- Reconocer algunas aplicaciones de la electrolisis, la Importancia industrial y económica.
- Relacionar conceptos y procesos de corrosión y anticorrosivos.
MAPA CONCEPTUAL
1 INTRODUCCIÓN A LA ELECTROQUIMICA
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 electrolisis 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.
1.1 La electrolisis: consiste en la descomposición
química de una sustancia por medio de la electricidad (electro = electricidad y
lisis = destrucción).La electrolisis se puede define
como un proceso en el que el paso de la corriente eléctrica a través de una
disolución o a través de un electrolito fundido, da como resultado
- Es un fenómeno redox no espontáneo producido por una corriente eléctrica
- 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 sobre tensión.
La cantidad de producto que se forma durante una electrolisis 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.
1.3 Electrolisis del agua
La electrolisis del agua es la descomposición
de agua (H2O) en los gases oxígeno (O2) e hidrógeno (H2) por medio de una
corriente eléctrica a través del agua. Este proceso electrolítico se usa
raramente en aplicaciones industriales debido a que el hidrógeno puede ser
producido a menor costo por medio de combustibles fósiles. Una fuente de
energía eléctrica se conecta a dos electrodos, o dos platos (típicamente hechos
de algún metal inerte como el platino o el acero inoxidable), los cuales son
puestos en el agua.
Los electrodos son las superficies
sobre las que tienen lugar las semirreacciones redox. Generalmente son de
carácter inerte con respecto a los reactivos que se encuentran en la cuba
electrolítica. En los electrodos podemos distinguir un cátodo, y un ánodo, al
igual que ocurre en las pilas voltaico.
Ánodo: electrodo en el cual se produce la oxidación, éste va conectado al polo positivo de la fuente de corriente.
Cátodo: electrodo donde se produce la reducción, éste se conecta al polo negativo de la fuente de corriente
1.4 Las diferencias entre una pila y una cuba electrolítica
Pila
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Acumulador
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Clasificación
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Pila primaria
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Pila secundaria
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Características del producto químico
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El producto químico no puede volver a su forma original una vez que la energía química se ha transformado en energía eléctrica.
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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.
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Posibilidad de recarga
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No se puede recargar
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Es Recarga
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u http://quimicaredox.blogspot.com.co/2007/11/diferencia-entre-pila-y-acumulador.html
22.0 CORROSIÓN Y ANTICORROSIVOS
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| FIGURA # 2 CORROSIÓN Y ANTICORROSIVOS |
2.1 Corrosion: 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, produciendo
el consiguiente deterioro en sus propiedades tanto físicas como químicas. Las
características fundamentales de este fenómeno, es que sólo ocurre en presencia
de un electrólito, ocasionando regiones plenamente identificadas, llamadas
estas anódicas y catódicas: una reacción de oxidación es una reacción anódica,
en la cual los electrones son liberados dirigiéndose a otras regiones catódicas.
2.2 En la
región anódica : se producirá la disolución del metal (corrosión) y,
consecuentemente en la región catódica la inmunidad del metal. Los
enlaces metálicos tienden a convertirse en enlaces iónicos, los favorece que el
material puede en cierto momento transferir y recibir electrones, creando zonas
catódicas y zonas anódicas en su estructura. La velocidad a que un material se
corroe es lenta y continua todo dependiendo del ambiente donde se encuentre, a
medida que pasa el tiempo se va creando una capa fina de material en la
superficie, que van formándose inicialmente como manchas hasta que llegan a
aparecer imperfecciones en la superficie del metal.
Este
mecanismo que es analizado desde un punto de vista termodinámico
electroquímico, indica que el metal tiende a retornar al estado primitivo o de
mínima energía, siendo la corrosión por lo tanto la causante de grandes
perjuicios económicos en instalaciones enterradas. Por esta razón, es necesaria
la oportuna utilización de la técnica de protección catódica.
1 EJEMPLO
.Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio, a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas. b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq-1
a) Cu2+ + 2 e– Cu ; Al3+ + 3 e– Al Meq · I · t 63,5g/mol·4 A· 4200 s
m (Cu) =M eq · I · t 63,5g/mol·4 A· 4200 s m (Cu) == 5,53 g
96500 C/eq 2. 96500 C
M (AL) Meq · I · t (27,0·4 A· 4200 s m) = 1,57 g
96500 C/eq 3. 96500 C/eq
Con 2.96500 C se depositan ( 63,5) gramos de Cu
Con (4A. 4200 s) C se depositarán m (g)
Electrolisis problemas
VIDEOS EXPLICATIVOS
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Ejercicios-fyq.com.(2011). Electroquimica: y Electrolisis y cuba electrolitica. Recuperado de :http://ejercicios-fyq.com/?Electroquimica-Electrolisis-y-cuba.
Mendez, A. (2010). Electrólisis. Recuperado de:http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/electrolisis#ixzz3lGvacT00.
Iconomovich, F.(2012). Corrosion y Anticorrosivos. Recuperado de: http://www.taringa.net/post/ciencia-educacion/12790446/Corrosion-y-Anticorrosivos.html
VIDEOS EXPLICATIVOS
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Iconomovich, F.(2012). Corrosion y Anticorrosivos. Recuperado de: http://www.taringa.net/post/ciencia-educacion/12790446/Corrosion-y-Anticorrosivos.html
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