Electroquimica
Páginas: 6 (1314 palabras)
Publicado: 11 de abril de 2012
Electroquímica |
La electroquímica estudia los cambios químicos que producen una corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas. Es por ello, que el campo de la electroquímica ha sido dividido en dos grandes secciones. La primera de ellas es la Electrólisis, la cual se refiere a las reacciones químicas que se producen por acción de una corriente eléctrica. Laotra sección se refiere a aquellas reacciones químicas que generan una corriente eléctrica, éste proceso se lleva a cabo en una celda o pila galvánica. | |
La electrolisis como proceso de Óxido – Reducción: Se tiene un recipiente o cuba electrolítica compuesta por dos electrodos inertes conectados a una fuente de corriente. Al colocar una solución electrolítica en el recipiente y hacer pasaruna corriente eléctrica, los iones positivos de la solución se mueven hacia el cátodo (cationes) y los iones negativos hacia el ánodo (aniones).La reducción ocurre en el cátodo y laoxidación en el ánodo.
Todos los procesos electrolíticos implican reacciones de óxido-reducción o redox. Por ejemplo: en la electrólisis de una solución de cloruro de sodio, el número de oxidación del cloro pasa de -1a 0 en el ánodo y en el cátodo el número de oxidación del sodio pasa de +1 a 0. Cuando se da la oxidación de manera simultánea se da la reducción.
Leyes de Faraday de la Electrólisis: Michael Faraday, formuló las leyes de la electrólisis en 1833:
Primera Ley de Faraday:
“La masa de un producto obtenido o de reactivo consumido durante la reacción en un electrodo, es proporcional a lacantidad de carga (corriente x tiempo) que ha pasado a través del circuito”.
Esta primera ley, permite calcular, la cantidad de electricidad (en coulambios o faraday) para depositar un equivalente gramo de una sustancia.
La unidad eléctrica que se emplea en física es el coulomb (C). Un coulomb se define como la cantidad de carga que atraviesa un punto determinado cuando se hace pasar un ampere (A)de corriente durante un segundo. Intensidad (A) = Coulombios = Amperios x segundos |
Ejemplo: Calcular el equivalente electroquímico del ión férrico (Fe+++) |
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El equivalente electroquímico es la masa transportada por un Coulomb: |
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Ejemplo: Calcular el número de coulombios necesarios para depositar en el cátodo 30 g de plata, cuando se hace pasar una corriente de 3 amperios através de una solución de AgNO3. |
Cálculo del equivalente químico: | |
Si 96.500 coulombious depositan 107,8 g/Equi-g, 30 gramos de plata cuantos coulombious requiere. |
Cálculo de la electricidad empleada: |
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Segunda Ley de Faraday:
“Las masas de diferentes sustancias producidas por el paso de la misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a sus equivalentesgramos”.
Esta ley permite calcular la masa de diferentes sustancias depositadas por la misma cantidad de electricidad.La cantidad de elemento depositado por un Faraday (96.500 c) se conoce como equivalente electroquímico. Ejemplo: Calcule la cantidad de cobre que se depositará al hacer pasar una corriente de 100 Amperes durante 20 minutos por una solución de sulfato cúprico (CuSO4). Peso atómicodel Cu = 63,54 g. |
Cálculo del Equivalente químico: |
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Cálculo de la cantidad de electricidad empleada:
Q = A x t
Q = 100 Amperes x 1.200 segundos = 120.000 coulombios. |
Cálculo de la cantidad de cobre depositado: |
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Las dos leyes de Faraday se cumplen para los electrolitos tanto fundidos como en solución. Su validez no se altera por variaciones de temperatura,presión, naturaleza del solvente y del voltaje aplicado. |
Aplicaciones tecnológicas de los procesos electroquímicos: Los procesos electroquímicos se emplean en la producción y purificación de diversos metales. También se utiliza en la galvanoplastia que se basa en procesos de electrolisis para recubrir un metal con otro. La galvanoplastia se aplica en joyería para recubrir con plata u oro...
La electroquímica estudia los cambios químicos que producen una corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas. Es por ello, que el campo de la electroquímica ha sido dividido en dos grandes secciones. La primera de ellas es la Electrólisis, la cual se refiere a las reacciones químicas que se producen por acción de una corriente eléctrica. Laotra sección se refiere a aquellas reacciones químicas que generan una corriente eléctrica, éste proceso se lleva a cabo en una celda o pila galvánica. | |
La electrolisis como proceso de Óxido – Reducción: Se tiene un recipiente o cuba electrolítica compuesta por dos electrodos inertes conectados a una fuente de corriente. Al colocar una solución electrolítica en el recipiente y hacer pasaruna corriente eléctrica, los iones positivos de la solución se mueven hacia el cátodo (cationes) y los iones negativos hacia el ánodo (aniones).La reducción ocurre en el cátodo y laoxidación en el ánodo.
Todos los procesos electrolíticos implican reacciones de óxido-reducción o redox. Por ejemplo: en la electrólisis de una solución de cloruro de sodio, el número de oxidación del cloro pasa de -1a 0 en el ánodo y en el cátodo el número de oxidación del sodio pasa de +1 a 0. Cuando se da la oxidación de manera simultánea se da la reducción.
Leyes de Faraday de la Electrólisis: Michael Faraday, formuló las leyes de la electrólisis en 1833:
Primera Ley de Faraday:
“La masa de un producto obtenido o de reactivo consumido durante la reacción en un electrodo, es proporcional a lacantidad de carga (corriente x tiempo) que ha pasado a través del circuito”.
Esta primera ley, permite calcular, la cantidad de electricidad (en coulambios o faraday) para depositar un equivalente gramo de una sustancia.
La unidad eléctrica que se emplea en física es el coulomb (C). Un coulomb se define como la cantidad de carga que atraviesa un punto determinado cuando se hace pasar un ampere (A)de corriente durante un segundo. Intensidad (A) = Coulombios = Amperios x segundos |
Ejemplo: Calcular el equivalente electroquímico del ión férrico (Fe+++) |
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El equivalente electroquímico es la masa transportada por un Coulomb: |
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Ejemplo: Calcular el número de coulombios necesarios para depositar en el cátodo 30 g de plata, cuando se hace pasar una corriente de 3 amperios através de una solución de AgNO3. |
Cálculo del equivalente químico: | |
Si 96.500 coulombious depositan 107,8 g/Equi-g, 30 gramos de plata cuantos coulombious requiere. |
Cálculo de la electricidad empleada: |
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Segunda Ley de Faraday:
“Las masas de diferentes sustancias producidas por el paso de la misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a sus equivalentesgramos”.
Esta ley permite calcular la masa de diferentes sustancias depositadas por la misma cantidad de electricidad.La cantidad de elemento depositado por un Faraday (96.500 c) se conoce como equivalente electroquímico. Ejemplo: Calcule la cantidad de cobre que se depositará al hacer pasar una corriente de 100 Amperes durante 20 minutos por una solución de sulfato cúprico (CuSO4). Peso atómicodel Cu = 63,54 g. |
Cálculo del Equivalente químico: |
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Cálculo de la cantidad de electricidad empleada:
Q = A x t
Q = 100 Amperes x 1.200 segundos = 120.000 coulombios. |
Cálculo de la cantidad de cobre depositado: |
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Las dos leyes de Faraday se cumplen para los electrolitos tanto fundidos como en solución. Su validez no se altera por variaciones de temperatura,presión, naturaleza del solvente y del voltaje aplicado. |
Aplicaciones tecnológicas de los procesos electroquímicos: Los procesos electroquímicos se emplean en la producción y purificación de diversos metales. También se utiliza en la galvanoplastia que se basa en procesos de electrolisis para recubrir un metal con otro. La galvanoplastia se aplica en joyería para recubrir con plata u oro...
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