Clase digital 15. Celdas electrolíticas

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Celdas electrolíticas

Introducción

¡Hola!

¡Qué bueno es encontrarte nuevamente! Te doy la bienvenida a la clase digital 15 del curso Química Universitaria en la que estudiaremos las Generalidades de la Electroquímica, Leyes de Faraday de la Electrólisis y Celdas electrolíticas.

Revisaremos la importancia de las celdas electroquímicas en la vida diaria, cuál es su clasificación y ahondaremos en las leyes que fundamentan la operación del proceso electrolítico. En ambos tipos de celdas la energía eléctrica y la energía química tienen una función relevante como lo tienen las reacciones redox. La parte de la química que estudia estos dos tipos de energía es la electroquímica.

Hoy en día no podemos concebir un solo día sin electricidad y las celdas electroquímicas, o bien la producir de manera espontánea o bien la requiere para completar procesos que resultan de gran utilidad a nivel industrial en los procesos de manufactura metalmecánica y química. 

Expondremos conceptos y leyes de la electrólisis y posteriormente los aplicaremos en problemas, cuyo dominio se puede consolidar con más práctica de ejercicios, que complementaremos con material audiovisual esperando resulte de utilidad para tu aprendizaje.

Así que, ¡comencemos con nuestra clase!

Desarrollo del tema

Generalidades de la Electroquímica

Es la rama de la química que se encarga del estudio de la transformación de la energía eléctrica a energía química y viceversa (Kotz et al, 2005).

  • Esto ocurre gracias a que ocurren procesos electroquímicos o reacciones óxido-reducción (redox). Estas transformaciones pueden o no ser espontáneas como indicaremos en el desarrollo de este tema.
  • Es importante recordar lo que ocurre en estos cambios electroquímicos.
  • En la figura 1 se muestran estos procesos: oxidación y reducción que tienen que ver con la pérdida y ganancia de electrones (carga negativa) respectivamente.
Figura 1. Procesos electroquímicos: oxidación y reducción.

De acuerdo con Whitten et al. (2008):

  • Agente oxidante . Es la especie química que se reduce y propicia que otra sustancia se oxide.
  • Agente reductor. Es la especie química que se oxida y favorece la reducción de otra sustancia.
  • Los procesos redox. Son un par de semirreacciones de oxidación y reducción que ocurren de manera simultánea en semiceldas que a su vez contienen electrodos (ánodo y cátodo).
  • Ánodo . Es el electrodo donde ocurre la oxidación o pérdida de electrones.
  • Cátodo . Es el electrodo donde ocurre la reducción o ganancia de electrones que se pierden en el ánodo.
Figura 2. Clasificación de las celdas electroquímicas.
  • Clasificación de las celdas electrolíticas.  Se clasifican en celdas voltaicas o galvánicas y celdas electrolíticas. Ver figura 2. En esta clase nos enfocaremos en las celdas electrolíticas.

7.2. Leyes de Faraday de la Electrólisis

  • Ley de Faraday . Es una relación cuantitativa del proceso electrolítico que establece que la cantidad de producto formado en una semirreacción redox es proporcional a la cantidad de electricidad transferida al electrodo (Kotz, et al, 2005).
  • Esto significa que se requieren 2 moles de electrones para reducir un mol de iones Cu +2
  • Unidades eléctricas de la corriente eléctrica. Amperio (A)
  • Unidades eléctricas de la carga eléctrica. Coulomb (C)
  • Relación de unidades eléctricas: 1A = (1C) (1s)
La carga transferida al electrodo (q) corresponde a 1 mol de e-

7.3. Celdas electrolíticas

De acuerdo con Whitten et al (2008):

  • Celdas electrolíticas . Son sistemas que emplean energía eléctrica para producir cambios químicos, por tanto, son de naturaleza no espontánea.
  • Electrólisis. Es el proceso que se realiza cuando se lleva a cabo la disociación de los iones de un compuesto en solución cuando recibe una corriente eléctrica.
    • Aplicaciones de la electrólisis. En la vida diaria algunos ejemplos de aplicación del proceso electrolítico son:
    • Separación de un compuesto en sus elementos (como la obtención de metales de las ventas y la obtención de hidrógeno y oxígeno del agua).
    • Revestimiento metálico de autopartes y utensilios (cobre, plata, oro, cromo).
    • Joyería y artesanías metálicas.
Figura 3. Celda electrolítica.

A continuación, analizaremos algunos ejemplos de aplicación de las celdas electrolíticas.

Para mayor comprensión de la solución de problemas te invito a revisar el siguiente documento: Problemas_Resueltos_Clase_15

Ahora te invito a ver estos videos:

Finalmente te sugiero visitar este sitio donde encontrarás información para repasar lo que hemos estudiado: Electroquímica

Conclusión

Antes de dar por terminada la clase te comparto las ideas principales:

  • La electroquímica. Es la rama de la química que se encarga del estudio de la transformación de la energía eléctrica a energía química y viceversa. Esto ocurre gracias a que ocurren procesos electroquímicos o reacciones óxido-reducción (redox).
  • Oxidación es la pérdida de electrones y en la celda electrolítica ocurre en el ánodo.
  • Reducción es la ganancia de electrones y en la celda electrolítica ocurre en el cátodo.
  • Agente oxidante. Es la especie química que se reduce y propicia que otra sustancia se oxide.
  • Agente reductor. Es la especie química que se oxida y favorece la reducción de otra sustancia.
  • Celdas electrolíticas. Son sistemas que emplean energía eléctrica para producir cambios químicos, por tanto, son de naturaleza no espontánea.
  • Electrólisis. Es el proceso que se realiza cuando se lleva a cabo la disociación de los iones de un compuesto en solución cuando recibe una corriente eléctrica.
  • Aplicaciones de la electrólisis.

En la vida diaria algunos ejemplos de aplicación del proceso electrolítico son:

  • Separación de un compuesto en sus elementos (como la obtención de metales de las ventas y la obtención de hidrógeno y oxígeno del agua).
  • Revestimiento metálico de autopartes y utensilios (cobre, plata, oro, cromo).
  • Se utiliza para fabricar aluminio, magnesio y sodio.
  • Ley de Faraday. Es una relación cuantitativa del proceso electrolítico que establece que la cantidad de producto formado en una semirreacción redox es proporcional a la cantidad de electricidad transferida al electrodo.
  • 1F = I mol de e- = 96500
  • La carga transferida al electrodo (q) corresponde a 1 mol de e 
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  • Los recientes avances en la electroquímica mostraron nuevas técnicas para colocar capas de material sobre los electrodos, con la finalidad de aumentar su eficacia y resistencia. De tal forma que se ha descubierto que ciertos polímeros conducen la electricidad.

Has concluido la clase. ¡Muchas felicidades! Recuerda que estás por terminar este curso, que tu ánimo no decaiga continúa esforzándote. No olvides realizar la tarea asignada y mandarla como correspondencia. Te espero en la próxima sesión, ¡hasta pronto!

Fuentes de información

  • Chang, R. y Goldsby, KA (2017). Química. CD. de México. McGraw-Hill.
  • Whitten, K.W., Davis, R.E., Peck M.L. & Stanley G.G. (2008). Química. 
  • Cd. de México. CENGAGE Learning.
  • Kotz, JC, Treichel, PM y Weaver, GC (2005). Química y reactividad química.
  • CD. de México. Thomson Learning.