miércoles, 30 de diciembre de 2009

Electrólisis - Pilas - Leyes de Faraday

La Electroquímica comprende dos grandes campos:
• Uno de ellos estudia la producción de corriente eléctrica en base a reacciones químicas. (Ej. Pilas electroquímicas)
• El otro se refiere a la producción de fenómenos químicos por acción de la corriente eléctrica (Ej. Electrólisis).

Se podría decir que en las pilas electroquímicas la energía química se transforma en energía eléctrica y que mediante la electrólisis, en cambio, la energía eléctrica se transforma en energía química.






Si en un vaso de precipitado que contiene agua pura se introducen dos electrodos conectados a una fuente de corriente continua (una pila o una batería de acumuladores de automóvil) no se observa la producción de ningún cambio químico. Una lamparita intercalada en el circuito muestra que el sistema no circula corriente. Por eso decimos que el agua pura no es conductora de la corriente eléctrica.
Pero si se repite la experiencia con una solución acuosa de un ácido, una base o una sal, se observa que sí se produce el paso de la corriente ( la lamparita se enciende) y que simultáneamente se observa que en los alrededores de los electrodos se producen cambios( producción de un gas, formación de un depósito metálico o la corrosión o disolución de un electrodo). Decimos que se está produciendo una ELECTRÓLISIS y de allí provienen el nombre de electrolitos.
También pueden electrolizarse los ácidos, bases y sales fundidas (en estado líquido), decimos que los electrolitos fundidos o en solución acuosa conducen la corriente eléctrica. Todo esto fue posible gracias a Svante Arrhenius elaboró su teoría iónica (en 1903 se le concedió el Premio Nobel por esta teoría).
Según la teoría de Arrhenius, los ácidos son sustancias que en solución acuosa se disocian para liberar iones hidrógenos (H+).
Por ejemplo cuando se disuelve ácido clorhídrico en agua , forma iones hidrógeno como consecuencia de la disociación:
Ácido clorhídrico ........+agua...............ion hidrógeno + ion cloruro

En general, si representamos al ácido como HA, tendremos :


También en esta teoría las bases son sustancias que en solución acuosa se disocian y dan iones hidróxido (OH-)
La solución de hidróxido de calcio tiene iones hidróxidos :
Hidróxido de calcio -------- ion calcio + 2 iones hidróxidos
También podemos generalizar esta ecuación para las bases que las representamos como BOH y al disolverse en agua se disocian:
La neutralización es la reacción que ocurre entre los iones hidrógeno de un ácido y los iones hidróxidos de una base para dar agua , con la formación de una sal.
Arrhenius consideró las disociaciones como procesos reversibles, en los cuales se establece un equilibrio dinámico entre los iones y la especie no disociada. El grado de disociación depende de la concentración de una solución, cuanto más diluida, la distancia entre los iones es mayor, por lo cual el compuesto se encuentra más disociado.
Esta teoría presenta algunas limitaciones
Condiciona el comportamiento ácido o básico de las sustancias a la presencia de agua como solvente
Hoy sabemos que los iones hidrógeno no existen aislados sino que en solución acuosa se presentan como iones hidronio (H3O+)
No puede explicar casos como el del amoníaco que posee propiedades básicas a pesar de no tener grupos hidróxidos, o el del dióxido de carbono que tiene carácter ácido en solución a pesar de que en su estructura no posee iones hidrógenos
Por estas razones fue necesario ampliar esta teoría.

En qué consiste y a que se debe la electrólisis?
Durante este proceso, los iones son los responsables de la conducción de la corriente eléctrica. Por eso el agua pura no es conductora de la corriente eléctrica. Si se disuelve en agua un ácido , una base o una sal el agua interactúa con el electrolito separando los iones cuando estos ya están presente en la sustancia pura (por ej; sales e hidróxidos metálicos ) o dando lugar a su formación.
Los iones presentes hacen que la solución conduzca la electricidad y esa conducción se debe a la migración de los iones hacia los electrodos de carga opuesta. Los iones positivos (cationes) se dirigen hacia el cátodo (polo negativo) y los iones negativos (aniones) migran hacia el ánodo (polo positivo). Como el cátodo llegan electrones por el cable proveniente de la fuente de corriente eléctrica y del ánodo salen electrones, la conducción de la corriente eléctrica se hace posible mediante las reacciones anódica y catódica.
En la electrólisis del cloruro de sodio fundido , la sustancia que se obtiene en el cátodo de la cuba electrolítica es el sodio metálico, en el ánodo se desprende cloro (gas). Como los iones presentes en el sistema son ion sodio e ion cloruro las semireacciones producidas son:
En el cátodo : reducción
En el ánodo: oxidación
El proceso permite obtener sodio y cloro a partir de cloruro de sodio fundido. A la cuba electrolítica entran electrones por el cátodo y ellos son utilizados para neutralizar iones sodio en la reducción catódica. El ánodo de la cuba salen electrones provenientes de la oxidación anódica que da lugar al desprendimiento de cloro gas. Por eso es que el electrolito conduce la corriente eléctrica, ya que a él entran electrones en un cierto número por unidad de tiempo y de él salen simultáneamente electrones en igual número.
El sistema que contiene cloro y sodio es fuertemente exotérmico (desprende energía) La fem normal de la pila correspondiente es una consecuencia de este hecho. Mediante esa reacción podría transformarse energía química en energía eléctrica. La electrólisis del cloruro de sodio constituye el proceso inverso. Consume energía eléctrica parta hacer posible la reacciona representado por:

Ion sodio + ion cloruro ------ sodio + cloro (gas)
Se transforma así energía eléctrica en energía química


GENERADORES ELECTROQUIMICOS. PILAS

Una pila es un sistema capaz de transformar la energía de una reacción redox en energía eléctrica ; es un proceso inverso a la electrólisis.

Un buen ejemplo de este proceso puede observarse en la PILA DANIELL, en la que separadas por un tabique poroso (deja pasar los iones pero no mezcla las disoluciones), por un lado se pone en contacto una disolución de sulfato de cobre con una barrita de cobre ; y por otro una solución de sulfato de zinc con una barrita de zinc ; produciéndose la siguiente reacción :
CuSO4 + Zn -----------> ZnSO4 + Cu
con las semirreacciones redox :
Cu++ + 2 e-------> Cu0
Zn0 - 2 e- -------> Zn++



Esta reacción se realiza de modo que el flujo de electrones se realiza a través de un puente salino que pone en contacto las dos barritas metálicas, consiguiendo así un flujo detectable por un amperímetro.


LEYES DE FARADAY

En 1832 el inglés Michael Faraday (1791-1867) observó que los metales por lo general se depositan en el cátodo y relacionó la masa depositada con la cantidad de electricidad consumida, estableciendo una serie de principios, leyes, las cuales son muy importantes en procesos industriales (ej, preparación electrolítica de un metal a partir de su sal fundida)

PRIMERA LEY:

La masa de una sustancia depositada o liberada en un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que circula a través de la celda

m = E . Q = Eg / F I t

Donde:
• m es la masa,
• E es el equivalente electroquímico que resulta de dividir el equivalente químico, Eg por la contante de Faraday F,
• Q es la carga, que resulta de multiplicar la intensidad de corriente I por el tiempo transcurrido
• Constante de Faraday (F) : carga eléctrica contenida en un mol de electrones. Es aproximadamente igual a 96.500C (Coulomb)
• Carga eléctrica (Q) : cantidad de corriente, su valor es igual a la intensidad de corriente por el tiempo transcurrido.
• Equivalente químico (equivalente gramo Eg): valor expresado en gramos que resulta de dividir la masa molar por el número de electrones involucrados en a hemireacción
• Intensidad de corriente (I) carga que atraviesa la sección de un conductor en la unidad de tiempo, unidad es el amperio A

SEGUNDA LEY

Si varias soluciones electrolíticas son atravesadas por la misma cantidad de electricidad, las masas de las sustancias depositadas o liberadas en los electrodos son proporcionales a sus equivalentes gramo
La expresión matemática es:

md Egd
----- = -------
ml Egl

Donde:
• md es la masa de sustancia depositada,
• Egd su equivalente gramo,
• ml masa de la sustancia liberada en el otro electrodo,
• Egl su equivalente gramo


LEYES DE FARADAY   

En 1832 el inglés Michael Faraday (1791-1867) observó que los metales por lo general se depositan en el cátodo y relacionó la masa depositada con la cantidad de electricidad consumida, estableciendo una serie de principios, leyes, las cuales son muy importantes en procesos industriales (ej, preparación electrolítica de un metal a partir de su sal fundida)

PRIMERA LEY:

La masa de una sustancia depositada o liberada en un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que circula a través de la celda

m = E . Q = Eg / F I t

Donde:
m es la masa,
E es el equivalente electroquímico que resulta de dividir el equivalente químico, Eg por la contante de Faraday F,
Q es la carga, que resulta de multiplicar la intensidad de corriente I por el tiempo transcurrido
Constante de Faraday (F) : carga eléctrica contenida en un mol de electrones. Es aproximadamente igual a 96.500C (Coulomb)
Carga eléctrica (Q) : cantidad de corriente, su valor es igual a la intensidad de corriente por el tiempo transcurrido.
Equivalente químico (equivalente gramo Eg): valor expresado en gramos que resulta de dividir la masa molar por el número de electrones involucrados en a hemireacción
Intensidad de corriente (I) carga que atraviesa la sección de un conductor en la unidad de tiempo, unidad es el amperio A


SEGUNDA LEY


Si varias soluciones electrolíticas son atravesadas por la misma cantidad de electricidad, las masas de las sustancias depositadas o liberadas en los electrodos son proporcionales a sus equivalentes gramo
La expresión matemática es:

md Egd
----- = -------
ml Egl

Donde:
md es la masa de sustancia depositada,
Egd su equivalente gramo,

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