• CONCEPTO DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
• AXUSTE DE REACCIÓNS REDOX. CONCEPTO DE SEMIRREACCIÓN
• VALORACIÓNS REDOX
• ESPONTANEIDADE DAS REACCIÓNS DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
• CELAS GALVÁNICAS. PILAS E BATERÍAS
• TIPOS DE ELECTRODOS
• POTENCIAIS NORMAIS DE ELECTRODO
• CÁLCULO DA F.E.M. NORMAL, Eº, DUNHA PILA
• NOTACIÓN ABREVIADA DUNHA PILA
• RELACIÓN ENTRE A F.E.M. E ΔG DA REACCIÓN
• INFLUENCIA DA CONCENTRACIÓN NA F.E.M. DA PILA
• CONSTANTE DE EQUILIBRIO DUNHA ECUACIÓN REDOX
• PREDICCIÓN DA ESPONTANEIDADE DUN PROCESO REDOX
• CELAS ELECTROLÍTICAS
• PRODUTOS DA ELECTRÓLISE
• ASPECTOS CUANTITATIVOS DA ELECTRÓLISE
• APLICACIÓNS INDUSTRIAIS DA ELECTRÓLISE

CONCEPTO DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

   A transferencia de electróns pode levar a cabo de maneira directa e indirecta. Neste segundo caso veremos como se pode transformar enerxía química en eléctrica, mediante dispositivos denominados pilas, en reaccións nas que ΔG<0. O proceso inverso, a utilización de enerxía eléctrica para levar a cabo reaccións químicas nas que ΔG>0, levaranos ao estudo da electrólise.

   Desde antigo a unión dunha substancia co osíxeno denominouse oxidación, e a diminución de osíxeno nun composto denominouse redución. Actualmente o coñecemento da natureza electrónica do átomo permite estender o concepto de oxidación-redución a un amplo conxunto de reaccións nas que non participa o osíxeno. Pero nas que hai unha transferencia de electróns.

   Observa as reaccións seguintes:
 

   Nas dúas primeiras reaccións o Fe e o Zn gañan osíxeno, dicimos que se oxidan. Pero fíxate que ao gañar osíxeno tamén perden electróns, pois pasan de ser un átomo neutro a ser un ión positivo, nos óxidos. Na terceira reacción o Zn non gaña osíxeno, pero pasa de ser un átomo neutro a ser un ión positivo, igual que cando reaccionaba con osíxeno. A isto tamén o chamaremos oxidarse. Na cuarta reacción o Cu tamén pasa de ser un átomo neutro a formar un ión positivo, diremos que se oxida. Por outra banda, o O₂, Cl₂ ou Ag⁺, diremos que se reducen pois non perden electróns, se non que os gañan.

   Todas estas reaccións teñen en común que algúns átomos ceden electróns e que outros os gañan. É dicir, ten lugar unha transferencia de electróns duns átomos a outros.

   O concepto de oxidación vai unido ao concepto de redución, xa que un átomo non pode perder electróns se non hai quen os gañe, e viceversa.

   Deste xeito podemos definir OXIDACIÓN como o proceso no que un átomo cede electróns e REDUCIÓN como o proceso no que un átomo gaña electróns.

EXEMPLO 1: Distingue nas reaccións anteriores os átomos que se oxidan e os que se reducen.

SOLUCIÓN

   Chamaremos axente oxidante, ou OXIDANTE, á substancia que provoca a oxidación doutra. Isto supón que lle extrae electróns, e por tanto gaña electróns, redúcese. O oxidante redúcese.

   Chamaremos axente redutor, ou REDUTOR, á substancia que provoca a redución doutra. Para isto terá que proporcionarlle ou cederlle electróns, polo que perderá devanditos electróns e se oxidará. O redutor oxídase.

   Estes dous conceptos están sempre relacionados, un oxidante necesita dun redutor para reducirse, e un redutor necesita dun oxidante para oxidarse. Nunha reacción se unha substancia actúa como oxidante é porque outra actúa como redutor, e se unha substancia actúa como redutor outra actúa como oxidante. Lembra que algo parecido ocorría nas reaccións ácido-base, se unha substancia comportábase como ácido é porque outra se comportaba como base, e se unha substancia comportábase como base é porque outra se comportaba como ácido. Eran conceptos relacionados, pois agora oxidante e redutor tamén o serán.

   Exemplo de oxidantes e redutores:
 

   Hai reaccións nas que non hai unha transferencia real de electróns e con todo poden considerarse como reaccións de oxidación-redución. Por exemplo na reacción:

   non se ve a transferencia de electróns xa que os compostos que interveñen son covalentes. Con todo no enlace covalente pode haber transferencia parcial de electróns do enlace cara ao átomo máis electronegativo dando un carácter polar á devandito enlace. Por tanto cada átomo dun composto pódese caracterizar por un estado de carga, real nos compostos iónicos e ficticia nos compostos covalentes. O número que indica devandito estado de carga denomínase número de oxidación do elemento en devandito composto. O concepto de número de oxidación dedúcese unicamente a partir da fórmula empírica do composto e non depende da estrutura e tipo de enlace do mesmo.

   O número de oxidación dános idea dos electróns que se poñen en xogo nunha reacción, é por tanto un concepto que nos facilita a comprensión das reaccións redox; é simplemente un concepto útil aínda que non se axuste á distribución real de carga dos compostos.

   O número de oxidación será positivo cando un elemento perda electróns ou os comparta cun elemento máis electronegativo, e será negativo cando capte electróns ou os comparta cun elemento máis electropositivo. Para asignar o número de oxidación a cada elemento nos compostos que participan nunha reacción redox débense seguir unha serie de regras como as seguintes:
 

• REGRAS DE ASIGNACIÓN DO NÚMERO DE OXIDACIÓN

1. O número de oxidación de todo elemento, en calquera estado alotrópico, en estado libre é cero. Fe, Cl₂, S₈, P₄(rojo), P₄(branco), C(diamante), C(grafito), etc.
2. Nos ións monoatómicos o número de oxidación coincide coa carga real. Os números de oxidación dos ións S²⁻, Cl⁻, Na⁺, Ca²⁺, son −2, −1, +1, e +2, respectivamente.
3. O número de oxidación do hidróxeno nos seus compostos cos metais é −1, e nas súas combinacións con non metais é +1.
4. O número de oxidación do osíxeno é −2 en todos os seus compostos, excepto nos peróxidos onde é −1, e co flúor que é +2.
5. A suma algebraica dos número de oxidación de todos os átomos dunha especie química poliatómica debe ser igual á carga neta da mesma. No Fe₂O₃ o ferro debe ser +3, no SO₄²⁻ o xofre debe ser +6, no NH₄⁺ o nitróxeno debe ser −3.
6. Nos compostos entre non metais, nos que non interveñan nin o hidróxeno nin o osíxeno, ao elemento máis electronegativo, que escribimos á dereita na fórmula, asígnaselle o número de oxidación que presenta máis frecuentemente. No CCl₄ se o Cl é −1 o C será +4; no As₂Se₅ se o Se −2 o As será +5.

   Estas regras xa as estudiaches na formulación inorgánica.

   En base ao concepto de número de oxidación pódese definir unha reacción de oxidación-redución ou reacción redox como aquela en a que ten lugar un cambio nos números de oxidación dalgúns átomos das substancias que interveñen na mesma.

   Dunha maneira xeral unha reacción redox pódese escribir:
 

   Isto pon de manifesto, de maneira análoga ás reaccións ácido-base, o feito de que ditas reaccións só ocorren cando se poñen en contacto pares oxidante/redutor. Posteriormente estudaremos a maneira de medir a tendencia a que a reacción se produza nun sentido ou noutro, é dicir, a tendencia dunha substancia para perder ou gañar electróns fronte a outra.

EXEMPLO 2: Determina o número de oxidación dos elementos que forman as seguintes substancias: H₂O, HCl, NaCl, ZnCl₂, ZnO, H₂SO₄, SO₄²⁻, HNO₃, NO₃⁻, H₂S, S²⁻, KMnO₄, MnO₂, VO³⁺, P₄O₁₀, LiH, ICl₅, NF₃, SO₃²⁻, S₂O₄²⁻, Cr₂O₇²⁻.

SOLUCIÓN

EXEMPLO 3: Cal é o axente oxidante e cal é o axente redutor nas seguintes reaccións?
Zn + Cl₂ → ZnCl₂
CuO + H₂ → Cu + H₂O
2 NO + O₂ → 2 NO₂
2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂

SOLUCIÓN

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

AXUSTE DE REACCIÓNS REDOX. CONCEPTO DE SEMIRREACCIÓN

   O feito de que nunha reacción redox o número de electróns cedidos polo axente redutor debe ser igual ao número de electróns gañados polo axente oxidante pode empregarse como un método útil para axustar este tipo de reaccións.
 

• MÉTODO DO IÓN-ELECTRÓN

    É o método que mellor se adapta ás reaccións en disolución acuosa, onde é frecuente atopar especies en forma iónica.

   As etapas deste método dependen de que a reacción teña lugar en medio ácido ou en medio básico. En calquera caso é útil desagregar o proceso global en dous semirreaccións, unha correspondente á oxidación e outra á redución, é dicir:
 

   Despois veremos que estas semirreaccións poden ter lugar realmente nas pilas galvánicas e nas cubas electrolíticas.

• Axuste en medio ácido

   Imos axustar a reacción seguinte:

   Fixámonos nos elementos que cambian o seu número de oxidación.

   Da observación dos números de oxidación dedúcese que o IO₃⁻ é o oxidante e o SO₂ é o redutor. A presenza de H₃O⁺ indica que a reacción ten lugar no medio ácido. En moitos casos non nos van a dar os protóns e a auga, pero van aparecer despois cando axustemos. Para proceder ao axuste seguiremos as seguintes regras:

1) Escribir as semirreaccións, sen axustar, de oxidación para o elemento que aumente o NºOx. e de redución para o elemento que diminúe o NºOx. Se o elemento é un oxoanión ou un óxido, tamén os escribimos cos osíxenos:
 

2) Axustar estequiometricamente o elemento reducido ou oxidado en cada semirreacción:

3) Axustar os átomos de osíxeno engadindo moléculas de auga:

4) Axustar os átomos de hidróxeno engadindo ións H⁺ (procedentes do medio ácido):

5) Axustar a carga eléctrica engadindo electróns e⁻, para que a carga de reactivos e produtos coincida. Non ten por que ser cero nos dous lados, pode ser positiva ou negativa, pero a mesma. Un consello, se escribimos primeiro a semirreacción de oxidación e logo a de redución, sabemos que na primeira os electróns témolos que engadir en produtos, e na segunda en reactivos:

6) Iguálanse os electróns intercambiados en ambas semirreaccións.

Xa que se ceden dous electróns na reacción de oxidación e requírense dez electróns na reacción de redución, a ecuación correspondente á oxidación debe multiplicarse por cinco, trátase de buscar un múltiplo dos electróns de ambas semirreaccións:

7) Súmanse as semirreaccións, de forma que se eliminen os electróns.

Debido a que é máis axeitado escribir H₃O⁺ que H⁺, basta engadir 8 H₂O a ambos lados da ecuación:

A ecuación anterior corresponde á reacción iónica axustada; para obter a ecuación completa basta engadir os ións de acompañamento e ter en conta que se debe conservar a neutralidade eléctrica.

• Axuste en medio básico

   Imos axustar a reacción seguinte:

   Fixámonos nos elementos que cambian o seu número de oxidación.

   Da observación dos números de oxidación dedúcese que o MnO₄⁻ é o oxidante e o NH₃ o redutor. A presenza de OH⁻ indica que a reacción ten lugar no medio básico. Para axustala seguiremos as seguintes regras:

1) Escribir as semirreaccións, sen axustar, de oxidación para o elemento que aumente o NºOx. e de redución para o elemento que diminúe o NºOx. Se o elemento é un oxoanión ou un óxido, tamén os escribimos cos osíxenos:
 

2) Axustar estequiometricamente o elemento reducido ou oxidado en cada semirreacción. (Neste caso non fai falta)

3) Axustar os átomos de osíxeno engadindo ións OH⁻ (procedentes do medio básico):
 

4) Axustar os átomos de hidróxeno engadindo unha molécula de auga H₂O por cada hidróxeno necesario. Engadir un número igual de ións OH⁻ no lado contrario. A diferenza entre unha molécula de H₂O e un ión OH⁻ é un H, por iso axustámolos así. Como é medio básico non os podemos axustar con ións H⁺.

5) Axustar as cargas eléctricas engadindo electróns e⁻: 

6) Iguálanse os electróns intercambiados en ambas semirreaccións.

Para iso fai falta multiplicar por tres a primeira semirreacción e por oito a segunda:
 

7) Sumar as semirreaccións para eliminar os electróns:

   A ecuación anterior corresponde á ecuación iónica; para obter a ecuación completa basta engadir os ións de acompañamento e ter en conta que se debe conservar a neutralidade eléctrica.

   Como axustar cando nos dan a ecuación completa?

   Imos usar os exemplos anteriores. 

• En medio ácido:

   Dannos a seguinte ecuación completa:

   O primeiro que facemos é disociar. Que disociamos? Disociamos os ácidos, as bases e os sales nos seus ións.

   Facemos o axuste da ecuación iónica, fixándonos en que elementos aumentan o seu número de oxidación, e que elementos diminúeno. 

   Obtivemos a seguinte ecuación axustada:
 

   Que nos falta? Os ións K⁺.

   Como a ecuación está axustada agora todo o que se engade en reactivos hai que engadilo en produtos.

   Engadimos 2 K⁺ en reactivos, para acompañar aos ións IO₃⁻, e engadimos tamén 2K⁺ en produtos. Xa veremos o que facemos con eles.
 

   En reactivos xa completamos as substancias. En produtos os 2 K⁺ unímolos a un ión sulfato, para dar K₂SO₄, como aparece na ecuación orixinal.

   Xa só nos queda unir os 8 ións H⁺ cos 4 sulfatos para dar 4 H₂SO₄.

   Xa temos a ecuación completa axustada. Fíxate que só temos que facer dúas cousas a maiores de axustar a ecuación iónica. Primeiro disociar os ións, e ao final engadir os ións que nos faltan aos que xa temos na ecuación iónica axustada.

• En medio básico:

   Dannos a seguinte ecuación completa:

    O primeiro que facemos é disociar. Xa sabes, os ácidos, as bases e os sales nos seus ións.

   Facemos o axuste da ecuación iónica, fixándonos en que elementos aumentan o seu número de oxidación, e que elementos diminúeno. 

   Obtivemos a seguinte ecuación axustada:
 

   Que nos falta? Os ións K⁺.

   Como a ecuación está axustada agora todo o que se engade en reactivos hai que engadilo en produtos.

   Engadimos 8 K⁺ en reactivos, para acompañar aos ións MnO₄⁻, e engadimos tamén 8 K⁺ en produtos. Xa veremos o que facemos con eles.
 

   En produtos, 3 K⁺, unímolos aos ións nitrato e 5 K⁺, aos ións hidróxido, completando as substancias que tiñamos orixinalmente.

   Xa temos a ecuación completa axustada. Non te precipites ao engadir os ións, ve con calma, e lembra que todo o que engades en reactivos hai que engadilo en produtos, xa que a ecuación iónica xa está axustada.

EXEMPLO 4: Axusta as seguintes reaccións redox:

Cr₂O₇²⁻ + SO₃²⁻ → Cr³⁺ + SO₄²⁻      (medio ácido)
H₂O₂ + I⁻ → I₂ + H₂O      (medio ácido)
VO₃⁻ + Al → VO²⁺ + Al³⁺      (medio ácido)
BrO₃⁻ + Br⁻ → Br₂      (medio ácido)
Br₂ + AsO₂⁻ → AsO₄³⁻ + Br⁻      (medio básico)
SO₃²⁻ + Cl₂ → SO₄²⁻ + Cl⁻      (medio básico)
Cl₂ → Cl⁻ + ClO₃⁻      (medio básico)
MnO₄⁻ + NO₂⁻ → NO₃⁻ + MnO₂      (medio básico)

SOLUCIÓN

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

VALORACIÓNS REDOX

   O punto de equivalencia ponse de manifesto xeralmente polo cambio de cor que presenta a forma oxidada e reducida dun dos reactivos.

   Para levar a cabo unha valoración deste tipo é conveniente axustar primeiro a reacción e proceder como en calquera valoración ácido-base.

   Nunha valoración redox o número de electróns que cede o redutor é igual ao número de electróns que gaña o oxidante.

   Consideremos a seguinte reacción redox:
 

   Para determinar a concentración descoñecida de Fe²⁺, mediante unha valoración cunha disolución de MnO₄⁻ de concentración coñecida, tómase un volume determinado V(Fe²⁺) da disolución que contén o Fe²⁺ que se introduce nun matraz Erlenmeyer e vaise engadindo a disolución de MnO₄⁻ dende a bureta ata alcanzar o punto final. Este visualízase facilmente debido á gran diferenza de cor entre os ións Mn²⁺ (incoloro) e MnO₄⁻ (violeta). Unha pinga en exceso de disolución valorante comunica unha cor violácea. Supoñamos que o punto final alcánzase cando se consome un volume V(MnO₄⁻). 

   No punto final debe verificarse que:
 

nº de electróns x nº moles de oxidante = nº de electróns x nº moles de redutor 

   Tomando como referencia a ecuación axustada o número de moles de oxidante entre o seu coeficiente é igual ao número de moles de redutor entre o seu coeficiente.

   PRÁCTICA: Valoración Redox.

   EXEMPLO 5: Cando 25,0cm³ dunha disolución de tiosulfato de sodio, Na₂S₂O₃, se valoran cunha disolución 0,050M de I₂, necesítanse 17,8cm³ desta. A ecuación sen axustar para esta reacción é:

S₂O₃²⁻ + I₂ → S₄O₆²⁻ + I⁻

Axusta a reacción e calcula a concentración da disolución de Na₂S₂O₃.

SOLUCIÓN

   EXEMPLO 6: Calcula a concentración dunha disolución de oxalato de potasio, K₂C₂O₄, se se necesitan 25,00cm³ da mesma para alcanzar o punto final con 36,7cm³ dunha disolución ácida 0,060M de KMnO₄. A reacción sen axustar é:

MnO₄⁻ + C₂O₄²⁻ → Mn²⁺ + CO₂

SOLUCIÓN

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

ESPONTANEIDADE DAS REACCIÓNS DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

   Esta consideración aplícase aos procesos de oxidación-redución de forma que algúns deles prodúcense espontaneamente e outros non se producen:

   ΔG<0 proceso redox espontáneo: Ten aplicación nas celas galvánicas ou pilas que permiten obter corrente eléctrica a partir dunha reacción. Neste caso ΔG = W eléctrico.

   ΔG>0 proceso redox non espontáneo: Estas reaccións teñen lugar nas celas electrolíticas, onde unha corrente eléctrica externa permite producir ditas reaccións.
 

CELAS GALVÁNICAS. PILAS E BATERÍAS

   Unha reacción de oxidación-redución permítenos fabricar unha pila ou batería eléctrica. Hoxe sen elas non saberiamos vivir, pensa no teu móbil. Observa este vídeo, esta é a súa historia:

   Se mergullamos unha lámina de Zn nunha disolución que conteña ións Cu²⁺, tal como indica a fig.1, 

ten lugar a seguinte reacción redox:

na que a transferencia de electróns transcorre de maneira directa desde o Zn aos ións Cu²⁺. Pero por que ocorre isto? Como viches no vídeo da batería, os metais presentan diferente potencial de extracción, cando lles queremos arrincar un electrón. Isto quere dicir que distintos metais atraen de forma diferente aos electróns. O cobre atrae máis aos electróns que o cinc, por iso cando os poñemos en contacto o cobre oxida ao cinc, arrincándolle electróns. Sempre que teñamos dous metais en contacto uno terá máis potencial de extracción que o outro e arrincará electróns deste. Un metal se oxidará e outro se reducirá. Se existe este fluxo de electróns podemos tentar transformalo nunha corrente eléctrica. Pero como?

   Ao estar en contacto os ións Cu²⁺ co Zn non hai fluxo neto de carga nunha determinada dirección, por tanto da reacción anterior non se pode obter unha corrente eléctrica.

   Con todo existe un camiño para levar a cabo a mesma reacción convertendo a transferencia de electróns nunha corrente eléctrica aproveitable. Isto pode levar a cabo mediante a utilización dos dispositivos das figuras 2 e 3.
 

   Analicemos primeiro o dispositivo da fig. 2. Á esquerda hai unha disolución de ZnSO₄ 1M na que se mergulla unha lámina de Zn. Esta combinación metal-disolución denomínase eléctrodo. Á dereita hai outro eléctrodo formado por unha disolución de CuSO₄ 1M e unha lámina de Cu. Ambas as disolucións están separadas por un tabique poroso. Se se unen as láminas de Zn e Cu mediante un fío condutor, o amperímetro A sinala o paso de electróns da lámina de Zn á lámina de Cu, é dicir, hai unha circulación de corrente eléctrica a través do condutor exterior. Isto pode explicarse facilmente se se admite que nos dous eléctrodos ocorren simultaneamente as semirreacciones seguintes:

   A reacción global é a suma de ambas:

   No eléctrodo de Zn ten lugar unha oxidación e no eléctrodo de Cu unha redución. Os electróns postos en xogo non se transfiren directamente do Zn ao Cu²⁺, senón que o fan a través do fío condutor dando lugar a unha corrente eléctrica.

   Que papel desempeña o tabique poroso? A función do mesmo é dobre. Por unha banda impide a mestura de ambas disolucións, evitando así que a transferencia de electróns teña lugar de maneira directa. Por outra banda mantén a neutralidade eléctrica. A oxidación do eléctrodo de Zn produce un aumento da concentración de ións Zn²⁺, co cal a disolución da esquerda queda cargada positivamente e créase un campo eléctrico, o sentido do mesmo vai da disolución á lámina de Zn, freando a tendencia a que pasen novos ións Zn²⁺ á disolución. Pola contra, no eléctrodo de Cu ocorre o contrario, xa que ao diminuír a concentración de ións Cu²⁺ a disolución queda cargada negativamente e créase un campo eléctrico, de sentido da lámina de Cu á disolución, o cal se opón a que novos ións Cu²⁺ deposítense sobre a lámina de Cu. Os efectos anteriores anúlanse se o anión dos sales (neste caso o sulfato) pode circular a través do tabique poroso desde a disolución de Cu²⁺ á disolución de Zn²⁺, de forma que ambas permanezan electricamente neutras.
 

   No dispositivo da fig. 3 as dúas disolucións están unidas por unha ponte salina, que contén unha disolución dun electrolito moi condutor, por exemplo, KCl ou NaNO₃. Neste caso son os ións do sal da ponte salina os que preservan a neutralidade eléctrica de ambas disolucións. O catión do sal diríxese cara á disolución de ións Cu²⁺ e o anión cara á disolución de ións Zn²⁺, tal como se ve na fig. 3.

   Os dispositivos anteriores, que permiten a conversión de enerxía química en enerxía eléctrica, reciben o nome de pilas ou celas galvánicas. Este último nome recíbeno en honra do italiano Luigi Galvani (1737-1798), en 1780 descubriu que cando dous metais diferentes (cobre e zinc, por exemplo) poñíanse en contacto e tocaban diferentes partes do nervio dun anca de ra, producían a contracción dos músculos da devandita extremidade, a este fenómeno chamouno "electricidade animal" e serviu para o deseño polo tamén italiano Alessandro Volta (1745-1827) da primeira pila galvánica en en ano 1800.

   A pila explicada neste apartado é a pila Daniell, deseñada en 1836 polo inglés John Frederic Daniell (1790-1845).

   O eléctrodo onde ten lugar a semirreacción de oxidación recibe o nome de ánodo (do grego ánodos, camiño ascendente) e asígnaselle polaridade negativa. O eléctrodo onde ten lugar a semirreacción de redución denomínase cátodo (do grego káthodos, camiño descendente) e asígnaselle polaridade positiva. A polaridade dos eléctrodos determínase experimentalmente mediante un galvanómetro, que indica a dirección de fluxo dos electróns. Nunha pila os electróns circulan do ánodo ao cátodo (ou do polo negativo ao polo positivo) a través do fío condutor do circuíto externo.

   Devandito fluxo de electróns ten lugar debido a que entre os eléctrodos da pila establécese unha diferenza de potencial eléctrico.

   Denomínase forza electromotriz (f.e.m.) da pila ao valor máximo desta diferenza de potencial cando a intensidade de corrente é cero; representarémolo por E_pila.
 

TIPOS DE ELECTRODOS

• Electrodos metal-ión metálico

   Son os eléctrodos formados por un metal mergullado nunha disolución dos seus ións. Os eléctrodos da pila Daniell constitúen un exemplo deste tipo.

• Electrodos redox

   Están formados por un metal inerte, usualmente platino, o cal non sofre ningún cambio durante o proceso, xa que unicamente fai de transportador de electróns. Este metal mergúllase nunha disolución na que se atopan ións do mesmo elemento en diferentes estados de oxidación. Un exemplo deste tipo de eléctrodos constitúeo o Pt mergullado nunha disolución que conteña ións Fe²⁺ e Fe³⁺. As reaccións que poden ter lugar son:

   Cando nunha pila hai eléctrodos redox, as especies máis reducidas escríbense xunto ao metal inerte. No noso exemplo,

   Se interveñen varias especies químicas, por exemplo na semirreacción,

a notación correspondente é:

• Electrodos de gas

   Están formados por un metal inerte tal como Pt, en contacto co gas e a disolución do anión correspondente. O eléctrodo de cloro é un exemplo deste tipo. As reaccións que poden ter lugar son:

a notación correspondente é:

POTENCIAIS NORMAIS DE ELECTRODO

   A f.e.m. medida nunha pila pode considerarse formada pola diferenza de dúas diferenzas de potencial, correspondente cada unha delas á diferenza de potencial entre o metal e a disolución (potencial de eléctrodo). 

por estar o cátodo cargado positivamente e o ánodo negativamente.

   O potencial do cátodo e o potencial do ánodo denomínanse potenciais absolutos de eléctrodo. O potencial de eléctrodo depende da natureza do metal, da concentración da disolución e da temperatura, por tratarse o proceso dun equilibrio químico. 

   É imposible medir o potencial absoluto dun eléctrodo; iso débese ao proceso mesmo de medida, xa que o intento de levala a cabo a través dunha interfase (metal-disolución) conleva introducir unha nova interfase, como é o fío terminal do voltímetro para pechar o circuíto, de xeito que o que realmente se determina é a diferenza das diferenzas de potencial a través de polo menos dúas interfases. Por tanto só podemos medir diferenzas entre os potenciais de dous eléctrodos.

   Para evitar esta dificultade acórdase elixir un eléctrodo de referencia ao que, de maneira arbitraria, asígnaselle o valor cero ao seu potencial de eléctrodo. Desta forma a f.e.m. dunha pila, formada por un eléctrodo calquera e o de referencia, dá o valor do potencial daquel eléctrodo relativo ao de referencia.

   Defínese o potencial normal de eléctrodo, Eº, como o potencial que se obtén nunha pila construída co devandito eléctrodo e un eléctrodo de hidróxeno cando as concentracións das substancias que participan na reacción é 1M e a presión é 1atm (para substáncialas gasosas).

   Por acordo internacional escóllese o eléctrodo de hidróxeno como eléctrodo de referencia. Está formado por Pt que actúa de metal inerte, sobre o que se depositou, electrolíticamente, platino finamente dividido, que actúa como catalizador. O platino está en contacto con hidróxeno á presión dunha atmosfera e cunha disolución 1M de ións H+_(aq).
 

   Neste eléctrodo son posibles as dúas semirreacciones seguintes:

   Que se produza unha ou outra depende de que a semirreacción que teña lugar no outro eléctrodo sexa de redución ou de oxidación.

   Ao potencial de eléctrodo de hidróxeno nas condicións anteriores (P(H₂)=1atm, [H⁺]=1M) asígnaselle o valor cero, a calquera temperatura.
 

   Para asignar os potenciais normais de eléctrodo doutras semirreacciones determínase a f.e.m., co seu signo correspondente, da pila.

   Isto significa que o que se tabula é o potencial de eléctrodo correspondente ao proceso de redución, 

que mide a maior ou menor tendencia do ión Mⁿ⁺ a aceptar electróns fronte á reacción

   Por esta razón ao potencial normal de eléctrodo denomínaselle tamén potencial normal de redución do eléctrodo e desígnase co símbolo 

   Así, se Eº_pila é positivo quere dicir que a reacción transcorre espontaneamente segundo o convenio asignado á pila. Se Eº_pila é negativo quere dicir que a reacción transcorre no sentido contrario, tendo lugar a oxidación de M e a redución de H⁺.

   Observa a táboa de potenciais normais, tabulados para 25ºC, sen esquecer que van axustados coa semirreacción

   Na táboa aparece o valor do potencial normal de redución para algunhas semirreacciones típicas. As especies situadas á esquerda nas semirreacciones son axentes oxidantes, xa que poden reducirse gañando electróns. As situadas á dereita son axentes redutores, pois son capaces de oxidarse perdendo electróns.

   O valor do potencial dun eléctrodo mide a tendencia a que nel prodúzase a redución. Por tanto, dada unha semirreacción calquera:
 

canto maior sexa o seu potencial, Eº, maior é a tendencia da especie oxidante a reducirse gañando n electróns e, consecuentemente, menor é a tendencia da especie redutora a oxidarse cedendo n electróns. Noutras palabras:

   O valor de Eº_ox/red indica en que extensión a semirreacción

está desprazada cara á dereita.

  As especies Oxidante e Redutor, que se diferencian en n electróns, denomínanse par oxidante-redutor conxugados. Canto máis forte sexa un oxidante máis débil é o seu redutor conxugado. Segundo o dito o mellor oxidante da táboa é o F₂, e o peor o Li⁺. O F⁻ será o redutor máis débil, e o Li metálico o máis forte.

SIMULACIÓN LABORATORIO VIRTUAL, SALVADOR HURTADO: ELECTROQUÍMICA

CÁLCULO DA F.E.M. NORMAL, Eº, DUNHA PILA

1. Desdóbrase a reacción global nas correspondentes semirreacciones de redución e de oxidación.

2. Á semirreacción de oxidación asígnaselle un potencial de oxidación, igual ao potencial de redución, pero de signo oposto.

3. Súmanse as semirreacciones anteriores, así como os potenciais de redución e de oxidación:
 

   Ou o que é o mesmo, réstanse os correspondentes potenciais de redución:

4. Se a suma (ou resta) dos potenciais anteriores é positiva a reacción ten lugar de forma espontánea tal como está escrita. Se a suma (ou resta) é negativa a reacción espontánea é a inversa.

   No seguinte vídeo tes o esquema que debes realizar sempre que teñas un problema ou práctica da pila, e pídanche que a representes. Este esquema váleche para todas as pilas de eléctrodos metálicos, por tanto é moi útil que o debuxes varias veces, para non esquecelo. Cando teñas os datos dunha pila concreta xa o completarás:
 

   Se nos dan os eléctrodos que forman unha pila, ou cela galvánica, xa podemos completar o esquema. Nese esquema o máis importante é decidir que eléctrodo é o ánodo e que eléctrodo é o cátodo. Fíxate nos potenciais de redución, o eléctrodo que teña o potencial de redución máis alto sempre é o cátodo, o outro será o ánodo. Observa o seguinte vídeo:

EXEMPLO 7: Representa a pila construída con eléctrodos de cobre e cinc mergullados en disolucións de CuSO₄ e ZnSO₄, respectivamente. Que eléctrodo é o cátodo e cal o ánodo? Escribe as semirreacciones e a ecuación global da pila, indica o fluxo de electróns e a notación abreviada da pila e calcula o potencial da pila.

SOLUCIÓN

PRÁCTICA: Construción dunha cela galvánica e dunha cela electrolítica.

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

NOTACIÓN ABREVIADA DUNHA PILA

   En lugar de debuxar un diagrama completo dunha pila pódese utilizar unha notación simplificada, para especificar os procesos que teñen lugar na devandita pila. Por exemplo, a pila Daniell represéntase por:

Vexamos que convenios empregamos nesta notación:

1) As liñas verticais simples indican unha separación de fases. A dobre liña vertical representa un tabique poroso ou unha ponte salina.

2) O eléctrodo da esquerda é o ánodo e por tanto a semirreacción asociada con el escríbese como unha oxidación. O eléctrodo da dereita é o cátodo e a semirreacción asociada con el escríbese como unha redución. 
 

   A reacción da pila obtense como suma das anteriores:

3) Á f.e.m. medida asígnaselle o signo correspondente á polaridade real do eléctrodo situado á dereita. O fluxo de electróns a través do circuíto externo vai de esquerda á dereita, por tanto, o eléctrodo de cobre é o positivo.

4) Se as concentracións de Zn²⁺ e de Cu²⁺ corresponden aos estados normais (1M) ponse un superíndice á Epila, así Eºpila. A polaridade do eléctrodo de Cu é (+) e por tanto a f.e.m. é +1,10V
 

5) Se a f.e.m. da pila é positiva significa que a reacción ten lugar espontaneamente tal como está escrita. Veremos que este criterio de signos está intimamente relacionado co criterio termodinámico de espontaneidade. No noso exemplo, Eº é positivo, daquela a reacción espontánea é:

A notación

corresponde á reacción

que non é espontánea.

   O signo menos (−) da f.e.m. indica que o fluxo de electróns ten lugar de forma espontánea de dereita a esquerda, é dicir, do Zn ao Cu contrariamente a como está escrita a reacción anterior.

RELACIÓN ENTRE A F.E.M. E ΔG DA REACCIÓN

   O termo ΔH representa a calor intercambiada no proceso a presión constante, e o termo TΔS a calor intercambiada no proceso cando se realiza a través de infinitos estados de equilibrio, nun proceso que chamamos reversible. A diferenza destas dúas calores permítenos calcular cal é o valor máximo do traballo que pode realizar este sistema (no noso caso a reacción química), que tamén denominaremos como traballo útil. Por tanto

   O traballo máximo que pode obterse a presión e temperatura constantes vén dado pola ecuación 

   Nunha reacción química que ten lugar nunha pila, o traballo útil é de tipo eléctrico. O traballo eléctrico vén dado por

onde “E_pila” é a f.e.m. da pila e “q” é a carga que circula a través de dita diferenza de potencial.

   Na reacción da pila Daniell, por exemplo, por cada mol de Zn que se disolve ou por cada mol de ións Cu²⁺ que se depositan circulan dous moles de electróns. A carga dun mol de electróns é

   Esta magnitude recibe o nome de constante de Faraday e desígnase co símbolo F. O traballo eléctrico máximo que se pode obter na pila Daniell vén dado pola ecuación

   En xeral, para un proceso no que se intercambian n electróns, o traballo eléctrico é

   Evidentemente se o traballo eléctrico máximo obtense cando a intensidade de corrente é practicamente nula (condición para que o proceso sexa reversible), o proceso transcorrerá cunha lentitude tal que o traballo non sería aproveitable, dito doutro xeito, a potencia sería nula. Na práctica cando circula corrente a través dunha pila o traballo obtido é menor que o calculado anteriormente.

   Combinando as ecuacións anteriores temos que
 

   En condicións normais:

   Esta ecuación é de gran importancia en Química-Física, xa que proporciona un dos mellores métodos para determinar as variacións de entalpía libre daquelas reaccións que poden levar a cabo mediante unha pila.

INFLUENCIA DA CONCENTRACIÓN NA F.E.M. DA PILA

   A dependencia da f.e.m. da pila respecto á concentración obtense da relación da ΔG respecto á concentración.
 

onde Q é o cociente de reacción. Como 

despexando E obtemos unha expresión que se coñece como ecuación de Nernst, debida ao químico alemán Walther Hermann Nernst (1864-1941).

   Utilizando logaritmos decimais:

a 298K, 2,303RT/F é igual a 0,0592 co que podemos simplificar a expresión:

   Con esta expresión podemos atopar a f.e.m. dunha pila non estándar, ou calcular a concentración dun reactivo ou produto medindo a f.e.m. da pila.

   Por exemplo para a ecuación seguinte:

Calcula a f.e.m. Cando [Cu²⁺]=3,0M e [Zn²⁺]=0,030M sabendo que Eº=1,10V

CONSTANTE DE EQUILIBRIO DUNHA ECUACIÓN REDOX

   Podemos calcular a constante de equilibrio dunha reacción redox a partir do valor da f.e.m. estándar da reacción.

PREDICCIÓN DA ESPONTANEIDADE DUN PROCESO REDOX

   Toda reacción redox espontánea pode, en principio, aproveitarse para construír unha pila galvánica que forneza unha f.e.m. positiva. Logo se calculamos a f.e.m. da pila que funcionase aproveitando dita reacción saberemos se esta é ou non espontánea. O cálculo de Eº_pila pode facerse a partir dos potenciais normais de redución correspondentes, empregando a ecuación
 

   Consideremos, como exemplo, a reacción redox seguinte. Queremos pescudar se será espontánea.

   Se esta reacción é espontánea o potencial da pila que funcione segundo esta reacción debe ser positivo. Xa que, como vimos anteriormente:

   A semirreacción de oxidación tal cal está escrita será o ánodo da pila e a semirreacción de redución será o cátodo. As semirreaccións son:

   Buscamos os potenciais de redución na táboa de potenciais e calculamos o potencial da pila:

   Este valor negativo indica que a reacción non é espontánea, xa que como ΔGº = −n·F·Eº dedúcese que a variación de enerxía libre é positiva, ΔGº > 0, que é a condición para que a reacción non sexa espontánea. Este é o razoamento que debes de seguir para argumentar se é ou non espontánea.

   A reacción en sentido contrario si será espontánea. Este será un método moi sinxelo de calcular a espontaneidade dunha reacción cando dispoñemos de datos dos potenciais de redución das semirreaccións correspondentes.
 

   Un OXIDANTE oxidará aos REDUTORES que estean por baixo del na táboa de potenciais de redución. E un REDUTOR reducirá aos OXIDANTES que estean por encima del na táboa de potenciais de redución.

   Así o H⁺ oxida a todos os metais que están por baixo del na táboa, desprendendo H₂. Pero non oxidará aos metais que están por encima del na táboa de potenciais.

   Os valores de Eº só nos permiten facer predicións da espontaneidade de reaccións en condicións normais.

EXEMPLO 8: Calcula Eº para as reaccións seguintes:
a) Sn + 2 H⁺ → Sn²⁺ + H₂
b) Ag + H⁺ → Ag⁺ + ½ H₂
Disólvese algún dos metais anteriores, Sn ou Ag, en disolución ácida?

SOLUCIÓN

EXEMPLO 9: Empregando os valores tabulados de Eº responde ás seguintes preguntas:
a) Será espontánea a reacción seguinte? Zn²⁺ + Sn²⁺ → Zn + Sn⁴⁺
b) Será espontánea a reacción seguinte? Sn²⁺ + 2 Fe³⁺ → Sn⁴⁺ + 2 Fe²⁺
c) Reducirá o Ni metálico ao Fe³⁺ a Fe²⁺?
d) Reducirá o Ni metálico ao Zn²⁺ a Zn ?

SOLUCIÓN

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

CELAS ELECTROLÍTICAS

ten unha variación de enerxía libre positiva, polo que non ten lugar espontaneamente. Unha maneira de levar a cabo dita reacción consiste en introducir nunha disolución acuosa de yoduro de cinc uns eléctrodos inertes de carbón ou platino e conectalos a unha fonte de voltaxe externa, tal como se indica na fig 6.

   Se a voltaxe aplicada é adecuada hai unha circulación de corrente eléctrica e simultaneamente ten lugar a reacción anterior. Este fenómeno denomínase electrólise. É o fenómeno oposto ao que se produce nas celas galvánicas, na electrólise transfórmase enerxía eléctrica en enerxía química.

   Nunha cuba electrolítica o eléctrodo conectado ao polo positivo da fonte de alimentación externa denomínase ánodo e nel ten lugar a semirreacción de oxidación:
 

   O eléctrodo conectado ao polo negativo da fonte de alimentación externa denomínase cátodo e nel ten lugar a semirreacción de redución:

   Podemos observar que a polaridade dos eléctrodos nunha cuba electrolítica é a contraria á dunha cela galvánica. En cambio, os procesos de oxidación e redución, en ambos os casos, teñen lugar no ánodo e no cátodo respectivamente, como ocorría tamén nas celas galvánicas.

   En toda electrólise dun sal fundido ou disolucións acuosas de ácidos, bases ou sales ten lugar unha condución iónica. Os ións positivos (catións) móvense cara ao cátodo e os ións negativos (anións) fano cara ao ánodo. Este movemento de ións constitúe a corrente eléctrica no seo do electrólito. Esta condución eléctrica vai acompañada de reaccións químicas nos eléctrodos.

• No cátodo os electróns saen do eléctrodo e toman parte na semirreacción de redución, que pode consistir en:

a) Descarga dun ión metálico dando un depósito metálico:

b) Redución da auga ou do ión hidróxeno para dar dihidróxeno, H₂:

c) Cambio no número de oxidación dunha especie química:

• No ánodo os electróns entran no eléctrodo. No devandito eléctrodo ten lugar a semirreacción de oxidación, que pode consistir en:

a) Disolución do eléctrodo metálico dando lugar a ións positivos:

b) Oxidación da auga ou do ión hidróxido para dar diosíxeno, O₂:

c) Descarga de anións dos halóxenos para dar as moléculas correspondentes:

d) Cambio no número de oxidación dunha especie química:

• A suma das dúas semirreaccións é a reacción química global, que non tería lugar sen a achega de enerxía eléctrica externa.

PRODUTOS DA ELECTRÓLISE

• Sales fundidos

   Neste caso os resultados poden interpretarse sen ambigüidade, xa que os produtos da electrólise son os derivados dos ións que forman o sal. Se tomamos como exemplo a electrólise do cloruro de sodio fundido (ao que se lle engade cloruro de calcio para rebaixar o seu punto de fusión).

   As semirreacciones que teñen lugar son:

   No ánodo: 

   No cátodo: 

   O proceso global que ten lugar é:

   A f.e.m. calculada é negativa, o que nos lembra que o proceso non é espontáneo, senón que debe ser impulsado por unha fonte externa de enerxía. 

• Disolucións acuosas de ácidos, bases e sales

   Neste caso os produtos non poden predicirse coa mesma facilidade que no caso anterior, xa que na disolución atópanse presentes os ións H⁺ e OH⁻ correspondentes á disociación da auga, os cales xunto coa mesma auga poden participar nas semirreaccións que teñen lugar nos eléctrodos. Ademais, a natureza dos produtos depende tamén da concentración do electrólito.

   Se a disolución de cloruro de sodio NaCl é diluída, os produtos da electrólise son dihidróxeno e diosíxeno. No ánodo pódese oxidar o Cl⁻ a Cl₂ ou o H₂O a O₂. No cátodo reducirase o Na⁺ a Na ou o H₂O a H₂. O produto que se obteña depende dos potenciais de redución de cada semirreacción.
 

   As semirreaccións son:

   Nol ánodo: 

   No ánodo producirase O₂, o Cl₂ é máis oxidante que o O₂, vémolo porque ten un potencial de redución maior. Se se producise Cl₂ oxidaría a auga a O₂. Por tanto no ánodo producirase a semirreacción de menor potencial de redución.

   No cátodo: 

   No cátodo producirase H₂, o Na é máis redutor que a H₂O, está por baixo da auga na táboa de potenciais. Se se producise Na reduciría a auga a H₂. Por tanto no cátodo producirase a semirreacción de maior potencial de redución.

   O proceso global é:

   Neste caso, nin o ión Na⁺ nin o ión Cl⁻ interveñen nas semirreaccións, unicamente favorecen a condución eléctrica da disolución. A disolución segue neutra, xa que no proceso global non hai formación de ións H⁺ ou OH⁻.

Pero a electrólise dunha disolución concentrada de cloruro de sodio dá dihidróxeno e dicloro. 
 

   As semirreaccións son:

   No ánodo: 

   No cátodo: 

   No ánodo debería producirse O₂ e non Cl₂, pero como os potenciais son moi semellantes e como se necesita un sobrepotencial para realizar a electrólise, ao ser alta a concentración de Cl⁻ prodúcese Cl₂ ademais de O₂. 

   O proceso global é:

   Podemos deducir dúas cousas:

1. O ión Na⁺ non experimenta ningún cambio, é dicir, compórtase como un ión espectador.

2. A disolución adquire carácter básico como consecuencia da formación dos ións OH⁻. 

   Condicións e produtos obtidos na electrolisis do NaCl
 

   A voltaxe mínima que debe aplicarse para que teña lugar a electrólise denomínase potencial mínimo de descomposición e depende fundamentalmente dos seguintes factores:

1. Da f.e.m. (E) da reacción que ten lugar.

2. Da polarización debida aos cambios de concentración nos eléctrodos.

3. Do sobrepotencial de activación.

   O primeiro depende dos potenciais de redución das semirreaccións que interveñen. O segundo débese á acumulación de produtos ou diminución de reactivos ao redor dos eléctrodos, dando lugar a unhas concentracións reais superiores ou inferiores ás empregadas para calcular o potencial E. O terceiro factor é máis difícil de determinar e depende da mesma transferencia electrónica a través da interfase do eléctrodo. Crese que a necesidade dun sobrepotencial débese a velocidades de reacción lentas nos eléctrodos (un efecto cinético, non termodinámico).
 

EXEMPLO 10: a) Argumenta por que a electrólise dunha disolución acuosa de CuCl₂ produce Cu_(s) e Cl_2(g) b) cal é a f.e.m. externa mínima que se require para que este proceso leve a cabo en condicións estándar?

SOLUCIÓN

EXEMPLO 11: a) Cales son os produtos esperados da electrólise dunha disolución acuosa 1M de HBr? b) cal é a f.e.m. externa mínima que se require para formar estes produtos?

SOLUCIÓN

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

ASPECTOS CUANTITATIVOS DA ELECTRÓLISE

   Existe unha relación entre a cantidade de electricidade que pasa a través dunha disolución e a masa de substancia depositada ou desprendida nun eléctrodo. Esta relación foi obtida por Michael Faraday experimentalmente. 

Michael Faraday (1791-1867)

   As súas conclusións coñécense como Leis de Faraday e poden expresarse actualmente da seguinte maneira:

1. A masa de substancia depositada ou desprendida nun eléctrodo é proporcional á cantidade de electricidade empregada.

2. Para unha determinada cantidade de electricidade a masa depositada ou desprendida é proporcional ao cociente da masa molar do ión e o número de electróns intercambiados.

   Supoñamos que o proceso do eléctrodo é:
 

   Que masa de metal M deposítase cando circula unha carga Q? A relación entre o nº de moles de e⁻ que circulan e o nº de moles de metal que se depositan é

   O nº de moles de e⁻ que circulan será a carga Q entre o Faraday (que equivale á carga dun mol de electróns, 96500C)

   O nº de moles de metal depositados será a masa de metal entre a masa molar

   A relación entre o nº de moles de e⁻ que circulan e o nº de moles de metal podémola escribir como

   A masa de metal depositada no eléctrodo será

   Non debes aprender de memoria esta expresión, é mellor que a saibas deducir, desta forma serache máis fácil lembrala sempre.

   Esta relación foi atopada experimentalmente en 1833 por Faraday, primeiro químico que estudou cuantitativamente o fenómeno da electrólise. Nos seus estudos introduciu a hipótese de que a electricidade estaba formada por pequenos paquetes discretos de carga. Esta hipótese viuse confirmada en 1895 por Thomson ao estudar a natureza dos raios catódicos e descubrir a partícula que coñecemos como electrón.

EXEMPLO 12: Que cantidade de Br₂ libérase por electrólise de KBr fundido se se fai circular unha corrente de 2,0A durante 30min? 

SOLUCIÓN

EXEMPLO 13: Canto tempo deberá circular unha corrente de 20,0A través de CaCl₂ fundido para producir 15,0g de calcio?

SOLUCIÓN

EXERCICIOS PARA PRACTICAR

APLICACIÓNS INDUSTRIAIS DA ELECTRÓLISE

1. Obtención de metais moi redutores, como alcalinos e alcalinoterreos, así como elementos non metálicos como cloro e hidróxeno.
2. Recubrimentos metálicos.
3. Purificación de metais.
4. Pilas de combustible.
    

• RECUBRIMENTOS METÁLICOS

   A través da electrólise podemos depositar unha fina capa dun metal sobre outro. Este proceso denomínase galvanoestexia e ten como aplicacións entre outras:

1. O dourado e prateado, recubrimento de ouro e prata coñecido como chapado en ouro ou en prata para embelecemento de diferentes obxectos.
2. Recubrimentos con cinc, níquel, cromo, cobre, etc para protección de obxectos metálicos contra a corrosión. Estes procedementos denomínanse cincado, niquelado, cromado e cobreado, respectivamente.
    

   No recubrimento electrolítico con cinc o electrólito é un sal de cinc, o ánodo está formado por unha barra de cinc puro e o cátodo é a peza que se desexa recubrir. Sobre elle deposítase o cinc como consecuencia da semirreacción de redución:

• PURIFICACIÓN ELECTROLÍTICA DO COBRE

   Despois da obtención de metais por diversos procesos metalúrxicos é conveniente sometelos a un proceso de purificación ou refinado posterior.

   No caso do cobre a súa utilidade como condutor depende en gran medida do seu grao de pureza. A purificación deste metal lévase a cabo electrolíticamente. O electrólito é un sal de cobre como CuSO₄, o ánodo é unha barra de cobre impuro e o cátodo unha lámina de cobre moi puro, sobre a que se depositará o cobre.
 

   Mantendo un potencial adecuado o cobre do ánodo se oxida, pasa á disolución e posteriormente deposítase no cátodo.

   Oxidación no ánodo: 

   Redución no cátodo:

   As impurezas do metal, metais que acompañan ao cobre nos seus minerais, non se descargan sobre o cátodo como Fe²⁺, ou Zn²⁺, permanecendo en disolución, mentres que metais nobres como Ag, Au ou Pt caen ao fondo do recipiente no que se coñece como barros anódicos, recolléndose para o seu posterior tratamento.

• PILAS DE COMBUSTIBLE

   As pilas de combustible están a utilizarse para usar como combustible o hidróxeno electrolítico, obtido a partir de enerxías renovables, na automoción e o transporte pesado. Explícanolo este vídeo do Instituto de Catálisis e Petroleoquímica do CSIC:

   Estas tecnoloxías aínda necesitan desenvolvemento, pero os avances estas sendo moi prometedores. No seguinte vídeo tes máis información destas tecnoloxías asociadas ao hidróxeno: