Melanie Tapia

MÓDULO DE APRENDIZAJE

 ¡SALUDOS!

Hola, tengo el gran placer de poder compartirles la siguiente información en un formato de módulo que, puede funcionarles a lo largo de sus estudios científicos, principalmente en la química. 

En este momento soy estudiante de tercer año en la Licenciatura de Docencia en Química de la Universidad de Panamá. Espero ser de apoyo e incentivar en sus consultas. 

Temas presentados: 

I- Reacciones redox

II- Electrolitos

III- Celda galvánica

IV- Celda electrolítica 

Conceptos claves:

1. ánodo. El 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.

2. cátodo. Un cátodo es un electrodo que sufre una reacción de reducción, ​ mediante la cual un material reduce su estado de oxidación al recibir electrones.

3. oxidación. El estado de oxidación es un indicador del grado de oxidación de un átomo que forma parte de un compuesto u otra especie química.

4. reducción. Es una reacción química que consiste en la obtención de electrones por uno de los átomos involucrados en la reacción. El término se refiere al elemento que acepta electrones, ya que el estado de oxidación del elemento que gana electrones disminuye.​

5. potencial redox. Es como se conoce a la tendencia de las especies químicas en una reacción redox o de un electrodo en una celda galvánica a adquirir electrones. 

6. transferencia de electrones. Proceso a través del cual un electrón pasa de un orbital centrado en un átomo A a un orbital centrado en un átomo B. De forma algo más rigurosa, se ve como una interacción entre los orbitales y, que da lugar a orbitales y.

Recordando!

I. Reacciones redox

Las reacciones redox, nombre simplificado de las reacciones de reducción-oxidación, son aquellas reacciones de tipo químico que llevan a la transferencia de electrones entre reactivos, alterando el estado de oxidación. De este modo, un elemento libera electrones que otro elemento acepta. 

Las reacciones de oxidación–reducción, son muy importantes para nuestra vida cotidiana. La energía que necesitamos para realizar cualquier actividad, la obtenemos de procesos de oxidación–reducción, como el metabolismo de los alimentos, la respiración celular… Además, son responsables de procesos como la corrosión de los metales, el oscurecimiento de una manzana cortada, la acción de los conservantes alimenticios, la combustión, el blanqueado de las lejías... 

Figura 1. Ejemplos de reacciones redox en la vida cotidiana

Ahora, haz reaccionar tus conocimientos...Completa la tabla.

Reacción	Se oxida	Se reduce
Fe2O3 + 3CO → 2 Fe + 3 CO2
2C8H18 + 25O2 -> 16CO2 + 18H2O
Zn + AgHO3 -> ZnHO3 + Ag

 

Hace mucho tiempo atrás...

Es, durante finales del siglo XVIII, cuando el anatomista y médico italiano Luigi Galvani marcó el nacimiento de la electroquímica de forma científica al descubrir el fenómeno que ocurría, al pasar electricidad por las ancas de rana y nuevamente al tocar ambos extremos de los nervios empleando el mismo escalpelo descargado. Dichas observaciones las publicó en su ensayo "De Viribus Electricitatis in Motu Musculari Commentarius" (del Latín por, Comentario acerca del efecto de la electricidad en el movimiento muscular). Es de esta forma que en 1791 propuso la existencia de una sustancia "nervio-eléctrica" existente en toda forma de vida. 

Figura 2. Experimento de las ancas de rana de Galvani

Galvani pensó que esta nueva fuerza vital, era una nueva forma de generación de electricidad natural, además de las ya conocidas por el hombre como la existente en los truenos y relámpagos o en algunos animales como la anguila eléctrica o las rayas eléctricas. 

Los aportes posteriores en la fabricación de la primera batería de la época moderna dada por Alessandro Volta permitieron que durante la revolución industrial, científicos connotados como William Nicholson y Johann Wilhelm Ritter fundaran la disciplina de la galvanoplastia. Años más tarde todo ello desembocaría en el descubrimiento de la termoelectricidad por Thomas Johann Seebeck. 

Para mediados del siglo XIX, el modelamiento y estudio de la electroquímica, se vieron aclarados por Michael Faraday (leyes de la electrólisis) y John Daniell (pila dependiente solo de iones metálicos Zinc-Cobre). Hacia finales de siglo, dicha disciplina comenzó a influenciar campos tan importantes como las teorías de conductividad de electrolitos, presentado por Svante August Arrhenius y Friedrich Ostwald y subsecuentemente en el modelamiento matemático de las baterías por Walther Hermann Nernst. 

A partir del siglo XX, la electroquímica permitió el descubrimiento de la carga del electrón por Millikan, y el establecimiento de la moderna teoría de ácidos y bases de Brønsted y Lowry, así como el estudio de disciplinas tan importantes como las áreas médicas y biológicas con la electroforesis, desarrollada por Arne Tiselius en 1937. 

Dichas contribuciones han permitido que en la actualidad la electroquímica se emparente a temas tan diversos que van desde la electroquímica cuántica de Revaz Dogonadze o Rudolph A. Marcus, hasta las celdas fotovoltáicas y quimioluminiscencia. 

 

¿Será que cargaba su celular conectado a las ancas de la rana?

II. Electrolitos

Las corrientes eléctricas en los electrolitos son flujos de iones eléctricamente cargados. Por ejemplo, si se somete una disolución de Na+ y Cl– a un campo eléctrico, los iones de sodio se moverán de forma constante hacia el electrodo negativo (Cátodo), mientras que los iones de cloro se moverán hacia el electrodo positivo (Ánodo). Si las condiciones son las correctas, se producirán reacciones redox en la superficie de los electrodos, liberando electrones el cloro y posibilitando que se absorban electrones en el sodio. 

Figura 3. Movimiento de cargas en un electrolito

III. Celda galvánica

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. 

Figura 4. Celda galvánica

En una pila galvánica 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 electrodo en el que se produce la oxidación es el ánodo y en el que se lleva a cabo la reducción es el cátodo. 

Los electrones quedan libres a medida que el zinc metálico se oxida en el ánodo; fluyen a través del circuito externo hacia el cátodo, donde se consumen conforme el Cu2+(ac) se reduce. 

Puesto que el Zn(s) se oxida en la celda, el electrodo de zinc pierde masa y la concentración de Zn2+(ac) en la solución aumenta con el funcionamiento de la celda. De manera similar, el electrodo de cobre gana masa y la solución de Cu2+(ac) se hace menos concentrada a medida que el éste se reduce a Cu(s). 

                                Ánodo (oxidación)          Zn(s)     →     Zn2+(ac)     + 2e- 
                                      Cátodo (reducción)         Cu2+(ac)   +   2e-     →     Cu(s) 

IV. Celda electrolítica 

Se denomina celda electrolítica al dispositivo utilizado para la descomposición mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos. 

Los electrolitos pueden ser ácidos, bases o sales. 

Al proceso de disociación o descomposición realizado en la celda electrolítica se le llama electrólisis. 

En la electrolisis se pueden distinguir tres fases: 

• - Ionización. Es una fase previa antes de la aplicación de la corriente y para efectuar la sustancia a descomponer ha de estar ionizada, lo que se consigue disolviéndola o fundiéndola. 
• - Orientación. En esta fase, una vez aplicada la corriente los iones se dirigen, según su carga eléctrica, hacia los polos (+) o (-) correspondiente 
• - Descarga. Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (+) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (-). 

Para que los iones tengan bastante movilidad, la electrólisis se suele llevar a cabo en disolución o en sales. Salvo en casos como la síntesis directa del hipoclorito sódico los electrodos se separan por un diafragma para evitar la reacción de los productos formados. 

Para la síntesis de la sosa también se ha empleado un cátodo de mercurio. Este disuelve el sodio metal en forma de amalgama y es separado así. 

Figura 5. Celda electrolítica