Conceptos Basicos De Electroquimica 1n22h

UNIDAD DE COMPETENCIA III CONCEPTOS BÀSICOS DE ELECTROQUÍMICA

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CONCEPTOS BÁSICOS DE ELECTROQUIMICA

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almacenarse.

os estudios de electroquímica han sido sumamente importantes en el desarrollo de la técnica y vida actual. “Imagínese lo que sería la vida sin la electricidad”, por eso los científicos e ingenieros de nuevas fuentes de energía y de diversos métodos para

Una de las aplicaciones importantes de la electroquímica es la batería. Pilas, acumuladores, los cuales han beneficiado a toda la humanidad. En la batería o pila, la energía química se convierte en eléctrica, y esta a su vez, se emplea para poner en marcha a los automóviles, hace funcionar radio de transistores e incluso suministrar energía para una nueva nave espacial en vuelo. Con este ejemplo se trata de iluminar la importancia del estudio de la electroquímica en esta unidad. Electroquímica, parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un sentido más amplio, la electroquímica es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes. a) Reacciones químicas que son capaces de producir una corriente eléctrica (celdas electroquímicas o pilas). b) Reacciones que son producidas aplicando una corriente eléctrica, (celdas electrolíticas, electrólisis o galvanoplastia). En ambos procesos ocurren reacciones de Oxido – reducción. Oxidación: Pérdida de electrones por un átomo, ión o molécula.

Reducción: Ganancia de electrones por un átomo, ión o molécula.

En todo proceso de oxidación y reducción existe un agente oxidante y un agente reductor.

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Agente Oxidante: Sustancia que durante un proceso REDOX gana electrones (es el que hace que se oxide).

Agente Reductor: Sustancia que durante un proceso REDOX pierde electrones, (es el que hace que se reduzca una sustancia). Las reacciones electroquímicas son también de oxidación – reducción, pero diferentes de las reacciones redox ordinarias, ya que los electrones que se ganan y pierden por las sustancias reaccionantes se mueven por algún material conductor, como un electrodo de metal. Electrodo: Parte de un cuerpo por donde entra o sale un flujo de electrones.

A continuación se dan las definiciones de algunos conceptos muy empleados de ELECTROQUIMICA. Conductor: Cuerpo capaz de transmitir el calor y la electricidad. Electrolito: Sustancia en solución, capaz de permitir el paso de la corriente eléctrica.

Anión: Ión con carga negativa, que se desplaza hacia el ánodo.

Catión: Ión con carga positiva, que se desplaza hacia el cátodo.

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Cátodo: Electrodo donde se verifica la oxidación llamado así porque los aniones se dirigen a él.

Ánodo Electrodo donde se verifica la reducción se llama así porque los cationes se dirigen a él.

Reacciones que producen corriente eléctrica Las reacciones REDOX indican una transferencia de electrones de la sustancia oxidada a la reducida. Si tales reacciones ocurren en forma espontánea pueden utilizarse como fuentes de energía eléctrica. Si los reactantes están en o, la energía liberada durante la transferencia electrónica es una forma de calor. Como ejemplo sencillo de oxidación – reducción, consideraremos la reacción que verifica cuando se introduce una tira de Zinc en una solución de sulfato de cobre, esta reacción es espontánea, se deposita cobre metálico sobre la tira de Zinc la cual se disuelve gradualmente, liberándose energía térmica. La reacción será:

Zn0 +

CuS04

ZnS04

+

Cu0

Los electrones se transfieren espontáneamente de los átomos de Zinc a los iones cobre.

Zn0

+

Cu-+2

Cu0

+

Zn+2

Cuando examinamos la reacción anterior, vemos que cada átomo de Zinc debe perder 2 electrones para llegar a ser un ión de zinc y cada ión de cobre debe adquirir 2 electrones para resultar un átomo de cobre:

Zn0 Cu+2

Zn+2 +

2e-

+

2e-

Cu0

(oxidación) (reducción)

Aunque este fenómeno es de naturaleza eléctrica no puede detectarse ningún flujo de electrones, porque los iones de cobre tocan los átomos de zinc y los electrones se transfieren directamente desde los átomos de zinc a los iones directamente desde los atomos de zinc a los 3

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iones de cobre. El hecho de que esta reacción sea espontanea significa que hay una fuerza motriz o potencial considertabnle que hace que los electrones circulen desde los atmos de Zn hacia los iones de Cu+2. En todos los casos, la cantidad de material evolucionaba en cada electrodo cuando la corriente se pasa mediante un electrolito sigue una ley descubierta por el físico y químico Británico Miguel Faraday. Esta ley afirma que la cantidad de material transformada en cada electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad transferida mediante el electrolito; y que el peso de los elementos transformados es proporcional a los pesos equivalentes de los elementos, que es, a los pesos atómicos de los elementos divididos por sus valencias Pilas Voltaicas: Con el objeto de poder obtener una corriente eléctrica a partir de la reacción anterior o de cualquier otra reeacción de oxido – reducción, es necesario separar o aislar los comoponentes que se oxidan y se reducen, de tal forma que no esten en o directo. La apropiada combinación de reactantes (que no esten en o directo) y condiciones que permitan la oxidación reducción para proporcionar un flujo de electrones, se denomina celda voltáica o galvánica (Fig.1)

K2S04

Fig.1: Representación de una pila voltaica. Para poder obtener un flujo o corriente con la anterior reacción, es necesario: 1. Mantener el flujo de electrones del Zn al Cu+2. 2. Que la difusión de los iones positivos o negativos sea tal que la solución permanezca esencialmente neutra. Existen diversos métodos de conseguir la difusión de los iones. Un método corriente en el laboratorio consiste en sumergir la tira de Zn como el ZnSO4, e introducir un trozo de Cu en una

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solución de CuSO4, la solución de ZnSO4 se une a la CuS04, permite la difusión de los iones.

mediante un puente sólido, que

El puente salino se llena con una disolución de un electrolito que no cambia únicamente el proceso. El sulfato de potasio (K2S04) sirve muy bien aunque también otras sales como, cloruro de sodio (NaCl), cloruro de potasio (KCl) y nitrato de potasio (KNO3). Cuando se inicia la reacción:

Zn0 + CuS04

ZnSO4

+ Cu0

La reacción continuará hasta que una de las sustancias reaccionantes, es decir los átomos de Zn0 a los iones de Cu+2 se agotan, los electrones de valencia circulan por el alambre conductor procedentes de los átomos de Zno y los iones de Zn+2 resultantes entraran a la solución, difundiéndose y alejándose a la tira de Zn.

Zn0

Zn+2

+

2e-

Los iones negativos se difundirán también a través del puente salino, hacia electrodo Zn; con el tiempo se verá desaparecer la tierra del zinc. Los electrones cedidos por el Zn entran en el conductor y llegan al electrodo de Cu. Estos electrones reaccionan con los iones de Cu+2 en solución formando átomos de Cu que se adhieren al electrodo cubriéndolo y aumentando su peso.

Cu+2

+

2e-

Cu0 metálico.

Con el tiempo el electrodo de cobre metálico aumenta de tamaño y el color azul de la solución de CuSO4 se debilita debido a la disminución de los iones cu+2. Durante la reacción los iones positivos de Zn+2 se aproximan al electrodo de Cu y los negativos SO4-2 al electrodo de Zn. Este movimiento de los iones se conocen como circuito interno, el trayecto de los electrones por el conductor se conoce como circuito externo. Todo este equipo, el aparato y las sustancias químicas que reaccionan se llama pila voltaica. La cinta de Zn es el electrodo negativo porque los electrones se generan en ella, y el cobre es el positivo porque los electrones van a el,

Batería:

Es un conjunto de pilas voltaicas unidas para obtener más voltaje.

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Pila húmeda:

Es aquella en donde las reacciones están en solución.

Pila seca:

Es la que más comúnmente se utiliza en linternas y radios portátiles. Reacciones producidas por una corriente eléctrica Muchas reacciones químicas de importancia comercial no se verifican espontáneamente: entre estas reacciones no espontáneas tenemos las siguientes: a) Obtención de sodio.

2NaCl

2Na

+ Cl2

4Al

+

3O2

Mg

+

Cl2

b) Obtención de aluminio

2Al2O3 c) Obtención de magnesio

MgCl2

Estas reacciones químicas pueden obligarse a que ocurran utilizando una corriente eléctrica continua. Cuyo voltaje se lo suficientemente elevado para eliminar los electrones de los iones negativos (oxidación) y añadirlos a los iones positivos (reducción). Este proceso se llama ELECTROLISIS.

Todo cambio químico producido por la acción de la energía eléctrica.

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Una de las aplicaciones de la electrólisis, que es de gran importancia en la industria y la metalurgia es el proceso de ELECTRODEPÓSITO O GALVANOPLASTIA. Este proceso consiste en el recubrimiento o chapeado de un objeto como por ejemplo, el cromado, el niquelado, el chapeado de oro y plateado; esto se hace para proteger el objeto de la corrosión y para hacerlo más atrayente. En la figura 2, se observa una celda galvanoplástica o de electrodepósito utilizada para el plateado: contiene una sal de metal de plata y un objeto de otro metal. El objeto que se va a recubrir se coloca en el cátodo y el metal para chapear se coloca en el ánodo. La celda para el plateado contiene una solución de sal de plata soluble y un ánodo de plata. El cátodo es el objeto a platearse. El ánodo de plata se conecta al electrodo positivo de una batería u otra fuente de corriente directa. El objeto a platearse se conecta al electrodo negativo. Los iones plata se reducen en el cátodo de la celda cuando los electrones fluyen a través del circuito.

Ag+1

+

1e-

Ag0

Los átomos de plata se oxidan en el ánodo Ag0

Ag+1

+

1e-

Los iones plata se eliminan de la solución en el cátodo y se depositan como plata metálica en el objeto a recubrirse. Mientras tanto, la plata metálica se elimina del ánodo en forma de iones. Esta acción mantiene la concentración de iones palta en solución. Por tanto, efectivamente la plata se transfiere del ánodo al cátodo de la celda.

e-

CATODO

ANODO

PILA

eANODO

NO3-1 NO3-1

PLATA

CATODO

Ag+1

NO3-1 Ag+1

Ag+1

Ag+1

(Solución de AgNO3 ) Fig. 2: Plateado de una cuchara.

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Bibliografía Básica: • • • •

Silberberg, Martin. Química General. Ed. Mc. Graw- Hill. México D.F. 2002. Hein, Moris. Química. Ed. Grupo editorial Iberoamericana. México. D.F. 1990 Koctz, John C. Química y reactividad química. Ed. Thomson. México. D.F. 2002.. http://it.geocities.com/mata3000it/x6.htm#celdad%20electroquimicas

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