Previo #1 eLECTROQUIMICA

¿Cómo funcionan los Amperímetros? Amperímetros? on: 20 de octubre de 2012En: Herramientas 2012En:  Herramientas de Medición y Control5 Comentarios

La detección y medición de la corriente  ha sido la función de un instrumento de amplia aplicación desde hace más de un siglo: el galvanómetro. Sin embargo, el galvanómetro generalmente admite intensidades máximas bastante débiles. Para permitir la medida de intensidades superiores a las que podrían soportar sin destruirse los devanados y elementos mecánicos del aparato, se agrega una resistencia de muy bajo valor conocida como “shunt”(derivación) dispuesta en paralelo con el devanado, de forma que sólo pase por éste una fracción de la corriente principal. Este acoplamiento  galvanómetro + shunt  ha  ha dado origen a otro instrumento conocido como amperímetro, que mide específicamente intensidades de corriente eléctrica . Lo que se logra con el amperímetro, entonces, es que la mayor parte de la corriente pase por la resistencia del shunt, pero que la pequeña cantidad que fluye por el medidor siga siendo proporcional a la intensidad total. El amperímetro debe su nombre al amperio (A), que es la unidad de medida que utiliza. Cuando las corrientes eléctricas a medir se encuentran por debajo de 1 amperio estos instrumentos reciben el nombre de mili, micro, nano o picoamperímetros, dependiendo de la magnitud involucrada. El funcionamiento del amperímetro se basa en un principio del electromagnetismo que en su forma más simple nos indica que cualquier corriente eléctrica que atraviesa un hilo conductor produce un campo magnético alrededor del mismo, cuya fuerza depende de la intensidad de la corriente que circula. El amperímetro se instala siempre en serie con el elemento cuya intensidad se desea conocer. Al estar en serie con el circuito eléctrico es necesario, para que su influencia sea mínima, que su caída de tensión interna sea muy pequeña, por lo que su resistencia será también muy pequeña.

Amperímetros analógicos El fundamento anteriormente expuesto ha sido el origen de los primeros amperímetros analógicos, de amplio uso aún en la actualidad, que miden y presentan el valor de la corriente por medio de una aguja que se ubica en el número o la fracción del valor presentado en un panel de indicación. Dentro de los amperímetros analógicos distinguimos dos grupos que difieren en el mecanismo que provoca el movimiento de la aguja indicadora:

1. Amperímetros electromecánicos 2. Amperímetros térmicos Si bien los amperímetros térmicos han caído prácticamente en desuso, los electromecánicos representan un subgrupo numeroso que incluye varios tipos de amperímetros. Veamos esto con más detalle.

1. Amperímetros electromecánicos

En términos generales, estos dispositivos se basan en la interacción mecánica entre corrientes, entre una corriente y un campo magnético o entre conductores electrificados. Están compuestos esencialmente de un órgano fijo y de un órgano móvil unido a una aguja que indica el valor de la magnitud a medir sobre una escala. El movimiento es de rotación y está originado por una cupla motriz que es función del parámetro a medir. Este movimiento es contrarrestado por un par antagónico y para evitar oscilaciones se dota a la parte móvil de algún dispositivo de amortiguamiento. El valor de la corriente de entrada está dado, por lo tanto, por la lectura del desplazamiento de la aguja sobre una escala graduada. Como todo dispositivo electromecánico, este tipo de amperímetros es voluminoso y está sujeto no sólo al desgaste de sus componentes, sino también al error de lectura. Sin embargo, la lectura es rápida y por lo tanto son útiles como elementos medidores fijos en tableros. Entre los amperímetros electromecánicos podemos mencionar los siguientes.

a) Amperímetros magnetoeléctricos o de cuadro/bobina móvil Constan de un imán permanente fijo  y un cuadro o bobina móvil  que gira bajo el efecto de la fuerza de Ampère cuando circula corriente por el mismo. La espiral en el eje del cuadro tiende a impedir la rotación del cuadro. Cuanto mayor sea la corriente que atraviesa el cuadro mayor será el ángulo que éste gira. El cuadro está unido a una agujacuyo extremo se traslada por una escala. Los instrumentos magnetoeléctricos se distinguen por una gran precisión y tienen una alta sensibilidad, pero funcionan únicamente en circuitos de corriente continua (CC).

b) Amperímetros electromagnéticos o de imán móvil Estos instrumentos constan de una aguja unida a un imán alojado en el interior de una bobina . Cuando la corriente circula por esta última, se produce un campo magnéticoque, dependiendo de su sentido, produce una atracción o repulsión del imán que es proporcional a la intensidad de dicha corriente.

c) Amperímetros ferromagnéticos o de hierro móvil Consisten en una bobina fija , en cuyo interior va alojada y soldada una lámina curvada de hierro dulce. La parte móvil es una segunda lámina de hierro dulce, que va unida al eje de acero de la aguja indicadora. Cuando circula corriente por la bobina, ambas láminas de hierro se transforman en imanes por el efecto magnético de la corriente y se repelen mutuamente, obteniéndose una fuerza proporcional a la intensidad de la corriente. La magnitud de la fuerza de repulsión y, por consiguiente la amplitud del movimiento de la aguja, dependen de la cantidad de corriente que circula por la bobina. Estos aparatos tienen la ventaja de servir tanto para corriente continua (CC) como alterna (CA).

d) Amperímetros electrodinámicos Constan de dos bobinas , una fija  y otra móvil que producen campos magnéticos, cada una de las cuales porta una corriente que es función de la corriente a medir. La reacción entre los campos de la bobina fija y la bobina móvil proporciona el torque deflectante del sistema móvil, que es compensado por resortes espiral que también se emplean para llevar la corriente a la bobina móvil. Se utilizan principalmente con corriente alterna (CA), pero también sirven para corriente continua (CC).

La apariencia de todos los amperímetros que hemos visto hasta ahora es similar, como lo muestran las siguientes imágenes.

 Amperímetro Bobina Móvil y de Hierro Pero existe una simbología  impresa en una esquina del visor de cada instrumento que permite diferenciar, por ejemplo, un amperímetro de hierro móvil  de uno electrodinámicoo uno que funciona para CC de otro que lo hace tanto en CC como CA, etc. En próximas entregas abordaremos con más detalle la simbología utilizada en los aparatos de medidas eléctricas.

2. Amperímetros térmicos Estos instrumentos se basan en el principio de que todos los conductores se dilatan cuando se calientan. Esta dilatación es proporcional al calor y, de acuerdo con la  ley de Joule , el calor es proporcional al cuadrado de la corriente, independientemente del sentido de la corriente y la naturaleza de esta, por lo que estos amperímetros sirven para corriente alterna o continua. La corriente atraviesa una resistencia, que se calienta a medida que la corriente pasay está en contacto con un par termoeléctrico, que está conectado a un galvanómetro. Este método indirecto es utilizado fundamentalmente para medir  CA de alta frecuencia. La ventaja de los amperímetros térmicos es que no se ven afectados por los campos magnéticos externos. Sin embargo, el elevado consumo necesario para calentar el conductor que experimentará la dilatación por la corriente que circula por el mismo y el elevado costo de estos aparatos hacen que sean poco usados.

Amperímetros digitales

Los adelantos tecnológicos han impuesto en el mercado los instrumentos de medición digital, de gran versatilidad y desempeño. Con los instrumentos digitales se eliminan los errores de lectura, ya que las mediciones se visualizan en una pantalla a través de un número y como las partes mecánicas móviles se han sustituido por circuitos electrónicos, también se minimiza el desgaste. La calidad de un instrumento digital estará sujeta, por tanto, a la calidad de los circuitos empleados. En el caso de los amperímetros digitales , se obtienen mediciones exactas de la intensidad tanto para corriente continua  como alterna con escalas seleccionables según el modelo.

 Amperímetro digital-térmico Hoy en día la tecnología digital no solamente ha proporcionado mediciones directas más confiables a través de instrumentos instalados de forma permanente, sino que también ha posibilitado la pronta aceptación de instrumentos portátiles . Dos de los instrumentos portátiles para mediciones eléctricas más difundidos son el multímetro y la pinza amperométrica. Ambos están disponibles en el mercado en sus versiones analógica y digital, aunque esta última es la que se ha impuesto mayormente. Tanto el multímetro como la manera de utilizarlo ya han sido descritos en DMYH, por lo que vamos a ocuparnos brevemente de la pinza amperométrica.

Pinzas amperométricas Este es un tipo de amperímetro (también conocido como amperímetro tenaza o de gancho, por su forma) muy útil porque mide instantáneamente la intensidad de la corriente alterna o continua sin abrir o interrumpir el circuito. La pinza amperométrica es accionada enteramente

por el campo magnético creado por la corriente y al no tener arrollamientos eléctricos no puede quemarse. Las tenazas se abren por una moderada presión de un dedo sobre el gatillo y se cierran automáticamente, por lo que requieren solamente una mano. Pueden medir tanto en corriente alterna como continua. De hecho, las pinzas amperométricas también han evolucionado en multímetros, sin embargo, su uso como amperímetro es sumamente amplio en el campo de la electricidad en general, inclusive en la industria automotriz. Los videos que siguen muestran en detalle el uso de una pinza amperométrica.

as fuentes de poder o fuentes de alimentación, son dispositivos primordiales para el funcionamiento de cualquier ordenador, ya que son las encargadas de suministrar la electricidad necesaria para el funcionamiento del equipo.

Fuente de poder Una fuente de poder o fuente de alimentación, es un elemento de hardware que está ubicado dentro del case del CPU. Se trata de un dispositivo que es utilizado para proveer la energía necesaria para el funcionamiento del ordenador. Estos dispositivos son vitales, ya que no sólo alimentan de electricidad a la placa madre, sino que también generan la energía necesaria para que las unidades ópticas, dispositivos USB y placas de video, audio y red funcionen de manera correcta. En pocas palabras, podemos decir que la fuente de poder es un pequeño transformador que convierte la corriente eléctrica alterna que viene de la calle (por lo general 120v o 220v), en un flujo de corriente directa que oscila entre los 9 y los 12 voltios, los cuales, son necesarios para alimentar a la placa madre.

Figura 2: Fuentes de poder

Funcionamiento de la fuente de poder

El funcionamiento de una fuente de poder es simple: El dispositivo proporciona corriente directa, gracias a una diferencia de potencial que se lleva a cabo en sus bornes internos. La fuente de poder convierte la corriente alterna en corriente directa, gracias al uso de rectificadores, fusibles y demás componentes que regulan, filtran y estabilizan la electricidad, para que pueda ser utilizada en el ordenador y sus componentes, evitando averías. La alimentación de la fuente tiene lugar mediante un cable trifásico, que va desde la toma de corriente externa hacia el conector principal de la fuente y, que luego, da salida a varios cables de corriente directa que van conectados a los diferentes dispositivos del ordenador.

Figura 3: Fuente de poder

Objetivo de la fuente de poder

El principal objetivo de la fuente de poder, es suministrar electricidad muy estable y con un voltaje que permita que un ordenador pueda funcionar sin inconvenientes. Para ello, debe llevar la electricidad a un flujo de 12v, casi como si estuviese utilizando una batería. Para lograr este objetivo, la fuente cuenta con diferentes diodos, resistencias y circuitos integrados, los cuales trabajan en conjunto para realizar toda esta conversión bajo un sistema de enfriamiento y disipación de calor, integrado por un cooler de gran potencia y que da ese sonido característico a los ordenadores de sobremesa.

¿Qué es un Voltímetro? Un voltímetro es un instrumento de medición que se utiliza para medir la diferencia de potencial eléctrico, también conocido como voltaje, entre dos puntos en una corriente eléctrica. El voltaje se conoce como la energía potencial eléctrica por unidad de carga, es responsable de la conducción de una corriente de un electrón a otro electrón. Se mide la cantidad de carga eléctrica positiva a medida que entre un punto dentro de un circuito eléctrico y luego mide la entrada negativa a medida que pasa a través de otro punto. En términos técnicos, los voltímetros son considerados como amperímetros, esto es porque miden la corriente eléctrica en lugar de la tensión. El voltaje solamente se mide cuando la corriente eléctrica se transmite en el circuito eléctrico a través de la resistencia. Los voltímetros originalmente eran galvanómetros, también se le conocen como multímetros porque también miden la resistencia y la corriente.

¿Qué partes tiene un Voltímetro? Un voltímetro tiene tres partes que usted necesita saber antes de que puedas utilizarlo:   

Terminal de entrada positivo (normalmente color rojo). Terminal de entrada negativo (generalmente color negro). Muestra, donde puedes encontrar los resultados de la medición: Si es analógico tendrás que leer los resultados de una escala. Si es digital, los resultados se mostrarán como una lectura en una pantalla LCD o LED

¿Qué funciones tiene un Voltímetro? La mayoría de voltímetros tienen al menos estas funciones:       

Mediciones y ensayos precisos para una variedad de aparatos electrónicos. Mide los voltajes. Mide la corriente continua. Mide la continuidad. Mide la resistencia. Mide los transistores. Prueba la batería.

¿Cómo funciona un Voltímetro? Ya vimos las partes que conforman un voltímetro , entonces un buen ejemplo para demostrar cómo se utiliza es cuando tratas de determinar la cantidad de carga restante en una batería. Dos cables se utilizan: un cable (el color rojo) está conectado desde el terminal positivo del voltímetro, al extremo positivo de la batería. El otro cable (el color negro) se conecta desde el terminal negativo en el voltímetro hasta el punto negativo de la batería. Poner el medidor de voltaje  correcto, el voltaje del voltímetro tienes que ser superior al aparato, pero lo más cercano posible.

¿cómo usar un voltímetro?

Tipos de Voltímetros Hay dos tipos de voltímetros: analógicos y digitales Los voltímetros digitales son hoy ampliamente utilizados para la medición de múltiples cálculos como tensión, corriente y resistencia. Del mismo modo, el voltímetro digital también se ha convertido en una opción popular. Hay quienes creen que es preferible un voltímetro digital a uno analógico. A continuación exponemos algunas razones probables:

Ventajas de Voltímetros digitales 

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La principal ventaja es que te da la medición más precisa en comparación con su contraparte analógica, y la exactitud no se limita a dar resultados correctos, ya que los voltímetros analógicos  indican el valor con una aguja sobre una escala, mientras que uno digital tiene un LED o pantalla LCD, que puede mostrar la salida en números e incluso hasta los puntos decimales. Se puede ajustar cuando sea necesario a medida de ohmios, amperios y voltios.

Ventajas de los Voltímetros analógicos: 

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Son excelentes para la medición de tensión, corriente, resistencia, frecuencia y potencia de la señal. Tiene comprobación de diodos, un voltímetro analógico es más preciso que el uso de un voltímetro digital en esta comprobación. Los problemas de cortocircuito se pueden encontrar con una mejor salida mediante un voltímetro analógico.  Al igual que la versión digital, la mayoría de las versiones avanzadas de voltímetros analógicos tienen grandes características como condensador, diodo y modos de prueba de CI (circuito integrado).

Manipulación y uso de los Voltímetros Los voltímetros en general, tienden a ser instrumentos frágiles que pueden ser dañados por acciones irreflexivas como el uso de un voltímetro a medida de pequeñas cantidades de corriente para medir una gran tensión. Sin embargo, otro movimiento imprudente es utilizar un voltímetro  destinado a la medición de grandes voltajes para medir pequeñas cantidades de voltaje. En este escenario, aunque el voltímetro no se dañará, las lecturas obtenidas no serán precisas. Ambos extremos deben ser evitados. Es importante señalar que la mezcla de las conexiones positivas y negativas, por ejemplo conectando el terminal positivo al extremo negativo de la batería puede dañar gravemente el voltímetro, especialmente si es analógico. Otra precaución a tomar en cuenta es determinar en primer lugar si la medida es una tensión de corriente continua que fluye en una dirección o es una corriente alterna que fluye hacia atrás y adelante. Diferentes voltímetros se utilizan para manejar estas diferentes cargas eléctricas. Una última advertencia es que durante el uso de un voltímetro, se debe tener cuidado de no tocar ninguno de los terminales con los dedos desnudos, ya que esto probablemente te electrocutará, a veces incluso hasta la muerte.

Tanto como sea posible, la medición de un voltaje debe ser una maniobra de manos libres con la ayuda de pinzas de cocodrilo.

La constante de Faraday es la cantidad de carga eléctrica que hay en un mol de electrones. Surge de la multiplicación de número de Avogadro por la carga eléctrica del electrón: F=6,022×1023 moléculas-1 x 1.602×10  culombios= 96484,5561 C/mol −19

Esta constante fue calculada en base a la cantidad de plata sólida depositada en una reacción electroquímica, en la cual se utilizó una determinada cantidad de corriente eléctrica en un cierto tiempo. El valor de esta constante también fue utilizado para calcular el número de moléculas en un mol, es decir el número de Avogadro. Para realizar cálculos usando esta constante, tenemos que tener en cuenta las siguientes premisas: La cantidad de sustancia producida por electrólisis es proporcional a la cantidad de  – electricidad usada. Para una cantidad dada de electricidad, la cantidad de sustancia producida es proporcional a su peso. La cantidad de corriente o cargas que pasa en un determinado tiempo se puede calcular  – con la siguiente fórmula: Q=Ixt Donde Q es la cantidad de cargas en culombios, I es la intensidad de la corriente en amperes y t el tiempo que transcurre, en segundos. Teniendo en cuenta el valor de la constante de Faraday, se puede calcular la cantidad de electricidad requerida para depositar una determinada cantidad de metal, según la siguiente fórmula: Q = n(e) x F Donde Q es la cantidad de cargas en culombios, n (e) es la cantidad de moles de electrones y F la contante de Faraday. Pongamos por ejemplo el siguiente ejercicio: ¿qué tiempo se necesita para deposi tar 56 gramos de plata sólida a partir de una solución de nitrato de plata y una corriente de 4.5 ampere? En la tabla periódica podemos observar que el peso atómico de la plata es de 107,9 gramos por mol. Entonces 56 gramos de plata son 0,519 moles. Para producir tal cantidad de moles de plata, se necesita igual número de moles de electrones, de manera que: Q= 0,519 x 96500 (constante de Faraday)=50083 culombios El tiempo necesario para depositar 0,519 moles de plata será entonces: t=Q/I t= 50083/4,5 ampere=11129 segundos En horas: 11129/3600= 3,09 horas. En este tipo de ejercicio, también podemos incluir la energía eléctrica requerida para depositar una determinada cantidad de sustancia, teniendo en cuenta la siguiente fórmula:

E=Q.V Donde E es la energía eléctrica en Joules, Q es la cantidad de cargas en culombios y V es el voltaje. 1 kWH = 3.6 x 106 J Por ejemplo: Sabiendo que con un voltaje de 4,5 V se quiere producir un kilo de sodio metálico mediante electrólisis, calcular la energía eléctrica necesaria para el procedimiento, expresada en kilowatt/hora. Si miramos la tabla periódica, veremos que el peso atómico del sodio es 22,99 gramos por mol, por lo tanto un kilogramo de sodio son 43,5 moles. Según Q = n(e) x F Tenemos que las cargas eléctricas necesarias son: Q= 43,5 x 96500=4197750 culombios. Sabiendo que E=Q.V E= 4197750 C x 4,5 V=18889875 J Expresado en kilowatios/hora: 5,25 kwatt/hora.

Lee todo en: Constante de Faraday | La Guía de Química http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/constante-defaraday#ixzz4YQs1JpGy

3.El químico sueco Arrhenius fue el primero en descubrir que algunas sustancias en disolución se encuentran en forma de iones y no de moléculas, incluso en ausencia de una diferencia de potencial eléctrico. Cuando un electrólito se introduce en una disolución, se disocia parcialmente en iones separados, y que el grado de disociación depende de la naturaleza del electrólito y de la concentración de la disolución. Según la teoríade  Arrhenius, al disolver una determinada cantidad de cloruro de sodio en un gran volumen de agua, los iones se disocian en mayor grado que si esa misma cantidad se disuelve en un volumen menor de agua. La teoría de Debye-Hückel afirma que los electrólitos están totalmente disociados en una disolución. La tendencia de los iones a emigrar y conducir la electricidad queda retardada por las atracciones electrostáticas entre los iones de cargas opuestas y entre los iones y el disolvente. A medida que aumenta la concentración de la disolución, se incrementa el efecto retardante. Así, una cantidad fija de cloruro de sodio resulta mejor conductor si se disuelve en un g ran volumen de agua, al encontrarse los iones más apartados entre sí, ejerciendo una atracción menor respecto a los demás y respecto a las moléculas del disolvente. Sin embargo, los iones no tienen libertad total para emigrar. La constante dieléctrica del disolvente es otro factor importante en las propiedades de la disolución. La ionización es mayor en un d isolvente como el agua, que tiene una constante dieléctrica elevada.

Electrólisis Si se coloca un par de electrodos en una cuba que contenga una disolución de un electrólito y se conecta una fuente de corriente continua y un galvanómetro entre ellos, se observará en el galvanómetro la circulación de la corriente eléctrica (fig. 2).

Corriente eléctrica y movimiento de iones Los iones positivos de la disolución se mueven hacia el electrodo negativo cátodo y los iones negativos hacia el positivo ánodo. Al llegar a los electrodos, los iones pueden ganar o perder electrones y transformarse en átomos neutros o moléculas. La acción de una corriente sobre un electrólito puede entenderse con un ejemplo sencillo de la figura 3.

R eacciones de Electrodo ¿Qué le sucede a un ion en movimiento cuando llega al electrodo que lo atrae?. Se considerará al c loruro de sodio fundido, un sistema qué sólo contiene dos tipos de iones y no otras p artículas. Se utilizarán electrodos inertes que no reaccionan químicamente con los iones sodio y cloruro. Los iones de sodio (+) o cationes, son atraídos hacia el electrodo negativo (cátodo). El cátodo se hace negativo por la acción de un generador el cual, le bombea electrones.

Los electrones del cátodo están en un estado de elevada energía potencial. El ion sodio tiene carga positiva, esto significa que atrae electrones y que un electrón de un átomo de sodio tendría una menor energía potencial que un electrón del cátodo. Por lo tanto los electrones del cátodo se desplazan hacia el catión, por diferencia de energía potencial. En el cátodo los iones de sodio se convierten en átomos de sodio por adición de un electrón. Este es un cambio químico y puede representarse con la siguiente ecuación:

Na+ + e- ® Na °

 Adviértase que este cambio químico representa una ganancia de electrones, por lo tanto el sodio se redujo  y pasó a estado metálico. El cambio químicos que siempre ocurre en el cátodo es de reducción.  Ahora se considerará lo que sucede en el ánodo. El ánodo es positivo ya que el generador bombea electrones fuera de él y además atrae iones cloruro (-) o aniones. En el ánodo los electrones poseen baja energía potencial. En cambio los electrones externos del ion cloruro se encuentran en un estado de potencial elevado. Cuando los iones cloruro llegan al ánodo le proporcionan electrones a este. Los electrones pasan de un estado de energía potencial elevada a uno de baja energía potencial. El cambio ocurrido en el ánodo puede representarse con otra ecuación:

2Cl- ® Cl2 + 2e-

Los iones cloruro pierden electrones transformándose en átomos de cloro, los cuales a su vez forman moléculas de cloro gaseoso. La reacción anódica siempre es de oxidación.  Aquí se han mostrado las reacciones de oxidación y reducción por separado pues ocurren en diferentes puntos, sin embargo estos procesos no ocurren independientemente. El generador no produce electrones, sólo los transporta de un lugar a otro, así los electrones que el generador suministra al cátodo, provienen del ánodo. El proceso de reducción no puede ocurrir sin que al mismo tiempo se realice el de oxidación. La función del generador es elevar la energía potencial de los electrones del cátodo. Estas reacciones de electrodo se llaman semireacciones, y la reacción global de la electrólisis del cloruro de sodio es:

2Na+ + 2Cl- ® 2Na ° + Cl2 La naturaleza de las reacciones del electrodo depende de la diferencia de potencial o voltaje aplicado.

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  A mperes .

i = q/t Ãz 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 = ?.i.t

donde # es una constante que depende del catión y se denomina equivalente electroquímic o  (se verá más adelante). Cuando se realiza, por ejemplo, la electrólisis de una solución de sulfato cúprico (CuSO4) sucede lo siguiente (fig. 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 ° - 4e2HO- ® O2 + 2H+ + 4e2Cu2SO4 + 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:

E q = Pa/V  Para probar esta segunda l ey 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 g r 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.

? = 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.

CE LDA VOLTAICA

Una celda voltaica aprovecha la electricidad de la reacción química espontánea para encender una lamparita, es decir, convierte energía potencial química en energía eléctrica (fig. 6). Las tiras de cinc y cobre, dentro de disoluciones de ácido sulfúrico diluido y sulfato de cobre re spectivamente, actúan como electrodos (el derecho actúa como cátodo y el izquierdo como ánodo). El puente salino (en este caso cloruro de potasio) permite a los electrones fluir entre las cubetas sin que se mezclen las disoluciones. Cuando el circuito entre los dos sistemas se completa (como se muestra a la derecha), la r eacción genera una corriente eléctrica. Si ambas soluciones se conectan mediante un voltímetro su lectura acusará 1,10 V, esto debido a que el potencial de oxidación del Zn++ es 0,763 V y el del Cu++ es de -0,337 V, por lo tanto el cinc (de mayor potencial) le cede electrones al cobre (de menor potencial). Obsérvese que el metal de la tira de cinc se consume (oxidación) y la tira desaparece. La tira de cobre crece al reaccionar los electrones con la disolución de sulfato de cobre para producir metal adicional (reducción). Si se sustituye la lamparita por una batería la reacción de una se invertirá, creando una celda electrolítica,convirtiendo energía eléctrica en energía potencial química (fig. 7).

Las semireacciones correspondientes son:  Anodo:

Zn° ® Zn++ + 2eCátodo:

Cu++ + 2e- ® Cu° Una celda voltaica es un dispositivo para producir energía eléctrica a partir de una reacción redox. La principal característica de la celda voltaica es la pared porosa que separa las dos soluciones evitando que se mezclen. La pared es porosa para que los iones la a traviesen. La hemicelda del ánodo adquiere un exceso de iones de Zn positivos (para mantener la neutralidad eléctrica necesita iones negativos), al mismo tiempo, la hemicelda del cátodo consume iones de Cu (para mantener la neutralidad,éste debe eliminar i ones negativos).Los iones SO4= atraviesan la pared porosa para satisfacer la neutralidad eléctrica de ambas hemiceldas. Los tipos de celdas más comunes son: las pilas y el acumulador de plomo. Potenciales: No hay manera de medir la energía potencial de una hemicelda, sin embargo, la diferencia de potencial entre dos hemiceldas de una celda voltaica puede medirse con un voltímetro. Esta diferencia de potencial es una medida de la tendencia relativa de las dos sustancias para absorber electrones. Si a la hemicelda de cobre se le asigna arbitrariamente un potencial de cero, se dice que la hemicelda de cinc tiene un potencial de -1,10 v (fig. 6), el signo negativo, indica que es menos probable que los i ones de cinc absorban electrones que los iones cobre. En cambio, si le asignamos potencial cero a la hemicelda de cinc, el cobre tendrá potencial +1,10 v. En la práctica, se le asigna potencial cero a la hemicelda de hidrógeno, esta se compone de una lámina de platino, y se introduce en una solución de iones hidrógeno (H+) uno molar. Se hace burbujear hidrógeno gaseoso en la solución alrededor del platino (el hidrógeno gaseoso procede de un cilindro cuya presión es de 1 atm). Las moléculas de H2 se adsorben sobre la superficie del platino y forman el electrodo (fig. 8). La semirreacción es:

H+ + e- « ½H2 Si se utiliza la hemicelda de hidrógeno con la de cinc, el potencial será de - 0,76 v. Si se utiliza la hemicelda de hidrógeno con la de cobre, el potencial será de + 0,34 v. De esta manera se determinan experimentalmente los potenciales de casi todas las reacciones redox (ver tabla). A estos valores se los denomina potenciales electroquímicos normales

Potenciales de reducción normales de semireacciones (Concentraciones iónicas, 1M en agua a 25 °C)

 Aplicaciones Industriales La descomposición electrolítica es la base de un gran número de procesos de extracción y fabricación muy importantes en la industria moderna.

Producción y Refinado de Metales Soda Cáustica: La soda o sosa cáustica (un producto químico importante para la fabricación de papel, rayón y película fotográfica) se produce por la electrólisis de una disolución de sal común en agua. La reacción produce cloro y sodio. El sodio re acciona a su vez con el agua de la pila electrolítica produciendo sosa cáustica. El cloro obtenido se utiliza en la fabricación de pasta de madera y papel. Horno Eléctrico: aplicación industrial importante de la electrólisis, que se utiliza para la producción de aluminio, magnesio y sodio. En este h orno, se calienta una carga de sales metálicas hasta que se funde y se ioniza. A continuación, se deposita el metal electrolíticamente. 1. Aluminio:  es el elemento metálico más abundante en la corteza terrestre. Es un metal poco electronegativo y extremamente reactivo. Se encuentra normalmente en forma de silicato de aluminio puro o mezclado con otros metales como sodio, potasio, hierro, calcio y magnesio, pero nunca como metal libre. La bauxita, un óxido de aluminio hidratado impuro, es la fuente comercial de aluminio y de sus compuestos. Para la electrólisis del óxido de aluminio unido a la criolita (Na3Al F6) se emplean cubas de hierro recubiertas por carbón de retorta, que hace de cátodo y ánodos de grafito. Primero se coloca en el interior de la cuba, criolita y se acercan los ánodos a las paredes de la cuba, de esta forma se genera un arco eléctrico (1000 C°) que funde la criolita. Se añade entonces el óxido de aluminio y comienza la electrólisis. El cátodo se va consumiendo durante el proceso y aluminio fundido se deposita en el fondo de la cuba donde se retira por un orificio lateral, ubicado en la parte inferior de la misma.  Anodo:

6O= + 3C ® 3CO2 + 12eCátodo:

4Al+++ + 12e- ® 4Al° Reacción global:

2AL2O3 Ã> 4AL+++ + 6O=

Este proceso sigue siendo el método principal para la producción comercial de aluminio, aunque se están estudiando nuevos métodos. La pureza del producto se ha incrementado hasta un 99,5% de aluminio puro en un lingote comercialmente puro; posteriormente puede ser refinado hasta un 99,99 por ciento. La producción mundial de aluminio ha experimentado un rápido crecimiento, aunque se estabilizó a partir de 1980. En 1900 esta producción era de 7.300 toneladas, en 1938 de 598.000 toneladas y en 1993 la producción estimada de aluminio primario era de unos 19 millones de toneladas. 2. Manganeso: El manganeso puro se obtiene por la combustión del dióxido de manganeso (pirolusita) con polvo de aluminio y por la electrólisis del sulfato de manganeso. Este metal no se da en la naturaleza en estado puro, pero se encuentra ampliamente distribuido en todo el mundo en forma de menas. Ocupa el lugar 12 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. 3. Sodio: Sólo se presenta en la naturaleza en estado combinado. Se encuentra en el mar y en los lagos salinos como cloruro de sodio, y con menor frecuencia como carbonato de sodio y sulfato de sodio. El sodio comercial se prepara descomponiendo electrolíticamente cloruro de sodio fundido. El sodio ocupa el séptimo lugar en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. El método Downs para el refinado del sodio consta de un aparato que esta constituido por una caldera de hierro A, por cuya parte inferior entra un ánodo de grafito B. El cátodo C entra en la masa fundida de NaCl. Al circular una corriente por el cloruro de sodio fundido, se producen las siguientes reacciones.  Anodo:

2Cl- - 2e- ® Cl2° Cátodo:

2Na+ + 2e- ® 2Na° Reacción global:

2ClNa Ã>2Na+ + 2ClEl sodio por su baja densidad,flota y se extrae por D mientras el cloro se desprende en E.

Refinado Electrolítico:  estos métodos se utilizan para refinar e l plomo, el estaño, el cobre, el oro y la plata. La ventaja de extraer o refinar metales por procesos electrolíticos es que el metal depositado es de gran pureza. 1. Plomo:  Una fuente importante de obtención de plomo son los materiales de desecho industriales, que se recuperan y funden. El plomo en bruto suele purificarse removiendo plomo fundido en presencia de aire. Los óxidos de las impurezas metálicas suben a la superficie y se eliminan. Los grados más puros de plomo se obtienen refinando electrolíticamente. 2. Estaño: El estaño ocupa el lugar 49 entre los elementos de la corteza terrestre. El mineral principal del estaño es el SnO2 (casiterita). En la extracción de estaño,primero se muele y se lava el mineral para quitarle las impurezas, y luego se calcina para oxidar los sulfuros de hierro y de cobre. Después de un segundo lavado, se reduce el mineral con carbono en un horno de reverbero; el estaño fundido se recoge en la parte inferior y se moldea en bloques conocidos como estaño en lingotes. El metal obtenido se purifica por fusión, liberándolo de su principal impureza: el hierro, alcanza así una pureza del 90%. Luego se lo refina electrolíticamente. 3. Cobre: El cobre puede encontrarse en estado puro, frecuentemente se encuentra agregado con otros metales como el oro, plata, bismuto y plomo, apareciendo en pequeñas partículas en rocas,aunque se han encontrado masas compactas de hasta 420 toneladas.. Este metal puede galvanizarse fácilmente como tal o como base para otros metales. El cobre ocupa el lugar 25 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. La metalurgia del cobre varía según la composición de la mena. Las menas más importantes, las formadas por sulfuros, no contienen más de un 12% de cobre, llegando en ocasiones tan sólo al 1%, y han de triturarse y concentrarse por flotación. Los concentrados se funden en un horno de re verbero que produce cobre metálico en bruto con una pureza aproximada del 98%. Este cobre en br uto se purifica posteriormente por electrólisis, obteniéndose barras con una pureza que supera el 99,9 por ciento. Para refinar el cobre bruto se emplea el método electrolítico. Se coloca al cobre bruto como ánodo, en una cuba electrolítica que contiene una solución de CuSO4. El sulfato cúprico se disocia de la siguiente forma:

CuSO4 Ã> Cu++ + SO4= El polo negativo o cátodo, esta constituido por láminas de cobre puro.  Al circular la corriente, los cationes cobre se dirigen al cátodo, donde se reducen, captando electrones y depositándose como cobre metálico,mientras los iones sulfato se dirigen al ánodo y reaccionan con el cobre impuro, formando sulfato cúprico, que vuelve a la solución. Cátodo:

Cu++ + 2e- ® Cu°  Anodo:

SO4= - 2e - ® SO4° Reacción global:

SO4 + Cu ® CuSO4

4. Oro: El oro se encuentra en la naturaleza en las vetas de cuarzo y en los depósitos de aluviones secundarios como metal en estado libre o combinado. Está distribuido por casi todas partes aunque en pequeñas cantidades, ocupando el lugar 75 e n abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. Casi siempre se da combinado con cantidades variables de plata. El cianuro de oro y potasio se utiliza para el dorado electrolítico. El oro se extrae de la grava o de rocas trituradas disolviéndolo en disoluciones de mercurio (proceso de amalgama) o de cianuro (proceso de cianuro). Algunas menas, sobre todo aquéllas en las qu e el oro está combinado químicamente con teluro, deben ser calcinadas antes de su extracción. El oro se recupera de la solución electrolíticamente y se funde en lingotes. Para que una roca sea rentable debe contener un mínimo de una parte de oro por 300.000 partes de material desechable. El oro puro es el más maleable y dúctil de todos los metales, puede golpearse con un martillo hasta conseguir un espesor de 0,000013 cm y una cantidad de 29 g se puede e stirar hasta lograr un cable de 100 km de largo. 5. Plata: La plata ocupa el lugar 66 en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. No existe apenas en estado puro. La plata pura también se encuentra asociada con el oro puro en una aleación conocida como oro argentífero, y al procesar el oro se recuperan considerables cantidades de plata. La plata está normalmente asociada con otros elementos (siendo el azufre el más predominante) en minerales y menas. La plata también se encuentra como componente en las menas de plomo, cobre y cinc, y la mitad de la producción mundial de plata se obtiene como subproducto al procesar dichas menas. En 1993, se produjeron en todo el mundo cerca de 13.000 toneladas. Normalmente,la plata se extrae de las menas de plata calcinando la mena en un horno para convertir los sulfuros en sulfatos y luego precipitar químicamente la plata metálica. Hay varios procesos metalúrgicos para extraer la plata de las menas de otros metales. En el proceso de amalgamación, se añade mercurio líquido a la mena triturada, y se forma una amalgama de plata. Después de extraer la amalgama de la mena, se elimina el mercurio por destilación y queda la plata metálica. En los métodos de lixiviación, se disuelve la plata en una disolución de una sal (normalmente cianuro de sodio) y después se precipita la plata poniendo la disolución en contacto con cinc o aluminio. La plata impura obtenida en los procesos metalúrgicos se refina por métodos electrolíticos.

Tratamientos Anticorrosivos de Superficie Son aquellos que impiden la corrosión cubriendo al metal que se desea proteger con una película adherente de un metal que no se corroa. La película puede ser construida con materiales variados: metálicos, inorgánicos u orgánicos. En este trabajo estudiaremos aquellos tratamientos que se realicen por medios electrolíticos.

Galvanotecnia Proceso electrolítico por el cual se deposita una capa fina de metal sobre una base generalmente metálica. Los objetos además se galvanizan para obtener una superficie dura o un acabado atractivo. Los metales que se utilizan normalmente en galvanotecnia son: cadmio, cinc, cromo, cobre, oro, níquel, plata y estaño. Las cuberterías plateadas, los accesorios cromados de automóvil y los recipientes de comida estañados sonproductos típicos de galvanotecnia. En este proceso, el objeto que va a ser cubierto actúa como cátodo en una cuba electrolítica que contiene una solución (baño) de una sal del metal recubridor, y se conecta a un terminal negativo de una fuente de electricidad externa. Otro conductor, compuesto por el metal recubridor, se conecta al terminal positivo de l a fuente de electricidad actuando como ánodo. Para el proceso es necesaria una corriente continua de bajo voltaje, normalmente de 1 a 6 V. Cuando se pasa la corriente a través de la solución, los átomos del metal recubridor se depositan en el cátodo. Esos átomos son sustituidos en el baño por los del ánodo, si está compuesto por el mismo metal, como es el caso del cobre y la plata. Si no es así, se sustituyen añadiendo al baño periódicamente la sal correspondiente, como ocurre con el oro y el cromo. En cualquier caso, se mantiene un equilibrio entre el

metal que sale y el metal que entra en la disolución hasta que el objeto está galvanizado. Los materiales no conductores pueden ser galvanizados si se cubren antes con un material conductor como el grafito. La cera o los diseños de plástico para la electrotipia, y las matrices de los discos fonográficos se recubren de esta manera. Para asegurar una cohesión estrecha entre el objeto a ser recubierto y el material recubridor, se debe pulir bien la pieza y limpiar el objeto a fondo, eliminando polvo, grasa y suciedad, ya sea sumergiéndolo en una solución ácida o cáustica (después se lava y se introduce en la solución), o bien utilizándolo como ánodo en un baño limpiador durante un instante. Para eliminar irregularidades en las depresiones de la placa y asegurar que la textura de su superficie es de buena calidad y propicia para el refinado, hay que controlar cuidadosamente la densidad de la intensidad de corriente (d = i/s, donde s es la superficie del cátodo), la concentración de la solución y la temperatura. Con frecuencia se añaden al baño ciertos coloides o compuestos especiales para mejorar la uniformidad de la superficie de la placa. Baño de Cromo: Es el baño electrolítico en el cual el cromo es el metal recubridor. El cromo tienen poco poder desprendedor, es decir, tienden a recubrir excesivamente las protuberancias y dejan las grietas del ánodo completamente desnudas. Al depositarse electrolíticamente,el cromo proporciona un acabado brillante y resistente a la corrosión. Debido a ello se emplea a gran escala en el acabado de vehículos. Baño de Cadmio: Es el baño electrolítico en el cual el cadmio es el metal recubridor. El cadmio puede depositarse electrolíticamente en los metales para recubrirlos, principalmente en el hierro o e l acero, en los que forma capas químicamente resistentes. La electroquímica ha avanzado recientemente desarrollando nuevas técnicas para colocar capas de material sobre los electrodos, aumentando así su eficacia y resistencia. Tras el d escubrimiento de ciertos polímeros que conducen la electricidad, es posible fabricar electrodos de polímeros.

Protección Catódica La protección catódica de tuberías y cascos de buques se logra, formando pares Fe - Zn o Fe - Mg. En el caso de tuberías,se clavan barras de cinc o de magnesio en el suelo y se las pone en contacto con la tubería. Los electrones pasan del cinc al hierro de la tubería, el cual queda protegido. En los cascos de los buques, se adhieren bloques de magnesio. Estos bloques, debido a su mayor potencial de oxidación, se corroen, actuando como ánodo, protegiendo al hierro del casco. Dicha protección dura mientras no se consuma el magnesio. Llegado ese caso los bloques de magnesio son reemplazados.

Leer más: http://www.monografias.com/trabajos73/electroquimica-conductos/electroquimicaconductos2.shtml#reaccionea#ixzz4YQtBCvoI

5.- PROCESOS ELECTROLITICOS La electrólisis consiste en la descomposición química de una sustancia por medio de la electricidad (electro = electricidad y lisis = destrucción). El paso de la corriente eléctrica as través de un electrólito (en disolución o fundido), por ejemplo, NaCl fundido, nos demuestra que en el cátodo o polo negativo el catión sodio (Na+) se reduce a Na 0 por ganancia, en cambio en el ánodo o polo positivo los aniones cloruro (Cl -) entregan sus electrones oxidándose a Cl 2(gaseoso). En resumen, el proceso de electrólisis se caracteriza porque: a) Es un fenómeno redox no espontáneo producido por una corriente eléctrica b) La reducción se lleva a efecto en el polo negativo o cátodo y la oxidación en el ánodo o polo positivo. El proceso electrolítico se realiza debido a que, la corriente eléctrica circula desde el cátodo hacia el ánodo, siempre que entre ellos esté presente una sustancia conductora (electrólito) En algunas electrólisis, si el valor de la diferencia de potencial aplicada están sólo ligeramente mayor que el calculado teóricamente, la reacción es lenta o no se produce, por lo que resulta necesario aumentar el potencial aplicado. Este fenómeno se da, sobre todo, cuando en algunos e los electrodos se produce algún desprendimiento gaseoso. El potencial añadido en exceso en estos casos recibe el nombre de sobretensión. La cantidad de producto que se forma durante una el ectrólisis depende de los 2 factores siguientes: a) De la cantidad de electricidad que circula a través de la pila electrolítica. b) De la masa equivalente de la sustancia que forma el electrólito. La cantidad de electricidad que circula por una cuba electrolítica puede determinarse hallando el producto de la intensidad de la corriente, expresada en amperios por el tiempo transcurrido, expresado en segundos. Es decir, Q (culombios) = I · t. Tras efectuar múltiples determinaciones, Faraday enunció las 2 leyes que rigen la electrólisis y que son las siguientes: a) Primera Ley de Faraday: La cantidad de sustancias que se depositan (o altera su número de oxidación) en un electrodo, es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por el sistema. Lo anterior significa que a mayor Faraday mayor cantidad de sustancia depositada. Así, por ejemplo, para libera 96 gramos de oxígeno se necesitan 12 Faraday de electricidad. Se denomina equivalente electroquímico de una sustancia a la masa en gramos de dicha sustancia depositada por el paso de un culombio. De a cuerdo con esta definición podemos escribir la expresión:

m =___PIt___ n · 96500 Donde: m : masa en gramos que se ha depositado P : peso atómico del elemento n : número de electrones intercambiados I : intensidad de la corriente expresada en amperios t : tiempo en segundos 96500 : factor de equivalencia entre el Faraday y el culombio, ya que 1F = 96500C. b) Segunda Ley de Faraday: La cantidad de diferentes sustancias depositadas o disueltas por una misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a sus respectivos pesos equivalentes. Por ejemplo, si la corriente eléctrica se hace pasar por una serie de celdas electrolíticas que contienen distintas sustancias, la cantidad de electricidad que circula a través de cada electrodo es la misma y las cantidades de elementos liberados son proporcionales a sus respectivos pesos equivalentes. Como la cantidad de electricidad en Coulomb es igual al producto de la intensidad de la corriente I en ampere por el tiempo t en segundos que ha pasado la corriente, combinando las dos leyes resulta que la masa m de material depositado o disuelto en cada electrodo será igual a lo siguiente: m =___ItA___ Fn Donde: I: ampere. t: tiempo en segundos. A: peso atómico. F: Faraday. n: valencia. Significado del número de Avogadro en la electrólisis: La carga del electrón es 1.602x10 -19 coulomb absolutos de electricidad. De aquí 96500/1.602x10-19= 6.02x1023 que es el número de electrones en 1 Faraday. En otras palabras, 1 Faraday de electricidad está asociado con un número de Avogadro de partículas de carga unitaria, correspondiente a la carga de un equivalente-gramo de sustancia, que serán electrones que les falta si se t rata de cationes o de electrones que les sobre en cada caso de aniones. Un Faraday es un número de Avogadro de electrones, de la misma manera que 1 mol es número de Avogadro de moléculas. La determinación experimental del valor del

Faraday y la carga del electrón, proporcionó uno de los mejores métodos para determinar el Número de Avogadro. Aplicaciones de la electrólisis: La separación de los elementos de los electrólitos (disueltos o fundidos) se utiliza industrialmente para obtener gases puros como el hidrógeno y el oxígeno y obtener metales refinados como el hierro, cobre, aluminio, magnesio, potasio, etc. Otra aplicación importante se encuentra en la galvanoplastia y galvanostegia: a) La galvanoplastia: Consiste en obtener copias metálicas de algunos objetos, con huecos y relieves. Entre los productos que se pueden citar para esta técnica podríamos señalar lozas y porcelanas. b) La galvanostegia:  Consiste en recubrir los metales de una capa metálica resistente para darles un mejor aspecto o para aumentar su duración y resistencia a la corrosión. Entre las aplicaciones podemos citar el galvanizado (cincado), cobreado, latonado, plateado, dorado, etc. El cobre electrolítico consiste en una placa de cobre catódico, en donde los iones Cu++ de una solución se han reducido y adherido al cátodo de una celda electrolítica. La semirreacción del cobre catódico es: Cu++ + 2e- (cátodo)---  Cu0 Galvanizado: Técnica electrolítica que se realiza con el fin de cubrir metales con una capa de cinc. Por ejemplo, las planchas para techados de construcciones. Cobreado: Técnica que se emplea para recubrir de cobre algunos objetos (se utiliza CuSo4 como electrólito). El siguiente esquema ilustra un sistema de cobreado de una cuchara: Cobre electrolítico: el proceso de obtención del cobre electrolítico es una derivación de la técnica de cobreado. Afinación del cobre: Los ánodos de cobre en bruto se suspenden en un baño de sulfato cúprico acidulado con ácido sulfúrico. Los cátodos son láminas delgadas de cobre puro recubierto de grafito, para que el metal depositado por la corriente eléctrica pueda separarse después fácilmente; las láminas se suspenden alternativamente con los ánodos en el mismo baño. Cuando pasa la corriente, los iones cobre se descargan en el cátodo, que va engrosando gradualmente por el metal puro adherido, a la vez que en el ánodo se disuelve una cantidad equivalente de cobre, formando iones cúpricos. Si las impurezas del cobre son de elementos mas activos, situados encima de él en la serie electromotriz de los metales, pasan a la disolución y quedan en ell a. Si están por debajo del cobre en dicha serie, no se disuelven, y caen al fondo del as cubas, debajo de los ánodos, como barro anódico, del que se recuperan el oro, la plata y el platino, muchas veces en cantidades suficientes para pagar el proceso de afinación. Algunos ejemplos de electrólisis:

1. Electrólisis del Cloruro de Sodio fundido. 2. Electrólisis de una solución acuosa de Cloruro de Sodio. 3. Electrólisis de una solución acuosa de ácido sulfúrico. Electrólisis de soluciones en agua a) Si el catión en un metal muy activo, como los del grupo alcalino (Na, K, Li, Cs), no se deposita el catón durante la electrólisis y se libera hidrógeno en el cátodo (caso del Cloruro de Sodio) b) Si el catión es un metal como cobre, plata, oro, platino, aceptará electrones en el cátodo y se depositará como metal li bre. c) Si el anión tiene sólo una atracción débil por los electrones: F, Cl, Br, I, los iones pierden sus eletrones en el {ánodo como elementos libres (caso del Cloruro de Sodio). d) Los aniones que tiene una atracción fuerte por los electrones, como el SO -2 y NO-, no pierden sus electrones en el ánodo, y se libera oxígeno como consecuencia de la reacción del agua (caso del ácido sulfúrico) Procesos industriales de electrólisis La industria moderna no podría funcionar como lo hace hoy en día si n las reacciones de electrólisis. Muchos elementos se producen casi exclusivamente por electrólisis, por ejemplo, el aluminio, el magnesio, el cloro y el flúor. Entre los compuestos químicos producidos por electrólisis están el NaOH, K 2Cr2O7, KMnO4, Na 2S2O8 y gran número de compuestos orgánicos. Afino electrolítico El afino electrolítico de metales, implica el depósito de metal puro en un cátodo, a partir de una disolución conteniendo el ión metálico. El cobre que se obtiene por tostación de sus minerales tiene bastante pureza para algunas aplicaciones como tuberías, pero no las suficientes para aplicaciones que requieren una gran conductividad eléctrica. Para estas últimas hace falta cobre con una pureza superior al 99,5%. Se toma como ánodo un trozo de cobre impuro y como cátodo una lámina delgada de cobre metálico puro. Durante la electrólisis el Cu 2+ producido en el ánodo se desplaza a través de una disolución de ácido sulfúrico y sulfato de cobre hasta el cátodo, donde se reduce a Cu(s). el cátodo de cobre puro aumenta su tamaño, mientras que el trozo de cobre impuro se consume. Depósito electrolítico

En el depósito o baño electrolítico se deposita un baño de un metal sobre otro metal por electrólisis. Este procedimiento se lleva a cabo por motivos decorativos o para proteger de la corrosión al segundo metal. Los cubiertos de baño de plata por ejemplo, consisten en una base de hierro con un recubrimiento fino de plata metálica. En un proceso de depósito electrolítico el objeto a bañar constituye el cátodo de la célula electroquímica. El electrólito contiene iones del metal que constituyen el baño. Estos iones son atraídos hacia el cátodo, donde se reducen a átomos metálicos. El electrólito suele ser sulfato de cobre en el caso de un baño de cobre y K(Ag(CN) 2)(aq) en el caso de un baño de plata. La concentración de ión plata libre en una disolución del ión complejo [Ag(CN) 2] (aq) es muy pequeña y el baño electrolítico en estas condiciones proporciona un depósito del metal microcristalino y muy adherente. El cromado o baño de cromo es muy útil por su resistencia a la corrosión, así como por su belleza con fines decorativos. El acero puede cromarse mediante una disolución acuosa de CrO 3 y H2SO4. Sin embargo, el baño obtenido es fino, poroso y tiende a resquebrajarse. En la práctica primero se baña el hacer con una capa fina de cobre o níquel y después se apli ca el baño de cromo. Las piezas de maquinarias pueden hacerse resistentes al agua mediante un baño de cromo o cadmio. Algunos plásticos también pueden bañarse, primero debe hacerse conductor al plástico recubriéndolo con polvo de grafito. El proceso de reposo electrolíticos de cobre sobre plásticos ha sido importante para mejorar la calidad de algunos circuitos microelectrónicas. Los baños electrolíticos se utilizan, en el sentido literal del término, para hacer dinero. La moneda americana de un centavo actual, sino que se hace bañando con cobre un núcleo central de zinc y a continuación se graba esta pieza con baño de cobre. Electrosíntesis La electrosíntesis es un procedimiento para producir sustancias por medio de reacciones de electrólisis. Resulta útil para algunas síntesis que requieren un control cuidadoso de las condiciones de reacción. El dióxido de manganeso se presenta en la naturaleza en forma pirolusita, pero el pequeño tamaño de l os cristales y las imperfecciones de la red hacen que este material no sea adecuado para algunas aplicaciones modernas, como las baterías alcalinas. La electrosíntesis de MnO 2  se lleva a cabo en una disolución de MnSO4 en H2SO4 (aq). El MnO2(s) puro se forma por oxidación del Mn 2+ sobre un electrodo inerte (como el grafito). La reacción catódica es la reducción de H + a H2(g) y la reacción global es: Mn2+ (aq) + 2H2O(l) --------> MnO 2(s) + 2H+(aq) + H2(g) Electrólisis de una disolución acuosa de cloruro de sodio: proceso cloro-sosa Reacción global: 2Cl (aq) + 2H 2O(l) ---------> 2OH -(aq) + H2(g) + Cl2(g) Eº= -2,19 V

Cuando esta electrólisis se lleva a cabo a escala industrial se la denomina proceso clorososa atendiendo a los nombre de los productos principales cloro y l a sosa NaOH (aq). El proceso cloro-sosa es uno de los procesos electrolíticos más importantes. Galvanotecnia Proceso electroquímico por el cual se deposita una capa fina de metal sobre una base generalmente metálica. Los objetos se galvanizan para evitar la corrosión, para obtener una superficie dura o un acabado atractivo, para purificar metales (como en la refinación electrolítica del cobre), para separar metales para el análisis cuantitativo o como es el caso de la electrotipia, para reproducir un molde. Los metales que se utilizan normalmente en galvanotecnia son: cadmio, cromo, cobre, oro, níquel, plata y estaño. Las cuberterías plateadas, los accesorios cromados de automóvil y los recipientes de comida estañados son productos típicos de galvanotecnia. En este proceso, el objeto que va a ser cubierto se coloca en una disolución (baño) de una sal del metal recubridor, y se conecta a un terminal negativo de una fuente de electricidad externa. Otro conductor, compuesto a menudo por el metal recubridor, se conecta al terminal positivo de la fuente de electricidad. Para el proceso es necesaria una corriente continua de bajo voltaje, normalmente de 1 a 6 V. Cuando se pasa la corriente a través de la disolución, los átomos del metal recubridor se depositan en el cátodo o electrodo negativo. Esos átomos son sustituidos en el baño por los del ánodo (electrodo positivo), si está compuesto por el mismo metal, como es el caso del cobre y la plata. Si no es así, se sustituyen añadiendo al baño periódicamente la sal correspondiente, como ocurre con el oro y el cromo. En cualquier caso, se mantiene un equilibrio entre el metal que sale y el metal que entra en l a disolución hasta que el objeto está galvanizado. Los materiales no conductores pueden ser galvanizados si se cubren antes con un material conductor como el grafito. La cera o los diseños de plástico para la electrotipia, y las matrices de los discos fonográficos se recubren de esta manera. Para asegurar una cohesión estrecha entre el objeto a ser recubierto y el material recubridor, hay que limpiar el objeto a fondo, ya sea sumergiéndolo en una disolución ácida o cáustica, o bien utilizándolo como ánodo en un baño limpiador durante un instante. Para eliminar irregularidades en las depresiones de la placa y asegurar que la textura de su superficie es de buena calidad y propicia para el refinado, hay que controlar cuidadosamente la densidad de la intensidad de corriente (amperios por metro cuadrado de superficie de cátodo) y la temperatura. Con frecuencia se añaden al baño ciertos coloides o compuestos especiales para mejorar la uniformidad de la superficie de la placa. Algunos metales, en concreto el cromo, tienen poco poder desprendedor, es decir, tienden a recubrir excesivamente las protuberancias y dejan las grietas del ánodo completamente desnudas.