Ley de Faraday de la electrólisis
Michael Faraday, por Thomas por Thomas Phillips c. 1841-1842. Las leyes de Faraday de la electrólisis expresan relaciones cuantitativas basadas en las investigaciones electroquímicas electroquímicas publicadas publicadas por Michael por Michael Faraday en 1834. 1834.1
Enunciado de las leyes Varias versiones del enunciado de las leyes se pueden encontrar en los libros de texto y la literatura científica. La más utilizada es la siguiente:
1 a ley de Faraday de la electrólisis - La masa de una sustancia alterada en un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad transferida a este electrodo. La cantidad de electricidad se refiere a la cantidad de carga eléctrica, eléctrica, que en general se mide en culombios culombios..
2 a ley de Faraday de la electrólisis - Para una determinada cantidad de electricidad (carga eléctrica), la masa de un material elemental alterado en un electrodo , es directamente proporcional al peso al peso equivalente del elemento. El peso equivalente de una sustancia es su masa molar dividido molar dividido por un entero que depende de la reacción que tiene lugar en el material.
Forma matemática La ley de Faraday en la forma moderna:
donde: m es la masa de la sustancia producida en el electrodo (en gramos gramos)), culombios)), Q es la carga eléctrica total que pasó por la solución (en culombios -19 q es la carga del electrón = 1.602 x 10 culombios por electrón, n es el número de valencia de la sustancia como ion en la solución (electrones por
ion), F = = qN A = 96485 C·mol-1 es la Constante de Faraday, Faraday, M es es la masa molar de la sustancia (en gramos por mol por mol)), y 23 N A es el Número el Número de Avogadro = 6.022 x 10 iones por mol. es la corriente eléctrica (en amperios) I es t es es el tiempo transcurrido (en segundos)
Primera ley de Faraday (pr i mer mer a le l ey de l a el el ectró ctr ól i si s) La masa M de sustancia que se desprende en el electrodo es directamente proporcional a la carga eléctrica Q que pasa por el electrólito si a través de éste se hace pasar durante el tiempo t una corriente continua de intensidad I.
El coeficiente de proporcionalidad k se denomina equivalente electroquímico de la sustancia. Este coeficiente es numéricamente igual a la masa de sustancia desprendida cuando por el electrólito pasa la unidad de carga eléctrica y depende de la naturaleza química de la sustancia sustancia..
Segunda ley de Faraday (s (se egun gu n da le l ey de l a el el ectr ól i si s) Los equivalentes electroquímicos de los elementos son directamente proporcionales a sus equivalentes químicos
Donde C es cierta constante universal para todos los elementos y kx es el equivalente químico
donde: m es la masa de la sustancia producida en el electrodo (en gramos gramos)), culombios)), Q es la carga eléctrica total que pasó por la solución (en culombios -19 q es la carga del electrón = 1.602 x 10 culombios por electrón, n es el número de valencia de la sustancia como ion en la solución (electrones por
ion), F = = qN A = 96485 C·mol-1 es la Constante de Faraday, Faraday, M es es la masa molar de la sustancia (en gramos por mol por mol)), y 23 N A es el Número el Número de Avogadro = 6.022 x 10 iones por mol. es la corriente eléctrica (en amperios) I es t es es el tiempo transcurrido (en segundos)
Primera ley de Faraday (pr i mer mer a le l ey de l a el el ectró ctr ól i si s) La masa M de sustancia que se desprende en el electrodo es directamente proporcional a la carga eléctrica Q que pasa por el electrólito si a través de éste se hace pasar durante el tiempo t una corriente continua de intensidad I.
El coeficiente de proporcionalidad k se denomina equivalente electroquímico de la sustancia. Este coeficiente es numéricamente igual a la masa de sustancia desprendida cuando por el electrólito pasa la unidad de carga eléctrica y depende de la naturaleza química de la sustancia sustancia..
Segunda ley de Faraday (s (se egun gu n da le l ey de l a el el ectr ól i si s) Los equivalentes electroquímicos de los elementos son directamente proporcionales a sus equivalentes químicos
Donde C es cierta constante universal para todos los elementos y kx es el equivalente químico
Aquí A es la masa atómica del elemento (en kg/mol), y z, su valencia. Así pues
Siendo
La constante de Faraday, conocida también como número de Faraday.
Ley unificada de Faraday (le (l ey uni un i f i cada cada de l a el el ectró ctr ól i si s) m = M(X/z*)It / F → (96500 C = 1 Faraday (F)) Permite esclarecer el sentido físico de F, porque precisamente cuando M = A / z, el número de Faraday F = Q. La cantidad de sustancia igual a 1 / z moles recibe el nombre de equivalente-gramo. Cuando z = 1, el equivalente gramo de la sustancia es igual a un mol. La constante de Faraday es numéricamente igual a la carga eléctrica que hay que hacer pasar por el electrólito para que se desprenda desprend a en el electrodo un equivalente – gramo de – gramo sustancia.
Química Electroquímica: Primera Ley de Faraday. Segunda Ley de Faraday. Número de Faraday. Equivalente electroquímico.
Leyes de la Electrólisis Los siguientes conceptos son referidos a la corriente eléctrica necesarios para comprender el significado de las leyes de Faraday: 1) La cantidad de electrones (electricidad) que circulan por un conductor se mide en Coulomb. q = carga → [q] = coulomb
2) La intensidad de la corriente (caudal de electrones) expresa la cantidad de electricidad que circula por un conductor por unidad de tiempo. La intensidad de la corriente se mide en Amperes. i = q/t ⇒ q = i.t → [i] = A 3) Cuando una fuente fuerza a los electrones a circular por un conductor, se presenta una resistencia al flujo de corriente y se produce una caída de potencial. La resistencia eléctrica se mide en Ohms,y la diferencia de potencial en Voltios. E = i.R → [E] = V y [R] = ohm
Primera Ley de Faraday: la masa de un elemento depositada en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la solución del electrólito o del electrólito fundido. m = ζ.i.t
donde # es una constante que depende del catión y se denomina equivalente electroquímico (se verá más adelante). Cuando se realiza, por ejemplo, la electrólisis de una solución de sulfato cúprico (CuSO4) sucede lo siguiente (fig. 4):
Figura 4 Cu2SO4 + H2O → Cu++ + SO4= + H+ + HO‾ Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, el ion cobre se mueve hacia el cátodo, adquiere dos electrones y se deposita en el electrodo como elemento cobre. El ion sulfato, al descargarse en el electrodo positivo, es inestable y se combina con el agua de la disolución formando ácido sulfúrico y oxígeno.
2Cu++ → 2Cu ° - 4e‾ +
2HO‾ → O2 + 2H + 4e‾
2Cu2SO4 + 2H2O → 2Cu ° + 2H2SO4 + O2 Cuando circula más corriente (más coulombios) más cobre se deposita, pues más electrones han circulado permitiendo que más iones cobre (Cu++) se conviertan en elemento cobre (Cu°). Segunda Ley de Faraday: Las masas de elementos que se depositan en los electrodos son proporcionales a los equivalentes químicos. Recordemos que el equivalente químico de un elemento es el cociente entre el peso atómico gramo de ese elemento y su valencia: Eq = Pa/V Para probar esta segunda ley se hace pasar la misma cantidad de electricidad a través de varias cubas con diferentes soluciones salinas, como indica la figura. Midiendo la cantidad de plata y de cobre depositados en el cátodo se llega a la comprobación de la ley: m Ag+ / m Cu++ = Eq Ag/ Eq Cu m Ag+ / m Cu++ = 107,8/31,75 O sea que las masas de plata y de cobre depositadas en los electrodos se hallan en relación de: 107,8 /31,75.
Número de Faraday: Para depositar el equivalente químico de cualquier elemento se necesita la misma cantidad de electricidad. La constante o número de Faraday (F) es de 96500 coulomb (96494).
Por ejemplo, para depositar: 1,008 gr de H+, 107,8 gr de Ag+, 31.75 gr de Cu++ o 63.5 gr de Cu+ son necesarios 96500 coulomb. Vale aclarar que: 96500 coulomb = carga de 6,02.1023 electrones, de lo que se deduce que la carga de un electrón es 1,6 .10-19 coulomb. Equivalente electroquímico: Se llama equivalente electroquímico # a la masa de un elemento depositada, durante la electrólisis, por la carga de un coulomb. ζ = Eq/F
En todos los casos, la cantidad de material que se deposita en cada electrodo al pasar la corriente por un electrólito sigue las leyes de Faraday. Todos los cambios químicos implican una reagrupación o reajuste de los electrones en las sustancias que reaccionan; por eso puede decirse que dichos cambios son de carácter eléctrico. Para producir una corriente eléctrica a partir de una reacción química, es necesario tener un oxidante, es decir, una sustancia que gane electrones fácilmente, y un reductor, es decir, una sustancia que pierda electrones fácilmente. Autor: Ricardo Santiago Netto. Editor: Fisicanet ® • Si has utilizado el contenido de esta página, por favor, no olvides citar la fuente
"Fisicanet". • Por favor, “copia y pega” bien el siguiente enlace:
http://www.fisicanet.com.ar/quimica/electrolisis/ap07_electrolisis.php ¡Gracias! Segunda ley: Si una cantidad de electricidad atraviesa distintos electrolitos , las masas de las sustancias depositadas durante la electrólisis son proporcionales a los respectivos equivalentes químicos. m1/m2 = E1/E2
el equivalente químico de un elemento en un compuesto dado es la relación entre la masa de un mol de átomos del elemento y el nº de oxidación con que actúa en el compuesto.
Eq = masa/nº de oxidación
Ejemplo: calcular el equivalente químico del calcio en el óxido de calcio CaO, del cobre en el sulfato de cobre (II) (CuSO4) y del hidrógeno en el agua. Eq(Ca)= 40 gramos/2=20g
Eq(Cu) = 63,5g/2= 31,75g
Eq(H)= 1g/1=1g
1.- A través de una solución de cloruro de CU(II) se hace circular una corriente de 2,5A durante 15 minutos . ¿Cuál será la masa de cobre depositada? m=Cu It
(Cu)= masa/F nº de oxidación
63,5g/ 96500 Cx2
Masa= 63,5g/ 96500 Cx2 .2,5Ampere 900 seg
Ampere=C/seg
Masa =074g
2.- Calcular la intensidad de corriente eléctrica necesaria para depositar 24 gramos de hierro en una solución de cloruro de Fe (III) en 20 minutos
m= It I= m/ t I = m F nº de oxidación/ M t 24gramos 96500C/seg 3
=
103,4A
56g 1200segundos 3.- Calcular el tiempo en horas, que deberá transcurrir para que se depositen 356g de cobre en una solución de cloruro de Cu (II) por la que asa una corriente de 150 amperes
I = m F nº de oxidación/ M t Despejamos tiempo t=m F nº oxidación/ MI
t= 356g 96500C.2/63,5g. 150ª= 7200segundos =2 horas Ampere=C/seg
CONCEPTOS concepto palabra fisica Electricidad
BREVES HISTORIAS historia de la fisica Historia de los circuitos electricos historia de la electrostatica Historia de la electricidad BIOGRAFIAS Biografia de isacc newton Biografia de Galileo Galilei Biografia de pascal Biografia de Hertz CIRCUITOS CIRCUITOS ELECTRICOS resistencias electricas Aplicaciones de resistencias electricas aplicaciones campo electrico ELECTRICIDAD Campos Electricos Corriente Electrica Corriente Alterna Corriente Continua Intensidad de corriente Potencial Electrico Intensidad de campo electrico utilidades que brinda la electricidad la materia en la electicidad ELECTROSTATICA ELECTROSTATICA LEY DE COLUMBIO generadores electrostaticos Electricidad estatica PRINCIPIOS (FISICA) PRINCIPIO DE PASCAL Principio de Arquimides Presion Atmosferica Movimiento circular OTROS Integrantes
Intensidad de corriente circula la corriente eléctrica, existe un flujo de cargas. En el caso de un circuito eléctrico, los electrones se desplazan desde un borne del generador hasta el otro (un borne es cada uno de los polos de un generador). Para cuantificar el número de cargas que circulan en la unidad de tiempo se utiliza una magnitud denominada intensidad de corriente. La intensidad de corriente (I) es la cantidad de carga eléctrica que atraviesa un conductor en un tiempo determinado
mayo
Matemáticamente se expresa con la siguiente fórmula: I=Qt La unidad de la intensidad de corriente en el Sistema Internacional es el amperio (A): un amperio corresponde a la intensidad de corriente que circula por un conductor cuando por este pasa una carga de un culombio en c
ada segundo. Como el amperio es una unidad muy grande, para expresar el valor de la corri ente que circula por un conductor se utilizan muy a menudo submúltiplos de él:
Miliamperio: 1 mA = 10-3 A. Microamperio: 1 μA = 10 -6 A.
Las intensidades típicas que recorren los aparatos eléctricos utilizados en casa son de unos pocos miliamperios. Para medir la intensidad de corriente se utiliza un aparato llamado amperímetro. Para medir la intensidad de corriente que pasa por un elemento del circuito, el amperímetro debe conectarse en serie con este elemento.
Electrolito
Electrolito líquido en un proceso de recubrimiento por electrólisis. Un electrolito o electrólito es cualquier sustancia que contiene iones libres, los que se comportan como un medio conductor eléctrico. Debido a que generalmente consisten en iones en solución, los electrólitos también son conocidos como soluciones iónicas, pero también son posibles electrolitos fundidos y electrolitos sólidos.
Índice
1 Principios 2 Importancia fisiológica 2.1 Medición 2.2 Bebidas deportivas 3 Electroquímica o o
4 Electrólito seco 5 No electrolito 6 Véase también 7 Referencias
Principios Comúnmente, los electrolitos existen como disoluciones de ácidos, bases o sales. Más aún, algunos gases pueden comportarse como electrolitos bajo condiciones de alta temperatura o baja presión. Las soluciones de electrolitos pueden resultar de la disolución de algunos polímeros biológicos (por ejemplo, ADN, polipéptidos) o sintéticos (por ejemplo, poliestirensulfonato, en cuyo caso se denominan polielectrolito) y contienen múltiples centros cargados. Las soluciones de electrolitos se forman normalmente cuando unasal se coloca en un solvente tal como el agua, y los componentes individuales se disocian debido a las interacciones entre las moléculas del solvente y el soluto, en un proceso denominado solvatación. Por ejemplo, cuando la sal común, NaCl se coloca en agua, sucede la siguiente reacción: NaCl(s) → Na+ + Cl−
También es posible que las sustancias reaccionen con el agua cuando se les agrega a ella, produciendo iones. Por ejemplo, el dióxido de carbono reacciona con agua para producir una solución que contiene iones hidronio, bicarbonato y carbonato. En términos simples, el electrolito es un material que se disuelve completa o parcialmente en agua para producir una solución que conduce una corriente eléctrica. Las sales fundidas también pueden ser electrólitos. Por ejemplo, cuando el cloruro de sodio se funde, el líquido conduce la electricidad. Si un electrólito en solución posee una alta proporción del soluto se disocia para formar iones libres, se dice que el electrólito es fuerte; si la mayoría del soluto no se disocia, el electrólito es débil . Las propiedades de los electrólitos pueden ser explotadas usando la electrólisis para extraer los elementos químicos constituyentes.
Importancia fisiológica En fisiología, los iones primarios de los electrólitos son sodio (Na+), potasio (K +), calcio (Ca2+), magnesio (Mg2+), cloruro (Cl−), hidrógeno fosfato (HPO42−) y bicarbonato (HCO3−). Todas las formas de vida superiores requieren un sutil y complejo balance de electrólitos entre el medio intracelular y el extracelular . En particular, el mantenimiento de un gradiente osmótico preciso de electrólitos es importante. Tales gradientes afectan y regulan la hidratación del cuerpo, pH de la sangre y son críticos para las funciones de los nervios y los músculos, e imprescindibles para llevar a cabo la respiración. Existen varios mecanismos
en las especies vivientes para mantener las concentraciones de los diferentes electrólitos bajo un control riguroso. Tanto el tejido muscular y las neuronas son considerados tejidos eléctricos del cuerpo. Los músculos y las neuronas son activadas por la actividad de electrólitos entre el fluido extracelular o fluido intersticial y el fluido intracelular . Los electrólitos pueden entrar o salir a través de la membrana celular por medio de estructuras proteicas especializadas, incorporadas en la membrana, denominadas canales iónicos. Por ejemplo, las contracciones musculares dependen de la presencia de calcio (Ca2+), sodio (Na+), y potasio (K +). Sin suficientes niveles de estos electrólitos clave, puede suceder debilidad muscular o severas contracciones musculares. El balance de electrólitos se mantiene por vía oral o, en emergencias, por administración vía intravenosa (IV) de sustancias conteniendo electrólitos, y se regula mediante hormona, generalmente con los riñones eliminando los niveles excesivos. En humanos, la homeostasis de electrólitos está regulada por hormonas como la hormona antidiurética, aldosterona y la paratohormona. Los desequilibrios electrolíticos serios, como la deshidratación y la sobrehidratación pueden conducir a complicaciones cardíacas y neurológicas y, a menos que sean resueltas rápidamente, pueden resultar en unaemergencia médica.
Medición La medición de los electrólitos es un procedimiento diagnóstico realizado comúnmente, ejecutado vía examen de sangre con electrodos selectivos o urinálisis por tecnólogos médicos. La interpretación de estos valores es algo carente de significado sin la historia clínica y frecuentemente es imposible sin una medición paralela de la función renal. Los electrólitos medidos más frecuentemente son el sodio y el potasio. Los niveles de cloruro se miden rara vez, excepto para la interpretación de gas sanguíneo arterial dado que están vinculados inherentemente a los niveles de sodio. Un test importante llevado a cabo con la orina es el examen de gravedad específica para determinar la existencia de desbalance electrolítico.
Bebidas deportivas Los electrólitos suelen encontrarse en bebidas deportivas. En terapia de rehidratación oral, las bebidas con electrólitos contienen sales de sodio y potasio restablecen el agua del cuerpo y los niveles de electrólitos después de la deshidratación causada por el ejercicio, diaforesis, diarrea, vómito, intoxicación o hambre. No es necesario reemplazar las pérdidas de sodio, potasio y otros electrólitos durante el ejercicio, dado que no suele suceder una disminución significativa de las reservas corporales de estos minerales durante el entrenamiento normal. Sin embargo, en condiciones de ejercitación extrema por 5 o más horas (por ejemplo: ironman o ultramaratón), se recomienda el consumo de una bebida deportiva compleja con electrólitos.
Elizabeth Quinn, (entrenador y profesional de la salud) [1] Los atletas que no consumen electrólitos bajo estas condiciones corren el riesgo de sobrehidratación (o hiponatremia). Debido a que las bebidas deportivas típicamente contienen niveles muy altos de azúcar , no son recomendados para su uso regular por niños. El agua es considerado la única bebida esencial para los niños durante el ejercicio. Hay disponibles sobres medicinales de rehidratación y bebidas para reemplazar a los electrólitos claves perdidos durante diarrea y otros problemas gastrointestinales. Los dentistas recomiendan que los consumidores regulares de bebidas deportivas tomen precauciones contra la caries dental. Las bebidas deportivas y electrólicas pueden ser hechas en casa, usando las proporciones correctas de azúcar, sal y agua.[2]
Electroquímica Artículo principal: Electrólisis
Cuando se coloca un electrodo en un electrólito y se aplica un voltaje, el electrólito conducirá electricidad. Los electrones solos normalmente no pueden pasar a través del electrólito; en vez de ello, una reacción química sucede en el cátodo, consumiendo los electrones del cátodo, y otra reacción ocurre en el ánodo, produciendo electrones para ser capturados por el ánodo. Como resultado, una nube de carga negativa se desarrolla en el electrólito alrededor del cátodo, y una carga positiva se desarrolla alrededor del ánodo. Los iones en el electrólito se mueven para neutralizar estas cargas para que las reacciones puedan continuar y los electrones puedan seguir fluyendo. Por ejemplo, en una solución de sal ordinaria (cloruro de sodio, NaCl) en agua, la reacción en el cátodo será: 2H2O + 2e− → 2OH− + H2 con lo que burbujeará gas hidrógeno; la reacción en el ánodo es: 2H2O → O2 + 4H+ + 4e− con lo que se liberará gas oxígeno. Los iones sodio Na+ positivamente cargados reaccionarán hacia el cátodo, neutralizando la carga negativa del OH− ahí presente, y los iones cloruro Cl− reaccionarán hacia el ánodo neutralizando la carga positiva del H+ de ahí. Sin los iones provenientes del electrólito, las cargas alrededor de los electrodos harían más lento el flujo continuo de electrones; la difusión de H+ y OH− a través del agua hacia el otro electrodo tomaría más tiempo que el movimiento de los iones de sodio más prevalentes. En otros sistemas, las reacciones de los electrodos pueden involucrar a los metales de los electrodos, así como a los iones del electrólito.
Los conductores electrolíticos pueden ser utilizados en dispositivos electrónicos donde la reacción química en la interfase metal/electrólito produce efectos útiles.
Electrólito seco Los electrólitos secos son: esencialmente, geles en una estructura molecular cristalina flexible.1
No electrolito Son sustancias que cuando se disuelven en agua se separan en sus moléculas: las moléculas tienen movilidad por estar en disolución acuosa pero son eléctricamente neutras (no tienen carga). Por ejemplo, la sacarosa se separa en moléculas cuando se disuelve en agua. Estos líquidos y disoluciones tienen partículas con movilidad pero sin carga; por lo tanto, no son conductores de electricidad.
Ánodo
Diagrama de un ánodo de cinc en una celda galvánica. Reacción de oxidación: Zn0 → Zn2+ + 2eEl ánodo es un electrodo en el que se produce una reacción de oxidación, mediante la cual un material, al perder electrones, incrementa su estado de oxidación.
Índice
1 Etimología 2 Válvulas termoiónicas
3 Ánodos especiales 4 Véase también 5 Referencias
Etimología Faraday (en la serie VII de las Investigaciones experimentales sobre la electricidad ) utilizó por primera vez el término, con el significado de «camino ascendente» o «de entrada» [del griego ανά (aná): hacia arriba, y οδός (odós): camino], pero referido exclusivamente al
electrolito de una celda electroquímica. Su vinculación al polo positivo del correspondiente generador implica tránsito de la corriente eléctrica por el circuito exterior desde el polo positivo hasta el negativo; es decir, transportada por cargas positivas.
Tipo de conversión Electrodo positivo Electrodo negativo
Pila galvánica Energía química → Energía eléctrica Cátodo (reducción)
Celda electrolítica Energía eléctrica → Energía
Ánodo (oxidación)
química nodo (oxidación). Cátodo (reducción)
Regla nemotécnica:
Cátodo → R educción (consonante con consonante) Á nodo → Oxidación (vocal con vocal)
La polaridad del cátodo, positiva o negativa, depende del tipo de dispositivo y, a veces, del modo como opera, pues se establece según la dirección de la corriente eléctrica, atendiendo la definición universal de este fenómeno. En consecuencia: En un dispositivo que:
Consume energía, el ánodo es positivo Proporciona energía, el ánodo es negativo
Parecería lógico definir el sentido de la corriente eléctrica como el sentido del movimiento de las cargas libres. Sin embargo, si el conductor no es metálico, también hay cargas positivas en movimiento por el conductor externo (el electrolito de la celda), y cualquiera que sea el sentido convenido existirían cargas moviéndose en sentidos opuestos. Por tanto se adopta el convenio de que su definición del sentido de la corriente sea «el recorrido por las cargas positivas (cationes), y que en consecuencia es del positivo al negativo: ánodo → cátodo».
En los casos de válvulas termoiónicas, fuentes eléctricas, pilas, etcétera, el ánodo es el electrodo o terminal de mayor potencial. En una reacción redox corresponde al elemento que se oxidará.
Válvulas termoiónicas El ánodo de las válvulas termoiónicas recibe la mayor parte de los electrones emitidos por el cátodo. Cuando se trata de tubos amplificadores (triodos, tetrodos o pentodos) y sobre todo si son válvulas de potencia, este electrodo genera el calor que ocurre en el tubo, el cual se debe disipar. Para ello existen dos procedimientos, según los casos de:
Gran potencia. El ánodo se acopla térmicamente a un disipador en el exterior de la válvula, que se refrigera mediante circulación de aire, vapor, aceite, etcétera. Menor potencia. En este caso los ánodos son grandes, con amplia superficie hacia el exterior, de modo que disipan por radiación.
El origen de este calor está en la energía que adquieren los electrones al ser sometidos a la diferencia de tensión entre ambos electrodos. Al impactar contra el ánodo ceden a éste su energía, que se disipa por calor.
Ánodos especiales Ciertas válvulas contienen ánodos especiales, como tubos de rayos X (tubo Röntgen). Los rayos X se generan al incidir electrones de gran energía contra los átomos del ánodo, comúnmente de wolframio o de molibdeno. La energía de estos electrones, además de emitirse en forma de rayos X, calienta enormemente al ánodo. Por ello se le provee de disipadores, por aire o por agua. Suelen ser rotatorios, con un motor que los impulsa para repartir la incidencia de los electrones por una superficie vasta. En los tubos de rayos catódicos el ánodo envuelve la pantalla. Está conectado a ella por una fina capa de aluminio depositada sobre el tubo. El ánodo de los magnetrones suele adoptar forma de cavidades resonantes a la frecuencia de funcionamiento.
Cátodo
Diagrama de un cátodo de cobre en una celda galvánica. Reacción de reducción (captación de electrones): 2e- + Cu2+ → Cu0 Un cátodo es un electrodo que sufre una reacción de reducción, mediante la cual un material reduce su estado de oxidación al recibir electrones.
Tipo de transformación Electrodo positivo Electrodo negativo
Pila galvánica Energía química → Energía eléctrica Cátodo (reducción) Ánodo (oxidación)
Celda electrolítica Energía eléctrica → Energía
química Ánodo (oxidación) Cátodo (reducción)
Regla mnemotécnica: Cátodo → R educción (consonante con consonante) Á nodo → Oxidación (vocal con vocal)
La polaridad del cátodo, positiva o negativa, depende del tipo de dispositivo. A veces la condiciona el modo de operación, pues se establece según la dirección de la corriente eléctrica, atendiendo la definición universal de corriente eléctrica. En consecuencia, en un dispositivo que consume energía (como una celda electrolítica) el cátodo es negativo, y en un dispositivo que proporciona energía, como una pila voltaica (o pila de Volta o una batería) el cátodo es positivo.
Índice
1 Etimología
2 Convencionalidad de sentidos 3 Cátodo termoiónico 4 Referencias 5 Véase también
Etimología El término fue acuñado por Faraday (serie VII de las Investigaciones experimentales sobre la electricidad ), con el significado de «camino descendente» o «de salida», pues proviene del griego κατά (catá): hacia abajo, y ὁδός (odós): camino), pero referido exclusivamente al electrolito de una celda electroquímica.1
Convencionalidad de sentidos Su vinculación al polo negativo del correspondiente generador implica suposición de que la corriente eléctrica marcha por el circuito exterior desde el polo positivo hasta el negativo; es decir, transportada por cargas positivas, lo cual es convención usual. Si el conductor externo es metálico el sentido de la corriente realmente es el recorrido por los electrones hacia el polo positivo. Sin embargo, en una celda electrolítica, el conductor es el electrolito, no un metal. En aquél pueden coexistir iones negativos y positivos, que al desplazarse toman sentidos opuestos. Por convenio se adopta que el sentido de la corriente sea del ánodo al cátodo o, lo que es lo mismo, del polo positivo al negativo. En el caso de las válvulas termoiónicas, diodos, tiristores, fuentes eléctricas, pilas, etcétera, el cátodo es el electrodo o terminal de potencial menor. Es la fuente primaria de emisión de electrones. Por ende, en una reacción redox corresponde al elemento que se reduce.
Cátodo termoiónico Es un electrodo que, por efecto del calor, emite electrones (efecto termoiónico). Se conecta a la tensión positiva. En las válvulas termoiónicas es la fuente de electrones. El cátodo puede calentarse por sí mismo, haciendo circular por él una corriente de caldeo, o mediante un filamento al que esté acoplado térmicamente. Para prolongar la duración eficiente de los dispositivos termoiónicos se utilizan materiales que a bajas temperaturas aporten gran emisión de electrones. Por ello se emplean aleaciones de torio, wolframio (también conocido como tungsteno) y lantánidos, o al cátodo se le recubre con óxido de calcio.
Celda galvánica
La celda galvánica o celda voltaica, denominada en honor de Luigi Galvani y Alessandro Volta respectivamente, es una celda electroquímica que obtiene la energía eléctrica a partir de reacciones redox espontáneas que tienen lugar dentro de la misma. Por lo general, consta de dos metales diferentes conectados por un puente salino, o semi-celdas individuales separados por una membrana porosa. Volta fue el inventor de la pila voltaica, la primera pila eléctrica. En el uso común, la palabra pila es una celda galvánica única y una batería propiamente dicha consta de varias celdas, conectadas en serie o paralelo.1 2
Índice
1 Historia 2 Descripción 3 Voltaje de la pila 4 Notación de celdas 5 Corrosión galvánica 6 Tipos de celdas 7 Véase también 8 Referencias 9 Enlaces externos
Historia Artículo principal: Historia de la pila eléctrica
En 1780, Luigi Galvani descubrió que cuando dos metales diferentes (cobre y zinc, por ejemplo) se ponían en contacto y, a continuación, ambos tocaban diferentes partes de un nervio de un anca de rana, hacían que se contrajesen los músculos de dicha extremidad.3
Llamó a este fenómeno "electricidad animal" y sirvió de modelo para el diseño de la primera pila. La pila voltaica inventada por Alessandro Volta en 1800 es similar a la pila galvánica. Estos descubrimientos allanaron el camino para las baterías eléctricas.
Descripción
Esquema de una celda galvánica de Zn-Cu. Una celda galvánica consta de dos semipilas (denominadas también semiceldas o electrodos). En su forma más simple, cada semipila consta de un metal y una solución de una sal del metal. La solución de la sal contiene un catión del metal y un anión para equilibrar la carga del catión. En esencia, la semipila contiene el metal en dos estados de oxidación, y la reacción química en la semipila es una reacción redox, escrito simbólicamente en el sentido de la reducción como: M n+ (especie oxidada) + n e-
M (especie reducida)
En una pila galvánica de un metal es capaz de reducir el catión del otro y por el contrario, el otro catión puede oxidar al primer metal. Las dos semipilas deben estar separadas físicamente de manera que las soluciones no se mezclen. Se utiliza un puente salino o una placa porosa para separar las dos soluciones. El número de electrones transferidos en ambas direcciones debe ser el mismo, así las dos semipilas se combinan para dar la reacción electroquímica global de la celda. Para dos metales A y B: A n+ + n e- A B m+ + m e- B m A + n B m+ n B + m A n+
Esto no es toda la historia ya que los aniones también deben ser transferidos de una semicelda a la otra. Cuando un metal se oxida en una semipila, deben transferirse aniones a la semipila para equilibrar la carga eléctrica del catión producido. Los aniones son liberados de la otra semipila cuando un catión se reduce al estado metálico. Por lo tanto, el puente salino o la membrana porosa sirven tanto para mantener las soluciones separadas como para permitir el flujo de aniones en la dirección opuesta al flujo de electrones en el cable de conexión de los electrodos. El voltaje de la pila galvánica es la suma de los potenciales de las dos semipilas. Se mide conectando un voltímetro a los dos electrodos. El voltímetro tiene una resistencia muy alta, por lo que el flujo de corriente es realmente insignificante. Cuando un dispositivo como un motor eléctrico se conecta a los electrodos fluye una corriente eléctrica y las reacciones redox se producen en ambas semipilas. Esto continuará hasta que la concentración de los cationes que se reducen se aproxime a cero. Para la pila Daniell, representada en la figura, los dos metales son zinc y cobre y las dos sales son los sulfatos del metal correspondiente. El zinc es el metal más reductor de modo que cuando un dispositivo se conecta a ambos electrodos, la reacción electroquímica es Zn + Cu2+
Zn2+ + Cu
El electrodo de zinc se disuelve y el cobre se deposita en el electrodo de cobre. Por definición, el cátodo es el electrodo donde tiene lugar la reducción (ganancia de electrones), por lo que el electrodo de cobre es el cátodo. El anodo atrae cationes, que tienen una carga positiva., por lo que el anodo es el electrodo negativo. En este caso el cobre es el cátodo y el zinc es el ánodo. Las celdas galvánicas se usan normalmente como fuente de energía eléctrica. Por su propia naturaleza producen corriente. Por ejemplo, una batería de plomo y ácido contiene un número de celdas galvánicas. Los dos electrodos son efectivamente plomo y óxido de plomo. La celda Weston se adoptó como un estándar internacional para el voltaje en 1911. El ánodo es una amalgama de mercurio (elemento) y cadmio, el cátodo está hecho de mercurio puro, el electrólito es una solución (saturada) de sulfato de cadmio y el despolarizador es una pasta de sulfato de mercurio (I). Cuando la solución de electrólito está saturada el voltaje de la celda es muy reproducible, de ahí su uso como un estándar.
Voltaje de la pila El potencial eléctrico estándar de una pila puede determinarse utilizando una tabla de potenciales estándar para los dos semipilas involucradas. La primera etapa es identificar los dos metales que reaccionan en la celda. A continuación se mira el potencial estándar de electrodo, E 0, en V, para cada una de las dos semirreacciones. El potencial estándar de la pila es igual al valor de E 0 más positivo menos el valor más negativo (o menos positivo) del otro E 0.
Por ejemplo, en la figura anterior, las soluciones son CuSO4 y ZnSO4. Cada solución contiene una tira del metal correspondiente, y un puente salino o disco poroso que conecta las dos soluciones y que permite que los iones SO42- fluyan libremente entre las soluciones de cobre y zinc. A fin de calcular el potencial estándar de la celda se buscan las semirreacciones del cobre y del zinc y se encuentra: Cu2+ + 2 eZn2+ + 2 e-
Cu: E0 = + 0.34 V Zn: E0 = - 0.76 V
Por lo tanto, la reacción global es: Cu2+ + Zn
Cu + Zn2+
El potencial estándar de la reacción es entonces 0,34 V - (-0,76 V) = 1,10 V. La polaridad de la celda se determina como sigue: el zinc metálico es reducido más fuertemente que el cobre metálico como muestra el hecho de que el potencial estándar de reducción para el zinc sea más negativo que para el cobre. Así, el zinc metálico cede electrones a los iones Cu2+ y quedan cargados positivamente. La constante de equilibrio, K , para que la celda viene dada por: \ ln K = \ frac (nFE ^ 0) (RT) donde F es el Faraday, R es la constante de los gases y T es la temperatura en kelvin. Para la pila Daniell K es aproximadamente igual a 1,5×1037. Así, en el equilibrio, sólo son transferidos unos pocos electrones, los suficientes para causar que los electrodos estén cargados.4 Los potenciales de semicelda reales deben calcularse mediante el uso de la ecuación de Nernst ya que los solutos raramente están en sus estados estándar, Esemicelda = E0 - {RT}/{nF}.lne Q donde Q es el cociente de reacción. Esto se simplifica a Esemicelda = E0 +2,303.{RT}/{nF}.log10 [ M n+] donde M n + es la actividad del ion metálico en la solución. El electrodo metálico está en su estado estándar ya que por definición tiene actividad la unidad. En la práctica se utiliza la concentración en lugar de la actividad. El potencial de la celda completa se obtiene al combinar el potencial de las dos semiceldas, por lo que depende de las concentraciones de ambos iones metálicos disueltos. El valor de 2,303 R/ F es 0,19845×10-3 V/K, así a 25 °C (298.15 K) el potencial de semiceldad cambiará en si la concentración de un ion metálico aumenta o disminuye en un factor de 10. Esemicelda = E0semicelda + 0,05918 /n.log10.[M n+ ] Estos cálculos están basados en la hipótesis de que todas las reacciones químicas están en equilibrio. Cuando fluye una corriente en el circuito, no se alcanzan las condiciones de
equilibrio y el potencial de la pila suele reducirse por diversos mecanismos, tales como el desarrollo de la sobretensiones.5 Además, dado que las reacciones químicas se producen cuando la pila está produciendo energía, las concentraciones de los electrólitos cambian y se reduce el voltaje de la celda. La tensión producida por una pila galvánica depende de la temperatura debido a que los potenciales estándar dependen de la temperatura.
Notación de celdas La celda galvánica, como la que se muestra en la figura, convencionalmente se describe utilizando la siguiente notación: (ánodo) Zn(s) | ZnSO4(aq) || CuSO4(aq) | Cu(s) (cátodo) Una notación alternativa para esta celda podría ser: Zn(s) | Zn+2(aq) || Cu+2(aq) | Cu(s)
Donde se aplica lo siguiente:
(s) denota sólido. (aq) significa un medio o acuoso. La barra vertical, |, denota una interfase. La doble barra vertical, ||, denota una unión líquida para la que el potencial de unión es cero, tal como un puente salino.6
Corrosión galvánica Artículo principal: Corrosión galvánica
La corrosión galvánica es un proceso que degrada los metales electroquímicamente. Esta corrosión ocurre cuando dos metales diferentes se ponen en contacto entre sí en presencia de un electrólito, tal como el agua salada, formando una pila galvánica. También puede formarse una celda si el mismo metal se expone a dos concentraciones diferentes de electrólito. El potencial electroquímico resultante desarrolla entonces una corriente eléctrica que disuelve electrolíticamente el material menos noble.
Principio de electro neutralidad El principio de electro neutralidad de Pauling corresponde a un método de aproximación para estimar la carga en moléculas o iones complejos, Este supone que la carga siempre se distribuye en valores cercanos a 0 (es decir, -1, 0, +1). Dentro de una reacción global redox, se da una serie de reacciones particulares llamadas semirreacciones o reacciones parciales.
Semireacción de reducción: 2e- + Cu2+ → Cu0 Semirreacción de oxidación: Fe0 → Fe2+ + 2e-
o más comúnmente, también llamada ecuación general:
Fe0 + Cu2+ → Fe2+ + Cu0 La tendencia a reducir u oxidar a otros elementos químicos se cuantifica por el potencial de reducción, también llamado potencial redox. Una titulación redox es una en la que un indicador químico indica el cambio en el porcentaje de la reacción redox mediante el viraje de color entre el oxidante y el reductor.
Oxidación
Oxidación del hierro. La oxidación es una reacción química muy poderosa donde un elemento cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación.3 Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de iones. Suponer esto -que es un error común- implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones. Por ejemplo, en la reacción de formación del cloruro de hidrógeno a partir de los gases dihidrógeno y dicloro, se da un proceso redox y sin embargo se forma un compuesto covalente. Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones redox. La propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor .
La sustancia más oxidante que existe es el catión KrF+ porque fácilmente forma Kr y F+. Entre otras, existen el permanganato de potasio (KMnO4), el dicromato de potasio (K 2Cr 2O7), el agua oxigenada (H2O2), el ácido nítrico (HNO3), los hipohalitos y los halatos (por ejemplo el hipoclorito de sodio (NaClO) muy oxidante en medio alcalino y el bromato de potasio (KBrO3)). El ozono (O3) es un oxidante muy enérgico: Br − + O3 → BrO3− El nombre de "oxidación" proviene de que en la mayoría de estas reacciones, la transferencia de electrones se da mediante la adquisición de átomos de oxígeno (cesión de electrones) o viceversa. Sin embargo, la oxidación y la reducción puede darse sin que haya intercambio de oxígeno de por medio, por ejemplo, la oxidación de yoduro de sodio a yodo mediante la reducción de cloro a cloruro de sodio: 2 NaI + Cl2 → I2 + 2 NaCl Esta puede desglosarse en sus dos semirreacciones corresponden
2I− → I2 + 2 e− Cl2 + 2 e− → 2 Cl−
Ejemplo El hierro puede presentar dos formas oxidadas:
Óxido de hierro (II): FeO. Óxido de hierro (III): Fe2O3
Reducción En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o un ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación. Cuando un ion o un átomo se reducen presenta estas características:
Gana electrones. Actúa como agente oxidante. Es reducido por un agente reductor . Disminuye su estado o número de oxidación.
Ejemplo El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II):
Fe3+ + e− → Fe2+ En química orgánica, la disminución de enlaces de átomos de oxígeno a átomos de carbono o el aumento de enlaces de hidrógeno a átomos de carbono se interpreta como una reducción. Por ejemplo:
CH≡CH + H2 → CH2=CH2 (el etino se reduce para dar eteno). CH3 – CHO + H2 → CH3 – CH2OH (el etanal se reduce a etanol).
Número de oxidación La cuantificación de un elemento químico puede efectuarse mediante su número de oxidación. Durante el proceso de oxidación, el número de oxidación del elemento aumenta. En cambio, durante la reducción, el número de oxidación de la especie que se reduce disminuye. El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un enlace determinado. El número de oxidación:
Aumenta si el átomo pierde electrones (el elemento químico que se oxida), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. Disminuye cuando el átomo gana electrones (el elemento químico que se reduce), o los comparte con un átomo que tenga tendencia a cederlos.
Reglas para asignar el número de oxidación
El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. Independientemente de la forma en que se representen. El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion. El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde su número de oxidación es – 1 (ej: AlH3, LiH) El número de oxidación del oxígeno combinado es – 2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación es – 1 (ej.:Na2O2, H2O2). El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y numéricamente igual a la carga del ion. El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es – 1, en cambio el número de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es – 2. El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es cero.
Ajuste de ecuaciones
Todo proceso redox requiere del ajuste estequiométrico de los componentes de las semirreacciones para la oxidación y reducción. Para reacciones en medio acuoso, generalmente se añaden:
en medio ácido iones hidrógeno (H+), moléculas de agua (H2O), y electrones en medio básico hidroxilos (OH−), moléculas de agua (H2O), y electrones para compensar los cambios en los números de oxidación.
Electrodeposición
Principio de la electrodeposición: un generador crea una corriente eléctrica que realiza la migración de los iones del electrolito hacia el cátodo (pieza a cubrir). La electrodeposición, o galvanoplastia, es un proceso electroquímico de chapado donde los cationes metálicos contenidos en una solución acuosa se depositan en una capa sobre un objeto conductor. El proceso utiliza una corriente eléctrica para reducir sobre la superficie del cátodo los cationes contenidos en una solución acuosa. Al ser reducidos los cationes precipitan sobre la superficie creando un recubrimiento. El espesor dependerá de varios factores. La electrodeposición se utiliza principalmente para conferir una capa con una propiedad deseada (por ejemplo, resistencia a la abrasión y al desgaste, protección frente a la corrosión, la necesidad de lubricación, cualidades estéticas, etc.) a una superficie que de otro modo carece de esa propiedad. Otra aplicación de la electroposición es recrecer el espesor de las piezas desgastadas p.e. mediante el cromo duro. Su funcionamiento es el antagónico al de una celda galvánica, que utiliza una reacción redox para obtener una corriente eléctrica. La pieza que se desea recubrir se sitúa en el cátodo del circuito, mientras que el ánodo es del metal con el que se desea recubrir la pieza. El metal del ánodo se va consumiendo, reponiendo el depositado.1 En otros procesos de
electrodeposición donde se emplea un ánodo no consumible, como los de plomo o grafito, los iones del metal que se deposita debe ser periódicamente repuestos en el baño a medida que se extraen de la solución.2
Índice
1 Efectos 2 Proceso Tecnológico 2.1 Golpe (Strike) 2.2 Pincel galvanoplástico 2.3 Deposición sin corriente eléctrica 2.4 Limpieza 3 Proceso físico-químico 4 Ejemplos 5 Celda Hull 6 Referencias 6.1 Bibliografía o o o o
o
Efectos La galvanoplastia cambia las propiedades químicas, físicas o mecánicas de la superficie de las pieza, pero no las del interior. Un ejemplo de un cambio químico es cuando niquelado mejora la resistencia a la corrosión. Un ejemplo de un cambio físico es un cambio en la apariencia externa. Un ejemplo de un cambio mecánico es un cambio en la resistencia a la tracción o la dureza de la superficie que es un atributo necesario en la industria de herramientas.3 Estos cambios son utilizados en multitud de aplicaciones. Por ejemplo: la electrodeposición de cromo duro en piezas industriales como vástagos de cilindros hidráulicos. (ver: [1] ). La mejorar la resistencia a la abrasión de un objeto, proporcionarle propiedades anticorrosivas, mejorar su necesidad de lubricación, es decir disminuir su coeficiente de rozamiento, o simplemente por cuestiones estéticas, entre otras.
Proceso Tecnológico
Electrodeposición sobre un metal (Me) de cobre en un baño de sulfato de cobre El ánodo y el cátodo de la celda conectados a un suministro externo de corriente continua una batería o, más comúnmente, un rectificador . Ambos estarán sumergidos en un baño por una solución de sales del elemento químico que utilizamos para recubrir el objeto. El cátodo, artículo a recubrir, estará conectado al terminal negativo. Mientras que el ánodo, conectado al terminal positivo, estará compuesto de dicho material para ir aportando iones a la solución a medida que se oxida sustituyendo a los que se están consumiendo en la reacción electroquímica. Realizando un balance general se puede considerar que cuando se enciende la fuente de alimentación externa, el metal del ánodo se oxida a partir de un estado de valencia cero para formar cationes con carga positiva. Estos cationes asociar con los aniones de la solución. Los cationes se reduce en el cátodo depositándose en el estado metálico, valencia cero. Por ejemplo, en una solución ácida, el cobre se oxida en el ánodo a Cu2+ perdiendo dos electrones. El Cu2+ asociado con el anión SO42- en la solución forman el sulfato de cobre. En el cátodo, el Cu2+ se reduce a cobre metálico al obtener dos electrones. El resultado es la transferencia efectiva de cobre de la fuente de ánodo a una película que recubre el cátodo. El recubrimiento más común es un metal puro, no una aleación. Sin embargo, algunas aleaciones pueden ser electrodepositada, en particular el latón y soldadura. Muchos baños galvánicos incluyen cianuros de otros metales (por ejemplo, cianuro de potasio ), además de cianuros del metal a depositar. Estos cianuros libres facilitar la corrosión del ánodo, ayudan a mantener un nivel constante de iones metálicos y contribuir a la conductividad. Además, productos químicos no metálicos tales como carbonatos y fosfatos se pueden añadir para aumentar la conductividad.
En la operación hay que tener en cuenta que una geometría compleja dará un espesor de recubrimiento irregular, aumentando este en esquinas del objeto por ejemplo. Estos contratiempos se pueden solucionar utilizando múltiples ánodos o un ánodo que imite la forma del objeto a procesar. Cuando no se desea el recubrimiento en ciertas áreas del sustrato, se aplican barreras para evitar que el baño entrar en contacto con el sustrato. Barreras típicas son cinta, papel de aluminio, lacas y ceras. [ 3 ] Un factor muy importante es la corriente que utiliza el sistema para llevar a cabo la operación, será determinante para las propiedades del recubrimiento, ya que establece la adherencia de la capa tanto como su calidad y velocidad de deposición, esta última es directamente proporcional al voltaje. Lo más común es usar corriente continua en pulsos, ciclos de 8-15 segundos activado el sistema para dejar 1-3 segundos de inactividad.
Golpe (Strike) Inicialmente, un depósito galvanoplástico especial llamado "golpe" o "flash" puede ser utilizado para formar un revestimiento muy delgado (típicamente menos de 0,1 micrómetros de espesor) con una alta calidad y buena adherencia al sustrato. Este sirve como base para posteriores procesos de deposición. Una huelga utiliza una alta densidad de corriente y un baño con una baja concentración de iones. Este proceso es lento, por lo una vez se obtiene el espesor deseado se utilizan procesos de deposición más eficientes. Este método se utiliza para el revestimiento de metales diferentes poco compatible. Si es deseable una placa de tipo de depósito en un metal para mejorar la resistencia a la corrosión, pero este metal tiene adherencia inherentemente pobre al sustrato, se deposita primero una huelga compatible con ambos. Un ejemplo de esta situación es la pobre adhesión de níquel electrolítico en las aleaciones de zinc, en cuyo caso se utiliza un ataque de cobre, que tiene buena adherencia a ambos. [ 2 ]
Pincel galvanoplástico Un proceso estrechamente relacionado es el pincel galvanoplástico. Áreas localizadas u objetos enteros se trabajan con un pincel saturado con la solución de recubrimiento. El pincel, generalmente un cuerpo de acero inoxidable envuelto con un material textil que sirve tanto para contener la solución de metalización y evitar el contacto directo con el elemento que se está tratando, está conectado al polo positivo de una fuente de corriente continua de bajo voltaje, y el elemento recubrir conectado al negativo. Los huecos de operador del cepillo en solución de metalización a continuación se aplica al elemento, moviendo el cepillo continuamente para conseguir una distribución uniforme del material de recubrimiento. El cepillo galvanoplástico posee varias ventajas sobre los tanques, incluyendo la portabilidad, la capacidad de recubrir elementos que por alguna razón no se pueden introducir en el tanque de recubrimiento (una aplicación es el revestimiento de porciones de columnas de apoyo decorativas muy grandes utilizadas en restauración de edificios), requisitos de enmascaramiento bajo o nulo, y comparativamente se requiere un
menor volumen de solución. Las desventajas en comparación con el tanque es que necesita una mayor participación del operador (el tanque de recubrimiento con frecuencia se puede trabajar con un mínimo de atención), y la incapacidad para lograr un gran espesor de recubrimiento.
Deposición sin corriente eléctrica Por lo general, una celda electrolítica, que consta de dos electrodos, electrolito, y la fuente externa de corriente, se utiliza para la electrodeposición. En contraste, un proceso de deposición electrolítico utiliza sólo un electrodo y ninguna fuente externa de corriente eléctrica. Sin embargo, la solución para el proceso electrolítico necesita contener un agente reductor de modo que la reacción del electrodo tiene la forma:
En principio, se puede utilizar cualquier reductor a base de agua, aunque el potencial redox del reductor de media celda debe ser lo suficientemente alto como para superar las barreras de energía inherentes en la química de líquido. El niquelado no electrolítico utiliza hipofosfito como reductor, mientras que el chapado de otros metales como la plata, oro y cobre suelen utilizar aldehídos de bajo peso molecular. Una ventaja importante de este enfoque sobre la galvanoplastia es la no necesidad de fuentes de energía ni de baños de galvanoplastia, reduciendo el costo de producción. La técnica puede también formas diversas de placa y tipo de superficie. La película es mas uniforme. Se puede depositar aleaciones y añadir aditivos a la película como Teflon. La desventaja es que dependiendo del material el proceso de galvanizado es generalmente más lento y no se puede crear este tipo de placas gruesas de metal. Como consecuencia de estas características, la deposición no electrolítica es bastante común en las artes decorativas. Aunque va ganado terreno en aplicaciones industriales, una de las cuales, p.e., son los discos duros.
Limpieza La limpieza es esencial para el éxito de la galvanoplastia, puesto que las capas moleculares de aceite puede impedir la adherencia del recubrimiento. La ASTM B322 es una guía estándar para la limpieza de metales antes de la electrodeposición. Los procesos de limpieza incluyen: limpieza con disolvente, limpieza en caliente con detergente alcalino, electro-limpieza, y tratamiento con ácido etc. La prueba industrial más común para la limpieza es la prueba waterbreak, en el que se enjuaga a fondo la superficie y se mantiene vertical. Los contaminantes hidrofóbicos, tales como los aceites hacen que el agua de cuentas y se rompen, permitiendo que el agua drene rápidamente. Las superficies de metal perfectamente limpios son hidrófilas y mantendrá una lámina continua de agua que no se cuenta arriba o escurrir. La ASTM F22 describe una versión de esta prueba. Esta prueba no detecta contaminantes hidrófilos, pero el proceso de electrodeposición pueden desplazar éstos fácilmente ya que las soluciones son a base de agua. Los tensioactivos como el jabón reducen la sensibilidad de la prueba y debe ser enjuagado cuidadosamente.
Proceso físico-químico Ambos componentes se sumergen en una solución llamada electrolito que contiene uno o más sales de metal disueltas, así como otros iones que permiten el flujo de electricidad. Una fuente de alimentación de corriente continua genera un potencial eléctrico en el ánodo y en el cátodo. En el cátodo, los iones metálicos disueltos en la solución electrolítica se reducen en la interfase entre la solución y el cátodo y desaparecen de la disolución. Esto crea un desiquilibrio de cationes en la disolución. Este exceso de cationes se combina los átomos del metal del cátodo formando la sal que se disuelve dejando el metal restante al descubierto, y por otro lado reponiendo los iones precipitados. El cátodo es un sumidero de cationes metalicos y un generador de aniones mientras que en el ánodo sucede lo contrario es un sumidero de aniones y generador de cationes. La cantidad de ambos está regulada por la constante de disociación y las leyes de equilibrio lo cual conlleva a que la velocidad a la que se disuelve el ánodo es igual a la velocidad a la que el cátodo se recubre. Aunque circula una corriente eléctrica esta no la constituyen electrones que viajan entre los electrodos en los aniones, sino que un electrón, o varios, del cátodo reducirá un catión metálico que se depositará. Esto producirá un desequilibrio en la disolución por lo que hará que alguna molécula del electrólito se disocie. Si esta lejos del ánodo se volverá a recombinar, pero si esta cerca este reaccionará entregando un electrón, o varios, a este y generando una sal soluble que se desprenderá. Tiene cierta similitud con la radiación de Hawking de los agujeros negros. Por último indicar que dicha técnica no debe confundirse con la electroforesis, esta se basa en el movimiento hacia un ánodo o cátodo de moléculas o partículas en suspensión en una disolución, no de iones como la electrodeposición.
Ejemplos Resulta muy común el uso de la electrodeposición metálica en joyas elaboradas con metales baratos a los cuales se les da un revestimiento de una delgadísima película de oro, plata, etc. para aumentar su valor, mejorar su apariencia o para protegerlos de los efectos negativos del medio ambiente, principalmente el oxígeno que produce su pronta corrosión. Igualmente podemos observar que las tarjetas electrónicas por lo general vienen revestidas de una película de oro de algunos micrones, para mantener un buen contacto y conductividad con los dispositivos del circuito.
Celda Hull
