martes, 9 de noviembre de 2010

Integrantes del Equipo:
Apez González Habib Alejandro
Cruz García Jorge Tlacaelel
Navarrete Negrete José Alberto


Introducción
A principios del siglo XIX, Faraday, científico inglés que descubrió que las soluciones acuosas de ciertas sustancias conducían la corriente eléctrica, mientras que el agua pura y las soluciones de otras no la conducían.
Faraday llamo electrolitos a las sustancias cuyas soluciones acuosas conducen la corriente y no-electrolitos a las sustancias que no son descompuestas por la electricidad.
En 1830 Faraday comenzó sus experimentos para determinar los principios que relacionan la cantidad de material que se remueve o se deposita durante la electrolisis, entendiéndose que entre más tiempo se le aplique la corriente a la solución, mas grande es la cantidad de iones separados, mientras que la masa que se acumula en el electrodo debe ser igual a la masa atómica del mismo electrodo, pero inversamente proporcional en las valencias entre ion y electrodo.

Celda y Proceso Electrolítico

Electrolisis es el proceso donde se emplea una determinada cantidad de energía eléctrica haciéndola pasar a través de una sustancia en solución o fundida ocasionando en ella cambios químicos. La electrolisis se lleva a cabo en un dispositivo conocido como celda electrolítica.



 Figura (1.1)



Las celdas electrolíticas están constituidas por un recipiente; el cuál contiene al electrólito y debe ser de un material que no reaccione con éste, dos electrodos (uno funciona como cátodo y el otro como ánodo) quiénes permiten el paso de la corriente eléctrica. Una fuente de voltaje y un amperímetro.En la figura anterior se muestra el proceso electrolítico del cloruro de sodio (NaCI), ésta sustancia al encontrarse en forma líquida, las partículas que la forman se encuentran como iones.
Al fluir los electrones a través del electrólito, los cationes (Na+) son atraídos por el cátodo efectuándose una reacción de reducción. Es por ello que, al cátodo se le defina como el electrodo donde se lleva a cabo la reducción.
Al mismo tiempo, los aniones ( CI-) se dirigen hacia el ánodo, donde ocurre la oxidación. Al ánodo se le define como el electrodo donde ocurre la oxidación.




Reacción anódica (oxidación).







Las leyes que rigen los procesos electrolíticos fueron establecidas por Michael Faraday.
La primera de sus leyes dice así “La cantidad de una sustancia liberada o depositada en una celda electrolítica es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la solución”. Esto se puede representar matemáticamente de la siguiente forma:
m = e Q
Por ejemplo, la electrólisis de una solución de sulfato cúprico (CuSO4)







Cu2SO4 + H2O ® Cu++ + SO4= + H+ + HO-





Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, el ion cobre se mueve hacia el cátodo, adquiere dos electrones y se deposita en el electrodo como elemento cobre. El ion sulfato, al descargarse en el electrodo positivo, es inestable y se combina con el agua de la disolución formando ácido sulfúrico y oxígeno.
2Cu++ ® 2Cu ° - 4e-
2HO- ® O2 + 2H+ + 4e-
2Cu2SO4 + 2H2O ® 2Cu ° + 2H2SO4 + O2
Cuando circula más corriente (más coulombios) más cobre se deposita, pues más electrones han circulado permitiendo que más iones cobre (Cu++) se conviertan en elemento cobre (Cu°).

Donde:
m= masa (g).
E = equivalente electroquímico. (g/c).
Q = cantidad de corriente eléctrica.( c ).
Sabiendo que.

Al sustituir las igualdades anteriores en la primera ecuación, se obtienen lo siguiente:








Donde: m = masa (g).
PE = peso equivalente (g/eq).
I = Intensidad de corriente eléctrica (A).
t = tiempo. (s)
f = Faraday. ( c )




Ejemplo 1:




¿Cuánto tiempo tomara una corriente de 100 A para depositar 10g. De fierro, de una solución de FeCI2?








La segunda ley de Faraday establece que “ para una cantidad de electricidad, la masa de sustancia producida es proporcional a su peso equivalente o equivalente electroquímica”, y se representa con la ecuación:







Ejemplo 2:




Si una cantidad de electricidad deposita 1,952g de ión platínico ¿ Que cantidad de ion aurico se depositara por la reacción de la misma cantidad de electricidad?







Una celda electrolítica consta de un líquido conductor llamado electrolítico además de dos electrodos de composición similar. La celda como tal no sirve como fuente de energía eléctrica, pero puede conducir corriente desde una fuente externa denominada acción electrolítica. Se usa en electro deposición, electro formación, producción de gases y realización de muchos procedimientos industriales, un ejemplo es la refinación de metales. Si debido al flujo de la corriente loselectrodos se tornan desiguales, es posible que ocurra una acción voltaica.

Aplicaciones

La electrodeposición: Es un proceso electroquímico en el que se usa una corriente eléctrica para reducir cationes en una solución acuosa que los contiene para propiciar la precipitación de estos, que suelen ser metales, sobre un objeto conductivo que será el cátodo de la celda, creando un fino recubrimiento alrededor de este con el material reducido.
Su funcionamiento sería totalmente el contrario al de la celda galvánica, que utiliza una reacción redox para obtener una corriente eléctrica.
Esta técnica se utiliza para mejorar la resistencia a la abrasión de un objeto, proporcionarle propiedades anticorrosivas, mejorar su lubricidad o simplemente por cuestiones estéticas entre otras.
Resulta muy común el uso de la electrodeposición metálica en joyas elaboradas con metales baratos a los cuales se les da un revestimiento de una delgadísima película de oro, plata, etc. para aumentar su valor, mejorar su apariencia o para protegerlos de los efectos negativos del medio ambiente, principalmente el oxígeno que produce su pronta corrosión. Igualmente podemos observar que las tarjetas electrónicas por lo general vienen revestidas de una película de oro de algunos micrones, para mantener un buen contacto y conductividad con los dispositivos del circuito.
Las reacciones de corrosión son de naturaleza electroquímica, ya que implican  transferencia de electrones entre el metal que sufre el ataque (que actúa como dador electrónico o ánodo) y una segunda sustancia que recibe tales electrones, y que por tanto se reduce, actuando como oxidante en la reacción redox.
Muchas partes metálicas se protegen de la corrosión por electrodeposición, para producir una fina capa protectora de metal. En este proceso, la parte que va a ser recubierta constituye el cátodo de una celda electrolítica. El electrolito es una sal que contiene cationes del metal de recubrimiento. Se aplica una corriente continua por medio de una fuente de alimentación, tanto a la parte que va a ser recubierta como al otro electrodo. Un ejemplo de deposición en varias capas es la del cromado de los automóviles. En el cromado la electrodeposición consta de una capa inferior de cobre, una intermedia de níquel y una capa superior de cromo.

En una celda electrolítica se produce una reacción redox no espontánea suministrando energía eléctrica al sistema por medio de una batería o una fuente de alimentación. La batería actúa como una bomba de electrones, arrancándolos del ánodo y empujándolos al interior del cátodo. Dentro de la celda, para que se mantenga la electroneutralidad, debe ocurrir un proceso que consuma electrones en el cátodo y que los genere en el ánodo. Este proceso es una reacción redox.
En el cátodo tendrá lugar la reducción de un ion al aceptar éste los electrones remitidos desde el ánodo. Los iones positivos (cationes) se dirigirán al polo negativo, llamado cátodo. En el ánodo se generan electrones debido a la oxidación de un metal u otra sustancia. Los electrones son enviados al otro electrodo por la batería. El ánodo pierde por tanto, su carga negativa y por esa razón es el polo positivo.
Ejemplo: La electrodeposición de cobre
El metal sobre el que se va a producir el depósito de cobre se coloca como cátodo; en nuestro caso, un aro o una cucharilla de acero inoxidable. El electrolito es una disolución de sulfato de cobre (CuSO4) que aporta Cu++. Por último, el ánodo es un hilo de cobre a cuyos átomos la batería arranca electrones, cargando positivamente este electrodo y generando nuevos iones de cobre. Véase figura 1.2.

Figura (1.2)

La batería (una pila) al arrancar electrones del cobre anódico, ocasiona oxidación de este metal:
Cu (s)
Cu2+(aq)  +  2e-
Los electrones llegarán al cátodo impulsados por la batería. Una vez allí, reducirán a los iones cúpricos presentes en el electrolito:
Cu2+(aq)  +  2e-
Cu (s)
De esta manera, en el cátodo se va formando un precipitado de cobre que se deposita como una fina capa de color rojizo en la superficie de la cucharilla. Existe además una relación simple entre la cantidad de electricidad que pasa a través de una celda electrolítica y la cantidad de sustancia depositada en el cátodo. Ambas cantidades son directamente proporcionales (ley de electrólisis de Faraday).
La Protección Catódica (CP) es una tecnología que ha sido utilizada por décadas en el mundo entero como una protección efectiva para estructuras metálicas contra la devastación del óxido. De acuerdo a la Marina de los Estados Unidos de América, la Protección Catódica es la mejor forma de control electrónico de la corrosión. Es muy utilizada en las actividades navales para proteger estructuras sumergidas y estructuras costeras. Se utiliza también ampliamente para proteger los interiores de los tanques de almacenamiento de agua. En algunos casos como en tuberías enterradas, la experiencia de campo ha demostrado que la CP es un método tan efectivo de control y seguridad, que en ciertos países esta tecnología es obligatoria por ley.
La oxidación es una reacción electroquímica causada por la presencia de humedad, oxígeno, posiblemente contaminantes como fertilizantes, cemento, tierra, etc., más la interacción de electrones (negativos) en libertad e iones (positivos) del metal. Como en todo proceso electrónico, el lado positivo (el ánodo) es agotado mientras el lado negativo (el cátodo) es protegido. La Protección Catódica interfiere con esta interacción interrumpiendo el proceso de corrosión. Existen dos métodos de Protección Catódica.





El primer método, llamado de Ánodos de Sacrificio o galvánico, utiliza un ánodo usualmente hecho de aluminio o zinc, el cual tiene en su forma natural una carga positiva más alta que el metal que se está protegiendo. La diferencia de potencial (voltaje) entre el ánodo de sacrificio y el metal protegido causan que los electrones libres en el metal a proteger se adhieran con mayor facilidad a los iones del ánodo en vez de adherirse a los iones del metal del vehículo. El resultado es que ahora los ánodos se sacrifican (se corroen) y el proceso de corrosión del metal del vehículo se interrumpe. Para que este método tenga éxito se necesita un electrolito (el camino para la corriente de electrones) como el agua, entre el ánodo y el metal (cátodo). Por lo tanto, este método es extremadamente eficiente en mojado, pero ineficiente en condiciones secas.

El segundo método, llamado de Corriente Impresa, utiliza directamente corriente eléctrica, la cual interfiere con el proceso de corrosión. Con este sistema se utiliza un ánodo inerte, por ejemplo de grafito, el cual no se consume en el proceso. El circuito eléctrico se completa entre el ánodo y el cátodo, y por lo tanto el proceso de corrosión se interrumpe, siempre y cuando exista un electrolito de por medio. Este método también es efectivo siempre y cuando haya la presencia constante de un electrolito.



Ejercicios (Evaluacion)Resuelve los siguientes problemas, anotando todo el procedimiento.

1.       ¿Qué es una celda electrolítica?

2.       ¿Qué es electrólisis?

3.       Complete el diagrama:

4.       Se hace pasar la misma corriente por 2 celdas electrolíticas. Una con  y la otra con . Si se depositan 2 gramos de Plata en una celda. ¿Cuántos gramos de Sn se depositaran en la otra?
5.       Describa las reacciones en los electrodos. En una celda electrolítica con NaCl en solución acuosa.
6.       Describa la reacción de la electrólisis del NaCl en solución acuosa.
7.       Describa las reacciones en los electrodos. En una celda electrolítica con HSO4.
8.       Describa la reacción de la electrólisis del HSO4.
9.       Describa las reacciones en los electrodos. En una celda electrolítica con H2O
10.       Describa la reacción de la electrólisis del H2O.
11.       Describa las reacciones en los electrodos. En una celda electrolítica con Na2SO4
12.       Describa la reacción de la electrólisis del Na2SO4.
13. Cuanto tiempo se tardará en obtener 1.5 g. de aluminio por electrólisis de Al203,
con una corriente eléctrica de 2 A.
Tareas
  1. Investigue que es una reacción espontanea y no-espontanea.
  2. Explique por que es necesario usar electrolitos en una electrolisis.
  3. Investigue la teoría y los postulados de la ionización de Arrenhius.
  4. Investigue la bibliografía de Michael Faraday
  5. Mencione que es la Electrolisis
  6. Investigue las leyes querigen los procesos electrolíticos y nombre quien las estableció.
  7. Investigue el proceso de la solución acuosa.
  8. Indique que establece la segunda ley de Faraday.
  9. Explique que es la Oxdación.
  10. Explique que es la Electrodeposición.
Recursos (Enlaces)


http://www.rena.edu.ve/cuartaEtapa/quimica/Tema15.html
http://www.google.com.mx/#hl=es&q=celda+electrolitica%2Bfisica&aq=f&aqi=&aql=&oq=&gs_rfai=&fp=1773cd713fbb24e2


Conclusiones


Los procesos químicos son de una relativa importancia tanto a nivel industrial como a nivel ecológico y natural.
Con el desarrollo de el trabajo presentado pudimos conocer un poco mas sobre la electroquímica y su funcionamiento, también la aplicación que esta tiene a nivel industrial y comercial. También sobre los puntos relacionados con la electroquímica.
Se hablo también sobre la electrolisis, los procesos de oxido - reducción y su importancia a nivel industrial.
Tratamos también las leyes de Faraday, y hablamos sobre la celda electroquímica.

Bibliografía