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• Edwin Rolando

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Que es una celda Electrolítica?

Una celda electrolítica consta de un líquido conductor llamado electrolítico además de dos electrodos de composición similar. La celda como tal no sirve como fuente de energía eléctrica, pero puede conducir corriente desde una fuente externa denominada acción electrolítica. Se usa en electro deposición, electro formación, fvfproducción de gases y realización de muchos procedimientos industriales, un ejemplo es la refinación de metales. Si debido al flujo de la corriente los electrodos se tornan desiguales, es posible que ocurra una acción voltaica.

La celda electrolítica transforma una corriente eléctrica en una reacción química de oxidación-reducción que no tiene lugar de modo espontáneo. En muchas de estas reacciones se descompone una sustancia química por lo que dicho proceso recibe el nombre de electrolisis. También reciben los nombres de celda electrolítica o cuba electrolítica. A diferencia de la celda voltaica, en la célula electrolítica, los dos electrodos no necesitan estar separados, por lo que hay un sólo recipiente en el que tienen lugar las dos semireacciones. Celda Electrolítica Química:

Es un dispositivo simple de dos electrodos, sumergido en un electrolito capaz de originar energía eléctrica por medio de una reacción química. Si se produce una reacción química por el paso de electricidad a través de ella, tenemos las celdas electrolíticas. Cuando se combinan dos o más celdas en serie o paralelo se obtiene una batería. El acumulador de plomo es una batería constituida por tres celdas conectadas en serie.

Electrodo reversible: Son aquellos electrodos con los que se pueden construir pilas Reversibles. Existen tres clases de electrodos reversibles: I) Electrodos de primera clase. a) Es el caso de un metal en contacto con una solución de sus propios iones. Cuando en metal se sumerge en una solución que contiene los iones de dicho metal (barra de zinc en solución de sulfato de zinc) se origina una diferencia de potencial entre el metal y la solución que depende de la naturaleza del metal, de la temperatura y de la concentración de los iones de metal en la solución; el metal pasa a la solución en forma de catión quedando retenidos los electrones en la barra que se polariza así negativamente respecto de la solución. Zn2+ (ac) + 2 e- → Zn (barra) Se representa un electrodo de esta clase en las siguiente forma: Men+/ Me donde Me = metal, n+ = es el nº de oxidación del metal. Para el caso del electrodo de Zn será Zn2+/ Zn Otros ejemplos: electrodos de cobre: Cu2+/ Cu , electrodo de plata: Ag+ / Ag. La reacción correspondiente a este electrodo de oxidación es: Me2+ + n e- → Me ; forma oxidada + n electrones → forma reducida.

b) Un no metal en contacto con una solución de sus propios iones, ejemplo: electrodo de hidrógeno, de halógenos, etc. Se representa el electrodo de hidrógeno en la siguiente forma: 2H+/ H2 / Pt. II) Electrodos de segunda clase. Es el caso de un metal recubierto con una sal poco soluble del metal en contacto con una solución que contenga los mismos aniones que la sal poco soluble. Ejemplo: plata recubierta con cloruro de plata sumergida en una solución que contenga iones cloruro. Se representa en la forma siguiente: AgCl/ Ag HCl / ClIII) Electrodos de tercera clase. Es el caso de un metal noble (no atacable) en contacto con una solución que contenga tanto el estado oxidado como el estado reducido de un sistema redox. Ejemplo: platino sumergido en una solución redox Fe2+ y Fe3+. Se representa de la siguiente forma: Pt/ Fe3+, Fe2+

Un electrodo en una celda electroquímica. Se refiere a cualquiera de los dos conceptos, sea ánodo o cátodo, que también fueron acuñados por Faraday. El ánodo es definido como el electrodo al cual los electrones llegan de la celda y ocurre la oxidación, y el cátodo es definido como el electrodo en el cual los electrones entran a

la celda y ocurre la reducción. Cada electrodo puede convertirse en ánodo o cátodo dependiendo del voltaje que se aplique a la celda. Un electrodo bipolar es un electrodo que funciona como ánodo en una celda y como cátodo en otra. Celda primaria: Una celda primaria es un tipo especial de celda electroquímica en la cual la reacción no puede ser revertida, y las identidades del ánodo y cátodo son, por lo tanto, fijas. El Cátodo siempre es el electrodo negativo. La celda puede ser descargada pero no recargada. Celda secundaria: Una celda secundaria, una batería recargable por ejemplo, es una celda en que la reacción es reversible. Cuando la celda está siendo cargada, el ánodo se convierte en el electrodo positivo (+) y el cátodo en el negativo (-). Esto también se aplica para la celda electrolítica. Cuando la celda está siendo descargada, se comporta como una celda primaria o voltaica, con el ánodo como electrodo negativo y el cátodo como positivo. Reacción de equilibrio: Cada semicelda tiene una tensión característica llamada potencial de semicelda o potencial de reducción. Las diferentes sustancias que pueden ser escogidas para cada semicelda dan lugar a distintas diferencias de potencial de la celda completa, que es el parámetro que puede ser medido. No se puede medir el potencial de cada semicelda, sino la diferencia entres los potenciales de ambas. Cada reacción está experimentando una reacción de equilibrio entre los diferentes estados de oxidación de los iones; cuando se alcanza el equilibrio, la célula no puede proporcionar más tensión. En la semicelda que está sufriendo la oxidación, cuanto más cerca del equilibrio se encuentra el ion/átomo con el estado de oxidación más positivo, tanto más potencial va a dar esta reacción. Del mismo modo, en la reacción de reducción,

cuanto más lejos del equilibrio se encuentra el ion/átomo con el estado de oxidación más negativo, más alto es el potencial. Definición de potencial de electrodo y potencial estándar de electrodo: Potencial de electrodo: Se define como el potencial de una celda que conste del electrodo en cuestión, como el electrodo de la derecha, y el electrodo estándar de hidrógeno, como el electrodo de la izquierda.

Potencial estándar de electrodo (E°): Se define como su potencial de electrodo cuando las actividades de todos los reactivos y los productos sean la unidad. El potencial o fuerza electromotriz de una pila se puede predecir a través de la utilización de los potenciales de electrodo, las tensiones de cada semicelda. (Ver tabla de potenciales de electrodo estándar). La diferencia de voltaje entre los potenciales de reducción de cada electrodo da una predicción para el potencial medido de la pila.

Los potenciales de pila tienen un rango posible desde 0 hasta 6 voltios. Las pilas que usan electrolitos disueltos en agua generalmente tienen potenciales de celda menores de 2,5 voltios, ya que los oxidantes y reductores muy potentes, que se requerirían para producir un mayor potencial, tienden a reaccionar con el agua. Tabla de potenciales de electrodo Ejemplos de algunos potenciales de electrodo Semireacción | Potencial estándar de electrodo, V | S(s) + 2H+ + 2e- → H2S(g) | +0.141 | Cu2+(ac) + e- → Cu+(ac) | +0.153 | Sn4+(ac) + 2e- → Sn2+(ac) | +0.154 |

HSO4-(ac) + 3H+(ac) + 2e- → H2SO3(ac) + H2O(L) | +0.170 | SO42-(ac) + 4H+(ac) → H2SO3(ac) + H2O(L) | +0.200 | AgCl(s) + e - → Ag(s) + Cl-(ac) | +0.222 | BiO+(ac) + 2H+(ac) + 3e - → Bi(s) + H2O(L) | +0.320 | Cu2+(ac) + 2e- → Cu(s) | +0.337 | Fe(CN)63-(ac) + e- → Fe(CN)64-(ac) | +0.360 | O2(g) +2H2O(L) 4e- → 4OH-(ac) |+0.400 | Ag2CrO4(s) + 2e- → 2Ag2(s) + CrO42-(ac) | +0.446 | H2SO3(ac) + 4H+ + 4e- → S(s) + 3H2O(L) | +0.450 | Cu+(ac) + e- → Cu(s) | +0.521 | I2(s) + 2e- → 2I-(ac) | +0.536 | H3AsO4(ac) + 2H+(ac) + 2e - → S(s) + 3H2O(L) | +0.559 | Ag++ e- → Ags | +0.799 | 2H++2e- → H2s | 0.000 | Cd2++2e- → Cds | -0.403 | Zn2+ + 2e- → Zns | -0.763 |

En una celda electrolítica se utiliza la energía eléctrica para inducir una reacción química que no es espontánea.

Ejemplos: la celda de Downs para la electrólisis del NaCl en la que se produce Na metálico y Cloro gaseoso. La celda para la electrólisis del agua en la que se generan hidrógeno y oxígeno gaseosos

Celdas Electrolíticas Aplicaciones

La utilización de CELDAS ELECTROLÍTICAS como equipos en el tratamiento de aguas residuales se extiende a numerosas aplicaciones de recuperación de metal por medio de la electrodeposición en el cátodo y rotura de complejos presentes en las aguas.

La aplicación de sistemas de recuperación de metales por celdas electrolíticas implica una serie de ventajas evidentes: * Posibilidad de realizar dobles reacciones químicas (Ej. CuCN) * Ahorro en el consumo de reactivos químicos * Ahorro en Gestión de Lodos * Bajo coste Energético * Mantenimiento mínimo de los equipos Equipos aplicados a distintos sectores: * Galvanotecnia: Electrodeposición de metales en el cátodo.Oxidación anódica de cianuro. * Farmacia: Rotura de complejos. * Minería /Química: Recuperación de metales preciosos. * Sector de tintes: Eliminación de color. Dependiendo del tipo de aguas y su concentración existen varios modelos: ------------------------------------------------Celdas ER * Celdas de alto rendimiento para concentraciones medias (50 mg/l - 30 g/l) * Celdas de forma cilíndrica, con cátodos bien en malla o espuma. * Sistema modular de 6 celdas: ER-6 * Con esta serie modular es posible trabajar por cargas o en continuo, lo que ofrece una gran diversidad de variantes.

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------------------------------------------------Celdas EPV/EPVS * Celdas para alta concentraciones (>30 gr/l) * Celdas de gran tamaño con un rendimiento menor que los anteriores equipos pero mayor acumulación de metal.

Las celdas electrolíticas utilizadas en procesos industriales importantes

Celda electrolítica con NaCl fundido Semi reacción catódica (-) REDUCCION Na+ + e- Na Semi reacción anódica (+) OXIDACION 2Cl- Cl2 + 2eReacción global 2Na+ + 2Cl-

2Na + Cl2

Reacción No espontanea ¡

La Ley de Faraday La masa que se deposita (o que se corroe) en un electrodo depende de la cantidad de corriente Cantidad de corriente – coulombs (Q) Q es el producto de la corriente (en amperes) que pasa por unidad de tiempo (en segundos).

Coulomb Q = It < Tiempo en segundos Corriente en amperes (amp)

Un coulomb (C) es la cantidad de carga que pasa por un punto dado de un alambre cuando se hace pasar una corriente eléctrica de 1 ampere en 1 segundo. Experimentalmente se ha determinado que 1 mol de electrones transporta una carga de 96487 coulombs 1 mol e- = 96500 C En electroquímica 1 mol de electrones se denomina 1 faraday, en honor a Michael Faraday El número de coulombs por faraday se llama constante de Faraday

Electrodo de potencial The potential difference, which is measured in volts (v), depends upon the particular substances constituting the electrodes. La diferencia de potencial, que se mide en voltios (v), depende de las sustancias particulares que constituyen los electrodos. For any electric cell, the total potential is the sum of those produced by the reactions at the two electrodes: Para cualquier célula eléctrica, el potencial total es la suma de las

producidas por las reacciones en los dos electrodos: | | |

La EMF denota fuerza electromotriz, otro nombre para el potencial eléctrico. Chemists have measured the voltages of a great variety of electrodes by connecting each in a cell with a standard hydrogen electrode, which is hydrogen gas at 1 atmosphere bubbling over a platinum wire immersed in 1 MH + (aq) . Los químicos han medido las tensiones de una gran variedad de electrodos mediante la conexión de cada uno en una celda con un electrodo normal de hidrógeno, que es el gas de hidrógeno en un ambiente rebosante de un alambre de platino sumergido en una MH + (aq). This standard electrode is arbitrarily assigned a potential of 0 volts, and measurement of the EMF of the complete cell allows the potential of the other electrode to be determined. Este electrodo estándar se le asigna arbitrariamente un potencial de 0 voltios, y la medición del FEM de la pila completa permite que el potencial del otro electrodo que se determine. Table 1 lists some standard potentials for electrodes at which reduction is occurring. La Tabla 1 muestra algunos potenciales normales de electrodos en la que la reducción se está produciendo. TABLE 1 TABLA 1 | Standard Electrode Potentials Potenciales estándar de electrodo | Volts Voltios | Reduction Reducción | | Half-Reaction Medio de reacción | 2.87 2.87 | F 2 (g) F 2 (g) | + + | 2e − → 2F − (aq) 2e - → 2F - (aq) | 1.36 1.36 | Cl 2 (g) Cl 2 (g) | + + | 2e − → 2Cl − (aq) 2e - → 2Cl - (aq) | 1.20 1.20 | Pt 2+ (aq) Pt 2 + (aq) | + + | 2e − → Pt (s) 2e - → Pt (s) | 0.92 0.92 | Hg 2+ (aq) Hg 2 + (aq) | + + | 2e − → Hg (l) 2e - → Hg (l) |

0.80 0.80 | Ag + (aq) Ag + (aq) | + + | e − → Ag (s) e - Ag → (s) | 0.53 0.53 | I 2 (s) I 2 (s) | + + | 2e − → 2l − (aq) 2e - → 2l - (aq) | 0.34 0.34 | Cu 2+ (aq) Cu 2 + (aq) | + + | 2e − → Cu (s) 2e - → Cu (s) | 0 0 | 2H + (aq) 2H + (aq) | + + | 2e − → H 2 (g) 2e - → H 2 (g) | −0.13 -0.13 | Pb 2+ (aq) Pb 2 + (aq) | + + | 2e − → Pb (s) 2e - → Pb (s) | −0.26 -0.26 | Ni 2+ (aq) Ni 2 + (aq) | + + | 2e − → Ni (s) 2e - → Ni (s) | −0.44 -0.44 | Fe 2+ (aq) Fe 2 + (aq) | + + | 2e − → Fe (s) 2e - → Fe (s) | −0.76 -0.76 | Zn 2+ (aq) Zn 2 + (aq) | + + | 2e − → Zn (s) 2e - → Zn (s) | −1.66 -1.66 | Al 3+ (aq) Al 3 + (aq) | + + | 3e − → Al (s) 3e - Al → (s) | −2.71 -2.71 | Na + (aq) Na + (aq) | + + | e − → Na (s) e - → Na (s) | −2.87 -2.87 | Ca 2+ (aq) Ca 2 + (aq) | + + | 2e − → Ca (s) 2e - → Ca (s) | −2.91 -2.91 | K + (aq) K + (aq) | + + | e − → K (s) e - → K (s) | −3.04 -3.04 | Li + (aq) Li + (aq) | + + | e − → Li (s) e - → Li (s) | | Near the middle of the list, you will see 0 volts arbitrarily assigned to the standard hydrogen electrode; all other potentials are relative to the hydrogen half-reaction. Cerca de la mitad de la lista, podrás ver 0 voltios arbitrariamente asignados al electrodo normal de hidrógeno, todos los otros potenciales son relativas a la mitad del hidrógeno-reacción. The voltages are given signs appropriate for a reduction reaction. Las tensiones se dan las señales adecuadas para una reacción de reducción. For oxidation, the sign is reversed; thus, the oxidation half-reaction, Por oxidación, la señal se invierte, por lo que la mitad de oxidación-reacción, | | | |

has an EMF of –1.20 volts, the opposite given in the Table 1 . tiene una FEM de -1,20 voltios, lo contrario que figuran en el Cuadro 1 . Look this up in the