Trabajo de Electroquimica

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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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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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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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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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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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Química General Electroquímica

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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Química General Electroquímica

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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Química General Electroquímica

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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Química General Electroquímica

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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Química General Electroquímica

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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