La electroquímica
estudia los cambios químicos que producen una
corriente eléctrica y la generación de
electricidad mediante reacciones químicas. Es
por ello, que el campo de la electroquímica ha
sido dividido en dos grandes secciones. La
primera de ellas es la
Electrólisis, la cual se refiere a las
reacciones químicas que se producen por acción
de una corriente eléctrica. La otra sección se
refiere a aquellas reacciones químicas que
generan una corriente eléctrica, éste proceso se
lleva a cabo en una
celda o pila galvánica.
Celdas electrolíticas:
son aquellas en las cuales la energía
eléctrica que procede de una fuente externa
provoca reacciones químicas no espontáneas
generando un proceso denominado electrólisis.
Las celdas
electrolíticas constan de un recipiente
para el material de reacción, dos electrodos
sumergidos dentro de dicho material y conectados
a una fuente de corriente directa.
Celdas voltaicas o
galvánicas: son celdas electroquímicas en
las cuales las reacciones espontáneas de
óxido-reducción producen energía eléctrica. Las
dos mitades de la reacción de óxido reducción,
se encuentran separadas, por lo que la
transferencia de electrones debe efectuarse a
través de un circuito externo.
En todas las reacciones electroquímicas hay
transferencia de electrones y por tanto, son
reacciones de óxido reducción (redox).soluciones
electrolíticas
Existen teorías que permiten explicar el
comportamiento de las soluciones electrolíticas.
Una de estas teorías es la de la Ionización de
Arrhenius. Arrhenius propuso en 1887 la
Teoría de la disociación
electrolítica, la cual está basada en la
idea de que los electrolitos se disocian en
iones al ponerse en contacto con el agua.
Postulados de la Teoría de Arrhenius:
a) Los
electrolitos al disolverse en el agua se
disocian parcialmente en iones, los
cuales son átomos o radicales con carga
eléctrica.
b) El
número de cargas eléctricas
transportadas por cada ión es igual a su
valencia y el número total de cargas de
los cationes es igual al total de cargas
de los iones, de allí que las soluciones
electrolíticas sean eléctricamente
neutras.
c) La
ionización es un proceso reversible y se
establece un equilibrio, propio de cada
electrolito, entre las moléculas no
disociadas y los iones.
d) Los
iones deben ser considerados como
especies químicas con sus propiedades
características.
e) Los
poliácidos se ionizan en fases. Por
ejemplo:
La electrolisis como
proceso de Óxido – Reducción: Se tiene un
recipiente o cuba electrolítica compuesta por
dos electrodos inertes conectados a una fuente
de corriente. Al colocar una solución
electrolítica en el recipiente y hacer pasar una
corriente eléctrica, los iones positivos de la
solución se mueven hacia el cátodo (cationes) y
los iones negativos hacia el ánodo (aniones).La
reducción ocurre en el cátodo y la oxidación en
el ánodo.
Todos los procesos electrolíticos implican
reacciones de óxido-reducción o redox. Por
ejemplo: en la electrólisis de una solución de
cloruro de sodio, el número de oxidación del
cloro pasa de -1 a 0 en el ánodo y en el cátodo
el número de oxidación del sodio pasa de +1 a 0.
Cuando se da la oxidación de manera simultánea
se da la reducción.
Leyes de Faraday de la
Electrólisis: Michael Faraday, formuló
las leyes de la electrólisis en 1833:
Primera Ley de Faraday:
“La masa de un producto obtenido o de reactivo
consumido durante la reacción en un electrodo,
es proporcional a la cantidad de carga (corriente
x tiempo) que ha pasado a través del circuito”.
Esta primera ley, permite calcular, la cantidad
de electricidad (en coulambios o faraday) para
depositar un equivalente gramo de una sustancia.
La unidad eléctrica que se emplea en física es
el coulomb (C). Un
coulomb se define como la cantidad de
carga que atraviesa un punto determinado cuando
se hace pasar un ampere (A) de corriente durante
un segundo.
Intensidad (A) =
Coulombios = Amperios x segundos
Ejemplo:
Calcular el equivalente electroquímico
del ión férrico (Fe+++)
El
equivalente electroquímico es la masa
transportada por un Coulomb:
Ejemplo:
Calcular el número de coulombios
necesarios para depositar en el cátodo
30 g de plata, cuando se hace pasar una
corriente de 3 amperios a través de una
solución de AgNO3.
Cálculo del equivalente químico:
Si
96.500 coulombious depositan 107,8 g/Equi-g,
30 gramos de plata cuantos coulombious
requiere.
Cálculo de la
electricidad empleada:
Segunda Ley de Faraday:
“Las masas de diferentes sustancias producidas
por el paso de la misma cantidad de electricidad,
son directamente proporcionales a sus
equivalentes gramos”.
Esta ley permite calcular la masa de diferentes
sustancias depositadas por la misma cantidad de
electricidad.La cantidad de elemento depositado
por un Faraday (96.500 c) se conoce como
equivalente electroquímico.
Ejemplo:
Calcule la cantidad de cobre que se
depositará al hacer pasar una corriente
de 100 Amperes durante 20 minutos por
una solución de sulfato cúprico (CuSO4).
Peso atómico del Cu = 63,54 g.
Cálculo del
Equivalente químico:
Cálculo de la cantidad de electricidad
empleada:
Q = A x t
Q = 100 Amperes x 1.200 segundos =
120.000 coulombios.
Cálculo de la
cantidad de cobre depositado:
Las dos leyes de Faraday se cumplen para los
electrolitos tanto fundidos como en solución. Su
validez no se altera por variaciones de
temperatura, presión, naturaleza del solvente y
del voltaje aplicado.
Aplicaciones
tecnológicas de los procesos electroquímicos:
Los procesos electroquímicos se emplean en la
producción y purificación de diversos metales.
También se utiliza en la galvanoplastia que se
basa en procesos de electrolisis para recubrir
un metal con otro. La galvanoplastia se aplica
en joyería para recubrir con plata u oro
diversas prendas y joyas; cucharas, tenedores,
jarras y otros utensilios que son moldeados en
metales de bajo costo para luego ser cubiertos
por una delgada capa de un metal más atractivo y
resistente a la corrosión, como el oro o la
plata.
La galvanoplastia se utiliza también para
proteger tuberías o tanques por lo cual se les
denomina galvanizados, ya que están recubiertos
con metales que evitan la acción corrosiva del
aire y el agua. La corrosión consiste en la
oxidación del metal y es producto de reacciones
de óxido reducción.
REFERENCIAS:
Requeijo, D. y Requeijo A. (2002). Química.
Editorial Biosfera.
Irazábal A. y de Irazábal C. (S/A). Química.
Ediciones CO-BO.
Mahan. Química. (1977). Fondo Educativo
Interamenricano.
