Electoquimica

La migración de iones debido a la presencia de un campo eléctrico genera un flujo de iones, esto implica el movimiento de iones positivos hacia el cátodo y de iones negativos hacia el ánodo.

Las celdas electrolíticas requieren una aportación de energía eléctrica (en la forma de una fuente de poder o una batería) para producir transformaciones químicas. Estas celdas tienen un equilibrio de potencial de celda negativo y un valor positivo para el cambio de energía libre de Gibbs. El cátodo es forzado para tener un potencial negativo con respecto al ánodo, cuando se conecta el cátodo a la terminal negativa de la fuente de poder.

Para conocer si una celda es galvánica o electrolítica se utiliza la siguiente expresión:

En donde iR es conocida como la caída óhmica de potencial y se debe a la acumulación de resistencias en el sistema debida a las distintas conexiones y cambios de fase, si se considera que dicha caída óhmica es insignificante con respecto al resto del sistema se simplifica la expresión:

Para las reacciones de óxido-reducción, si el potencial de reducción del cátodo, es mayor que el potencial del ánodo, se genera una reacción química espontánea. Entonces cuando: E  0 la celda es galvánica y cuando E  0 la celda es electrolítica.

En la mayoría de los casos, la reacción deseada toma lugar en uno de los electrodos y la reacción en el otro electrodo no es productiva, o sirve solo para mantener constante el pH. Existen varias excepciones, una de las más importantes es la celda cloro-álcali, esta celda produce tres productos: cloro en el ánodo, hidrógeno en el cátodo e iones hidroxilo durante la reacción catódica:

Electrolisis cloro-álcali:

La electrolisis cloro-álcali es usada industrialmente para la producción de cloro, hidróxido de sodio e hidrógeno. En este caso es necesario mantener separados el ánodo y el cátodo para evitar que el cloro formado reaccione con el hidróxido de sodio y se forme el hipoclorito.

2OH- + Cl2 → Cl- + ClO- + H2O

Sin embargo parte del cloro formado durante la electrolisis reacciona con el agua:

Cl2 + 2H2O → H3O+ + Cl- HClO

Michael Faraday descubrió, entre 1831 y 1834, las relaciones cuantitativas entre la carga eléctrica y los pesos de las sustancias consumidas o producidas durante la electrólisis. Estos hallazgos quedaron resumidos en la primera y segunda ley de Faraday para la electrólisis.

La primera ley señala que la masa de una sustancia que se deposita o libera durante una reacción electrolítica, es directamente proporcional a la cantidad de carga eléctrica que pasa a través de la celda electrolítica.

La segunda ley dice que las masas de diferentes elementos liberados o depositados en los electrodos por la misma cantidad de electricidad, son proporcionales a los pesos equivalentes de los elementos.

Actualmente se sabe que no se trata de leyes independientes. Los experimentos de Faraday son anteriores a la identificación del electrón. El concepto de electrón, como identidad común a todas las reacciones electrolíticas, permite reducir las leyes de Faraday a una sola afirmación; además permite entender cómo las leyes anteriores están relacionadas con la estequiometría de la reacción en los electrodos.

Por ejemplo, las siguientes reacciones de electrodos:

Las leyes sugieren que para depositar un mol de plata se requiere un mol de electrones, mientras que para un mol de cobre se necesitan dos moles de e- y para un mol de aluminio deben consumirse tres.

La cantidad de carga que corresponde a un mol de electrones es el faradio (F) y equivale a aproximadamente 96,500 culombios.

Es así como un faradio de electricidad reducirá a 1 mol de Ag+, 0.5 moles de Cu2+ y 0.33 moles de Al3+, esto es los pesos equivalentes de los elementos. Por lo tanto, las leyes de Faraday quedan resumidas en el siguiente enunciado:

“El paso de un faradio a través de un electrolito descompondrá,

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