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Semana 8
Aplicando los equilibrios
¡Empecemos!
Durante esta semana conocere-mos los fenómenos relacionados con la disciplina que se encarga de estudiar las reacciones químicas y su electricidad asociada, la cual es conocida como electroquímica. Esta disciplina ha logrado impulsar el de-sarrollo de tecnologías que han traí-do un sinfín de beneficios para el ser humano y las comunidades.
Por tal motivo, haremos hincapié en dos de los procesos más importantes de la electroquímica, como son: la electrólisis y las celdas galvánicas. Durante la próxima semana profundizaremos sobre las diferentes aplicaciones de la electroquímica.
La corriente eléctrica es un flujo de electrones que viajan a través de un ma-terial (por lo general, metales) capaz de conducir los electrones desde un polo negativo hacia un polo positivo; no obstante, también existen sustancias ca-paces de conducir la corriente eléctrica y otras que no. ¿Sabes cómo se llaman estas sustancias idóneas para transportar electrones de una región a otra?
Alcalina y su madre se encontraban revisando varios juguetes viejos para regalarlos a los primitos más pequeños; sin embargo, la mamá se percató de que un juguete tenía las pilas dañadas. Alcalina intentó agarrarlas, pero su mamá se lo impidió, diciéndole: “Alcalina, no toques las pilas, están dañadas y el juguete también”. La niña se dio cuenta de que las pilas botaban una sus-tancia y el lugar donde se guardaban se veía dañado.
¿Sabes tú cuál es la sustancia que poseen las pilas y por qué dañaron el juguete?
¿Qué sabes de...?
El reto es...
Semana 9
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Química y electricidad
Semana 9
Es tradicional utilizar un cable con alambre de cobre cuando se intenta realizar un pequeño circuito casero; el cobre es un metal y, por lo tanto, se comporta como un buen conductor de la electricidad. En cambio, el plástico que recubre el alambre de cobre es incapaz de transportar electrones, por lo que se considera como un no conductor o aislante.
No obstante, también podemos formar cir-cuitos eléctricos con soluciones; en este caso pueden existir solutos presentes en las solu-ciones capaces de conducir la corriente eléc-trica como, por ejemplo, la sal. A estos solutos se les conoce como electrolitos; mientras que las sustancias incapaces de conducir corriente, como la glucosa, se denominan no electrolitos.
Cuando la corriente eléctrica pasa a través de una solución electrolítica, provocando un cambio químico en la solución, se le denomi-na Electrólisis. Esto se lleva a cabo dentro de una celda electrolítica, la cual consta de un re-cipiente que contiene la solución con los dos electrodos sumergidos y conectados a una fuente de corriente directa.
Vamos al grano
Figura 3 + -+ - Electrones Ánodo Oxidación Cátodo Reducción Suministro de corriente Cationes Figura 4 Flujo de electrónes ZnSO4 (ac) Zn Zn+2 + 2e- Cu+2 + 2e- Cu CuSO4 (ac) Electródo de cinc metállico Electródo de cobre metállico voltímetro ánodo (+) Oxidación Reducción cátodo (-) Puente salino439
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Química y electricidad
Los procesos de electrólisis ocurren dentro de celdas electrolíticas que re-quieren de un suministro de corriente eléctrica para provocar reacciones quí-micas no espontáneas.
Por otro lado, las reacciones químicas que producen corriente eléctrica son conocidas como reacciones espontáneas de óxido-reducción. Estas ocurren dentro de celdas o pilas llamadas galvánicas, las cuales se encuentran sepa-radas, por lo que la transferencia de electrones ocurre gracias a un circuito externo como, por ejemplo, un puente salino.
En todas las reacciones electroquímicas se dan procesos de óxido-reduc-ción, debido a que la transferencia de electrones de un polo a otro genera es-tados transitorios de oxidación (perdida de electrones) y reducción (ganancia de electrones).
La migración de iones positivos y negativos es explicada gracias a la teoría de disociación de Arrhenius quien, a través de cinco postulados, describe el comportamiento a esperar de los electrolitos en solución:
1. Los electrolitos en solución se disocian en sus iones (átomos o radicales con carga):
Solución de cloruro de sodio NaCl(ac) Na+ + Cl
-2. El número de carga eléctrica de los iones es igual a su valencia o estado de oxidación:
FeCl2 Fe++ + 2 Cl
-3. La ionización es un proceso reversible y se establece un equilibrio entre las moléculas no disociadas y sus iones.
4. Los iones deben ser considerados como especies químicas con sus propiedades características.
5. Los poli-ácidos se disocian en fases:
H2CO3 HCO3- + H+ CO
2= + 2H+
En el siglo XIX el científico Michael Faraday formuló las leyes de la electrólisis; la primera ley enuncia lo siguiente:
La masa de un producto obtenido o de reactivo consumido durante la reacción en un electrodo es proporcional a la cantidad de carga (corriente x tiempo) que ha pasado a través del circuito.
Gracias a esta ley se puede determinar la cantidad de electricidad (en coulomb o faradios) necesaria para depositar un equivalente gramo de una sustancia.
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Química y electricidad
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Coulomb (c) es la unidad física que se defi-ne como la cantidad de carga que atraviesa una corriente de un amperio (A) de inten-sidad por un punto determinado durante un segundo. Por lo que las unidades de Coulomb son amperios x segundos.
De aquí surge la unidad cuantitativa de electricidad denominada Faraday, en honor a su descubridor, que se define como la cantidad de electricidad que reduce el peso equivalente de una sustancia en el polo negativo (cátodo) y oxida el peso equivalente de la misma sustancia en el polo positivo (ánodo).
1 Faraday equivale a 96.487 coulomb, que se expresa como 1 Faraday = 96.500 c
Faraday también postuló una segunda Ley, donde plantea que:
Las masas de diferentes sustancias producidas por el paso de la misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a sus equiva-lentes gramos.
Gracias a esta Ley se puede determinar la masa de sustancia depositada por un Faraday (96.500 c), lo cual se conoce como equivalente electroquímico.
Equivalente químico = Masa Atómica gramo/valencia.
Veamos ahora un ejemplo sobre la aplicación de las leyes de Faraday: si quisiéramos conocer la cantidad de cobre que se depositará al hacer pasar una corriente de 300 amperios durante una hora, a través de una solución de cloruro cúprico (CuCl2), realizaríamos los siguientes pasos:
1. Calcularíamos el equivalente químico del cobre, sabiendo que la valencia con la cual está trabajando el cobre es dos (II):
Equivalente químico = Masa Atómica gramo/valencia Equivalente químico = 63,5g/mol/ 2
Equivalente químico = 31,75g/eq-g
2. Calculamos la cantidad de electricidad (coulombs) que se produce, sabiendo que una hora equivale a 360 segundos:
Coulombs= amperios x segundos q = I x t
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Química y electricidad
q= 300 amperios x 360 segundos q= 108.000 coulombs
3. Por último, calcularíamos la masa de cobre depositada, planteando que:
Si en 96.500 coulombs se depositan 31,75 gramos En 108.000 coulombs cuanto se depositarán X X= 108.000 coulombs x 31,75 g / 96.500 coulombs X= 3.429.000 g / 96.500
X= 35,53 g
Resolución: cuando en una solución de cloruro cúprico (CuCl2) se hacen pasar 300 amperios por una hora, se depositarán 35,53 gramos de Cobre (Cu++).
Para saber más…
Si deseas conocer más sobre las celdas electrolíticas o galvánicas, te in-vitamos a visitar las siguientes direcciones web:
http://li.co.ve/kZF http://li.co.ve/kZG http://li.co.ve/kZH http://li.co.ve/kZI http://li.co.ve/kZJ
Las pilas alcalinas con el tiempo suelen presentar escapes de su contenido como, por ejemplo, el hidróxido de potasio, sustancia química corrosiva y cáustica que puede irritar las vías respiratorias y la piel. Es por ello que las pilas que tienen una fuga de su contenido no deben ser tocadas directamente con las manos. Lo recomendable es tomarlas con servilletas y colocarlas dentro de un recipiente de plástico, que luego sea llevado a un centro de reciclaje.
Cuando dejamos las pilas dentro de los equipos eléctricos por mucho tiempo, corremos el riesgo de que se libre el contenido de las mismas, causando corrosión del equipo e inclusive ocasionando graves daños. Por lo tanto, se recomienda quitar las pilas cuando no estén en uso, cambiar todas las pilas simultáneamente, no recargar las pilas desechables, además de no mezclar diferentes tipos de pilas. Investiga cuáles eran los componentes de las pilas anteriores a la alcalina y discute con tus compañeros el impacto ambiental que producen las pilas desechadas inadecuadamente.
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Química y electricidad
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Comprobemos y demostremos que…
Para reconocer un proceso electrolítico se suele experimentar con la elec-trólisis del agua, el cual puedes demostrar colocando agua en un frasco de vidrio de boca ancha, más un poco de cloruro de sodio (sal común); luego, introduce dos cables que cerrarán el circuito con un par de pilas AA (figura 5). Explica junto a tus compañeros los cambios observados.
Las pilas alcalinas, a diferencia de otras, son consideradas residuos domésticos; sin em-bargo, son tóxicos para el ambiente, es por ello que en algunos lugares como Europa se tiene un estricto control para el desecho de pilas; incluso, los establecimientos que venden pilas están obligados por la Ley a recibir pilas viejas y reciclarlas en los sitios autorizados para ello.