• CONCEPTO DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
• AJUSTE DE REACCIONES REDOX. CONCEPTO DE SEMIRREACCIÓN
• VALORACIONES REDOX
• ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
• CELDAS GALVÁNICAS. PILAS Y BATERÍAS
• TIPOS DE ELECTRODOS
• POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO
• CÁLCULO DE LA F.E.M. NORMAL, Eº, DE UNA PILA
• NOTACIÓN ABREVIADA DE UNA PILA
• RELACIÓN ENTRE LA F.E.M. Y ΔG DE LA REACCIÓN
• INFLUENCIA DE LA CONCENTRACIÓN EN LA F.E.M. DE LA PILA
• CONSTANTE DE EQUILIBRIO DE UNA ECUACIÓN REDOX
• PREDICCIÓN DE LA ESPONTANEIDAD DE UN PROCESO REDOX
• CELDAS ELECTROLÍTICAS
• PRODUCTOS DE LA ELECTRÓLISIS
• ASPECTOS CUANTITATIVOS DE LA ELECTRÓLISIS
• APLICACIONES INDUSTRIALES DE LA ELECTRÓLISIS

CONCEPTO DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

   La transferencia de electrones puede llevarse a cabo de manera directa e indirecta. En este segundo caso veremos como se puede transformar energía química en eléctrica, mediante dispositivos denominados pilas, en reacciones en las que ΔG<0. El proceso inverso, la utilización de energía eléctrica para llevar a cabo reacciones químicas en las que ΔG>0, nos llevará al estudio de la electrolisis.

   Desde antiguo la unión de una sustancia con el oxígeno se denominó oxidación, y la disminución de oxígeno en un compuesto se denominó reducción. Actualmente el conocimiento de la naturaleza electrónica del átomo permite extender el concepto de oxidación-reducción a un amplio conjunto de reacciones en las que no participa el oxígeno. Pero en las que hay una transferencia de electrones.

   Observa las reacciones siguientes:

   En las dos primeras reacciones el Fe y el Zn ganan oxígeno, decimos que se oxidan. Pero fíjate que al ganar oxígeno también pierden electrones, pues pasan de ser un átomo neutro a ser un ion positivo, en los óxidos. En la tercera reacción el Zn no gana oxígeno, pero pasa de ser un átomo neutro a ser un ion positivo, igual que cuando reaccionaba con oxígeno. A esto también lo llamaremos oxidarse. En la cuarta reacción el Cu también pasa de ser un átomo neutro a formar un ion positivo, diremos que se oxida. Por otra parte, el O₂, Cl₂ o Ag⁺, diremos que se reducen pues no pierden electrones, si no que los ganan.

   Todas estas reacciones tienen en común que algunos átomos ceden electrones y que otros los ganan. Es decir, tiene lugar una transferencia de electrones de unos átomos a otros.

   El concepto de oxidación va unido al concepto de reducción, ya que un átomo no puede perder electrones si no hay quien los gane, y viceversa.

   De este modo podemos definir OXIDACIÓN como el proceso en el que un átomo cede electrones y REDUCCIÓN como el proceso en el que un átomo gana electrones.

EJEMPLO 1: Distingue en las reacciones anteriores los átomos que se oxidan y los que se reducen.

SOLUCIÓN

   Llamaremos agente oxidante, u OXIDANTE, a la sustancia que provoca la oxidación de otra. Esto supone que le extrae electrones, y por lo tanto gana electrones, se reduce. El oxidante se reduce.

   Llamaremos agente reductor, o REDUCTOR, a la sustancia que provoca la reducción de otra. Para esto tendrá que proporcionarle o cederle electrones, por lo que perderá dichos electrones y se oxidará. El reductor se oxida.

   Estos dos conceptos están siempre relacionados, un oxidante necesita de un reductor para reducirse, y un reductor necesita de un oxidante para oxidarse. En una reacción si una sustancia actúa como oxidante es porque otra actúa como reductor, y si una sustancia actúa como reductor otra actúa como oxidante. Recuerda que algo parecido ocurría en las reacciones ácido-base, si una sustancia se comportaba como ácido es porque otra se comportaba como base, y si una sustancia se comportaba como base es porque otra se comportaba como ácido. Eran conceptos relacionados, pues ahora oxidante y reductor también lo serán.

   Ejemplo de oxidantes y reductores:

   Hay reacciones en las que no hay una transferencia real de electrones y sin embargo pueden considerarse cómo reacciones de oxidación-reducción. Como por ejemplo en la reacción:

   no se ve la transferencia de electrones ya que los compuestos que intervienen son covalentes. Sin embargo en el enlace covalente puede haber transferencia parcial de electrones del enlace hacia el átomo más electronegativo dando un carácter polar a dicho enlace. Por lo tanto cada átomo de un compuesto se puede caracterizar por un estado de carga, real en los compuestos iónicos y ficticia en los compuestos covalentes. El número que indica dicho estado de carga se denomina número de oxidación del elemento en dicho compuesto. El concepto de número de oxidación se deduce únicamente a partir de la fórmula empírica del compuesto y no depende de la estructura y tipo de enlace del mismo.

   El número de oxidación nos da idea de los electrones que se ponen en juego en una reacción, es por lo tanto un concepto que nos facilita la comprensión de las reacciones redox; es simplemente un concepto útil aunque no se ajuste a la distribución real de carga de los compuestos.

   El número de oxidación será positivo cuando un elemento pierda electrones o los comparta con un elemento más electronegativo, y será negativo cuando capte electrones o los comparta con un elemento más electropositivo. Para asignar el número de oxidación a cada elemento en los compuestos que participan en una reacción redox se deben seguir una serie de reglas como las siguientes:

• REGLAS DE ASIGNACIÓN DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN

1. El número de oxidación de todo elemento, en cualquiera estado alotrópico, en estado libre es cero. Fe, Cl₂, S₈, P₄(rojo), P₄(blanco), C(diamante), C(grafito), etc.
2. En los iones monoatómicos el número de oxidación coincide con la carga real. Los números de oxidación de los iones S²⁻, Cl⁻, Na⁺, Ca²⁺, son −2, −1, +1, y +2, respectivamente.
3. El número de oxidación del hidrógeno en sus compuestos con los metales es −1, y en sus combinaciones con no metales es +1.
4. El número de oxidación del oxígeno es −2 en todos sus compuestos, excepto en los peróxidos donde es −1, y con el flúor que es +2.
5. La suma algebraica de los número de oxidación de todos los átomos de una especie química poliatómica debe ser igual a la carga neta de la misma. En el Fe₂O₃ el hierro debe ser +3, en el SO₄²⁻ el azufre debe ser +6, en el NH₄⁺ el nitrógeno debe ser −3.
6. En los compuestos entre no metales, en los que no intervengan ni el hidrógeno ni el oxígeno, al elemento más electronegativo, que escribimos a la derecha en la fórmula, se le asigna el número de oxidación que presenta más frecuentemente. En el CCl₄ si el Cl es −1 el C será +4; en el As₂Se₅ si el Se es −2 el As será +5.

   Estas reglas ya las estudiaste en la formulación inorgánica.

   En base al concepto de número de oxidación se puede definir una reacción de oxidación-reducción o reacción redox como aquella en la que tiene lugar un cambio en los números de oxidación de algunos átomos de las sustancias que intervienen en la misma.

   De una manera general una reacción redox se puede escribir:

   Esto pone de manifiesto, de manera análoga a las reacciones ácido-base, el hecho de que dichas reacciones sólo ocurren cuando se ponen en contacto pares oxidante/reductor. Posteriormente estudiaremos la manera de medir la tendencia a que la reacción se produzca en un sentido o en otro, es decir, la tendencia de una sustancia a perder o ganar electrones frente a otra.

EJEMPLO 2: Determina el número de oxidación de los elementos que forman las siguientes sustancias: H₂O, HCl, NaCl, ZnCl₂, ZnO, H₂SO₄, SO₄²⁻, HNO₃, NO₃⁻, H₂S, S²⁻, KMnO₄, MnO₂, VO³⁺, P₄O₁₀, LiH, ICl₅, NF₃, SO₃²⁻, S₂O₄²⁻, Cr₂O₇²⁻.

SOLUCIÓN

EJEMPLO 3: ¿Cuál es el agente oxidante y cuál es el agente reductor en las siguientes reacciones?
Zn + Cl₂ → ZnCl₂
CuO + H₂ → Cu + H₂O
2 NO + O₂ → 2 NO₂
2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂

SOLUCIÓN

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

AJUSTE DE REACCIONES REDOX. CONCEPTO DE SEMIRREACCIÓN

   El hecho de que en una reacción redox el número de electrones cedidos por el agente reductor debe ser igual al número de electrones ganados por el agente oxidante puede emplearse como un método útil para ajustar este tipo de reacciones.

• MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN

    Es el método que mejor se adapta a las reacciones en disolución acuosa, donde es frecuente encontrar especies en forma iónica.

   Las etapas de este método dependen de que la reacción tenga lugar en medio ácido o en medio básico. En cualquiera caso es útil desglosar el proceso global en dos semirreacciones, una correspondiente a la oxidación y otra a la reducción, es decir:

   Después veremos que estas semirreacciones pueden tener lugar realmente en las pilas galvánicas y en las cubas electrolíticas.

• Ajuste en medio ácido

   Vamos a ajustar la reacción siguiente:

   Nos fijamos en los elementos que cambian su número de oxidación.

   De la observación de los números de oxidación se deduce que el IO₃⁻ es el oxidante y el SO₂ es el reductor. La presencia de H₃O⁺ indica que la reacción tiene lugar en medio ácido. En muchos casos no nos van a dar los protones y el agua, pero nos van a aparecer despues cuando ajustemos. Para proceder al ajuste seguiremos las siguientes reglas:

1) Escribir las semirreacciones, sin ajustar, de oxidación para el elemento que aumente el NºOx. y de reducción para el elemento que disminuye el NºOx. Si el elemento es un oxoanión o un óxido, también los escribimos con los oxígenos:

2) Ajustar estequiometricamente el elemento reducido u oxidado en cada semirreacción:

3) Ajustar los átomos de oxígeno añadiendo moléculas de agua:

4) Ajustar los átomos de hidrógeno añadiendo ións H⁺ (procedentes del medio ácido):

5) Ajustar la carga eléctrica añadiendo electrones e⁻, para que la carga de reactivos y productos coincida. No tiene por que ser cero en los dos lados, puede ser positiva o negativa, pero la misma. Un consejo, si escribimos primero la semirreacción de oxidación y luego la de reducción, sabemos que en la primera los electrones los tenemos que añadir en productos, y en la segunda en reactivos:

6) Se igualan los electrones intercambiados en ambas semirreacciones.

Ya que se ceden dos electrones en la reacción de oxidación y se requieren diez electrones en la reacción de reducción, la ecuación correspondiente a la oxidación debe multiplicarse por cinco, se trata de buscar un múltiplo de los electrones de ambas semirreacciones:

7) Se suman las semirreacciones, de forma que se eliminen los electrones.

Puesto que es más adecuado escribir H₃O⁺ que H⁺, basta añadir 8 H₂O a ambos lados de la ecuación:

La ecuación anterior corresponde a la reacción iónica ajustada; para obtener la ecuación completa basta añadir los iones de acompañamiento y tener en cuenta que se debe conservar la neutralidad eléctrica.

• Ajuste en medio básico

   Vamos a ajustar la reacción siguiente:

   Nos fijamos en los elementos que cambian su número de oxidación.

   De la observación de los números de oxidación se deduce que el MnO₄⁻ es el oxidante y el NH₃ el reductor. La presencia de OH⁻ indica que la reacción tiene lugar en medio básico. Para ajustarla seguiremos las siguientes reglas:

1) Escribir las semirreacciones, sin ajustar, de oxidación para el elemento que aumente el NºOx. y de reducción para el elemento que disminuye el NºOx. Si el elemento es un oxoanión o un óxido, también los escribimos con los oxígenos::

2) Ajustar estequiometricamente el elemento reducido u oxidado en cada semirreacción. (En este caso no hace falta)

3) Ajustar los átomos de oxígeno añadiendo ións OH⁻ (procedentes del medio básico):

4) Ajustar los átomos de hidrógeno añadiendo una molécula de agua H₂O por cada hidrógeno necesario. Añadir un número igual de iones OH⁻ en el lado contrario. La diferencia entre una molécula de H₂O y un ion OH⁻ es un H, por eso los ajustamos así. Como es medio básico no los podemos ajustar con iones H⁺.

5) Ajustar las cargas eléctricas añadiendo electrones e⁻: 

6) Se igualan los electrones intercambiados en ambas semirreacciones.

Para ello hace falta multiplicar por tres la primera semirreacción y por ocho la segunda:

7) Sumar las semirreacciones para eliminar los electrones:

   La ecuación anterior corresponde a la ecuación iónica; para obtener la ecuación completa basta añadir los iones de acompañamiento y tener en cuenta que se debe conservar la neutralidad eléctrica.

   ¿Cómo ajustar cuando nos dan la ecuación completa?

   Vamos a usar los ejemplos anteriores. 

• En medio ácido:

   Nos dan la siguiente ecuación completa:

   Lo primero que hacemos es disociar. ¿Qué disociamos? Disociamos los ácidos, las bases y las sales en sus iones.

   Hacemos el ajuste de la ecuación iónica, fijándonos en qué elementos aumentan su número de oxidación, y qué elementos lo disminuyen. 

   Obtuvimos la siguiente ecuación ajustada:

   ¿Qué nos falta? Los iones K⁺.

   Como la ecuación está ajustada ahora todo lo que se añade en reactivos hay que añadirlo en productos.

   Añadimos 2 K⁺ en reactivos, para acompañar a los iones IO₃⁻, y añadimos también 2K⁺ en productos. Ya veremos lo que hacemos con ellos.

   En reactivos ya completamos las sustancias. En productos los 2 K⁺ los unimos a un ion sulfato, para dar K₂SO₄, como aparece en la ecuación original.

Ya sólo nos queda unir los 8 iones H⁺ con los 4 sulfatos para dar 4 H₂SO₄.

Ya tenemos la ecuación completa ajustada. Fíjate que sólo tenemos que hacer dos cosas a mayores de ajustar la ecuación iónica. Primero disociar los iones, y al final añadir los iones que nos faltan a los que ya tenemos en la ecuación iónica ajustada.

• En medio básico:

   Nos dan la siguiente ecuación completa:

    Lo primero que hacemos es disociar. Ya sabes, los ácidos, las bases y las sales en sus iones.

   Hacemos el ajuste de la ecuación iónica, fijándonos en qué elementos aumentan su número de oxidación, y qué elementos lo disminuyen. 

   Obtuvimos la siguiente ecuación ajustada:

   ¿Qué nos falta? Los iones K⁺.

   Como la ecuación está ajustada ahora todo lo que se añade en reactivos hay que añadirlo en productos.

   Añadimos 8 K⁺ en reactivos, para acompañar a los iones MnO₄⁻, y añadimos también 8 K⁺ en productos. Ya veremos lo que hacemos con ellos.

   En productos, 3 K⁺, los unimos a los iones nitrato y 5 K⁺, a los iones hidróxido, completando las sustancias que teníamos originalmente.

   Ya tenemos la ecuación completa ajustada. No te precipites al añadir los iones, ve con calma, y recuerda que todo lo que añades en reactivos hay que añadirlos en productos, ya que la ecuación iónica ya está ajustada.

EJEMPLO 4: Ajusta las siguientes reacciones 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

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

VALORACIONES REDOX

   El punto de equivalencia se pone de manifiesto generalmente por el cambio de color que presenta la forma oxidada y reducida de uno de los reactivos.

   Para llevar a cabo una valoración de este tipo es conveniente ajustar primero la reacción y proceder como en cualquier valoración ácido-base.

   En una valoración redox el número de electrones que cede el reductor es igual al número de electrones que gana el oxidante.

   Consideremos la siguiente reacción redox:

   Para determinar la concentración desconocida de Fe²⁺, mediante una valoración con una disolución de MnO₄⁻ de concentración conocida, se toma un volumen determinado V(Fe²⁺) de la disolución que contiene el Fe²⁺ que se introduce en un matraz Erlenmeyer y se va añadiendo la disolución de MnO₄⁻ desde la bureta hasta alcanzar el punto final. Este se visualiza fácilmente debido a la gran diferencia de color entre los iones Mn²⁺ (incoloro) y MnO₄⁻ (violeta). Una gota en exceso de disolución valorante comunica un color violáceo. Supongamos que el punto final se alcanza cuando se consume un volumen V(MnO₄⁻). 

   En el punto final debe verificarse que:

nº de electrones x nº moles de oxidante = nº de electrones x nº moles de reductor 

   Tomando como referencia la ecuación ajustada el número de moles de oxidante entre su coeficiente es igual al número de moles de reductor entre su coeficiente.

   PRÁCTICA: Valoración Redox.

   EJEMPLO 5: Cuando 25,0cm³ de una disolución de tiosulfato de sodio, Na₂S₂O₃, se valoran con una disolución 0,050M de I₂, se necesitan 17,8cm³ de esta. La ecuación sin ajustar para esta reacción es:

S₂O₃²⁻ + I₂ → S₄O₆²⁻ + I⁻

Ajusta la reacción y calcula la concentración de la disolución de Na₂S₂O₃.

SOLUCIÓN

   EJEMPLO 6: Calcula la concentración de una disolución de oxalato de potasio, K₂C₂O₄, si se necesitan 25,00cm³ de la misma para alcanzar el punto final con 36,7cm³ de una disolución ácida 0,060M de KMnO₄. La reacción sin ajustar es:

MnO₄⁻ + C₂O₄²⁻ → Mn²⁺ + CO₂

SOLUCIÓN

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

   Esta consideración se aplica a los procesos de oxidación-reducción de forma que algunos de ellos se producen espontáneamente y otros no se producen:

ΔG<0 proceso redox espontáneo: Tiene aplicación en las celdas galvánicas o pilas que permiten obtener corriente eléctrica a partir de una reacción. En este caso ΔG = W eléctrico.

ΔG>0 proceso redox no espontáneo: Estas reacciones tienen lugar en las celdas electrolíticas, donde una corriente eléctrica externa permite producir dichas reacciones.

CELDAS GALVÁNICAS. PILAS Y BATERÍAS

   Si sumergimos una lámina de Zn en una disolución que contenga iones Cu²⁺, tal como indica la fig.1, 

tiene lugar la siguiente reacción redox:

en la que la transferencia de electrones transcurre de manera directa desde el Zn a los iones Cu²⁺. Pero ¿por qué ocurre esto? Como viste en el vídeo de la batería, los metales presentan diferente potencial de extracción, cuando les queremos arrancar un electrón. Esto quiere decir que distintos metales atraen de forma diferente a los electrones. El cobre atrae más a los electrones que el cinc, por eso cuando los ponemos en contacto el cobre oxida al cinc, arrancándole electrones. Siempre que tengamos dos metales en contacto uno tendrá más potencial de extracción que el otro y arrancará electrones de éste. Un metal se oxidará y otro se reducirá. Si existe este flujo de electrones podemos intentar transformarlo en una corriente eléctrica. ¿Pero cómo?

   Al estar en contacto los iones Cu²⁺ con el Zn no hay flujo neto de carga en una determinada dirección, por tanto de la reacción anterior no se puede obtener una corriente eléctrica.

   Sin embargo existe un camino para llevar a cabo la misma reacción convirtiendo la transferencia de electrones en una corriente eléctrica aprovechable. Esto puede llevarse a cabo mediante la utilización de los dispositivos de las figuras 2 y 3.

   Analicemos primero el dispositivo de la fig. 2. A la izquierda hay una disolución de ZnSO₄ 1M en la que se sumerge una lámina de Zn. Esta combinación metal-disolución se denomina electrodo. A la derecha hay otro electrodo formado por una disolución de CuSO₄ 1M y una lámina de Cu. Ambas disoluciones están separadas por un tabique poroso. Si se unen las láminas de Zn y Cu mediante un hilo conductor, el amperímetro A señala el paso de electrones de la lámina de Zn a la lámina de Cu, es decir, hay una circulación de corriente eléctrica a través del conductor exterior. Esto puede explicarse fácilmente si se admite que en los dos electrodos ocurren simultáneamente las semirreacciones siguientes:

   La reacción global es la suma de ambas:

   En el electrodo de Zn tiene lugar una oxidación y en el electrodo de Cu una reducción. Los electrones puestos en juego no se transfieren directamente del Zn al Cu²⁺, sino que lo hacen a través del hilo conductor dando lugar a una corriente eléctrica.

   ¿Qué papel desempeña el tabique poroso? La función del mismo es doble. Por una parte impide la mezcla de ambas disoluciones, evitando así que la transferencia de electrones tenga lugar de manera directa. Por otra parte mantiene la neutralidad eléctrica. La oxidación del electrodo de Zn produce un aumento de la concentración de iones Zn²⁺, con el cual la disolución de la izquierda queda cargada positivamente y se crea un campo eléctrico, el sentido del mismo va de la disolución a la lámina de Zn, frenando la tendencia a que pasen nuevos iones Zn²⁺ a la disolución. Por el contrario, en el electrodo de Cu ocurre lo contrario, ya que al disminuir la concentración de iones Cu²⁺ la disolución queda cargada negativamente y se crea un campo eléctrico, de sentido de la lámina de Cu a la disolución, lo cual se opone a que nuevos iones Cu²⁺ se depositen sobre la lámina de Cu. Los efectos anteriores se anulan si el anión de las sales (en este caso el sulfato) puede circular a través del tabique poroso desde la disolución de Cu²⁺ a la disolución de Zn²⁺, de forma que ambas permanezcan eléctricamente neutras.

   En el dispositivo de la fig. 3 las dos disoluciones están unidas por un puente salino, que contiene una disolución de un electrolito muy conductor, como por ejemplo, KCl o NaNO₃. En este caso son los iones de la sal del puente salino los que preservan la neutralidad eléctrica de ambas disoluciones. El catión de la sal se dirige hacia la disolución de iones Cu²⁺ y el anión hacia la disolución de iones Zn²⁺, tal como se ve en la fig. 3.

   Los dispositivos anteriores, que permiten la conversión de energía química en energía eléctrica, reciben el nombre de pilas o celdas galvánicas. Este último nombre lo reciben en honor del italiano Luigi Galvani (1737-1798), en 1780 descubrió que cuando dos metales diferentes (cobre y zinc, por ejemplo) se ponían en contacto y tocaban diferentes partes del nervio de un anca de rana, producían la contracción de los músculos de dicha extremidad, a este fenómeno lo llamó "electricidad animal" y sirvió para el diseño por el también italiano Alessandro Volta (1745-1827) de la primera pila galvánica en en año 1800.

   La pila explicada en este apartado es la pila Daniell, diseñada en 1836 por el inglés John Frederic Daniell (1790-1845).

   El electrodo donde tiene lugar a semirreacción de oxidación recibe el nombre de ánodo (del griego ánodos, camino ascendente) y se le asigna polaridad negativa. El electrodo donde tiene lugar a semirreacción de reducción se denomina cátodo (del griego káthodos, camino descendente) y se le asigna polaridad positiva. La polaridad de los electrodos se determina experimentalmente mediante un galvanómetro, que indica la dirección de flujo de los electrones. En una pila los electrones circulan del ánodo al cátodo (o del polo negativo al polo positivo) a través del hilo conductor del circuito externo.

   Dicho flujo de electrones tiene lugar debido a que entre los electrodos de la pila se establece una diferencia de potencial eléctrico.

   Se denomina fuerza electromotriz (f.e.m.) de la pila al valor máximo de esta diferencia de potencial cuando la intensidad de corriente es cero; lo representaremos por E_pila.

TIPOS DE ELECTRODOS

• Electrodos metal-ión metálico

   Son los electrodos formados por un metal sumergido en una disolución de sus iones. Los electrodos de la pila Daniell constituyen un ejemplo de este tipo.

• Electrodos redox

   Están formados por un metal inerte, usualmente platino, el cual no sufre ningún cambio durante el proceso, ya que únicamente hace de transportador de electrones. Este metal se sumerge en una disolución en la que se encuentran iones del mismo elemento en diferentes estados de oxidación. Un ejemplo de este tipo de electrodos lo constituye el Pt sumergido en una disolución que contenga iones Fe²⁺ y Fe³⁺. Las reacciones que pueden tener lugar son:

   Cuando en una pila hay electrodos redox, las especies más reducidas se escriben junto al metal inerte. En nuestro ejemplo,

   Si intervienen varias especies químicas, como por ejemplo en la semirreacción,

la notación correspondiente es:

• Electrodos de gas

   Están formados por un metal inerte tal como Pt, en contacto con el gas y la disolución del anión correspondiente. El electrodo de cloro es un ejemplo de este tipo. Las reacciones que pueden tener lugar son:

la notación correspondiente es:

POTENCIALES NORMALES DE ELECTRODO

   La f.e.m. medida en una pila puede considerarse formada por la diferencia de dos diferencias de potencial, corresponsal cada una de ellas a la diferencia de potencial entre el metal y la disolución (potencial de electrodo). 

por estar el cátodo cargado positivamente y el ánodo negativamente.

   El potencial del cátodo y el potencial del ánodo se denominan potenciales absolutos de electrodo. El potencial de electrodo depende de la naturaleza del metal, de la concentración de la disolución y de la temperatura, por tratarse el proceso de un equilibrio químico. 

   Es imposible medir el potencial absoluto de un electrodo; ello se debe al proceso mismo de medida, ya que el intento de llevarla a cabo a través de una interfase (metal-disolución) conlleva introducir una nueva interfase, como es el hilo terminal del voltímetro para cerrar el circuito, de suerte que lo que realmente se determina es la diferencia de las diferencias de potencial a través de por lo menos dos interfases. Por lo tanto sólo podemos medir diferencias entre los potenciales de dos electrodos.

   Para evitar esta dificultad se acuerda elegir un electrodo de referencia al que, de manera arbitraria, se le asigna el valor cero a su potencial de electrodo. De esta forma la f.e.m. de una pila, formada por un electrodo cualquiera y el de referencia, da el valor del potencial de aquel electrodo relativo al de referencia.

   Se define el potencial normal de electrodo, Eº, como el potencial que se obtiene en una pila construida con dicho electrodo y un electrodo de hidrógeno cuando las concentraciones de las sustancias que participan en la reacción es 1M y la presión es 1atm (para las substancias gaseosas).

   Por acuerdo internacional se escoge el electrodo de hidrógeno como electrodo de referencia. Está formado por Pt que actúa de metal inerte, sobre lo que se depositó, electrolíticamente, platino finamente dividido, que actúa como catalizador. El platino está en contacto con hidrógeno a la presión de una atmósfera y con una disolución 1M de iones H⁺_(aq).

   En este electrodo son posibles las dos semirreacciones siguientes:

   Que se produzca una u otra depende de que la semirreacción que tenga lugar en el otro electrodo sea de reducción o de oxidación.

   Al potencial de electrodo de hidrógeno en las condiciones anteriores (P(H₂)=1atm, [H⁺]=1M) se le asigna el valor cero, a cualquier temperatura.

   Para asignar los potenciales normales de electrodo de otras semirreacciones se determina la f.e.m., con su signo correspondiente, de la pila.

   Esto significa que el que se tabula es el potencial de electrodo correspondiente al proceso de reducción, 

que mide la mayor o menor tendencia del ión Mⁿ⁺ a aceptar electrones frente a la reacción

   Por esta razón al potencial normal de electrodo se le denomina también potencial normal de reducción del electrodo y se designa con el símbolo 

   Así, si Eº_pila es positivo quiere decir que la reacción transcurre espontáneamente según el convenio asignado a la pila. Si Eº_pila es negativo quiere decir que la reacción transcurre en el sentido contrario, teniendo lugar la oxidación de M y la reducción de H⁺.

   Observa la tabla de potenciales normales, tabulados para 25ºC, sin olvidar que van acoplados con la semirreacción

   En la tabla aparece el valor del potencial normal de reducción para algunas semirreacciones típicas. Las especies situadas a la izquierda en las semirreacciones son agentes oxidantes, ya que pueden reducirse ganando electrones. Las situadas a la derecha son agentes reductores, pues son capaces de oxidarse perdiendo electrones.

   El valor del potencial de un electrodo mide la tendencia a que en él se produzca la reducción. Por lo tanto, dada una semirreacción cualquiera:

cuanto mayor sea su potencial, Eº, mayor es la tendencia de la especie oxidante a reducirse ganando n electrones y, consecuentemente, menor es la tendencia de la especie reductora a oxidarse cediendo n electrones. En otras palabras:

   El valor de Eº_ox/red indica en que extensión la semirreacción

está desplazada cara a la derecha.

  Las especies Oxidante y Reductor, que se diferencian en n electrones, se denominan par oxidante-reductor conjugados. Cuanto más fuerte sea un oxidante más débil es su reductor conjugado. Según lo dicho el mejor oxidante de la tabla es el F₂, y el peor el Li⁺. El F⁻ será el reductor más débil, y el Li metálico el más fuerte.

SIMULACIÓN LABORATORIO VIRTUAL, SALVADOR HURTADO: ELECTROQUÍMICA

CÁLCULO DE LA F.E.M. NORMAL, Eº, DE UNA PILA

1. Se desdobla la reacción global en las correspondientes semirreacciones de reducción y de oxidación.

2. A la semirreacción de oxidación se le asigna un potencial de oxidación, igual al potencial de reducción, pero de signo opuesto.

3. Se suman las semirreacciones anteriores, así como los potenciales de reducción y de oxidación:

O lo que es lo mismo, se restan los correspondientes potenciales de reducción:

4. Si la suma (o resta) de los potenciales anteriores es positiva la reacción tiene lugar de forma espontánea tal como está escrita. Si la suma (o resta) es negativa la reacción espontánea es la inversa.

   En el siguiente vídeo tienes el esquema que debes realizar siempre que tengas un problema o práctica de la pila, y te pidan que la representes. Este esquema te vale para todas las pilas de electrodos metálicos, por tanto es muy útil que lo dibujes varias veces, para no olvidarlo. Cuando tengas los datos de una pila concreta ya lo completarás:

   Si nos dan los electrodos que forman una pila, o celda galvánica, ya podemos completar el esquema. En ese esquema lo más importante es decidir qué electrodo es el ánodo y qué electrodo es el cátodo. Fíjate en los potenciales de reducción, el electrodo que tenga el potencial de reducción más alto siempre es el cátodo, el otro será el ánodo. Observa el siguiente vídeo:

EJEMPLO 7: Representa la pila construida con electrodos de cobre y cinc sumergidos en disoluciones de CuSO₄ y ZnSO₄, respectivamente. ¿Qué electrodo es el cátodo y cuál el ánodo? Escribe las semirreacciones y la ecuación global de la pila, indica el flujo de electrones y la notación abreviada de la pila y calcula el potencial de la pila.

SOLUCIÓN

PRÁCTICA: Construcción de una celda galvánica y de una celda electrolítica.

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

NOTACIÓN ABREVIADA DE UNA PILA

Veamos que convenios empleamos en esta notación:

1) Las lineas verticales simples indican una separación de fases. La doble linea vertical representa un tabique poroso o un puente salino.

2) El electrodo de la izquierda es el ánodo y por lo tanto la semirreacción asociada con él se escribe como una oxidación. El electrodo de la derecha es el cátodo y la semirreacción asociada con él se escribe como una reducción. 

   La reacción de la pila se obtiene como suma de las anteriores:

3) A la f.e.m. medida se le asigna el signo correspondiente a la polaridad real del electrodo situado a la derecha. El flujo de electrones a través del circuito externo va de izquierda a la derecha, por lo tanto, el electrodo de cobre es el positivo.

4) Si las concentraciones de Zn²⁺ y de Cu²⁺ corresponden a los estados normales (1M) se pone un superíndice a la E_pila, así Eº_pila. La polaridad del electrodo de Cu es (+) y por lo tanto la f.e.m. es +1,10V

5) Si la f.e.m. de la pila es positiva significa que la reacción tiene lugar espontaneamente tal como está escrita. Veremos que este criterio de signos está íntimamente relacionado con el criterio termodinámico de espontaneidad. En nuestro ejemplo, Eº es positivo, luego la reacción espontánea es:

La notación

corresponde a la reacción

que no es espontánea.

   El signo menos (−) de la f.e.m. indica que el flujo de electrones tiene lugar de forma espontánea de derecha a izquierda, es decir, del Zn al Cu contrariamente a como está escrita la reacción anterior.

RELACIÓN ENTRE LA F.E.M. Y ΔG DE LA REACCIÓN

   El término ΔH representa el calor intercambiado en el proceso a presión constante, y el término TΔS el calor intercambiado en el proceso cuando se realiza a través de infinitos estados de equilibrio, en un proceso que llamamos reversible. La diferencia de estos dos calores nos permite calcular cuál es el valor máximo del trabajo que puede realizar este sistema (en nuestro caso la reacción química), que también denominaremos como trabajo útil. Por lo tanto

   El trabajo máximo que puede obtenerse a presión y temperatura constantes viene dado por la ecuación 

   En una reacción química que puede llevarse a cabo en una pila, el trabajo útil es de tipo eléctrico. El trabajo eléctrico viene dado por

donde “E_pila” es la f.e.m. de la pila y “q” es la carga que circula a través de dicha diferencia de potencial.

   En la reacción de la pila Daniell, por ejemplo, por cada mol de Zn que se disuelve o por cada mol de iones Cu²⁺ que se depositan circulan dos moles de electrones. La carga de un mol de electrones es

   Esta magnitud recibe el nombre de constante de Faraday y se designa con el símbolo F. El trabajo eléctrico máximo que se puede obtener en la pila Daniell viene dado por la ecuación

   En general, para un proceso en el que se intercambian n electrones, el trabajo eléctrico es

   Evidentemente si el trabajo eléctrico máximo se obtiene cuando la intensidad de corriente es prácticamente nula (condición para que el proceso sea reversible), el proceso transcurrirá con una lentitud tal que el trabajo no sería aprovechable, dicho de otro modo, la potencia sería nula. En la práctica cuando circula corriente a través de una pila el trabajo obtenido es menor que el calculado anteriormente.

   Combinando las ecuaciones anteriores tenemos que

   En condiciones normales:

   Esta ecuación es de gran importancia Química-Física, ya que proporciona uno de los mejores métodos para determinar las variaciones de entalpía libre de aquellas reacciones que pueden llevarse a cabo mediante una pila.

INFLUENCIA DE LA CONCENTRACIÓN EN LA F.E.M. DE LA PILA

   La dependencia de la f.e.m. de la pila respecto a la concentración se obtiene de la relación de la ΔG respecto a la concentración.

donde Q es el cociente de reacción. Como 

despejando E obtenemos una expresión que se conoce como ecuación de Nernst, debida al químico alemán Walther Hermann Nernst (1864-1941).

   Utilizando logaritmos decimales:

a 298K, 2,303RT/F es igual a 0,0592 con lo que podemos simplificar la expresión:

   Con esta expresión podemos encontrar la f.e.m. de una pila no estándar, o calcular la concentración de un reactivo o producto midiendo la f.e.m. de la pila.
Por ejemplo para la ecuación siguiente:

Calcula la f.e.m. Cuando [Cu²⁺]=3,0M y [Zn²⁺]=0,030M sabiendo que Eº=1,10V

CONSTANTE DE EQUILIBRIO DE UNA ECUACIÓN REDOX

   Podemos calcular la constante de equilibrio de una reacción redox a partir del valor de la f.e.m. estándar de la reacción.

PREDICCIÓN DE LA ESPONTANEIDAD DE UN PROCESO REDOX

   Toda reacción redox espontánea puede, en principio, aprovecharse para construir una pila galvánica que suministre una f.e.m. positiva. Luego si calculamos la f.e.m. de la pila que funcionase aprovechando dicha reacción sabremos si ésta es o no espontánea. El cálculo de Eº_pila puede hacerse a partir de los potenciales normales de reducción correspondientes, empleando la ecuación

   Consideremos, como ejemplo, la reacción redox siguiente. Queremos averiguar si será espontánea.

   Si esta reacción es espontánea el potencial de la pila que funcione según esta reacción debe ser positivo. Ya que, como vimos anteriormente:

   La semirreacción de oxidación tal cual está escrita será el ánodo de la pila y la semirreacción de reducción será el cátodo. Las semirreacciones son:

   Buscamos los potenciales de reducción en la tabla de potenciales y calculamos el potencial de la pila:

   Este valor negativo indica que la reacción no es espontánea, ya que como ΔGº = −n·F·Eº  se deduce que la variación de energía libre es positiva, ΔGº > 0, que es la condición para que la reacción no sea espontánea. Este es el razonamiento que debes de seguir para argumentar si es o no espontánea.

   La reacción en sentido contrario si será espontánea. Este será un método muy sencillo de calcular la espontaneidad de una reacción cuando disponemos de datos de los potenciales de reducción de las semirreacciones correspondientes.

   Un OXIDANTE oxidará a los REDUCTORES que estén por debajo de él en la tabla de potenciales de reducción. Y un REDUCTOR reducirá a los OXIDANTES que estén por encima de él en la tabla de potenciales de reducción.

   Así el H⁺ oxida a todos los metales que están por debajo de él en la tabla, desprendiendo H₂. Pero no oxidará a los metales que están por encima de él en la tabla de potenciales.

   Los valores de Eº sólo nos permiten hacer predicciones de la espontaneidad de reacciones en condiciones normales.

EJEMPLO 8: Calcula Eº para las reacciones siguientes:
a) Sn + 2 H⁺ → Sn²⁺ + H₂
b) Ag + H⁺ → Ag⁺ + ½ H₂
¿Se disuelve algún de los metales anteriores, Sn o Ag, en disolución ácida?

SOLUCIÓN

EJEMPLO 9: Empleando los valores tabulados de Eº responde a las siguientes preguntas:
a) ¿Será espontánea la reacción siguiente? Zn²⁺ + Sn²⁺ → Zn + Sn⁴⁺
b) ¿Será espontánea la reacción siguiente? Sn²⁺ + 2 Fe³⁺ → Sn⁴⁺ + 2 Fe²⁺
c) ¿Reducirá el Ni metálico al Fe³⁺ a Fe²⁺?
d) ¿Reducirá el Ni metálico al Zn²⁺ a Zn ?

SOLUCIÓN

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

CELDAS ELECTROLÍTICAS

tiene una variación de energía libre positiva, por lo que no tiene lugar espontáneamente. Una manera de llevar a cabo dicha reacción consiste en introducir en una disolución acuosa de yoduro de cinc unos electrodos inertes de carbón o platino y conectarlos a una fuente de voltaje externo, tal como se indica en la fig 6.

   Si el voltaje aplicado es adecuado hay una circulación de corriente eléctrica y simultáneamente tiene lugar la reacción anterior. Este fenómeno se denomina electrólisis. Es el fenómeno opuesto al que se produce en las celdas galvánicas, en la electrólisis se transforma energía eléctrica en energía química.

   En una cuba electrolítica el electrodo conectado al polo positivo de la fuente de alimentación externa se denomina ánodo y en él tiene lugar la semirreacción de oxidación:

   El electrodo conectado al polo negativo de la fuente de alimentación externa se denomina cátodo y en él tiene lugar la semirreacción de reducción:

   Podemos observar que la polaridad de los electrodos en una cuba electrolítica es la contraria a la de una celda galvánica. En cambio, los procesos de oxidación y reducción, en ambos casos, tienen lugar en el ánodo y en el cátodo respectivamente, como ocurría también las celdas galvánicas.

   En toda electrólisis de una sal fundida o disoluciones acuosas de ácidos, bases o sales tiene lugar una conducción iónica. Los iones positivos (cationes) se mueven hacia el cátodo y los iones negativos (aniones) lo hacen hacia el ánodo. Este movimiento de iones constituye la corriente eléctrica en el seno del electrólito. Esta conducción eléctrica va acompañada de reacciones químicas en los electrodos.

• En el cátodo los electrones salen del electrodo y toman parte en la semirreacción de reducción, que puede consistir en:

a) Descarga de un ión metálico dando un depósito metálico:

b) Reducción del agua o del ión hidrógeno para dar dihidrógeno, H₂:

c) Cambio en el número de oxidación de una especie química:

• En el ánodo los electrones entran en el electrodo. En dicho electrodo tiene lugar la semirreacción de oxidación, que puede consistir en:

a) Disolución del electrodo metálico dando lugar a iones positivos:

b) Oxidación del agua o del ión hidróxido para dar dioxígeno, O₂:

c) Descarga de aniones de los halógenos para dar las moléculas corespondientes:

d) Cambio en el número de oxidación de una especie química:

• La suma de las dos semirreacciones es la reacción química global, que no tendría lugar sin el aporte de energía eléctrica externa.

PRODUCTOS DE LA ELECTRÓLISIS

• Sales fundidas

   En este caso los resultados pueden interpretarse sin ambigüedad, ya que los productos de la electrólisis son los derivados de los iones que forman la sal. Si tomamos como ejemplo la electrólisis del cloruro de sodio fundido (al que se le añade cloruro de calcio para rebajar su punto de fusión).

   Las semirreacciones que tienen lugar son:

   En el ánodo: 

   En el cátodo: 

   El proceso global que tiene lugar es:

   La f.e.m. calculada es negativa, lo que nos recuerda que el proceso no es espontáneo, sino que debe ser impulsado por una fuente externa de energía. 

• Disoluciones acuosas de ácidos, bases y sales

   En este caso los productos no pueden predecirse con la misma facilidad que en el caso anterior, ya que en la disolución se encuentran presentes los iones H⁺ y OH⁻ correspondientes a la disociación del agua, los cuales junto con la misma agua pueden participar en las semirreacciones que tienen lugar en los electrodos. Además, la naturaleza de los productos depende también de la concentración del electrólito.

   Si la disolución de cloruro de sodio NaCl es diluida, los productos de la electrólisis son dihidrógeno y dioxígeno. En el ánodo se puede oxidar el Cl⁻ a Cl₂ o el H₂O a O₂. En el cátodo se reducirá el Na⁺ a Na o el H₂O a H₂. El producto que se obtenga depende de los potenciales de reducción de cada semirreacción.

   Las semirreacciones son:

   En el ánodo: 

   En el ánodo se producirá O₂, el Cl₂ es más oxidante que el O₂, lo vemos porque tiene un potencial de reducción mayor. Si se produjera Cl₂ oxidaría el agua a O₂. Por tanto en el ánodo se producirá la semirreacción de menor potencial de reducción.

   En el cátodo: 

   En el cátodo se producirá H₂, el Na es más reductor que el H₂O, está por debajo del agua en la tabla de potenciales. Si se produjera Na reduciría el agua a H₂. Por tanto en el cátodo se producirá la semirreacción de mayor potencial de reducción.

   El proceso global es:

   En este caso, ni el ion Na⁺ ni el ion Cl⁻ intervienen en las semirreacciones. únicamente favorecen la conducción eléctrica de la disolución. La disolución sigue neutra, ya que en el proceso global no hay formación de iones H⁺ o OH⁻.

   Pero la electrólisis de una disolución concentrada de cloruro de sodio da dihidrógeno y dicloro. 

   Las semirreacciones son:

   En el ánodo: 

   En el cátodo: 

   En el ánodo debería producirse O₂ y no Cl₂, pero como los potenciales son muy parecidos y como se necesita un sobrepotencial para realizar la electrólisis, al ser alta la concentración de Cl⁻ se produce Cl₂ además de O₂. 
El proceso global es:

   Podemos deducir dos cosas:

1. El ion Na⁺ no experimenta ningún cambio, es decir, se comporta como un ion espectador.

2. La disolución adquiere carácter básico como consecuencia de la formación de los iones OH⁻. 

Condiciones y productos obtenidos en la electrolisis del NaCl

   El voltaje mínimo que debe aplicarse para que tenga lugar la electrólisis se denomina potencial mínimo de descomposición y depende fundamentalmente de los siguientes factores:

1. De la f.e.m. (E) de la reacción que tiene lugar.

2. De la polarización debida a los cambios de concentración en los electrodos.

3. Del sobrepotencial de activación.

   El primero depende de los potenciales de reducción de las semirreacciones que intervienen. El segundo se debe a la acumulación de productos o merma de reactivos alrededor de los electrodos, dando lugar a unas concentraciones reales superiores o inferiores a las empleadas para calcular el potencial E. El tercer factor es más difícil de determinar y depende de la misma transferencia electrónica a través de la interfase del electrodo. Se cree que la necesidad de un sobrepotencial se debe a velocidades de reacción lentas en los electrodos (un efecto cinético, no termodinámico).

EJEMPLO 10: a) Esplica por qué la electrólisis de una disolución acuosa de CuCl₂ produce Cu(s) y Cl₂(g) b) ¿cuál es la f.e.m. externa mínima que se requiere para que este proceso se lleve a cabo en condiciones estándar?

SOLUCIÓN

EJEMPLO 11: a) ¿Cuáles son los productos esperados de la electrólisis de una disolución acuosa 1M de HBr? b) ¿cuál es la f.e.m. externa mínima que se requiere para formar estos productos?

SOLUCIÓN

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

ASPECTOS CUANTITATIVOS DE LA ELECTRÓLISIS

Michael Faraday (1791-1867)

Sus conclusiones se conocen como Leyes de Faraday y pueden expresarse actualmente de la siguiente manera:

1. La masa de sustancia depositada o desprendida en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad empleada.

2. Para una determinada cantidad de electricidad la masa depositada o desprendida es proporcional al cociente de la masa molar del ion y el número de electrones intercambiados.

   Supongamos que el proceso del electrodo es:

   ¿Qué masa de metal M se deposita cuando circula una carga Q?  La relación entre el nº de moles de e⁻ que circulan y el nº de moles de metal que se depositan es

   El nº de moles de e⁻ que circulan será la carga Q entre el Faraday (que equivale a la carga de un mol de electrones, 96500C)

   El nº de moles de metal depositados será la masa de metal entre la masa molar

   La relación entre el nº de moles de e⁻ que circulan y el nº de moles de metal la podemos escribir como

   La masa de metal depositada en el electrodo será

No debes aprender de memoria esta expresión, es mejor que la sepas deducir, de esta forma te será más fácil recordarla siempre.

   Esta relación fue encontrada experimentalmente en 1833 por Faraday, primer químico que estudió cuantitativamente el fenómeno de la electrólisis. En sus estudios introdujo la hipótesis de que la electricidad estaba formada por pequeños paquetes discretos de carga. Esta hipótesis se vio confirmada en 1895 por Thomson al estudiar la naturaleza de los rayos catódicos y descubrir la partícula que conocemos como electrón.

EJEMPLO 12: ¿Qué cantidad de Br₂ se libera por electrólisis de KBr fundido si se hace circular una corriente de 2,0A durante 30min? 

SOLUCIÓN

EJEMPLO 13: ¿Cuánto tiempo deberá circular una corriente de 20,0A a través de CaCl₂ fundido para producir 15,0g de calcio?

SOLUCIÓN

EJERCICIOS PARA PRACTICAR

APLICACIONES INDUSTRIALES DE LA ELECTRÓLISIS

1. Obtención de metales muy reductores, como alcalinos y alcalinoterreos, así como elementos no metálicos como cloro e hidrógeno.
2. Recubrimientos metálicos.
3. Purificación de metales.
4. Pilas de combustible.

• RECUBRIMIENTOS METÁLICOS

A través de la electrólisis podemos depositar una fina capa de un metal sobre otro. Este proceso se denomina galvanoestegia y tiene como aplicaciones entre otras:

1. El dorado y plateado, recubrimiento de oro y plata conocido como chapado en oro o en plata para embellecimiento de diferentes objetos.
2. Recubrimientos con cinc, níquel, cromo, cobre, etc para protección de objetos metálicos contra la corrosión. Estos procedimientos se denominan cincado, niquelado, cromado y cobreado, respectivamente.

   En el recubrimiento electrolítico con cinc el electrólito es una sal de cinc, el ánodo está formado por una barra de cinc puro y el cátodo es la pieza que se desea recubrir. Sobre elle se deposita el cinc como consecuencia de la semirreacción de reducción:

• PURIFICACIÓN ELECTROLÍTICA DEL COBRE

   Después de la obtención de metales por diversos procesos metalúrgicos es conveniente someterlos a un proceso de purificación o refinado posterior.

   En el caso del cobre su utilidad como conductor depende en gran medida de su grado de pureza. La purificación de este metal se lleva a cabo electrolíticamente. El electrólito es una sal de cobre como CuSO₄, el ánodo es una barra de cobre impuro y el cátodo una lámina de cobre muy puro, sobre la que se depositará el cobre.

   Manteniendo un potencial adecuado el cobre del ánodo se oxida, pasa a la disolución y posteriormente se deposita en el cátodo.

Oxidación en el ánodo: 

Reducción en el cátodo:

   Las impurezas del metal, metales que acompañan al cobre en sus minerales, no se descargan sobre el cátodo como Fe²⁺, o Zn²⁺, permaneciendo en disolución, mientras que metales nobles como Ag, Au o Pt caen al fondo del recipiente en lo que se conoce como barros anódicos, recogiéndose para su posterior tratamiento.

• PILAS DE COMBUSTIBLE

   Las pilas de combustible se están utilizando para usar como combustible el hidrógeno electrolítico, obtenido a partir de energías renovables, en la automoción y el transporte pesado. Nos lo explica este vídeo del Instituto de Catálisis y Petroleoquímica del CSIC:

   Estas tecnologías todavía necesitan desarrollo, pero los avances estas siendo muy prometedores. En el siguiente vídeo tienes más información de estas tecnologías asociadas al hidrógeno: