UNIVERSIDAD NACIONAL

SANTIAGO ANTUNEZ DE MAYOLO

FACULTAD DE INGENIERIA DE MINAS GEOLOGIA Y

METALURGIA

ESCUELA PROFESIONAL DE INGENIERIA DE MINAS

ELECTROQUMICA

(PLAN DE MONOGRAFA)

Presentado En La Asignatura De QUIMICA GENERAL II

VARGAS LEN Dickson

MAGUIA VEGA Brandon

AQUINO CAMARENA Luis

BOTELLO PISCOCHE Angel

Huaraz, Junio del 2015

INTRODUCCIN

Como su nombre lo indica, estudia la relacin entre la

electricidad y la qumica, ya que cuando los electrones (e-)

viajan a travs de un conductor se genera una corriente

elctrica, y existen reacciones en las cuales hay transferencia

de electrones, siendo estas reacciones de xido-reduccin

(reacciones REDOX), es decir, los electrones son los culpables

de la interaccin electricidad-qumica.

Dependiendo de causa-efecto existen dos posibilidades

Que la causa sea la electricidad y el efecto sea la

qumica (reaccin Redox) En tal caso el fenmeno

electroqumico se llama Celda Electroltica y se distingue con el smbolo:

+ -

El mas grande es +

El menos grande es -

1.-REACCION DE OXIDACION-REDUCCION ( REDOX )

Una reaccin de oxidacin-reduccin o abreviadamente una

reaccin redox, es aquella en la cual ocurre una transferencia de

electrones. La sustancia que gana electrones se denomina oxidante y la

que los cede reductor. Por lo tanto, el oxidante se reduce ( le sucede una

reduccin ) y el reductor se oxida ( le acontece una oxidacin ).

Se asevera entonces que una reaccin redox se conforma de dos

semi-reacciones: oxidacin y reduccin. Ambas se producen

simultneamente.

Tambin se da el hecho de que una misma sustancia se reduce y

oxida a la vez. Esto se llama dismutacin.

Nmero de oxidacin

El nmero de oxidacin es un valor arbitrario que se le asigna a un

elemento. Para esto es conveniente seguir la siguiente pauta:

Los elementos libres en estado neutro ( H2 , O2 , Cl2 , Cu, Fe , etc. )

tienen nmero de oxidacin igual a 0.

Cuando los elementos estn combinados, tenemos lo siguiente:

Flor ( F ) nmero de oxidacin = 1 Hidrgeno ( H ) nmero de oxidacin = +1

nmero de oxidacin = 1 ( Hidruros: NaH, MgH2 , etc. )

Oxgeno ( O )nmero de oxidacin = 2 nmero de oxidacin = 1 ( Perxidos: H2O2 , Na2O2 , etc.) nmero de oxidacin = +1 ( OF2 )

Alcalinos nmero de oxidacin = +1 ( NaCl , K2O , LiNO3 , etc. )

Alcalinos trreos nmero de oxidacin = +2 ( MgF2 , CaO , BaSO4 , etc.

Aluminio ( Al ) nmero de oxidacin = +3

Halgenos nmero de oxidacin = 1 ( Halogenuros: BaCl2 , KBr , etc. ) Azufre ( S ) nmero de oxidacin = 2 ( Sulfuros: K2S , BeS , etc. )

Cuando no se puede determinar el nmero de oxidacin directamente,

hay que deducirlo aplicando lo siguiente:

En la molcula neutra, la suma de los nmeros de oxidacin de cada

tomo de ella es igual a 0.

En el in, la suma de los nmeros de oxidacin de cada tomo de l es

igual a la carga elctrica del in.

Ejemplos:

NH3 : nmero de oxidacin del N + 3 nmero de oxidacin del

H = 0

Nmero de oxidacin del N + 3 ( +1 ) = 0

Nmero de oxidacin del N = 3

CO2 : nmero de oxidacin del C + 2 nmero de oxidacin

del O = 0

Nmero de oxidacin del C + 2 ( 2 ) = 0 Nmero de oxidacin del C = +4

Cu2S : 2 nmero de oxidacin del Cu + nmero de

oxidacin del S =0

2 nmero de oxidacin del Cu + ( 2 ) = 0 Nmero de oxidacin del Cu = +1

SO4 2 : nmero de oxidacin del S + 4 nmero de oxidacin

del O = 2 Nmero de oxidacin del S + 4 ( 2 ) = 2 Nmero de oxidacin del S = +6

Cr2O7 2 :2 nmero de oxidacin del Cr + 7 nmero de oxidacin del

O = 2 2 nmero de oxidacin del Cr + 7 ( 2 ) = 2 Nmero de oxidacin del Cr = +6

Oxidacin

En cada oxidacin hay una prdida de electrones, lo que equivale

a decir que un elemento aument su nmero de oxidacin, por ejemplo:

Fe +2

Fe +3 + e

Reduccin

En toda reduccin hay una ganancia de electrones, lo que

significa que un elemento disminuy su nmero de oxidacin, por

ejemplo:

Cu +2

+ 2e Cu 0

Igualacin de una reaccin redox

Generalmente necesitamos igualar una reaccin redox, por

ejemplo:

Cu + H2SO4 CuSO4 + SO2 ( reaccin no igualada )

Cu + 2 H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2 H2O ( reaccin igualada )

Para este propsito, primero debemos identificar las sustancias

que se oxidan y reducen, mediante un anlisis de los cambios de

nmeros de oxidacin. Como ya dijimos, siempre sucede esto.

Conviene, cuando es posible, expresar lo anterior en forma inica.

Oxidacin: Cu 0 Cu

+2

Reduccin: SO4 2

SO2

El cobre aumenta su nmero de oxidacin de 0 a +2 , por lo

tanto pierde 2 e y el azufre disminuye su nmero de oxidacin de +6

a +4 , o sea gana 2 e ; adems para igualar las cargas elctricas en

la reduccin debemos agregar al lado izquierdo 4 H + ( estamos en un

medio cido ) y dos molculas de agua, en el lado derecho, para

igualar el nmero de tomos de cada elemento:

Oxidacin: Cu 0 = Cu

+2 + 2 e

Reduccin: SO4 2

+ 2e + 4 H + = SO2 + 2 H2O

Como el nmero de electrones cedidos es igual al nmero de

electrones ganados, podemos reunir directamente ambas semi-

reacciones:

Cu + SO4 2

+ 4 H + = Cu

+2 + SO2 + 2 H2O

Lo que se expresa en la forma molecular:

Cu + 2 H2SO4 = CuSO4 + SO2 + 2 H2O

Conviene observar que los protones ( H + ) provienen del cido

sulfrico ( H2SO4 )

Masa equivalente

La masa equivalente de un elemento ( o compuesto )

en una reaccin redox se calcula de la siguiente forma:

)perdidoso(ganadosedenmero

)frmulamasao(atmicamasaeequivalentMasa

Por ejemplo, en la reaccin redox anterior tenemos que la masa

equivalente del Cu es:

eequivalent/uma77,312

54,63

perdidosedenmero

Cudelatmicamasa

y la del H2SO4 es:

eequivalent/uma04,482

08,96

ganadosedenmero

SOHdelfrmulamasa

42

2.- FUERZA DE LOS SISTEMAS REDOX. POTENCIAL

NORMAL DE ELECTRODO

* La fortaleza de un oxidante o de un reductor viene dada por la

tendencia a ganar o a perder electrones.

Los metales alcalinos son buenos reductores, ya que su capa de

valencia es ns1 y por tanto tienen tendencia a perder 1 electrn.

Ejemplo: Na Na+ + 1 e-.

Los halgenos son buenos oxidantes, ya que tienen 7 electrones en

la capa de valencia y tienen tendencia a ganar un electrn para

completarla.

Ejemplo: F + 1 e- F-

Los compuestos o iones complejos, dependen del ndice de

oxidacin del tomo central, y as los de I.O. elevado tienen gran poder

oxidante y los de I.O. bajo tienen gran poder reductor.

La fuerza absoluta no puede conocerse ya que para que una sustancia gane electrones tiene que haber otra que los pierda y

viceversa, por tanto, el carcter oxidante y reductor es relativo,

depende de la sustancia con que se enfrente.

De forma general, una reaccin redox se puede poner como:

( oxidante )1 + ( reductor )2 ( reductor )1 + ( oxidante )2

Si el (oxidante)1 es ms fuerte que el (oxidante)2, la reaccin estar

desplazada hacia la derecha, lo cual viene indicado por el valor de G

o de K; sin embargo, en las reacciones redox el desplazamiento de la

reaccin no se mide por G o por K, sino por el llamado potencial del

par redox o de electrodo (E).

Se llama electrodo a todo dispositivo o sistema fsico donde puede

tener lugar una oxidacin o una reduccin.

Para medir los potenciales de electrodo es necesario tomar un

electrodo de referencia o patrn, al que se le asigna un valor del

potencial 0 (E = 0). Dicho electrodo es el electrodo normal de

hidrgeno, que consta de una lmina de platino, que hace de

electrodo inerte, introducida en un tubo de vidrio abierto por la parte

superior, por donde se inyecta H2 a la presin de 1 atm y todo ello

sumergido en una disolucin 1 M de H3O+ (H+), es decir de pH = 0, a

25C.

Electrodo normal de hidrgeno Dispositivo para medir el

E del par Cu2+/Cu

Para medir el potencial de un par cualquiera, como el E Cu2+/Cu,

se conecta este electrodo, que est formado por una barra de cobre

metlico sumergida en una disolucin que contiene Cu2+, mediante hilos

conductores al electrodo de hidrgeno. El galvanmetro (voltmetro)

mide la d.d.p. entre los electrodos, pero como al electrodo del hidrgeno

por convenio se le asigna un E = 0, dicha medida se toma como

potencial del par Cu2+/Cu, y adems se le pone un signo + o -,

dependiendo del proceso que tenga lugar en el electrodo.

El criterio de signos que se sigue, es:

+ , Si la sustancia se reduce , y por tanto el hidrgeno se oxida: H2

2 H+ + 2 e-

, si la sustancia se oxida, y por tanto el hidrgeno se reduce: 2 H+ + 2 e- H2

Con este criterio de signos, los potenciales reciben el nombre de

potenciales de reduccin, ya que indican la tendencia de una sustancia

a reducirse, y en la notacin abreviada del potencial se pone en primer

lugar la forma oxidada y a continuacin la forma reducida, lo cual

representa el proceso de reduccin: E Cu2+/Cu en vez de E Cu/Cu2+.

* Si el E de un par es +, indica que esa sustancia tiene ms

tendencia a reducirse que el hidrgeno.

* Si el E de un par es , indica que esa sustancia tiene menos tendencia a reducirse que el hidrgeno.

Ejemplos:

1) Al conectar un electrodo de Zn al electrodo normal de hidrgeno, los

procesos que tienen lugar son: Zn Zn2+ + 2 e- (oxidacin) y 2 H+ + 2

e- H2 (reduccin), por tanto, E Zn2+/Zn = - 0,76 volts, ya que el Zn2+ tiene

menos tendencia a reducirse que el H+ y por eso se oxida.

2) E Cu2+/Cu = 0,34 volts. El signo + indica que el Cu2+ tiene ms tendencia

a reducirse que el H+, y por tanto, los procesos que tienen lugar al

conectar ambos electrodos son:

Cu2+ + 2 e- Cu (reduccin) y H2 2 H+ + 2 e- (oxidacin).

Me1

Aplicados a nuestra Rama (Ing. De Minas):

1) Eleccin del reductor ms aconsejable en metalurgia:

Muchos metales no se encuentran libres en la Naturaleza y se obtienen

en la industria a partir de sus compuestos (xidos:Men+ O2-), por reduccin

con metal de potencial ms bajo

+ Me2 + Me2n+ ; As: - Los metales de E + con cualquier metal de E -.

- Zn, Cr y Mn se obtienen por reduccin con Aluminio. ( Zn2+ + Al

Zn + Al3+)

- Fe y otros con el Carbono.

- Los metales ms activos (ms reductores) como el Li y el Cs, al no

haber ningn metal ms reductor que ellos, no se pueden obtener de

esta forma y hay que recurrir a la reduccin electroltica.

2) Ataque de los cidos a los metales:

Los cidos como consecuencia de su disociacin: HA OH2 H+ +

A- , pueden atacar a los metales de dos formas:

- Como cido, debido a los H+ : Me + H+ Men+ + H2

- Como oxidante, debido a los aniones: Me + A- Men+ + B- Ejemplos: a) El cido clorhdrico, HCl , slo puede atacar como cido y por tanto

slo oxida a los metales de E - (Cs, Ca, Zn, etc.), pero no ataca a los

metales de E + (Cu, Ag, Au, ), ya que estos tienen ms tendencia a reducirse que los H+.

H+ + Cs H2 + Cs+ ; 2 HCl + 2 Cs H2 + 2 CsCl No puede atacar como oxidante porque los iones Cl- no son oxidantes,

ya que el Cloro tiene el menor I.O. posible (-1).

b) El cido ntrico, HNO3, puede atacar como cido y como oxidante.

- Si est diluido ataca como cido y oxida a los metales de E - :

H+ + Zn H2 + Zn2+ ; 2 HNO3(dil.) + Zn Zn(NO3)2

+ H2

- Si est concentrado ataca como oxidante, debido a los iones NO3-, y

oxida tanto a los metales de E - como a los metales de E + , pero < 0,96

volts (E NO3-/NO ), como el Cu NO3- + Zn NO + Zn2+ ; 8 HNO3(conc.) + 3 Zn 3 Zn(NO3)2 + 2

NO + 4H2O

Me1n+

NO3- + Cu NO + Cu2+ ; 8 HNO3(conc.) + 3 Cu 3 Cu(NO3)2 + 2

NO + 4H2O

Nota: los cidos sulfrico, ntrico, perclrico, etc. pueden reducirse a

distintos productos dependiendo de las condiciones de reaccin, as por

ejemplo el HNO3 se puede reducir a NO, NO2, N2 y NH4+.

Ejercicio resuelto: Consultando la tabla de potenciales, deduce cules

de los siguientes metales Al, Ag, Au, Fe y Ni, reaccionan con los iones

Cu2+ . Los iones Cu2+ se tienen que reducir a Cu, mientras que los metales

se tienen que oxidar a sus correspondientes iones: Cu2+ + 2 e- Cu

, Me Me+n + ne-.

Para que esto ocurra, el E Cu2+/Cu ( 0,34 V) tiene que ser mayor

que el del metal, por tanto, reaccionarn el Al (E = -1,67 V), el Fe (E = -

0,44 V) y el N (E = -0,25 V ).

ELECTRLISIS

Es todo cambio qumico provocado por el paso de electricidad a travs

de la disolucin de un electrolito. En la electrolisis tienen lugar dos tipos

de fenmenos claramente diferenciados: el transporte de la carga

elctrica a travs de la disolucin y la descarga de los iones portadores

de la carga en los electrodos. Este segundo fenmeno es propiamente el

electroqumico.

Descomposicin de una sustancia en disolucin o fundida llamada

electrolito, por el paso de una corriente elctrica; el electrodo de entrada

de los electrones es el ctodo que atrae a los iones positivos del

electrolito, mientras que el nodo o electrodo de salida atrae a los iones

negativos como los de los metaloides y radicales de valencia negativa.

El paso de la corriente por un electrolito de cobre, cinc, nquel, plata,

plomo, etc., hace que el metal se deposite en el ctodo el metal puro;

esto es en esencia la galvanoplastia.

La electrlisis se utiliza dentro de la electroqumica para la extraccin de

metales puros para la rama industrial.

Clula electroltica o celda electroltica.

Cuando un proceso rdox no es espontneo,

puede ser forzado mediante la aplicacin de

un trabajo externo de tipo elctrico; al proceso

as realizado, se le llama electrlisis. El

recipiente en el que se realiza el proceso

recibe el nombre de clula electroltica o

celda electroltica o cuba electroltica o cuba

electroltica. Una cuba electroltica est

compuesta por dos electrodos de un material

conductor slido, generalmente un metal o

grafito; uno se llama ctodo y en l tiene lugar

la reduccin, el otro se llama nodo y en l

tiene lugar la oxidacin. El ctodo se conecta

al polo negativo () de una fuente de corriente continua y el nodo al polo positivo (+). Los dos

electrodos se sumergen en el electrolito que es

un conductor inico, generalmente una disolucin acuosa de iones o

una sal fundida.

Por ejemplo la electrlisis fundida del NaCl :

e

generador

ctodo (-) nodo (+)

e

NaCl ( fund )

Na + Cl

clula o cuba electroltica

La clula o cuba electroltica es el recipiente que contiene los

electrodos y al NaCl fundido.

El ctodo es el electrodo negativo y en l ocurre la reduccin.

El nodo es el electrodo positivo y en l se produce la oxidacin.

Reduccin: Na + + e Na(s)

Oxidacin: 2 Cl Cl2(g) + 2 e

Como el nmero de e debe ser igual al nmero de e ganados que el

nmero de e perdidos ; entonces se debe amplificar por 2 la primera

ecuacin:

Reduccin: 2 Na + + 2 e 2 Na(s)

Combinando ambas ecuaciones:

2 Na + + 2 Cl = 2 Na(s) + Cl2(g)

Finalmente tenemos que el sodio metlico ( Na ) se deposita en el

ctodo y el cloro gaseoso ( Cl2(g) ) burbujea y escapa en el nodo.

Productos de la electrlisis acuosa.

Al electrolizar una disolucin acuosa de una sal AB en agua

podemos tener los siguientes procesos de electrodo:

Reduccin:

A+ + 1e A o bien 2H2O(l) + 2e

H2(g) + 2OH

Oxidacin:

B B + 1e o bien 2H2O(l) O2(g) +

4H+ + 4e

Aspectos cuantitativos de la electrlisis.

Las leyes de la electrlisis fueron desarrolladas por Faraday en el siglo XIX

antes de que se conociera la naturaleza elctrica de la materia y

ayudaron a descubrirla:

1. El paso de la misma cantidad de electricidad a travs de una clula

produce siempre la misma cantidad de transformacin qumica para una

reaccin dada. La masa de un elemento depositada o liberada en un

electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que pase por l.

2. Se han de emplear 96 485 culombios de electricidad para depositar o

liberar 1 mol de una sustancia que fije o ceda un electrn durante la

reaccin de la clula. Si en la misma reaccin intervienen n electrones,

entonces se requieren 96 485n culombios de electricidad para liberar un

mol de producto.

El fundamento de estas leyes es fcilmente entendible a la luz del

conocimiento actual de la naturaleza de la materia. La relacin entre la

cantidad de corriente y el nmero de moles de electrones es Q = n (e)F,

donde n (e) es el nmero de moles de electrones y F es la constante de

Faraday (96 485 C mol 1).

Es la realizacin de una reaccin redox, que espontneamente no

tendra lugar, mediante el paso de una corriente elctrica continua a

travs de un electrlito.

Se lleva a cabo en la llamada cuba o clula electroltica, que es

un recipiente provisto de dos electrodos inertes (barras conductoras de

un metal cualquiera o de grafito) conectado a un generador de

corriente continua (pila o batera).

Ejemplo 1: Electrlisis del NaCl fundido

Al conectar los electrodos al

generador, con la d.d.p. adecuada, se

observa que en un electrodo se

desprende cloro (g), mientras que en el

otro se deposita sodio (l).

Esto se puede explicar porque el electrodo +, atrae hacia s los iones

Cl-, los cuales ceden electrones al electrodo y se transforman en Cl2 (g),

que asciende a la superficie en forma de burbujas:

2 Cl- Cl2 + 2 e- nodo (+)

(oxidacin)

mientras que el electrodo , atrae a los Na+, que reciben electrones y forman Na(s) que se deposita en su superficie:

2 Na+ + 2 e- 2 Na Ctodo (-

) (reduccin)

Nota: Los signos del nodo y del ctodo en las pilas y en las celdas

electrolticas son contrarios.

La reaccin global que se ha producido es:

Sin embargo, por los valores de los potenciales, la reaccin

espontnea es la inversa: Cl2 + 2 Na 2 Cl- + 2 Na+ , ya que E Cl2/Cl-

( 1,36 volts ) > E Na+/Na ( -2,71 volts ), y por tanto, el cloro tiene ms

tendencia a reducirse que el sodio.

2 Cl- + 2 Na+ Cl2 + 2 Na

ELECTROLISIS DEL CLORURO DE SODIO FUNDIDO

En su fase fundida, los cationes y los aniones son los iones Na y Cl, el cloruro de sodio (compuesto ionico) se puede electrolizar para formar

sodio metalico y cloro.

-Celda de drowns que se emplea para la electrolisis de NaCl en gran

escala.

La celda electroltica contiene un par de electrodos conectados a una

batera. Esta funcina como una Bomba de Electrones que los lleva

hacia el catodo, donde se efecta la reduccin y los retira del anodo,

donde se realiza la oxidacin.

Este proceso es la fuente principal de sodio metalico puro y de gas

cloro. Los clculos tericos indican que el valor de E para el proceso

global es de aproximadamente -4V, lo que significa que este proceso

es no espontaneo. Por consiguiente, la batera debe suministrar un

minimo de -4V para la reaccin se lleve acabo. En la practica, sin

embargo, se necesita un voltaje mayor debido a la influencia del

proceso electroltico y al sobre voltaje.

ELECTROLISIS DEL AGUA

El agua contenido en un vaso en condiciones atmosfricas(1atm y 25C)

no se descompone de manera espontanea en hidrogeno y oxigeno

gaseosos, porque el cambio de energa libre de estndar de la

reaccin es una cantidad positiva grande , sin embargo, esta reaccin

se puede inducir es una celda, esta celda electroltica esta formada por

una par de de electrodos de un metal inerte, como el platino,sumergido

en agua.cuando los electrodos se conectan a la batera no sucede

nada, por que en el agua pura no hay suficientes iones para que se

lleven a una buena cantidad de corriente elctrica. Por otro lado, la

reaccin se llevara acabo rpidamente en una disolucin de HSO 0.1M por que tiene suficiente cantidad de iones para conducir la

electricidad. De inmediato empieza aparecer burbujas de gas en los

dos electrodos.

ELECTROLISIS DE UNA DISOLUCION ACUOSA DE

CLORURO DE SODIO

Este es el mas complicado de los tres ejemplos de electrolisis que se

estudiamos,por que una disolucin acuosa de NaCl contiene varias

especies que pueden oxidarse y reducirse. Lsa reacciones de oxidacin

que se pueden llevar a caboen el anodo son:

1) 2Cl(ac)Cl(g) +4e

2) 2HO(l)O(g)+4H(ac)+4e

Cl(g) + 2e 2Cl(ac) E=1.36V

O(g) + 4H(ac) + 4e 2HO(l) E=1.23V

Las potenciales estndar de reduccin de las reacciones 1) y 2) no son

muy distintos pero los valores sugieren que el HO debiera oxidarse ms bien en el nodo. Sin embargo, en la prctica encontramos que el gas

liberado en el nodo es Cl y no el O .Cuando se estudian los procesos electrolticos, a veces encontramos que el voltaje necesario

para que se lleve a cabo una reaccin es mucho mayor que lo que

indica el potencial de electrodo. La diferencia entre el potencial de

electrodo y el voltaje real necesario para la electrolisis se conoce como

sobre voltaje. el sobre voltaje para formar O, es muy grande, as que, en condiciones normales de operacin en lugar de O, en realidad se forma el gas Cl, en el nodo. Las reducciones que pudieran darse en el ctodo serian:

3) 2H(ac)+2eH(g) E= 0.00V

4) 2HO(l)+2eH(g)+2OH(ac) E=-0.83V

5) Na(ac)+eNa(s) E=-2.71V

Las reacciones 5) se desecha por que tiene un ptencial estndar de

reduccin muy negativ. La reaccin 3) es mas favorable que la 4) en

condiciones de estado estndar. Sin embargo, a un pH de 7 (el pH de

una disolucin de NaCl), los dos ecuaciones son igualmente probables.

Por lo general se utiliza lae ecuacin 4) para describir la reaccin en el

catodo, porque la concentracin de iones H es muy baja ( cerca de 1 x 107 ) como para que las reacciones 3) sea una opcin razonable. Por consiguiente, las reacciones de semicelda en la electrolisis del

cloruro de sodio acuosa son :

nodo (oxidacin): 2Cl(ac) Cl(g) + 2e

Ctodo (reduccin): 2H0(l) + 2e H(g) + 2OH(ac)

Reaccin global : 2HO(l) + 2Cl(ac) H(g) + Cl(g) + 2OH(ac)

Como indica la reaccin global, la concentracin de iones Cl Disminuye durante la electrolisis y aumenta la de los iones OH.As, adems de H y Cl se obtiene NaOH como producto secundario til al evaporar la disolucin acuosa al trmino de la electrolisis.

Haciendo un anlisis del proceso de electrolisis, conviene tener presente

lo siguiente. Los cationes tienden a reducirse en el ctodo y los aniones

son ms fciles de oxidar en el nodo adems en una disolucin

acuosa, el agua misma puede oxidarse o reducirse. El resultado

depender de la naturaleza de las dems especies presentadas.

Aplicaciones de la electrlisis

- Obtencin de elementos muy activos (muy oxidantes o muy

reductores) como el litio y el flor, para los que no hay

reductores y oxidantes de tipo qumico.

- Proteccin de un metal con una capa de otro metal ms

resistente a los agentes externos de corrosin. En esto se basa el

niquelado, el cromado, plateado, etc.

- Purificacin de sustancias mediante el llamado refino

electroltico.

Plateado de un tenedor Purificacin de cobre

(refino electroltico)

LEYES DE FARADAY

En 1834 Michael Faraday estudi las relaciones cuantitativas entre la

cantidad de corriente elctrica que se usa en la electrolisis, y el volumen

de la reaccin que produce.

En 1874 Stoney expuso que la unidad natural de electricidad, podra ser

tomada como la carga que libera por electrolisis un tomo de una

sustancia monovalente, llamndole a esta unidad de electricidad

electrn y en 1891 predijo la cantidad de electricidad de la misma.

Intensidad de corriente (I): Es la cantidad de carga elctrica (Q) que

fluye en un intervalo de tiempo (t).

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.

donde my : sustancia depositada o liberada en los electrones.

1ra 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

electroltica

Donde:

mx = masa depositada o liberada (gramos)

K = constante o equivalente electroqumico

Peq = peso equivalente de la sustancia que se deposita o libera

2da Ley de Faraday

Es una generalizacin de la 1ra ley: Si varias cubas electrolticas, conectadas en serie, conteniendo sendas soluciones electrolticas, son

atravesadas por la misma cantidad de electricidad, entonces los pesos

de las sustancias depositadas o liberadas en los electrodos, son

proporcionales a los pesos equivalentes de las respectivas sustancias.

Conclusin: Las 3 masas de la plata (Ag), cobre (Cu) y aluminio (Al)

depositados en los ctodos, sern proporcionales a sus respectivos

pesos equivalentes.

Donde:

W(x) : peso o masa (gramos)

Peq(x) : peso equivalente

Forma matemtica

donde:

m es la masa de la sustancia producida en el electrodo (en

gramos),

Q es la carga elctrica total que pas por la solucin (en

coulombs),

q es la carga del electrn = 1.602 x 10-19 culombios por electrn,

n es el nmero de valencia de la sustancia como ion en la

solucin (electrones por mol),

F = qNA = 96500 Cmol es la Constante de Faraday,

M es la masa molar de la sustancia (en gramos por mol), y

NA es el Nmero de Avogadro = 6.022 x 1023 iones por mol.

I es la corriente elctrica (en amperios)

t es el tiempo transcurrido (en segundos)

Ejemplo de electrolisis

1. Se electroliza una solucin de Cr+3 , empleando una corriente de 13.5

A. Qu masa de Cr se habr depositado despus de 5 das de la

electrolisis?. Dato: Peso molecular del cromo = M(Cr) = 52.

Solucin:

La reaccin de reduccin en el ctodo es:

Como los electrones transferidos son 3, entonces = 3

Usando la frmula del equivalente gramo:

Usando la primera ley de Faraday:

Reemplazando tenemos:

Peq(Cr) = 17.33

I = 13.5 A

t = 5 dias = 432000 seg

Ejemplos:

a) Na+ + 1 e- Na ; para depositar 1 mol (1 eq-g) de Na se necesita

1 mol de e- (1 F)

b) Cu2+ + 2 e- Cu ; para depositar 1 mol (2 eq-g) de Cu se necesitan

2 moles de e-, por tanto, para depositar 1 eq-g tambin se necesita 1 mol

de e-(1 F)

De esta 2 ley se deduce:

- En los dos electrodos de una cuba electroltica se depositan o

liberan el mismo nmero de equivalentes, ya que la cantidad de

corriente que pasa por ambos electrodos es la misma. - Si se conectan en serie varias cubas electrolticas, en todos los

electrodos se depositan o liberan el mismo nmero de

equivalentes.

Ejemplo:

Al pasar un

culombio de carga en

todos los electrodos se

deposita o libera 1

equivalente de cada

sustancia:

CONCLUSIONES

Es as como la electrlisis y los procesos relacionados con ella, han permitido que el hombre la realice en tcnicas como el galvanizado

y el cobreado, con en el fin de que los productos provocados en esta reaccin puedan emplearse en el diario vivir.

Al ser expuesto un metal al medio ambiente, ste provoca que se corroa lo que ha generado que el hombre busque la manera de

contrarrestar este efecto, ya que lo deja inhabilitado para utilizarlo en nuevas estructuras, es por ello, que normalmente para evitar este

proceso se ocupen anticorrosivos, los que pueden recubrir o alearse con el metal, para esto ocupa algunos metales como zinc, nquel y

cromo, con el objeto de prolongar indefinidamente la duracin del metal en el medio, un claro ejemplo de esto es el acero inoxidable, el

cual est presente en la construccin de edificios y casas, utensilios de cocina, herramientas, etc.

Todos los procesos anteriores tiene en comn que aplican las reacciones de xido-reduccin, que se han traducido en diversos

adelantos en reas como la construccin e industrias, as como tambin en la medicina, lo que ha permitido afrontar nuevas enfermedades con

el uso de la corriente elctrica a partir de energa qumica, pero al mismo tiempo tambin se ha podido diagnosticar enfermedades, con

el fin de prevenir y estar alerta ante cualquier sntoma del paciente.

Gracias a cientficos como Volta, Leclanch y Daniell las

reacciones de xido-reduccin se han podido aplicar en diferentes mbitos de la vida del ser humano, por ejemplo las pilas y los

acumuladores, los cuales son elementos cotidianos en nuestra vida, ya que se emplean en artefactos como linternas, radios, relojes, bateras

de motores, entre otros.

Finalmente se concluye que gracias a los aportes cientficos y tecnolgicos se ha permitido que estos avances vayan en beneficio de

la humanidad.

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