga eléctrica (Q) que fluye en un
intervalo de tiempo (t).
I=Qt
→Q=Ixt
Donde las unidades:
I: Amperes (A)
Q: Coulomb (C)
t: segundos (s)
Faraday (F): Representamos la cantidad de carga de un mol de electrones, la cual es
capaz de descomponer o producir 1 Eq−g de una cierta sustancia.
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Química General Electroquímica
m y=Peq( y)× I × t
96500=
Peq ( y)×Q96500
Donde m y : sustancia depositada o liberada en los electrones.
Primera ley de Faraday
“La cantidad de sustancia que libera o se deposita en un electrodo es proporcional a la
cantidad de electricidad que pasa por la celda electrolítica”
m x=K × I ×t=(Peq( y )96500 )× I × t
Dónde:
mx = masa depositada o liberada (gramos)
K = constante o equivalente electroquímico
Peq=¿ peso equivalente de la sustancia que se deposita o libera
Ejemplo:
Halle la masa de cobre depositado en el cátodo a partir de la electrólisis del sulfato
cúprico acuoso, si se consume 3,86 x 105 C de carga eléctrica.
PA(Cu)=63,5 uma
Resolución
La semirreacción catódica es:
Cu(ac )+2 +2e
−¿→ Cu0(s )¿
2 mol e−¿1mol ¿
2 x96 500 C → 63,5 g
3,86 x10 5C → W=?
W Cu=127 g
Segunda Ley de Faraday
Para una cantidad dada de carga eléctrica, la cantidad de sustancias producidas en los
electrodos es proporcional a sus respectivos pesos equivalentes.
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Química General Electroquímica
Estos resultados que obtuvo Faraday se pueden explicar con suma facilidad ya que por
el cátodo y ánodo de una celda electrolítica fluye la misma cantidad de carga eléctrica y
por ende igual número de Faraday. Como cada Faraday de carga eléctrica produce
1 Eq−g, se concluye que el número de Eq−g (equivalente - gramo) de sustancia
producida en el cátodo y el ánodo es igual.
Generalizando la segunda ley de Faraday, podemos decir que cuando se hace circular (o
pasar) la misma cantidad de electricidad a través de dos o más celdas electrolíticas
conectadas en serie, LAS sustancias se producen en los diferentes electrodos con igual
número de equivalentes gramos
Energía involucrada en un proceso electrolítico
Desde el punto de vista económico, la relación más importante de un proceso
electrolítico es la que existe entre la cantidad de energía eléctrica consumida y la
cantidad de producto formado.
1a energía se halla con facilidad si se conoce el voltaje y la cantidad de carga eléctrica,
puesto que:
(N ° deJoule)=(N ° devoltios)x (N ° deCoulomb)
E=VQ
De este modo, la energía eléctrica consumida en el proceso está dada por el proceso de
su voltaje multiplicado por la cantidad de carga que fluye por los electrodos.
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Química General Electroquímica
Cuando en los electrodos se produce mayor cantidad de sustancia, implica que se ha
transferido mayor cantidad de carga eléctrica, por lo tanto la energía eléctrica
consumida será mayor, entonces el proceso electrolítico genera un mayor costo.
La unidad práctica de la energía eléctrica es el Kilowatt-hora (kW −h)
lkW−h=3,6 xlOc J
Si se conoce el costo de cada kW-h, podremos determinar el costo por el consumo de la
energía eléctrica.
APLICACIONES DE LA ELECTROLISIS
Los procesos electrolíticos tienen diversas aplicaciones prácticas. Entre ellas tenemos
obtención de elementos metálicos como el Na, K, Al, etc. Elementos no metálicos
como H C O Br etc. recubrimiento de superficies metálicas (electro posición) y
obtención de metales con alta pureza (electro refinación)
Obtención de sustancias simples
Veamos el caso de la obtención industrial de aluminio En 1886, Charles Martin Hall
invento un método para producir aluminio a escala industrial, actualmente el proceso
Hall se emplea en todo el inundo Kl oxido de aluminio, M203, es conocido como la
bauxita y resulta ser la fuente comercial del aluminio.
El óxido de aluminio disuelto en criolita fundida (Na, AIFG) a 950 °C se puede
descomponer electrolíticamente. Para este propósito se utiliza un gran tanque de hierro
recubierto con carbono, este recubrimiento se convierte en el ánodo
Reacciones
Cátodo (-): Reducción del ion Al+3
12 e−¿+4 Al+3 → 4 Alo
(l )¿
Ánodo (+): oxidación del carbono
3 C s+6 O−2→ 3 C O2 g+12 e−¿¿
Ecuación neta del proceso
3 C (S )+2 Al2O3 → 4 All+3C O2
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Química General Electroquímica
El aluminio fundido se deposita en el fondo del recipiente y se retira por un orificio
lateral ubicado en la parte inferior del recipiente.
El aluminio obtenido presenta una pureza del 99,5%, la cual por refinación
electrolítica se puede incrementar hasta un 99,99%.
ELECTRODEPOSICION
L A necesidad de proteger de la corrosión (desliaste) a los metales que forman parte de
las estructuras de maquinarias, herramientas, utensilios domésticos, equipos, etc. ha
inducido a que se opte por la valiosa alternativa de los recubrimientos metálicos a fin de
alcanzar la protección necesaria.
Los procesos de recubrimiento electrolítico Consisten en depositar por vía
electroquímica finas capas de metal sobre la superficie de una pieza metálica Se busca
principalmente evitar la corrosión y, en otros casos, se realizan con fines estéticos o
decorativos.
Existen diferentes tipos de recubrimientos: conreado, niquelado, cromado, plateado,
dorado, Cincado, etc.
Electrorrefinación
Es un proceso metalúrgico que consiste en la obtención de metales de alta pureza,
haciendo uso del método electroquímico (electrolisis)
Ejemplo
Electrorrefinación del cobre
Sería difícil in tapiñar la vida sin los metales, en especial el cobre, ya que se utiliza para
hacer sartenes, ollas, en los equipos de aire acondicionado, en las monedas, joyería, etc.
La aplicación más importante del cobre es como conductor de la corriente eléctrica (lo
encontramos en las instalaciones eléctricas de los domicilios, automóviles, etc.). Esta
aplicación se da ya que el cobre tiene una buena conductividad eléctrica y su costo es
menor.
¿Coma se obtiene el cobre de los minerales para los cables?
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Química General Electroquímica
El cobre metálico impuro (cobre blister) se .ene de la reducción química del ClS y CuS,
el cobre (97 %−99 %deCu) es demasiado impuro para ser usado como conductor
eléctrico ya que las impurezas reducen su conductividad aproximadamente en un 15%.
¿Cómo mejorar su calidad?
El cobre blíster se purifica mediante un proceso de electrólisis, conocido comúnmente
como Electrorrefinación, a partir de este proceso se puede obtener cobre con una pureza
del 99,99%.
En la celda electrolítica se colocan como cátodos, placas muy delgadas de cobre de alta
pureza, como ánodos se utilizan grandes bloques de cobre impuro (blíster), estos
electrodos se sumergen en una solución electrolítica que contiene sulfato de cobre (II),
CuSO4, y ácido sulfúrico, H2S04. Al funcionar la celda el cobre de los ánodos impuros
se oxida, pasa a la solución en forma de Cu+2, los iones Cu+2 de la solución se reducen y
se depositan sobre la superficie del cátodo por lo que su espesor aumenta.
Las reacciones son:
Ánodo: Oxidación del cobre blíster:
Cu (99 % ) Cu(ac)+2 +2e−¿ ¿
Cátodo: Reducción del ión Cúprico:
Cu(ac)+2 +2e−¿¿ Cu(99,99 %)
Ecuación neta del proceso electro lítico:
Cu(99,99% ) Cu(99,99%)
(blister) (electrolitico)
El cobre blíster contiene otros metales tales como el oro, la plata, platino, etc. como
impurezas estos metales no se oxidan por lo que se depositan debajo del ánodo, es por
ello que se conocen como lodos anódicos; estos lodos se recogen. Periódicamente del
fondo de las cubas, se filtran secan y luego se someten a tratamientos que permiten
recuperar los metales de alto valor económico; de la venta de estos elementos
metálicos se reduce el costo de la refinación del cobre.
Conclusiones.
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Química General Electroquímica
En nuestra vida cotidiana necesitamos mucho la corriente eléctrica para el
funcionamiento de los electrodomésticos que necesitamos en nuestra vida
diaria. De lo ya mencionado deducimos que necesitamos la corriente
eléctrica para producir cambios quimos y a estos cambios se le denominan
procesos electrolíticos.
La celda galvánica está basada en la oxidación - reducción donde se produce
un cambio en los electrones de oxidación de las sustancias, de modo que los
electrones tienen que fluir por el circuito externo desde el electrodo negativo
al positivo. En el electrodo negativo tiene lugar la oxidación y la reducción
se verifica en el electrodo positivo. Al sumar las reacciones de oxidación y
reducción resulta la celda.
Si las soluciones son diluidas, entonces se puede reemplazar en la ecuación
de Nernst, tal que las concentraciones por la actividad, por lo que se tiene
que la diferencia entre actividad y molaridad es mínima. El uso del puente
salino es importante pues concentra a las 2 soluciones, evita su mezcla
además que elimina completamente el potencial de unión y que la fem
medida es simplemente la suma de los 2 potenciales electródicos.
La diferencia de potencial varía con la concentración, es decir mientras más
diluida es la solución, el potencial decrecerá, del mismo modo la masa
desprendida en un electrodo de una solución es proporcional a la cantidad de
electricidad que está pasando.
El cobre es uno de los elementos de mejor conductividad eléctrica y además
es económico, por ello es empleado en los conductores eléctricos domésticos
(cables). Los cables deben tener un alto grado de pureza (99.99%) de lo
contrario su conductividad eléctrica seria pobre y para ello se somete a
purificación cuando es impuro a este procedo se denomina electro
refinación.
Se concluye del siguiente trabajo que las leyes de Faraday son de gran ayuda
para los conocimientos actuales sobre los que es la energía eléctrica y
muchas otras cosas más
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Química General Electroquímica
Bibliografías.
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Frank Brescia (1976), Química, interamericana ,México, pp 411-441.
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Perú. pág. 543-657.
Walter cartolin. química _teoría y práctica. editorial san marcos E.I.R.L. primera
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