Apuntes de Quimica

APUNTES DE ELECTROQUIMICA. Academia de Química. Profesor : LUISA REYNA MUÑIZ LOZANO.

ELECTROQUIMICA

El estudio de la electroquimica dentro de la asignatura de Química II del Programa Actualizado del Ingeniero en Comunicaciones y Electrónica del Instituto Politécnico Nacional, tiene por objetivo familiarizar al estudiante con los términos y el funcionamiento químico - eléctrico de aquellos componentes que en un futuro cercano se relacionará con ellos en el diseño de circuitos eléctricos y electrónicos.

En electroquimica se trabaja con dos tipos de estado de la materia: El estado sólido y el Estado líquido, correspondiente cada uno de ellos a los electrodos y a las sustancias líquidas que constituyen las celdas galvánicas y las celdas electroliticas que contiene un liquido con determinada concentración de materia disuelta en una solución llamados en su conjunto electrolitos. Este estudio inicia con el estado sólido de la materia. CARACTERÍSTICAS DE LOS METALES. 1).- Tipo de enlace: Metálico. 2).- Naturaleza del enlace: es un enlace covalente de cada uno de los átomos con algunos de sus vecinos forman pero rápidamente cambia a todos ellos. 3).- Las condiciones generales de formación del enlace que se realizan en los metales se produce entre los átomos que configuran a estos, de hecho son los elementos electropositivos o de muy pequeña electronegatividad. ¿ Cómo es que en un enrejado metálico los átomos se mantienen unidos ? Los iones positivos que se encuentran dentro del enrejado metálico se mantienen unidos por los electrones de valencia que forman enlaces covalentes resonantes entre todos los átomos.

Programa Actualizado de Química II


El tipo de cristal de está sustancia sólida es llamado Cristal metálico, que se encuentra configurado por una red cristalina de iones metálicos y es en ella que los electrones de valencia se intercambian rápidamente. Las propiedades asociadas con el tipo de enlace es: 1).- Puntos de fusión y ebullición en general elevados. 2).- Conductores de corriente eléctrica. 3).- Brillo metálico. CARACTERÍSTICAS DE LAS SOLUCIONES. El estado líquido de materia en una celda se llama solución, definamos entonces ¿ Qué es una solución? Solución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias por gases, líquidos o sólidos disueltos en líquidos. Por otra parte, una solución acuosa es una sustancia en agua.

CONDUCCIÓN ELÉCTRICA EN METALES

a).- Consiste en un flujo de electrones en el conductor

b).- No se observan cambios en las propiedades químicas del conductor metálico.

c).- No se observa una transferencia de materia notable.



d).- Se observa un incremento en la resistencia a medida que se aumenta la temperatura del conductor metálico.

Esto podemos observarlo en el comportamiento de cualquier conductor de cobre, plata, oro o bien de aluminio .

CONDUCCIÓN ELÉCTRICA EN SOLUCIONES C aracterísticas de las soluciones

a).- Consiste en un movimiento orientado de los iones que se encuentran en la solución

b).- Se observan reacciones químicas en los electrodos, pero anteriores a ellas se observan reacciones electroquimicas.

c).- Se observa una transferencia de masa.

d).- Muestra una menor resistencia a medida que aumenta la temperatura del electrolito, debido a la disminución de la viscosidad y el grado de hidratación de los iones.

POSTULADOS DE IONIZACIÓN.

El primer postulado nos indica que:

Una sustancia con comportamiento electrolito se disuelve en agua y que posteriormente se divide en iones positivos y negativos como se muestra en los ejemplos

KOH ------ K+1 + OH-

CaCl2 ------ Ca0 + 2 Cl-1



Por otra parte un electrolito es una sustancia cuya solución acuosa puede conducir la electricidad.

El segundo postulado nos dice que: El numero de cargas transportadas por cada ion es igual a la valencia del ion, esto es que las cargas transferidas totales de los cationes es igual a la carga transferida totales de los aniones.

La valencia que se menciona en el segundo postulado esta definido como el número entero que se utiliza para describir la capacidad de combinación de un elemento en un compuesto, mientras que el número de oxidación es un método de contabilidad electrónica.

El tercer postulado nos indica que una ionización es reversible.

El cuarto postulado nos dice que: Los iones pueden considerase como especies moleculares separadas de propiedades físicas y químicas especificas, actuando de manera independiente.

Y el quinto postulado nos dice que: Los ácidos polibàsicos de H2SO4 ; H3PO4 se ionizan a pasos, como se muestran a continuación.

H2SO4 ---------- H+1 + HSO4-1

HSO4-1 ---------- H+1 + SO4-2

H3PO4 --------- H+1 + H2PO4

H2PO4 --------- H+1 + HPO4-2

HPO4-1 --------- H+1 + PO4-2



Podemos observar entonces que dependiendo del tipo de ácido tendríamos diferentes tipos de ionización a saber:

Ionización primaria

Ionización secundaria

Ionización terciaría ¿Qué es la ionización? Es la formación de iones, así que un ion es un átomo o grupo de átomos cargados eléctricamente. Para que se formen iones es necesario hacer uso de la energía de ionización para remover un electrón de un átomo, ion o molécula.

Realicemos el siguiente ejemplo de ionización con electrodos inertes de platino

H2O NaCl ----------- Na+1 (acuosa) + Cl-1 (acuosa)

Si contamos con un par de electrodos, uno de ellos sería el catodo y el otro el anodo, por lo cual las reacciones que se realizan en las fronteras de los electrodos son:

La reacción en el cátodo es la siguiente:

Na+1 + 1 electrón ---------------- Na0 se realiza una reducción

La reacción en el anodo es la siguiente:



Cl-1 - 1 e- ----------------- ½ Cl20 se realiza una oxidación

Como se menciono anteriormente en la conducción eléctrica de las soluciones del inciso b, tenemos..

La reacción química inmediata en los electrodos es : Na + H2O ------------- Na OH + ½ H2

Como podemos observar existe un cambio en el número de oxidación de la anterior reacción química, que suponen se realiza en los electrodos….

Ahora definamos que es OXIDACION y que es REDUCCION OXIDACION: La oxidación implica que el átomo disminuye su valencia negativa aumentando su valencia positiva.

REDUCCION: La reducción implica que el átomo aumenta su valencia negativa , disminuyendo su valencia positiva.

En el mismo inciso (b) se mencionan las siguientes reacciones electroquimicas, las cuales se señalan de la siguiente manera........ Na + 1 e ---------- Na Cl - 1 e ---------- ½ Cl 2__________________________________________ Na + Cl --------- Na + ½ Cl 2

Desde el punto de vista de cargas eléctricas se puede observar :



Al disolverse un metal en una solución por efecto de las cargas de los iones provoca la ruptura del enlace en el metal, los átomos del metal comienzan a abandonar el

enrejado atómico y el metal empieza a cargarse negativamente asimismo la solución se carga positivamente, esto hace que los iones con carga positiva no se alejen del metal que esta disolviendo, teóricamente deben ser atraídos por el metal con carga negativa ; pero , el ion reacciona con el agua de la solución o con algún otro ion que en ella se encuentra , por lo cual la disolución del metal continua...........

En electroquímica se hace una división de las soluciones usadas en celdas galvánicas y en celdas eléctroliticas, por lo que en función de la conductividad eléctrica se pueden definen las soluciones usadas. Las soluciones que NO conducen la corriente eléctrica que se les llama:

NO ELECTROLITICAS

Y aquellas soluciones que SI conducen que se les llama:

ELECTROLITICAS

Si los términos implican la conductividad eléctrica entonces definamos la conductividad en una solución. ¿Qué es entonces la conductividad de una solución?

Es la capacidad de transferencia de carga electrónica por medio de la formación de iones , por lo cual podemos decir que la corriente que se produce en una solución recibe el nombre de CORRIENTE IONICA (que se considera como el producto de la transferencia de aniones y cationes atraídos por el polo negativo y el polo positivo respectivamente al tenerse en cuenta una diferencia de potencial).



Por lo tanto, las soluciones no electroliticas son aquellas en las que NO se tienen iones, es decir no se realiza la ionización que consiste en el proceso mediante el cual un soluto y un solvente producen iones sin que haya un cambio en el nivel de oxidación.

Las soluciones electroliticas son aquellas que si producen iones, tanto positivos como negativos. Este tipo de soluciones se dividen en :

Electrolitos Fuertes

Electrolitos Débiles

Los electrolitos fuertes se ionizan fuertemente ; esto quiere decir que el soluto se disocia produciendo aniones y cationes sin cambio en su carga electrónica, por otra parte los electrolitos débiles tienen un grado de ionización bajo, puesto que el soluto se disocia débilmente.

Existe otro término a conocer el grado de ionización ¿ Qué es y cuál es su mecanismo? El grado de autoionización o autoprotolísis tiene el siguiente mecanismo aumenta a medida que se aumenta la temperatura, este grado de autoionización se relaciona también con la cantidad de soluto que tiene la solución, y de acuerdo a las siguientes reacciones podemos saber que las ionizaciones que se producen tanto en el soluto como en el solvente. Veamos las siguientes reacciones…

Sal + H2O iones de Na+1 + iones de Cl-1

Acido + H2O iones de H+1 ; HSO4-1 + SO4-2

Base + H2O iones de Na+1 + OH-1

El material metálico que utilizamos como electrodos de una celda , es un enrejado atómico que sufre un ataque a sus átomos cuando se encuentra en contacto con el agua (que es parte del solvente) la energía de la superficie del enrejado pasa a ser neutralizada de tal manera , que los átomos se van separando del enrejado.



Dejando así un vacío en el enrejado atómico carente de cargas negativas , esto quiere decir que las cargas eléctricas negativas que tienen los electrones que corresponden a la valencia del átomo, los ha perdido quedando el enrejado cargado positivamente por las deficiencias electrónicas.

Veamos el siguiente ejemplo:

Enrejado atómico átomo que abandono el enrejado y pasa a ser un ion.

Ecuación que se produce en el enrejado es la siguiente.... Fe0 - 2 e- Fe++

en este tipo de reacciones se produce una oxidación, la cual comúnmente le llamamos CORROSION.

La Teoría de Nerst explica lo anterior de la siguiente manera… “Todo metal sumergido en agua tiene tendencia a disolverse lo que origina una presión de disolución particular para cada metal“

La relación cuantitativa de la perdida de electrones en el metal ocurrido en los electrodos que se encuentran colocados en el seno de una solución electrolìtica, por efecto de estar circulando corriente directa en estos hace que las reacciones electroquimicas que se llevan a cabo en sus fronteras, de tal forma que se produce una oxidación en el cátodo y una reducción en el ánodo, para



comprobar lo anterior se observa que existe una reducción en peso en el electrodo que se carga positivamente y un aumentando en peso del electrodo que se carga negativamente.

El fenómeno descrito anteriormente se encuentra definido por las Leyes de Faraday

¿Qué es lo que nos dicen las leyes de Faraday?

Ley de Faraday:

Cuando se hace pasar un amperio por segundo se tiene una unidad que se llama COULOMBIO.

la ecuación matemática que define estas variables, que son carga y tiempo es..

Q = It donde: Q = Carga eléctrica I = Corriente eléctrica t = tiempo

Se dice que se deposita o se desprende según sea el caso, un equivalente-gramo de cualquier elemento químico, cuando se hace pasar 96494 coulombios, esto es lo mismo que un amperio por segundo, a esta cantidad de carga eléctrica se le llamado FARADIO

Por otra parte el equivalente electroquimico de una sustancia esta definido como:

El numero de gramos del elemento químico que se libera al paso de una cantidad de corriente eléctrica igual a un coulombio.



Por consiguiente la masa liberada en una electrólisis es :

masa = (equivalente electroquímico)(numero de coulombios )

Ahora bien, si la carga de un electrón, que es negativa igual a 1.602 x 10-19 coulombios, podemos de hecho calcular el numero de cargas que tiene un Faraday. Lo cual se hace de la siguiente manera: 96494 coul. 1 electrón Electrones-faraday=(-----------)(---------------)= 6.022x1023e/faraday

1faraday 1.602 x10-19 coulombios

Así que, cuanta carga eléctrica tendrá un mol de cualquier sustancia.....

(6.022x10-23e-/mol)(1.602x10-19coul/e-)= 96494 coul/mol

Por conclusión de las leyes anteriores, podemos decir que un mol contiene 96494 cargas que pueden ser transferibles y susceptibles a ser depositadas.

De aquí sabemos que la ley que rige este fenómeno se llama LEY DE FARADAY, y dice:

Durante la electrólisis el peso equivalente-gramo de un ion se reduce o se oxida al paso de 96494 coulombios de electricidad, esto es que si hacemos pasar 96494 cargas de



electricidad podemos depositar un mol de cualquier sustancia.

Para encontrar el equivalente-electroquímico que relaciona la electricidad y los moles de cualquier sustancia, usaremos la siguiente formula:

Peso atómico / numero de valencia

Ee = --------------------------------------------

96494 coulombios

Veamos el siguiente ejemplo : 63.4gr/2e- gramos

Cu++ = ---------------------- = 0.0003292 gramos/coulombios 96494 coul.

Las soluciones ionicas son aquellas que se basan en la transformación de energía eléctrica a energía química, al ocurrir estos cambios químicos por el consumo de esa energía eléctrica ocurre lo que verdaderamente se llama electrólisis.

En la electrólisis de una solución que posee mas de un catión reducible sobre el par redox, el que tenga un potencial de oxidación menos positivo será el primero en reducirse., asimismo en la electrólisis de una solución que posee mas de un aniòn oxidable, el anion sobre el par



redox con potencial de oxidación mas positivo será el primero en oxidarse.

Veamos la electrólisis de la siguiente solución:

NaCl + H20 Las reacciones que se producen en el cátodo son :

Na0 Na+1 + 1e-

H20 H+1 + 0H-1 + H20 H3O + OH-1

Las reacciones que se producen en el ánodo son : 2Cl-1 Cl2 + 2e-

4OH-1 O2 + 2H2O + 4e-

El estudio de la electrólisis nos permite analizar dos tipo de reacciones químicas : a).- Las reacciones galvánicas

b).- Las reacciones electroliticas.

Las reacciones galvánicas implican reacciones químicas que realizan el método químico de la oxido-reducción, este



tipo de reacciones convierten la energía química a energía eléctrica.

Las reacciones electroquímicas solo se ocupan de las alteraciones en sustancias acuosas y de su equilibrio ionico, convirtiendo la energía eléctrica a energía química. El equilibrio ionico es un estado dinámico en el que se verifican dos o más procesos opuestos a la vez y a la misma velocidad.

Las reacciones galvánicas o también llamadas voltaicas se fundan en la oxidación y en la reducción, particularmente de metales con oxigeno y/o con hidrogeno partiendo de sus niveles electrónicos en relación a sus espines en el electrón y en los orbitales.

Las reacciones de oxidación que se efectúan en estos procesos químicos son lentas, mas sin embargo las reacciones de reducción son ràpidas.

De la siguiente reacción de síntesis podemos obtener las semi-reacciones de fase que implican la oxido-reducción antes mencionada.

2 Na+1 + ½ O2 Na 2 + O-1

La primera semi-reacción de fase seria:

Na0 2 Na+1 + 2e-

La segunda semi-reacciòn de fase es:

½ O2 + 2e- O-1



Como producto de las semi-reacciones tenemos: Na + ½ O2 2Na+1 + O-1

donde se puede observar que se produce solamente una oxidación en el sodio.

En los procesos químicos de electro-depósitos y generación de energía eléctrica, se encuentran soluciones electroliticas y electrodos de metales diversos, donde se generan las corrientes ionicas y electrónicas.

Dos placas metálicas de diferente material químico que se encuentre sumergido en una solución acuosa , y en la cual la solución electrolitica recibe el nombre de electrolito y las placas metálicas el nombre de electrodos, todo en su conjunto recibe el nombre de PILA

Si las dos placas metálicas están separadas por una membrana porosa de carbón se les llama a cada una de las separaciones HEMIPILA.

Por el intercambio ionico que se efectúa en el electrólito se puede estudiar de forma cuantitativa como es que una sustancia química se oxida o se reduce.

Como en el intercambio iónico la reacción redox es reversible tenemos que la tendencia de la reacción hacia productos o reactivos por medio de una constante (K) de equilibrio. [C]c[D]d K = -------- [A]a[B]b



CONSTANTE DE EQUILIBRIO Una reacción química se encuentra en equilibrio, cuando a un nivel atómico no hay ni reducción ni oxidación. La actividad de oxidación y la actividad de reducción son iguales por consiguiente, el último termino de la Ecuación de Nerst , pasa a ser una constante y se le llama “constante de equilibrio” (Ke) Cuando existe este equilibrio en una reacción química , no existe una diferencia de potencial por lo tanto….. E=0. La ecuación de Nerst tiene la siguiente estructura… 0.0591 a (oxidación) E = E0 --------- log ---------- n a (reducción)

donde: a (oxidación) = a (reducción) a (oxidación) ---------- = Ke a (reducción) La ecuación de Nerst permite el calculo del voltaje que se puede obtener de una pila…. En una pila la presión y la temperatura es constante, la energía Libre de Gibss determina entonces la presión en equilibrio de la pila.



Hagamos la siguiente consideración… SISTEMA ABIERTO SISTEMA CERRADO __________________________________________________________ RT PRODUCTOS G = Vdp - SdT + ---- Ln ---------- F = Vdp -SdT nF REACTIVOS Si la temperatura se mantiene constante, con variación de la presión osmótica de las ecuaciones termodinámicas.. G = H - TS dG = SdT +Vdp - Adε G = E + PV G = U - TS + PV como es realizado este proceso químico a temepratura constante tenemos que: dG = Vdp - Adε y considerando que la cantidad de electrones que se producen en la corriente del estado sólido es equivalente a la cantidad de iones que se producen en el estado líquido de la solución, podemos decir que hay un equilibrio dinámico por lo que Adε = 0. Con lo cual la ecuación es modificada a: dG = Vdp. Podemos observar que en una pila existe una presión osmótica y una presión de disolución, consideración que se toma en cuenta en la serie electromotriz y en la concentración ionica. ¿Qué es la serie electromotriz o la serie de actividad química? Es una lista de elementos metálicos en orden descendente de actividad, se basa en los potenciales estándar de reducción de los iones de los metales que forman metales libres.



Si PV = nRT entonces V = nRT/P y puesto que dG = Vdp, esta ecuación se transforma en: RT dG = ----- dP P si esta ecuación la consideramos en presión… dP dG = RT ---- P Así que en una pila la consideración a seguir es: Presión = Concentración = Normalidad = Actividad. Esto expresado de otra manera es: dP dc dN da --- = --- = --- = --- P c N a Sustituyendo en función de sus actividades:

d G R T d aa

= ∫∫ a0= 1 queda la ecuación anterior como:


APUNTES DE ELECTROQUIMICA. Academia de Química.

G =RT ln a - RT ln 1 Profesor : LUISA REYNA MUÑIZ LOZANO.

G = RT ln a. G - G0 = RT ln a. G = RT ln a + G0. Donde: ΔG = Energía total. ΔG0= Energía en condiciones normales. Si vemos esto como un fenómeno de oxidación entonces: ΔG = - nFE ΔG0= - nFE0 al sustituir - nFE = - nFE0 + RT ln a. Si dividimos la ecuación anterior entre nF para colocarla en función del potencial. - nFE - nFE0 RT ln a. ------ = ------- + --------- - nF - nF - nF como ecuación de oxidación es: RT ln a. E = E0 + ---------- - nF



La fuerza electromotriz se obtiene del funcionamiento de dos electrodos , uno se oxida y el otro se reduce. FEM = E oxidación + E reducción. ET = FEM. ET = EA;A+ + EB+;B E reducción = EB+;B ET = EA;A+ - EB+;B E oxidación = EA;A+

0.0591 0.0591 ET = E0oxi - ------- log a oxi - E0red --------- log a red n n 0.0591 0.0591 ET = ( E0oxi - E0red oxi ) - ------- log a + -------- log a red

n n

0.0591 ET = E0T - --------- ( log a oxi + log a red ) n Ahora bien si exiten reacciones de oxidación y de reducción, podemos señalar que la ecuación para la REDUCCIÖN tiene la siguiente forma: 0.0591 a oxiE = E0 - -------- log ------- n a red Por consecuencia la reacción de OXIDACION es la siguiente…

0.0591 a red E = E0 + -------- log ------- n a oxi



Obsérvese el signo negativo y positivo de las ecuaciones donde existen las reacciones de oxidación y de reducción. 0.0591 PRODUCTOS E = E0 - -------- log ---------- n REACTIVOS

0.0591 REACTIVOS E = E0 + -------- log ----------- n PRODUCTOS Es por las razones expuestas que la electroquímica se ocupa de la relación entre las reacciones de oxido -reducción. Recordemos que la oxidación y la reducción siempre ocurren de manera simultáneamente, en una reacción redox siempre se transfieren electrones. Se define a la ELECTROQUIMICA como:

Parte de la ciencia que estudia los cambios que produce una corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas.

El estudio de los cambios químicos por una corriente usando CELDAS ELECTROLITICAS. Obtención de energía eléctrica a partir de las reacciones de tipo oxi-reducción en CELDAS VOLTAICAS. Una celda voltaica o pila es un dispositivo utilizado para transformar la energía química en eléctrica. Así que los cambios químicos son producidos por la corriente directa e inversamente la producción de corriente directa es consecuencia de una reacción química.



ENERGIA REACCION ENERGIA ELECTRICA QUIMICA QUIMICA En las CELDAS ELECTROLITICAS, en aquellas en las que se emplea corriente eléctrica para obtener una reacción química, la variable más importante es la corriente. MICHEL FARADAY escribió: Qué durante la electrólisis el peso equivalente gramo de un ion se reduce u oxida al paso de 96494 coulombios de electricidad. Surgiendo de este pensamiento las siguientes leyes: 1ª LEY DE FARADAY: El paso de un ion liberado o depositado en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la solución. 2ª LEY DE FARADAY: Las cantidades de sustancias liberadas o depositadas con una cantidad de electricidad, son proporcionales a sus pesos equivalentes. La descomposición de un cuerpo producida por el paso de la electricidad recibe el nombre de ELECTROLISIS. OBSERVACIONES A LA SERIE ELECTROMOTRIZ. Cuando los electrodos se encuentran en la parte SUPERIOR tenemos que: 1.Son químicamente activos.



2.Forman compuestos muy estables, sus óxidos son difíciles de reducir.

Si los electrodos se encuentran en la parte SUPERIOR del HIDROGENO podemos hacer las siguientes consideraciones: 1.-Todos los elementos arriba del hidrogeno, lo desplazan del H2O y de las soluciones ácidas. Na0 + H2O NaOH + ½ H2+

2.-Un elemento con posición superior con respecto a otro, lo desplazará de sus sales. Zn0 + FeSO4 ZnSO4 + Fe++

3.- Se puede introducir dos elementos en sus respectivas sales y entre más separados estén en la serie electromotriz, mayor será su potencial.

Si los electrodos se encuentran colocados en la parte INFERIOR tenemos que: 1.- Son casi inertes químicamente. 2.- Los óxidos se descomponen fácilmente. Colocados abajo del HIDROGENO: 1.- Son atacados directamente por los ácidos, primero actúan como oxidantes y luego disuelven los óxidos formados. 2.- Se les encuentra en estado puro en la naturaleza como son Ag0 y Au0 que son resistentes a la corrosión.



SERIE ELECTROMOTRIZ. La electrodepositación tiene por objetivo la protección y la decoración de las piezas a recubrir. Esta serie se obtiene al medir el potencial obtenido por cada elemento al ser sumergido en una solución normal de una de sus sales a 25ºC comparados contra el electrodo de hidrógeno o de calomel. SERIE ELECTROMOTRIZ DE LOS POTENCIALES DE OXIDACIÓN ( A+;Aº//Bº;B+). OXIDACION VOLTIOS OXIDACION VOLTIOS Li;Li+ +3.02 Sn;Sn++ +0.14

K;K+ +2.87 Pb;Pb++ +0.13 Ca;Ca++ +2.87 H;H+ 0.00 Na;Na+ +2.71 Cu;Cu++ -0.34 Mg;Mg++ +2.37 2Hg;Hg++ -0.79



Al;Al+++ +1.66 Ag;Ag+ -0.80 Zn;Zn++ +0.76 Rh;Rh+++ -0.80 Cr;Cr+++ +0.74 Pd;Pd++ -0.98 Fe;Fe++ +0.44 Pt;Pt+++ -1.20 Cd;Cd++ +0.40 Au;Au+++ -1.50 Ni;Ni++ +0.25 SERIE ELECTROMOTRIZ DE LOS POTENCIALES DE REDUCCION ( Aº;A+//Bº;B+). OXIDACION VOLTIOS OXIDACION VOLTIOS Li;Li+ -3.02 Sn;Sn++ -0.14

K;K+ -2.87 Pb;Pb++ -0.13 Ca;Ca++ -2.87 H;H+ 0.00 Na;Na+ -2.71 Cu;Cu++ +0.34 Mg;Mg++ -2.37 2Hg;Hg++ +0.79 Al;Al+++ -1.66 Ag;Ag+ +0.80 Zn;Zn++ -0.76 Rh;Rh+++ +0.80 Cr;Cr+++ -0.74 Pd;Pd++ +0.98 Fe;Fe++ -0.44 Pt;Pt+++ +1.20 Cd;Cd++ -0.40 Au;Au+++ +1.50



;Ni++ -0.25 Ni Recordemos que un ELECTROLITO es toda sustancia que al

teorema de la ionización indica que cuando los

dirección del flujo debe ser tal que las cargas iguales

tran en la

.- Los iones negativos (aniones), deben ir del cátodo

ODO CATODO

La conducción eléctrica se

I

disolverse en agua da lugar a una disolución conductora de la corriente eléctrica., según Svante August Arrhenius los electrolitos se esciden en iones cargados negativamente y en iones cargados positivamente que son responsables de la conductividad eléctrica. Elelectrolitos se disuelven en agua son dispersados por ésta., no solo en moléculas separadas, sino también en iones de carga positiva (+) y carga negativa (-). Lase mueven continuamente en la misma dirección: ).- Si los electrones (que son negativos) en1solución por el cátodo y salen de la misma por el ánodo. 2)hacia el ánodo. AN e- debe a la movilidad ionica

en este líquido. ones negativos



electrodepositación es el estudio de los depósitos

galnostecnia es un proceso electroquímico por el cual

galvanoplastía es un proceso mediante el cual se

galnostegía es un depósito de una capa metálica sobre

s objetivos de este depósito es el de protección y

.

.

ra un buen depósito electrolítico es importante la

eites).

Lametálicos por electrólisis, logrando espesores de 0.001 a 0.1 mm sobre otros metales o sobre plásticos. Lase deposita una capa fina de metal sobre una base generalmente metálica (cadmio, cromo, cobre, oro, níquel, plata estaño). Larecubre un objeto con un metal, gracias al paso de una corriente eléctrica por una celda electroquímica. Es un deposito de una capa metálica sobre un material no metálico. Laun metal. Lodecoración. Un electrodeposito se puede obtener bajo las siguientes características: .Uniformidad de depósito. 12.Brillo. 3.Dureza. 4.Rugosidad5.Adherencia. 6.No adherencia7 Qu. emado. Palimpieza., las sustancias a eliminar son: 1.Oxidos y productos de corrosión. 2.Sustancias orgánicas (grasas y ac3.Astillas metálicas.



s métodos más usados son:

por medio de cepillos de

o una solución electrolítica de

4.s de más de 30

las celdas voltaicas se convierte energía química en ergía eléctrica. Existen compartimientos separados por

NCIONAMIENTO DE UNA PILA.

se producen por semi-reacción

. s electrones producidos mediante la reacción se mueven

través del circuito externo, en esta parte se puede

. an del circuito externo al cátodo

nde producen la reducción de los iones. El electrodo

. ra cerrar el circuito los iones deberán moverse a

Lo 1.Mecánico, se puede haceralambre, esmeriles, lijas, aire comprimido con o sin arena.

2.Químico, se usan ácidos para eliminar silices u álcalis para eliminar grasas.

3.Electrolítico, se usa el ácido sulfúrico para eliminar óxidos por reducción, hidróxido de sodio para eliminar grasas. Ultrasonido, se colocan las piezas en un recipiente con líquido de lavado y se aplican vibracioneKilohertz.

Enenuna pared porosa que evita la mezcla de estas soluciones por difusión., pero permite la migración ionica de una parte a otra. La principal característica de esta celda es la pared porosa que separa estas dos soluciones. FU 1.En el ánodo los electronesde oxidación, este electrodo envía los electrones hacia el circuito externo, se designa como POLO NEGATIVO.

2 Loa poner un foco, un motor, o cualquier cosa que consuma energía eléctrica.

s electrones pas3 Lodoque tira de los electrones se considera como el POLO POSITIVO.

4 Patravés de las disoluciones acuosas de la pila.



amos el siguiente esquema:

LO POSITIVO POLO NEGATIVO (ANODO) (CATODO)

REDUCCION DE LOS IONES EN LA SOLUCION.

ON.

Ve PO e- e-

OXIDACION DE LOS IONES EN SOLUCI


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