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Procesos de óxido-reducción, Bruno Garibaldi Montes, Mapa 6. Procesos de…
Procesos de óxido-reducción
La electricidad y las reacciones óxido-reducción espontaneas e inducidas
La electricidad
La electricidad se refiere a una serie de fenómenos asociados con la presencia y el flujo de carga eléctrica
Las reacciones oxido-reducción producen energía eléctrica
Una celda electroquímica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una
reacción redox
Reacciones óxido-reducción espontaneas
La energía liberada de una reacción espontánea se convierte en electricidad o bien se puede aprovechar para inducir una reacción química no espontánea.
La sustancia oxidante está separada de la reductora de manera que los electrones deben atravesar un alambre (celda electroquímica) de la sustancia reductora hacia la oxidante
Las celdas galvánicas aprovechan una reacción redox espontánea para producir energía eléctrica
Las celdas electrolíticas
Es posible saber si la reacción redox es espontánea (se realiza hacia los productos) estableciendo un
esquema
Reacciones óxido-reducción inducidas
Las celdas electrolíticas requieren una fuente externa de energía eléctrica para generar una reacción química redox no espontánea
Potencial estándar. Serie de actividad. Pilas
Serie de actividad
La serie de reactividad es una lista de metales clasificados en orden de reactividad decreciente, que suele determinarse por la capacidad de desplazar el gas hidrógeno del agua y las soluciones ácidas
Puede utilizarse para predecir qué metales desplazarán a otros metales en soluciones acuosas en reacciones de doble desplazamiento y para extraer metales de mezclas y minerales
La serie de actividad también se conoce como serie de reactividad
La serie de reactividad sigue el orden, de más reactivo a menos reactivo
En general, los metales alcalinos son los más reactivos, seguidos por los alcalinotérreos y los de transición
Los metales nobles (plata, platino, oro) son poco reactivos
Los metales en la parte superior de la serie de reactividad son potentes agentes reductores ya que se oxidan fácilmente. Estos metales se manchan , corroen muy fácilmente.
La capacidad reductora de los metales se debilita mientras recorre la serie.
Los metales de mayor clasificación requieren mayores cantidades de energía para su aislamiento de minerales y otros compuestos.
Pilas
Las pilas son aquellos artilugios capaces de acumular y proporcionar energía eléctrica gracias a ciertas reacciones químicas que tienen lugar en su interior.
Consisten en dos electrodos metálicos sumergidos en un líquido, sólido o pasta que se llama electrolito
se puede transformar energía química en eléctrica mediante la transferencia de electrones de manera indirecta
También reciben el nombre de celdas galvánicas
Las pilas que más interesan son las pilas que tengan una diferencia de potencial elevada, para que puedan realizar el máximo trabajo eléctrico posible
Tipos de pilas
Pilas húmedas
Algunos ejemplos de esta pila son la pila Daniell y la pila Leclanché que usa un electrodo de cinc y otro de carbono, rodeado este último por dióxido de manganeso con cloruro amónico como electrólito
Pilas secas
Son las pilas que más se usan
Son una modificación de la pila de Leclanché en la que la disolución se ha sustituido por una pasta sólida
El potencial de esta pila es independiente del tamaño o cantidad de reactivos que lleve, ya que con el tamaño aumenta la corriente eléctrica que produce, pero no el voltaje entre los electrodos
Pilas salinas
Los reactivos son zinc y óxido de manganeso
Para que se produzca la reacción, es necesaria la presencia de cloruro de zinc y cloruro amónico
Pilas alcalinas
Los reactivos químicos son los mismos que en la pila salina, pero el cloruro de zinc y el cloruro de amonio son sustituidos por hidróxido de potasio disuelto en agua; esta disolución de hidróxido de potasio es muy corrosiva
Estas pilas duran más que las salinas
Pilas de botón
Pilas de mercurio
Los reactivos son zinc y óxido de mercurio, produciéndose en el proceso de descarga mercurio
Tienen un impacto medioambiental considerablemente mayor que las de plata
La reacción se produce en presencia de una disolución concentrada de hidróxido de potasio
Pilas de plata
Los reactivos son zinc y óxido de plata
La reacción se produce en presencia de una disolución concentrada de hidróxido de potasio
Pilas de litio
Se trata de las baterías que se basan en iones de litio
Están diseñadas para almacenar energía en granes cantidades y ser recargadas
Potencial estándar
El potencial estándar de reducción E0 es una magnitud que mide la tendencia a reducirse de una especie química
Su unidad es el voltio
El potencial estándar de reducción se mide por comparación con el que tiene el hidrógeno, elemento escogido como referencia
Hay potenciales positivos y negativos
Si una especie tiene potencial E0 positivo es que su potencial es mayor que el del hidrógeno
Si un elemento tiene un potencial E0 negativo es que su potencial es menor que el del hidrógeno
Si ponemos en contacto 2 especies químicas, la que tenga el mayor potencial estándar de reducción se reducirá
Si ponemos en contacto 2 especies químicas, la que tenga menor potencial estándar de reducción se oxidará espontáneamente
El potencial estándar de reducción se utiliza para poder determinar el potencial electroquímico o el potencial de un electrodo de una celda electroquímica o de una celda galvánica.
Leyes de Faraday. Electrólisis. Galvanización. Electrodepositación. Corrosión
Galvanización
Proceso electroquímico por el cual se puede cubrir un metal con otro
Se denomina galvanización pues este proceso se desarrolló a partir del trabajo de Luigi Galvani, quien descubrió en sus experimentos que si se pone en contacto un metal con una pata cercenada a una rana, ésta se contrae como si estuviese viva, luego descubrió que cada metal presentaba un grado diferente de reacción en la pata de rana, por lo tanto cada metal tiene una carga eléctrica diferente
Su función es proteger la superficie del metal sobre el cual se realiza el proceso
El galvanizado más común consiste en depositar una capa de zinc (Zn) sobre hierro (Fe); ya que, al ser el zinc más oxidable que el hierro y generar un óxido estable, protege al hierro de la oxidación al exponerse al oxígeno del aire
La galvanización puede proteger el metal de varias formas
Crea una capa protectora que protege el metal del entorno circundante. La capa de zinc evita que el agua, la humedad y otros elementos del aire corroan el acero que se encuentra debajo. Si el revestimiento de zinc se raya lo suficientemente profundo, el metal quedaría expuesto y sería susceptible a la corrosión.
Puede proteger el metal a través de un proceso llamado “corrosión galvánica“. La corrosión galvánica ocurre cuando dos metales de diferente composición electroquímica se ponen en contacto entre sí con un electrolito presente, como el agua salada
Leyes de Faraday
la cantidad de sustancia que se oxida o se reduce en cada electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la disolución electrolítica. Esta conclusión se formula en dos leyes que se conocen como leyes de Faraday.
1a Ley de Faraday
La masa de sustancia que se deposita o se libera en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de corriente eléctrica que circula por el electrolito
2a Ley de Faraday
Para una misma cantidad de electricidad, la masa depositada o liberada es proporcional a su masa atómica y al número de electrones intercambiados en cada semirreacción.
También es conocida como la Ley de Inducción electromagnética de Faraday
Esta ley cuantifica la relación entre un campo magnético cambiante en el tiempo y el campo eléctrico creado por estos cambios.
El enunciado de dicha ley sostiene
La tensión inducida en un circuito cerrado es directamente proporcional a la razón de cambio en el tiempo del flujo magnético que atraviesa una superficie cualquiera con el circuito mismo como borde
Se expresa mediante la siguiente fórmula
FEM (Ɛ) = dϕ/dt
dϕ/dt es la tasa de variación temporal del flujo magnético ϕ
FEM o Ɛ representan la Fuerza Electromotriz inducida (la tensión)
Corrosión
La corrosión el proceso de degradación de ciertos materiales, como consecuencia de una reacción electroquímica, o sea, de óxido-reducción, a partir de su entorno.
La velocidad de la reacción depende de la temperatura a la que ocurre, así como de las propiedades de los elementos involucrados, especialmente de su salinidad.
Se trata de un fenómeno natural, espontáneo, que afecta sobre todo (aunque no exclusivamente) a los metales.
Tipos de corrosión
Corrosión química
Se produce cuando un material reacciona en un líquido o gas corrosivo, hasta disolverse por completo o hasta saturar el líquido. Esto puede ocurrir de distintos modos
Lixiviación selectiva
Se da cuando hay una corrosión selectiva en aleaciones metálicas
Ataque químico
Se da con reacciones químicas agresivas por solventes poderosos, como los que son capaces de disolver polímeros, generalmente considerados resistentes a la corrosión.
Ataque por metal líquido.
Se da cuando un metal sólido y otro metal líquido se ponen en contacto
Un metal sólido es corroído en sus puntos débiles por un metal liquido
Corrosión electroquímica.
curre generalmente en los metales, cuando sus átomos pierden electrones y se convierten en iones. Puede darse de distintas maneras
Corrosión galvánica
Es la más intensa de todas y ocurre cuando interactúan metales distintos entre sí
La interacción entre los metales forman lo que se conoce como una pila galvánica
Corrosión por aireación superficial
Es conocida como Efecto Evans
se produce en superficies planas ubicadas en sitios húmedos y sucios, que propician entornos electronegativamente cargados
Corrosión microbiológica
Cuando la ocasionan organismos vivos microscópicos capaces de alterar la química de los materiales, como bacterias, algas y hongos.
Dependiendo del tipo de materiales y reacciones que implique, la corrosión puede ser química o electroquímica
Electrólisis
Proceso
Se funde o se disuelve el electrolito en un determinado disolvente, con el fin de que dicha sustancia se separe en iones (ionización)
Se aplica una corriente eléctrica continua mediante un par de electrodos conectados a una fuente de alimentación eléctrica y sumergidos en la disolución. El electrodo conectado al polo negativo se conoce como cátodo, y el conectado al positivo como ánodo
Cada electrodo mantiene atraidos a los iones de carga opuesta. Así, los iones positivos, o cationes, son atraídos al cátodo, mientras que los iones negativos, o aniones, se desplazan hacia el ánodo
La energía necesaria para separar a los iones e incrementar su concentración en los electrodos es aportada por la fuente de alimentación eléctrica.
En los electrodos se produce una transferencia de electrones entre estos y los iones, produciéndose nuevas sustancias. Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (-)
La electrólisis es el proceso en el que los elementos de un compuesto se separan mediante la aplicación de electricidad.
La energía eléctrica se transforma en energía química
Ejemplos
Existen muchas formas de aplicar el proceso de la electrólisis como, por ejemplo, para la purificaciones de metales
Electrólisis del agua (2H2O): de donde se produce hidrógeno (2H2) y oxígeno (O2).
Electrólisis del cloruro de sodio (2NaCl): de donde se obtiene sodio (2Na) y cloro (Cl2).
Bruno Garibaldi Montes
Mapa 6. Procesos de óxido-reducción
27 - Noviembre - 2022
Referencias bibliográficas
Corrosión - concepto, tipos, ejemplos, prevención y oxidación. (s. f.). Concepto. Recuperado el 27 de noviembre del 2022 de: 2022 de:
https://concepto.de/corrosion/
Visor de libros. (s. f.). Leyes de Faraday. Recuperado el 27 de noviembre del 2022 de:
https://www.educa2.madrid.org/web/fisica-y-quimica-ies-isidra-de-guzman/quimica-2-bachillerato/-/book/reacciones-de-transferencia-de-electrones?_book_viewer_WAR_cms_tools_chapterIndex=e589a698-3da6-4729-b23f-03505f09ce98
Electrólisis. (s. f.). Química.es. Recuperado el 27 de noviembre del 2022 de:
https://www.quimica.es/enciclopedia/Electr%C3%B3lisis.html
4.2.1 Potenciales estándar de reducción | Química general. (s. f.) Química general. Recuperado el 27 de noviembre del 2022 de:
http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/421-potenciales-estandar-de-reduccion.html
Serie de reactividad. (2019, 25 agosto). La física y química. Recuperado el 27 de noviembre del 2022 de:
https://lafisicayquimica.com/serie-de-reactividad/
Reacciones redox y tipos de pilas. (19 de abril de 2015). Métodos de la ciencia. Recuperado el 27 de noviembre del 2022 de:
http://met4estelatorres.blogspot.com/2015/04/reacciones-redox-y-tipos-de-pilas.html
Galvanizado. (s. f.). Química.es. Recuperado el 27 de noviembre del 2022 de:
https://www.quimica.es/enciclopedia/Galvanizado.html
