Talcahuano
PROCESOS DE ÓXIDO-REDUCCIÓN
Integrantes:
Vanessa Fernández Narváez
Giselle González Silva
Paula Muñoz Pinto
Curso: IIIºB
Vanessa Fernández Narváez
Giselle González Silva
Paula Muñoz Pinto
Curso: IIIºB
jueves, 29 de noviembre de 2007
INTRODUCCION
Electroquímica, es una 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.
Una de las aplicaciones más importantes de la electroquímica es el aprovechamiento de la energía producida en las reacciones químicas mediante su utilización como energía eléctrica, proceso que se lleva a cabo en las baterías. Dentro de éstas se encuentran las pilas primarias y los acumuladores o pilas secundarias.
Las baterías poseen una fuerza electromotriz que está dada por la diferencia algebraica de los potenciales de electrodos en condiciones estándar.
Esto nos lleva al proceso de electrólisis que tiene lugar cuando se aplica una diferencia de potencial entre 2 electrodos produciéndose una reacción óxido-reducción, esta última consiste en reacciones de transferencia de electrones, en donde una sustancia se oxida cuando los pierde y se reduce cuando los gana, ambos procesos son dependientes.
Todo lo anterior ha permitido la aplicación de estos conocimientos en diferentes áreas como la medicina, lo que ha generado una mejor calidad de vida.
OBJETIVOS
1. Conocer formas de uso de reacciones redox, en diferentes dispositivos y procesos.
2. Comprender el funcionamiento de cada uno de estos dispositivos y procesos.
3. Establecer diferencias entre pila y acumulador
4. Relacionar conceptos y procesos de corrosión y anticorrosivos
5. Analizar procesos electrolíticos y conocer sus características, factores y leyes enunciadas por Michael Faraday.
6. Exponer algunas de las aplicaciones de la electrolisis
7. Demostrar utilidades de las reacciones redox en el área de la medicina y la salud
PILAS
Dispositivo, generalmente pequeño, en el que la energía química se transforma en eléctrica. Tiene múltiples aplicaciones como fuente de energía en pequeños aparatos, clasificándose en primarias y secundarias.
Cuando se habla de una pila primaria se dice que el proceso de conversión de la energía química en energía eléctrica no es reversible, por que los electrodos y las sustancias que se electrolizan no pueden ser regeneradas mediante procesos reversibles
Dentro de las pilas primarias tenemos:
- Pilas Galvánicas o de Volta
- Pila de Daniell
- Pila seca o de Leclanché
- Pilas solares
- Pilas de combustible
- Pilas electrolíticas
a) Pilas Galvánicas o de Volta:
Primer generador de corriente eléctrica continua fabricado hacia 1800 por el físico italiano Alessandro Volta. Consiste en un cilindro o pila formado por varios discos de metales diferentes, colocados alternativamente y separados por otros discos de cartón empapados en una disolución de agua salada. Un hilo metálico que une el último disco metálico con el primero conduce una corriente eléctrica.
Volta construyó la primera pila, según su propia descripción, preparando cierto número de discos de cobre y de zinc junto con discos de cartón empapados en una disolución de agua salada. Después apiló estos discos comenzando por cualquiera de los metálicos, por ejemplo uno de cobre, y sobre éste uno de zinc, sobre el cual colocó uno de los discos mojados y después uno de cobre, y así sucesivamente hasta formar una columna o pila. Al conectar unas tiras metálicas a ambos extremos consiguió obtener chispas.
En la pila de Volta se produce una reacción electroquímica en la que el cobre cede electrones a la disolución y el zinc los gana. Al mismo tiempo, el zinc se disuelve y se produce gas hidrógeno en la superficie del cobre, el hidrógeno producido en la reacción queda adherido a la superficie del cobre, haciendo disminuir rápidamente la intensidad de corriente. Este fenómeno recibe el nombre de polarización del electrodo y se evita con la utilización de una sustancia oxidante que reacciona con el hidrógeno formando agua y se denomina agente despolarizante.
b) Pila de Daniell
Debido al inconveniente de la rápida disminución de la intensidad de la pila de Volta, Daniell ideó una pila capaz de producir corriente eléctrica durante un tiempo respetable.
Está constituida por un electrodo de zinc sumergido en una disolución de sulfato de zinc y por un electrodo de cobre introducido en una disolución de sulfato de cobre (II). Ambas se hayan separadas por un vaso poroso donde se coloca el cobre y la disolución de sulfato de cobre (II), quedando el zinc y la disolución de sulfato de zinc en el interior del vaso, es así como el electrodo donde se produce la oxidación se llama ánodo y el que corresponde a la reducción cátodo, en el electrodo de zinc se produce espontáneamente la oxidación y en el electrodo de cobre la reducción.
El fenómeno se produce porque tiene lugar una reacción de oxidación-reducción en recipientes separados.
Los electrones que se transfieren viajan por el circuito exterior dando lugar a una corriente eléctrica y la reacción global que tiene lugar es:
Zn(s) + Cu+2 (aq)------->Zn+2 (aq) + Cu(s)
c) Pila seca o de Leclanché:
La pila primaria más común es la pila Leclanché o pila seca, inventada por el químico francés Georges Leclanché en la década de 1860. La pila seca que se utiliza hoy es muy similar al invento original. El electrolito es una pasta consistente en una mezcla de cloruro de amonio y cloruro de cinc. El electrodo negativo es de cinc, igual que el recipiente de la pila, y el electrodo positivo es una varilla de carbono rodeada por una mezcla de carbono y dióxido de manganeso. Esta pila produce una fuerza electromotriz de unos 1,5 voltios.
Las pilas de petaca están constituidas por 3 pilas Leclanché conectadas en series que producen una fuerza electromotriz de 4,5 voltios.
Las pilas secas alcalinas son de diversos tipos:
La pila seca zinc manganeso está constituida por 2 electrodos, uno de zinc y otro de MnO2, en medio alcalino y permite mayor diferencia de potencial y duración que la pila Leclanché.
La pila seca alcalina Zn-HgO se utiliza como pila de referencia, ya que su potencial se mantiene constante durante largos períodos de tiempo siempre que se trabaje con bajas intensidades.
La pila seca alcalina Cd-HgO presenta la ventaja adicional de que sus electrodos tan sólo reaccionan al descargarse, por lo que su duración es excepcionalmente larga. Cuando no e utiliza puede llegar a durar hasta 10 años.
d) Pilas solares:
Las pilas solares producen electricidad por un proceso de conversión fotoeléctrica. La fuente de electricidad es una sustancia semiconductora fotosensible, como un cristal de silicio al que se le han añadido impurezas. Cuando la luz incide contra el cristal, los electrones se liberan de la superficie de éste y se dirigen a la superficie opuesta. Allí se recogen como corriente eléctrica. Las pilas solares tienen una vida muy larga y se utilizan sobre todo en los aviones, como fuente de electricidad para el equipo de a bordo.
e) Pilas de combustible:
Mecanismo electroquímico en el cual la energía de una reacción química se convierte directamente en electricidad. A diferencia de la pila eléctrica o batería, una pila de combustible no se acaba ni necesita ser recargada; funciona mientras el combustible y el oxidante le sean suministrados desde fuera de la pila.
Una pila de combustible consiste en un ánodo en el que se inyecta el combustible (comúnmente hidrógeno, amoníaco o hidracina) y un cátodo en el que se introduce un oxidante (normalmente aire u oxígeno). Los dos electrodos de una pila de combustible están separados por un electrolito iónico conductor. En el caso de una pila de combustible de hidrógeno-oxígeno con un electrolito de hidróxido de metal alcalino, la reacción del ánodo es 2H2 + 4OH- → 4H 2O + 4e- y la reacción del cátodo es O2 + 2H2O + 4e- → 4OH-. Los electrones generados en el ánodo se mueven por un circuito externo que contiene la carga y pasan al cátodo. Los iones OH- generados en el cátodo son conducidos por el electrólito al ánodo, donde se combinan con el hidrógeno y forman agua. El voltaje de la pila de combustible en este caso es de unos 1,2 V pero disminuye conforme aumenta la carga. El agua producida en el ánodo debe ser extraída continuamente para evitar que inunde la pila. Las pilas de combustible de hidrógeno-oxígeno que utilizan membranas de intercambio iónico o electrólitos de ácido fosfórico fueron utilizadas en los programas espaciales Gemini y Apolo respectivamente. Las de ácido fosfórico tienen un uso limitado en las instalaciones eléctricas generadoras de energía.
Actualmente se están desarrollando las pilas de combustible con electrólitos de carbonato fundido. El electrolito es sólido a temperatura ambiente, pero a la temperatura de operación (
También se están desarrollando pilas de combustible que emplean dióxido de circonio sólido como electrólito. Estas pilas se llaman pilas de combustible de óxido sólido. El dióxido de circonio se convierte en un conductor iónico a unos
La temperatura relativamente elevada de operación de las pilas de combustible de carbonato fundido y óxido sólido facilitan la eliminación en forma de vapor del agua producida por la reacción. En las pilas de combustible de baja temperatura se deben tomar medidas para eliminar el agua líquida de la cámara del ánodo.
f) Pilas electrolíticas
En las pilas electrolíticas se requiere de una fuente externa de electricidad para producir una reacción química que no ocurre espontáneamente como en las pilas galvánicas. Si la reacción que ocurre espontáneamente en una pila galvánica es reversible, ésta se puede convertir en una pila electrolítica. Siendo para ello necesario introducir una fuente de energía eléctrica externa, que permita forzar a los electrones a circular en la dirección opuesta a través de un conductor externo.
ACUMULADORES
Llamadas también pilas secundarias, ya que el proceso de transformación de energía química en energía eléctrica es reversible. Una pila secundaria puede recargarse y utilizarse de nuevo. El acumulador más empleado es el de plomo. Éste consta de los siguientes elementos:
a) Un ánodo formado por una serie de placas de plomo.
b) Un cátodo constituido por una serie de placas de plomo recubiertas de PbO2.
c) Un líquido electrolítico que es una disolución de ácido sulfúrico donde se hayan sumergidos lo electrodos.
Acumulador de plomo
Las reacciones que se producen en el acumulador de plomo son las siguientes:
Oxidación (ánodo):
Pb + HSO4- -------->H+ + 2e- Eº = 0,295 V
Reducción (cátodo):
PbO2 + HSO4- + 3H+ + 2e- ------->PbSO4 + 2H2O Eº= 1,625 V
Reacción Global:
Pb + PbO2 + 2H+ + 2HSO4- <_-_-_-_-_-_-_> 2PbSO4 + 2H2O Eº= 1,920 V
Las reacciones anteriores son todas ellas reversibles. De izquierda a derecha son de descarga y en ellas se producen consumo de ácido sulfúrico y formación de PbSO4. Por este motivo disminuye la densidad del ácido sulfúrico y, por tanto, midiendo ésta se puede saber si el acumulador está cargado o no lo está. Para cargar el acumulador se aplica a los electrodos una diferencia de potencial superior a la descarga, regenerándose los electrodos y el ácido sulfúrico, volviendo a ser útil. La cantidad de electricidad que puede suministrar un acumulador en la descarga recibe el nombre de capacidad de un acumulador. Tal como se acaba de indicar, con un acumulador se obtiene 2 voltios.
Una de las principales aplicaciones de los acumuladores la constituye la industria automovilística. En los automóviles la corriente de carga la suministra la dinamo. El principal inconveniente que presenta el acumulador de plomo es su elevado peso. Por este motivo se intenta sustituir por otros acumuladores más ligero como los de hierro-níquel y níquel-cadmio.
El acumulador de hierro-níquel está constituido por un ánodo que es una parrilla de acero al níquel recubierta de hierro finamente dividido y por un cátodo que es la misma parrilla, pero recubierta de óxido e hidróxido de níquel. Como líquido electrolítico se utiliza una disolución de hidróxido de potasio.
El acumulador de níquel-cadmio es todavía más ligero. El hierro se ha sustituido por el cadmio, que tiene mayor duración, aunque su costo es más elevado. Como líquido electrolítico se emplea un medio alcalino y como electrodos se utiliza un ánodo de cadmio y un cátodo de níquel. Otra ventaja de este acumulador respecto del acumulador de plomo es que su fuerza electromotriz permanece constante con el uso, a causa de que los iones OH- son eliminados en el transcurso de la reacción.
DIFERENCIA ENTRE PILA Y ACUMULADOR
|
| Pila | Acumulador |
| Clasificación | Pila primaria | Pila secundaria |
| Características del producto químico | El producto químico no puede volver a su forma original una vez que la energía química se ha transformado en energía eléctrica.
| El producto químico que al reaccionar en los electrodos produce energía eléctrica, puede ser reconstituido pasando una corriente eléctrica a través de él en sentido opuesto a la operación normal de la pila. |
| Posibilidad de recarga | No se puede recargar | Es Recargable |
CORROSION Y ANTICORROSIVOS
Se conoce como corrosión como la destrucción de un metal como consecuencia de las reacciones químicas que producen los componentes del medio ambiente que rodean al metal. Estas reacciones son redox y, por consiguiente, son procesos electroquímicos.
Cuando los metales se exponen al aire, al agua dulce o agua salada se corroen; esto puede explicarse corrientemente por la teoría electroquímica. El proceso origina siempre pilas primarias minúsculas.
El ejemplo más familiar de corrosión es la oxidación del hierro, que consiste en una compleja reacción química en la que el hierro se combina con oxígeno y agua para formar óxido de hierro hidratado. Este óxido, conocido como orín o herrumbre, es un sólido que mantiene la misma forma general que el metal del que se ha formado, pero con un aspecto poroso, algo más voluminoso, y relativamente débil y quebradizo.
Algunos metales como el aluminio, aunque son muy activos químicamente, no suelen sufrir corrosión en condiciones atmosféricas normales. Generalmente el aluminio se corroe con facilidad, formando en la superficie del metal una fina capa continua y transparente que lo protege de una corrosión acelerada. El plomo y el cinc, aunque son menos activos que el aluminio, están protegidos por una película semejante de óxido. El cobre, comparativamente inactivo, se corroe lentamente con el agua y el aire en presencia de ácidos débiles como la disolución de dióxido de carbono en agua (que posee propiedades ácidas), produciendo carbonato de cobre básico, verde y poroso. Los productos de corrosión verdes, conocidos como cardenillo o pátina, aparecen en aleaciones de cobre como el bronce y el latón, o en el cobre puro, y se aprecian con frecuencia en estatuas y techos ornamentales.
Los metales llamados nobles son tan inactivos químicamente que no sufren corrosión atmosférica. Entre ellos se encuentran el oro, la plata y el platino. La combinación de agua, aire y sulfuro de hidrógeno afecta a la plata, pero la cantidad de sulfuro de hidrógeno normalmente presente en la atmósfera es tan escasa que el grado de corrosión es insignificante, apareciendo únicamente un ennegrecimiento causado por la formación de sulfuro de plata. Este fenómeno puede apreciarse en las joyas antiguas y en las cuberterías de plata.
La corrosión en los metales supone un problema mayor que en otros materiales. El vidrio se corroe con soluciones altamente alcalinas, y el hormigón con aguas ricas en sulfatos. La resistencia a la corrosión del vidrio y del hormigón puede incrementarse mediante cambios en su composición.
Un material anticorrosivo es un material que sirve para proteger una superficie de un proceso de degradación llamado corrosión.
Siguiendo con el ejemplo anterior se puede decir que hay tres métodos para evitar la oxidación del hierro:
- Mediante aleaciones del hierro que lo convierten en químicamente resistente a la corrosión;
- Impregnándolo con materiales que reaccionen a las sustancias corrosivas más fácilmente que el hierro, quedando éste protegido al consumirse aquellas
- Recubriéndolo con una capa impermeable que impida el contacto con el aire y el agua.
El método de la aleación es el más satisfactorio pero también el más caro. Un buen ejemplo de ello es el acero inoxidable, una aleación de hierro con cromo o con níquel y cromo. Esta aleación está totalmente a prueba de oxidación e incluso resiste la acción de productos químicos corrosivos como el ácido nítrico concentrado y caliente.
El segundo método, la protección con metales activos, es igualmente satisfactorio pero también costoso. El ejemplo más frecuente es el hierro galvanizado que consiste en hierro cubierto con cinc. En presencia de soluciones corrosivas se establece un potencial eléctrico entre el hierro y el cinc, que disuelve éste y protege al hierro mientras dure el cinc.
El tercer método, la protección de la superficie con una capa impermeable, es el más barato y por ello el más común. Este método es válido mientras no aparezcan grietas en la capa exterior, en cuyo caso la oxidación se produce como si no existiera dicha capa. Si la capa protectora es un metal inactivo, como el cromo o el estaño, se establece un potencial eléctrico que protege la capa, pero que provoca la oxidación acelerada del hierro. Los recubrimientos más apreciados son los esmaltes horneados, y los menos costosos son las pinturas de minio de plomo.
Otro método para evitar la corrosión de grandes depósitos de agua implica el uso de corriente eléctrica. Se suspenden varios ánodos de acero limpio en el depósito, que actúa entonces de cátodo, haciendo pasar por el sistema una corriente pequeña y constante; las sales del agua bastan para hacerla suficientemente conductoras. El depósito de hierro queda así expuesto a condiciones reductoras y a un leve desprendimiento de hidrógeno. Este método es conocido como protección catódica, ha resultado más económico que raspar, limpiar y volver a pintar periódicamente grandes depósitos de agua.
PROCESOS ELECTROLITICOS
La electrólisis consiste en la descomposición química de una sustancia por medio de la electricidad (electro = electricidad y lisis = destrucción).
El paso de la corriente eléctrica as través de un electrólito (en disolución o fundido), por ejemplo, NaCl fundido, nos demuestra que en el cátodo o polo negativo el catión sodio (Na+) se reduce a Na0 por ganancia, en cambio en el ánodo o polo positivo los aniones cloruro (Cl-) entregan sus electrones oxidándose a Cl2 (gaseoso).
En resumen, el proceso de electrólisis se caracteriza porque:
a) Es un fenómeno redox no espontáneo producido por una corriente eléctrica
b) La reducción se lleva a efecto en el polo negativo o cátodo y la oxidación en el ánodo o polo positivo.
El proceso electrolítico se realiza debido a que, la corriente eléctrica circula desde el cátodo hacia el ánodo, siempre que entre ellos esté presente una sustancia conductora (electrólito)
En algunas electrólisis, si el valor de la diferencia de potencial aplicada están sólo ligeramente mayor que el calculado teóricamente, la reacción es lenta o no se produce, por lo que resulta necesario aumentar el potencial aplicado. Este fenómeno se da, sobre todo, cuando en algunos e los electrodos se produce algún desprendimiento gaseoso. El potencial añadido en exceso en estos casos recibe el nombre de sobretensión.
La cantidad de producto que se forma durante una electrólisis depende de los 2 factores siguientes:
a) De la cantidad de electricidad que circula a través de la pila electrolítica.
b) De la masa equivalente de la sustancia que forma el electrólito.
La cantidad de electricidad que circula por una cuba electrolítica puede determinarse hallando el producto de la intensidad de la corriente, expresada en amperios por el tiempo transcurrido, expresado en segundos. Es decir, Q (culombios) = I · t.
Tras efectuar múltiples determinaciones, Faraday enunció las 2 leyes que rigen la electrólisis y que son las siguientes:
a) Primera Ley de Faraday: La cantidad de sustancias que se depositan (o altera su número de oxidación) en un electrodo, es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por el sistema.
Lo anterior significa que a mayor Faraday mayor cantidad de sustancia depositada. Así, por ejemplo, para libera
Se denomina equivalente electroquímico de una sustancia a la masa en gramos de dicha sustancia depositada por el paso de un culombio.
De a cuerdo con esta definición podemos escribir la expresión:
m =___PIt___
n · 96500
Donde:
m : masa en gramos que se ha depositado
P : peso atómico del elemento
n : número de electrones intercambiados
I : intensidad de la corriente expresada en amperios
t : tiempo en segundos
96500 : factor de equivalencia entre el Faraday y el culombio, ya que
b) Segunda Ley de Faraday: La cantidad de diferentes sustancias depositadas o disueltas por una misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a sus respectivos pesos equivalentes.
Por ejemplo, si la corriente eléctrica se hace pasar por una serie de celdas electrolíticas que contienen distintas sustancias, la cantidad de electricidad que circula a través de cada electrodo es la misma y las cantidades de elementos liberados son proporcionales a sus respectivos pesos equivalentes.
Como la cantidad de electricidad en Coulomb es igual al producto de la intensidad de la corriente I en ampere por el tiempo t en segundos que ha pasado la corriente, combinando las dos leyes resulta que la masa m de material depositado o disuelto en cada electrodo será igual a lo siguiente:
m =___ItA___
Fn
Donde:
I: ampere.
t: tiempo en segundos.
A: peso atómico.
F: Faraday.
n: valencia.
Significado del número de Avogadro en la electrólisis:
La carga del electrón es 1.602x10-19 coulomb absolutos de electricidad. De aquí 96500/1.602x10-19= 6.02x1023 que es el número de electrones en 1 Faraday. En otras palabras, 1 Faraday de electricidad está asociado con un número de Avogadro de partículas de carga unitaria, correspondiente a la carga de un equivalente-gramo de sustancia, que serán electrones que les falta si se trata de cationes o de electrones que les sobre en cada caso de aniones.
Un Faraday es un número de Avogadro de electrones, de la misma manera que 1 mol es número de Avogadro de moléculas. La determinación experimental del valor del Faraday y la carga del electrón, proporcionó uno de los mejores métodos para determinar el Número de Avogadro.
Aplicaciones de la electrólisis:
La separación de los elementos de los electrólitos (disueltos o fundidos) se utiliza industrialmente para obtener gases puros como el hidrógeno y el oxígeno y obtener metales refinados como el hierro, cobre, aluminio, magnesio, potasio, etc.
Otra aplicación importante se encuentra en la galvanoplastia y galvanostegia:
a) La galvanoplastia: Consiste en obtener copias metálicas de algunos objetos, con huecos y relieves. Entre los productos que se pueden citar para esta técnica podríamos señalar lozas y porcelanas.
b) La galvanostegia: Consiste en recubrir los metales de una capa metálica resistente para darles un mejor aspecto o para aumentar su duración y resistencia a la corrosión. Entre las aplicaciones podemos citar el galvanizado (cincado), cobreado, latonado, plateado, dorado, etc.
El cobre electrolítico consiste en una placa de cobre catódico, en donde los iones Cu++ de una solución se han reducido y adherido al cátodo de una celda electrolítica. La semirreacción del cobre catódico es:
Cu++ + 2e- (cátodo)---> Cu0
Galvanizado: Técnica electrolítica que se realiza con el fin de cubrir metales con una capa de cinc. Por ejemplo, las planchas para techados de construcciones.
Cobreado: Técnica que se emplea para recubrir de cobre algunos objetos (se utiliza CuSo4 como electrólito). El siguiente esquema ilustra un sistema de cobreado de una cuchara:
Cobre electrolítico: el proceso de obtención del cobre electrolítico es una derivación de la técnica de cobreado.
Afinación del cobre: Los ánodos de cobre en bruto se suspenden en un baño de sulfato cúprico acidulado con ácido sulfúrico. Los cátodos son láminas delgadas de cobre puro recubierto de grafito, para que el metal depositado por la corriente eléctrica pueda separarse después fácilmente; las láminas se suspenden alternativamente con los ánodos en el mismo baño. Cuando pasa la corriente, los iones cobre se descargan en el cátodo, que va engrosando gradualmente por el metal puro adherido, a la vez que en el ánodo se disuelve una cantidad equivalente de cobre, formando iones cúpricos. Si las impurezas del cobre son de elementos mas activos, situados encima de él en la serie electromotriz de los metales, pasan a la disolución y quedan en ella. Si están por debajo del cobre en dicha serie, no se disuelven, y caen al fondo del as cubas, debajo de los ánodos, como barro anódico, del que se recuperan el oro, la plata y el platino, muchas veces en cantidades suficientes para pagar el proceso de afinación.
Algunos ejemplos de electrólisis:
1. Electrólisis del Cloruro de Sodio fundido.
2. Electrólisis de una solución acuosa de Cloruro de Sodio.
3. Electrólisis de una solución acuosa de ácido sulfúrico.
Electrólisis de soluciones en agua
a) Si el catión en un metal muy activo, como los del grupo alcalino (Na, K, Li, Cs), no se deposita el catón durante la electrólisis y se libera hidrógeno en el cátodo (caso del Cloruro de Sodio)
b) Si el catión es un metal como cobre, plata, oro, platino, aceptará electrones en el cátodo y se depositará como metal libre.
c) Si el anión tiene sólo una atracción débil por los electrones: F, Cl, Br, I, los iones pierden sus eletrones en el {ánodo como elementos libres (caso del Cloruro de Sodio).
d) Los aniones que tiene una atracción fuerte por los electrones, como el SO-2 y NO-, no pierden sus electrones en el ánodo, y se libera oxígeno como consecuencia de la reacción del agua (caso del ácido sulfúrico)
Procesos industriales de electrólisis
La industria moderna no podría funcionar como lo hace hoy en día sin las reacciones de electrólisis. Muchos elementos se producen casi exclusivamente por electrólisis, por ejemplo, el aluminio, el magnesio, el cloro y el flúor. Entre los compuestos químicos producidos por electrólisis están el NaOH, K2Cr2O7, KMnO4, Na2S2O8 y gran número de compuestos orgánicos.
Afino electrolítico
El afino electrolítico de metales, implica el depósito de metal puro en un cátodo, a partir de una disolución conteniendo el ión metálico. El cobre que se obtiene por tostación de sus minerales tiene bastante pureza para algunas aplicaciones como tuberías, pero no las suficientes para aplicaciones que requieren una gran conductividad eléctrica. Para estas últimas hace falta cobre con una pureza superior al 99,5%.
Se toma como ánodo un trozo de cobre impuro y como cátodo una lámina delgada de cobre metálico puro. Durante la electrólisis el Cu2+ producido en el ánodo se desplaza a través de una disolución de ácido sulfúrico y sulfato de cobre hasta el cátodo, donde se reduce a Cu(s). el cátodo de cobre puro aumenta su tamaño, mientras que el trozo de cobre impuro se consume.
Depósito electrolítico
En el depósito o baño electrolítico se deposita un baño de un metal sobre otro metal por electrólisis. Este procedimiento se lleva a cabo por motivos decorativos o para proteger de la corrosión al segundo metal. Los cubiertos de baño de plata por ejemplo, consisten en una base de hierro con un recubrimiento fino de plata metálica. En un proceso de depósito electrolítico el objeto a bañar constituye el cátodo de la célula electroquímica. El electrólito contiene iones del metal que constituyen el baño. Estos iones son atraídos hacia el cátodo, donde se reducen a átomos metálicos.
El electrólito suele ser sulfato de cobre en el caso de un baño de cobre y K(Ag(CN)2)(aq) en el caso de un baño de plata. La concentración de ión plata libre en una disolución del ión complejo [Ag(CN)2] (aq) es muy pequeña y el baño electrolítico en estas condiciones proporciona un depósito del metal microcristalino y muy adherente. El cromado o baño de cromo es muy útil por su resistencia a la corrosión, así como por su belleza con fines decorativos. El acero puede cromarse mediante una disolución acuosa de CrO3 y H2SO4. Sin embargo, el baño obtenido es fino, poroso y tiende a resquebrajarse. En la práctica primero se baña el hacer con una capa fina de cobre o níquel y después se aplica el baño de cromo. Las piezas de maquinarias pueden hacerse resistentes al agua mediante un baño de cromo o cadmio. Algunos plásticos también pueden bañarse, primero debe hacerse conductor al plástico recubriéndolo con polvo de grafito. El proceso de reposo electrolíticos de cobre sobre plásticos ha sido importante para mejorar la calidad de algunos circuitos microelectrónicas. Los baños electrolíticos se utilizan, en el sentido literal del término, para hacer dinero. La moneda americana de un centavo actual, sino que se hace bañando con cobre un núcleo central de zinc y a continuación se graba esta pieza con baño de cobre.
Electrosíntesis
La electrosíntesis es un procedimiento para producir sustancias por medio de reacciones de electrólisis. Resulta útil para algunas síntesis que requieren un control cuidadoso de las condiciones de reacción. El dióxido de manganeso se presenta en la naturaleza en forma pirolusita, pero el pequeño tamaño de los cristales y las imperfecciones de la red hacen que este material no sea adecuado para algunas aplicaciones modernas, como las baterías alcalinas. La electrosíntesis de MnO2 se lleva a cabo en una disolución de MnSO4 en H2SO4 (aq). El MnO2(s) puro se forma por oxidación del Mn2+ sobre un electrodo inerte (como el grafito). La reacción catódica es la reducción de H+ a H2(g) y la reacción global es:
Mn2+ (aq) + 2H2O(l) --------> MnO2(s) + 2H+(aq) + H2(g)
Electrólisis de una disolución acuosa de cloruro de sodio: proceso cloro-sosa
Reacción global:
2Cl (aq) + 2H2O(l) ---------> 2OH-(aq) + H2(g) + Cl2(g) Eº= -2,19 V
Cuando esta electrólisis se lleva a cabo a escala industrial se la denomina proceso cloro-sosa atendiendo a los nombre de los productos principales cloro y la sosa NaOH (aq). El proceso cloro-sosa es uno de los procesos electrolíticos más importantes.
Galvanotecnia
Proceso electroquímico por el cual se deposita una capa fina de metal sobre una base generalmente metálica. Los objetos se galvanizan para evitar la corrosión, para obtener una superficie dura o un acabado atractivo, para purificar metales (como en la refinación electrolítica del cobre), para separar metales para el análisis cuantitativo o como es el caso de la electrotipia, para reproducir un molde. Los metales que se utilizan normalmente en galvanotecnia son: cadmio, cromo, cobre, oro, níquel, plata y estaño. Las cuberterías plateadas, los accesorios cromados de automóvil y los recipientes de comida estañados son productos típicos de galvanotecnia.
En este proceso, el objeto que va a ser cubierto se coloca en una disolución (baño) de una sal del metal recubridor, y se conecta a un terminal negativo de una fuente de electricidad externa. Otro conductor, compuesto a menudo por el metal recubridor, se conecta al terminal positivo de la fuente de electricidad. Para el proceso es necesaria una corriente continua de bajo voltaje, normalmente de
Para asegurar una cohesión estrecha entre el objeto a ser recubierto y el material recubridor, hay que limpiar el objeto a fondo, ya sea sumergiéndolo en una disolución ácida o cáustica, o bien utilizándolo como ánodo en un baño limpiador durante un instante. Para eliminar irregularidades en las depresiones de la placa y asegurar que la textura de su superficie es de buena calidad y propicia para el refinado, hay que controlar cuidadosamente la densidad de la intensidad de corriente (amperios por metro cuadrado de superficie de cátodo) y la temperatura. Con frecuencia se añaden al baño ciertos coloides o compuestos especiales para mejorar la uniformidad de la superficie de la placa.
Algunos metales, en concreto el cromo, tienen poco poder desprendedor, es decir, tienden a recubrir excesivamente las protuberancias y dejan las grietas del ánodo completamente desnudas.
USO DE REACCIONES REDOX EN LA MEDICINA
Gracias a las pilas y acumuladores se puede generar electricidad, que al aplicarse dentro del campo de la medicina se obtiene múltiples beneficios para el paciente, en el tratamiento de enfermedades o molestias.
Electroterapia:
Es el empleo de diversas formas de electricidad en el tratamiento de las enfermedades. Se utiliza también en el diagnóstico de ciertas afecciones nerviosas y musculares. Las formas de electricidad que se utilizan en medicina son: corriente galvánica, corriente sinusoidal, corriente Faradica, electricidad estática, corriente de altas frecuencias, entre otras. La electroquímica incluye la corriente galvánica
Corriente galvánica:
Corriente continua, producida por pilas, baterías de acumuladores, dínamos o ciertos rectificadores perfeccionados. Hay un polo positivo y otro negativo, con efectos distintos, y cuyo conocimiento permite al médico indicar en cada caso la forma más adecuada de aplicación.
La corriente galvánica se utiliza en ciertas afecciones de los nervios y músculos, y también para la llamada ionización o iontoforesis. Esta última consiste en hacer penetrar, a través de la piel o las mucosas, ciertos medicamentos por medio de la corriente eléctrica. Se han utilizado con este fin muy diversas sustancias: sales de cobre y de zinc para obtener efecto cáustico, salicilatos para el efecto antirreumático, acónito como calmante del dolor en ciertas neuralgias rebeldes, histaminas o mecholil en ciertas neuritis y fibrositis y muchas otras sustancias. También se utiliza la corriente galvánica para depilación permanente. La corriente galvánica interrumpida se ha utilizado para obtener contracciones de los músculos
Electroshock
La técnica de la electroshockterapia consiste en aplicar 2 o más electrodos a ambos lados de la cabeza y hacer pasar a través del encéfalo una corriente eléctrica de intensidad determinada. Se usa en el tratamiento de enfermedades mentales. El empleo del shock eléctrico para provocar la pérdida del conocimiento, ha dado espectaculares resultados en algunos pacientes, particularmente en los afectados de grave depresión, agitación, depresión asociado a la menopausia y estados catatónicos de esquizofrenia.
Electrocardiógrafo
Aparato o instrumento que registra la corriente eléctrica generada por los latidos del corazón. Dos conductores acoplados a ambos brazos y la pierna izquierda lleva la corriente al aparato donde queda registrada fotográficamente en forma de ondas, cuyo conjunto recibe el nombre de cardiograma. En el reconocimiento se obtienen varios de estos registros: uno aplicando los conductores a ambos brazos, otro aplicándolos a la pierna izquierda y brazo derecho, y un tercero aplicándolos a la pierna y brazo izquierdos. Aun se obtiene a menudo un cuarto cardiograma conectando el aparato con la pierna izquierda y la parte superior del corazón. Los cuatro registros, aunque no idénticos se asemejan entre sí.
El electrocardiógrafo es sumamente útil como elemento de diagnóstico y de inestimable valor en el estudio del corazón y de muchas enfermedades como la fiebre reumática. Por último, ayuda a establecer un diagnóstico en presuntos casos de trombosis coronaria, seria en enfermedad que se produce al quedar bloqueados por algún coagulo los vasos que irrigan el corazón con deterioro cardíaco, alteración del ritmo de los latidos y otras irregularidades circulatorias
Corazón artificial
Desde la década de 1950 se han desarrollado progresivamente los corazones artificiales. En 1966 se implantó con éxito por primera vez una bomba auxiliar de propulsión como una medida transitoria, y al menos un dispositivo de este tipo se mantuvo activo durante varios años. En 1969 se implantó el primer corazón artificial en un ser humano, de nuevo como medida temporal. El primer corazón artificial permanente, diseñado por Robert Jarvik, fue implantado en
El nuevo corazón artificial ha sido desarrollado por la compañía Abiomed, especializada en complementos cardiovasculares. El artefacto, conocido como AbioCor, es una especie de bomba eléctrica de un kilo de peso elaborada con titanio y plástico.
A diferencia del Jarvic-7, el nuevo corazón artificial sólo necesita para su puesta en marcha una batería del tamaño de una cinta de vídeo que el paciente llevará enganchada a la cintura. La energía transmitida por esta batería pasa por la piel hasta un mecanismo de control con una batería de emergencia.
Como si de un corazón real se tratara, el aparato consta de dos ventrículos o cámaras de bombeo. Una se encarga de mandar la sangre venosa a los pulmones para que allí recoja oxígeno, y la otra de soltar dicha sangre, ya oxigenada, al resto del cuerpo, a través de las arterias.
El dispositivo está diseñado para permitir al paciente seguir una vida productiva, aunque sea por un plazo muy limitado, y se considera un salto tecnológico respecto de los corazones mecánicos anteriores.
La meta de los experimentos con este corazón artificial es duplicar la vida de estos pacientes a 60 días. Sin embargo, los médicos esperan que con el tiempo se convierta en una alternativa más viable para las miles de personas que sufren enfermedades cardiacas.
Marcapasos
Un marcapasos cardíaco es un aparato pequeño que ayuda a que el corazón lata uniformemente. Existen células especiales dentro del corazón que emiten impulsos eléctricos a los músculos del corazón para que este lata. Estas células se denominan células marcapasos. Si algo impide que las células marcapasos ejecuten su función, el corazón no puede latir normalmente. Los médicos pueden colocar un marcapasos artificial compuesto de electrodos (alambres delgados flexibles) y un generador (baterías).
• Los electrodos pueden ser colocados en un vaso sanguíneo del pecho o cuello, para luego ser ubicados dentro del corazón, o el electrodo puede colocarse a través de una incisión (corte) en el pecho y unirse a la superficie externa del corazón.
• Un generador para el marcapasos va conectado al electrodo. El generador es la batería proveedora de la energía y el "cerebro" del marcapasos. Un generador puede durar de
El marcapasos puede ser necesario, si el corazón palpita, muy rápido o muy despacio. Éste órgano puede presentar palpitaciones anormales antes o después de una cirugía del corazón, el marcapasos es necesario para ayudar a su corazón mientras está sanando. El marcapasos también puede ser necesario para saber si existe un problema con el latido del corazón y arreglarlo.
Existen distintas clases de marcapasos. Uno de ellos envía un impulso al corazón para que lata a un ritmo que ha determinado y ordenado su médico. Este se denomina marcapasos de ritmo fijo. Otra clase, es el que envía el impulso cuando el corazón no lo envía por si mismo. Este se denomina marcapasos por demanda y no interfiere cuando su corazón late por si mismo. Tanto el marcapasos de ritmo fijo, como el de por demanda, pueden ser permanentes (a largo plazo) o provisionales (corto tiempo).
• Un marcapasos permanente, a largo plazo, tiene los electrodos dentro del pecho. Los electrodos van unidos al generador en una caja metálica muy pequeña ubicada bajo la piel.
• Puede ser posible el uso de un marcapasos provisional, por poco tiempo. En este caso, los electrodos son colocados dentro de una vena del cuello o pecho. Los electrodos van conectados al generador dentro de una caja pequeña que tiene controles. Los controles permiten a los médicos programar el marcapasos o "decirle que hacer". El generador se lleva en un bolsillo que puede pegarse a un cinturón. Este tipo de marcapasos sólo puede usarse por períodos cortos de tiempo.
CONCLUSION
La pila desde su creación y posterior evolución ha sido significativa, debido a la producción de energía eléctrica que realiza, al igual que el acumulador, pero cabe destacar que este último resulta más cómodo a diferencia de la pila, ya que éste puede recargarse. Estos adelantos han provocado que el hombre busque procesos en los cuales aplicar energía eléctrica para fines industriales y automovilísticos.
Es así como la electrólisis y los procesos relacionados con ella, han permitido que el hombre la realice en técnicas como el galvanizado y el cobreado, con en el fin de que los productos provocados en esta reacción puedan emplearse en el diario vivir.
Al ser expuesto un metal al medio ambiente, éste 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, níquel y cromo, con el objeto de prolongar indefinidamente la duración del metal en el medio, un claro ejemplo de esto es el acero inoxidable, el cual está presente en la construcción de edificios y casas, utensilios de cocina, herramientas, etc.
Todos los procesos anteriores tiene en común que aplican las reacciones de oxido-reducción, que se han traducido en diversos adelantos en áreas como la construcción e industrias, así como también en la medicina, lo que ha permitido afrontar nuevas enfermedades con el uso de la corriente eléctrica a partir de energía química, pero al mismo tiempo también se ha podido diagnosticar enfermedades, con el fin de prevenir y estar alerta ante cualquier síntoma del paciente.
Gracias a científicos como Volta, Leclanché y Daniell las reacciones de oxido-reducción se han podido aplicar en diferentes ámbitos 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, baterías de motores, entre otros.
Finalmente se concluye que gracias a los aportes científicos y tecnológicos se ha permitido que estos avances vayan en beneficio de la humanidad.
BIBLIOGRAFIA Y LINKOGRAFIA
BIBLIOGRAFÍA
- Babor – Ibarz
Química General
Editorial Marín, quinta edición
- Morris Fishbein, M. D
Enciclopedia Familiar de
Editorial H.S. Stuttman
- Carlos Sanchéz Tapia
Apuntes de química II, cuarto año de enseñanza media
Editorial Salesiana
- Dr. Marcelo A. Hammerly
Nuevo Tratado Medico, Tomo II
Editorial Asociación Casa Editora Sudamericana
- Química, guía de apoyo al estudiante
Editorial Grupo Libro
- Enciclopedia Lumina XXI
Editorial Norma
- Enciclopedia Encarta 2005
LINKOGRAFIA
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