QUÍMICA GENERAL E INORG Electroquimica.pptx

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1. Electroquímica

2. 1- Reacciones de oxidación-reducción 2- Balanceo de ecuaciones de oxidación-reducción 3- Celdas voltaicas 4- FEM de celda 5- Espontaneidad de las reacciones redox 6- Efecto de la concentración en la FEM de celda 7- Baterías 8- Corrosión 9- Electrólisis Electroquímica

3. Electroquímica Las reacciones de óxido-reducción (Redox) se cuentan entre las reacciones químicas más comunes e importantes. Intervienen en una extensa variedad de procesos importantes, como el enmohecimiento del hierro, la manufactura y acción de los blanqueadores y la respiración de los animales. Como ya se expuso, la oxidación se refiere a la pérdida de electrones . A la inversa, la reducción concierne a la ganancia de electrones . Por consiguiente, ocurren reacciones de oxidación-reducción cuando se transfieren electrones del átomo que se oxida al átomo que se reduce.

4. 1- Reacciones de oxidación-reducción Electroquímica ¿Cómo se sabe si una reacción química en particular es una reacción de oxidación reducción? Una forma consiste en llevar la cuenta de los números de oxidación de todos los elementos que intervienen en la reacción. Este procedimiento nos dice qué elementos, en su caso, están cambiando de estado de oxidación. Por ejemplo, la reacción de la ecuación: Zn (s) + 2 H + (ac) === Zn 2+ (ac) + H 2(g) se puede escribir como sigue: Al escribir el número de oxidación arriba o abajo de la ecuación se ven los cambios de estado de oxidación que se producen: el estado de oxidación del Zn cambia de 0 a +2, y el del H cambia de +1 a 0.

5. Electroquímica En una reacción como la ecuación anterior se lleva a cabo una clara transferencia de electrones. El zinc pierde electrones cuando el Zn (s) se convierte en Zn 2+ (ac) , y el hidrógeno gana electrones cuando H + (ac) se transforma en H 2(g) . En otras reacciones los estados de oxidación cambian, pero no se puede decir que alguna sustancia gana o pierde literalmente electrones. Por ejemplo, considérese la combustión del hidrógeno gaseoso: El hidrógeno se ha oxidado del estado de oxidación 0 al +1, y el oxígeno se ha reducido del estado de oxidación 0 al –2. Por tanto, es una reacción de oxidación-reducción. Sin embargo, el agua no es una sustancia iónica, de modo que no hay una transferencia completa de electrones del hidrógeno al oxígeno al formarse agua. El uso de los números de oxidación, en consecuencia, es una forma conveniente de “contabilidad”, pero, en general, no se debe tomar el estado de oxidación de un átomo como equivalente a su carga real en un compuesto químico.

6. Electroquímica En toda reacción redox debe haber tanto oxidación como reducción. En otras palabras, si una sustancia se oxida, entonces otra se debe reducir. La sustancia que hace posible que otra sustancia se oxide es el agente oxidante, o simplemente oxidante. El agente oxidante quita electrones a otra sustancia apropiándoselos; en consecuencia, el agente oxidante se reduce. De forma análoga, un agente reductor, o sencillamente un reductor, es una sustancia que cede electrones, con lo cual hace que otra sustancia se reduzca. El agente reductor se oxida durante el proceso. En la ecuación química del cinc, el H + (ac) es el agente oxidante y el Zn (s) es el agente reductor.

7. EJERCICIO TIPO 1 La batería de níquel y cadmio (nicad), una “pila seca” recargable que se utiliza en aparatos que funcionan con baterías, emplea la reacción siguiente para generar electricidad: Cd (s) + NiO 2(s) + 2 H 2 O (l) === Cd(OH) 2(s) + Ni(OH) 2(s) Identifique las sustancias que se oxidan y las que se reducen, e indique cuáles son agentes oxidantes y cuáles son agentes reductores. Electroquímica Solución: Se da una reacción redox y se pide identificar la sustancia que se oxida y la que se reduce, y marcar una como el agente oxidante y la otra como el agente reductor. Primero se asignan números de oxidación a todos los átomos de la reacción, y se identifican los elementos que cambian de número de oxidación. Después, se aplican las definiciones de oxidación y reducción.

8. Electroquímica El Cd aumenta de número de oxidación de 0 a +2, y el Ni disminuye de +4 a +2. Puesto que el átomo de Cd aumenta de número de oxidación, se oxida (pierde electrones) y, por tanto, actúa como agente reductor. El átomo de Ni disminuye de número de oxidación cuando el NiO 2 se convierte en Ni(OH) 2 . Así pues, el NiO 2 se reduce (gana electrones) y, por consiguiente, funge como agente oxidante. 2- Balanceo de ecuaciones de oxidación-reducción Siempre que se balancea una ecuación química, se debe obedecer la ley de conservación de la masa: la cantidad de cada elemento debe ser la misma en ambos lados de la ecuación. El balanceo de reacciones de oxidación-reducción plantea un requisito adicional: es preciso balancear las ganancias y pérdidas de electrones. En otras palabras, si una sustancia pierde un cierto número de electrones durante una reacción, entonces otra sustancia debe ganar el mismo número de electrones. En algunas reacciones redox simples, el balanceo de electrones se efectúa “automáticamente”; se puede balancear la ecuación sin considerar explícitamente la transferencia de electrones. Muchas reacciones de oxidación-reducción, son más complejas que la ecuación del Zn con el H + y no se pueden balancear fácilmente sin tener en cuenta el número de electrones que se ganan y se pierden en el curso de la reacción.

9. Electroquímica Medias reacciones Aunque la oxidación y la reducción deben ocurrir simultáneamente, suele ser conveniente considerarlas como procesos individuales. Por ejemplo, la oxidación de Sn 2+ por el Fe 3+ puede considerarse como compuesta de dos procesos: 1) la oxidación de Sn 2+ 2) la reducción de Fe 3+ Adviértase que en el proceso de oxidación se muestran los electrones como productos, en tanto que en el proceso de reducción aparecen como reactivos. Las ecuaciones que muestran solamente la oxidación o la reducción, como las del ejemplo, se llaman medias reacciones . En la reacción redox global el número de electrones que se pierden en la media reacción de oxidación debe ser igual al número de electrones que se ganan en la media reacción de reducción. Cuando se satisface esta condición y cada media reacción está balanceada, los electrones de cada lado se cancelan al sumar las medias reacciones para obtener la ecuación global balanceada de oxidación-reducción.

10. Electroquímica Balanceo de ecuaciones por el método de medias reacciones El uso de medias reacciones ofrece un método general para balancear reacciones de oxidación-reducción. Por ejemplo, considérese la reacción que se efectúa entre el ion permanganato (MnO 4 – ) y el ion oxalato (C 2 O 4 2– ) en soluciones acuosas ácidas. Cuando se agrega MnO 4 – a una disolución acidificada de C 2 O 4 2– , el intenso color púrpura del ion MnO 4 – se desvanece, como se ilustra en la figura. Titulación de una disolución ácida de Na 2 C 2 O 4 con KMnO 4(ac) . (a) Conforme la reacción avanza, el C 2 O 4 2- reduce rápidamente el MnO 4 - , de color púrpura intenso, a Mn 2+ , de color rosa muy pálido. (b) Cuando se ha consumido todo C 2 O 4 2- , persiste el color púrpura del MnO 4 - . El punto final corresponde al color púrpura más tenue discernible en la disolución. (c) Más allá del punto final, la disolución adquiere un color púrpura intenso debido al exceso de MnO 4 - .

11. Electroquímica Los experimentos muestran asimismo que en la reacción se consume H + y se produce H 2 O. Veremos que estos hechos se deducen en el curso del balanceo de la ecuación. Para completar y balancear la ecuación: MnO 4 – + C 2 O 4 2– →  Mn 2+ + CO 2 por el método de medias reacciones, se parte de la reacción no balanceada y se escriben dos medias reacciones incompletas: una en la que interviene el oxidante y otra en la que participa el reductor . Primero se balancean los átomos que sufren oxidación o reducción asignando coeficientes de un lado o del otro según se requiera Después, se balancean los elementos restantes del mismo modo. Si la reacción se lleva a cabo en disolución acuosa ácida, se añade H + y H 2 O ya sea a los reactivos o a los productos a fin de balancear el hidrógeno y el oxígeno. De forma análoga, en disolución básica se completa la ecuación con OH – y H 2 O. Estas especies son abundantes en las disoluciones respectivas, y su formación como productos o su consumo como reactivos pasa inadvertido sin dificultad en los experimentos.

12. Electroquímica En la media reacción del permanganato ya hay un átomo de manganeso en cada lado de la ecuación. Sin embargo, se tienen cuatro átomos de oxígeno en el lado izquierdo y ninguno en el derecho; se necesitan cuatro moléculas de H 2 O en los productos para balancear los cuatro átomos de oxígeno del MnO 4 – . Los ocho átomos de hidrógeno que esto introduce en los productos se balancean agregando 8 H + a los reactivos. Ahora hay el mismo número de cada tipo de átomo en ambos lados de la ecuación, pero aún falta balancear la carga. La carga total de los reactivos es 8.(1+) +(1–) = 7+, y la de los productos es (2+) + 4(0) = 2+. Para balancear la carga, se agregan cinco electrones del lado de los reactivos.

13. En el caso de la media reacción del oxalato, el balance de masas exige la formación de dos moléculas de CO 2 por cada ion oxalato que reacciona: Electroquímica Ahora la masa ya está balanceada. La carga se balancea agregando dos electrones a los productos para obtener una media reacción balanceada. Ahora que tenemos dos medias reacciones balanceadas, debemos multiplicar cada una por un factor apropiado de modo que el número de electrones que se ganan en una media reacción sea igual al número de electrones que se pierden en la otra. A continuación se suman las medias reacciones para obtener la ecuación global balanceada. En éste ejemplo es necesario multiplicar la media reacción del MnO 4 – por 2, y la media reacción del C 2 O 4 2– por 5, a fin de que aparezca el mismo número de electrones (10) en ambos lados de la ecuación:

14. Electroquímica La ecuación balanceada es la suma de las medias reacciones balanceadas. Adviértase que los electrones del lado de los reactivos y del lado de los productos de la ecuación se cancelan mutuamente. Podemos comprobar la ecuación balanceada contando átomos y cargas: hay 16 H, 2 Mn, 28 O, 10 C y una carga neta de 4+ en ambos lados de la ecuación; esto confirma que la ecuación está correctamente balanceada. El procedimiento para balancear una reacción redox que se lleva a cabo en disolución ácida se resume como sigue: 1. Divida la ecuación en dos medias reacciones incompletas, una de oxidación y la otra de reducción. 2. Balancee cada media reacción. (a) Primero, balancee los elementos distintos de H y O. (b) En seguida, balancee los átomos de O añadiendo H 2 O. (c) Después, balancee los átomos de H añadiendo H + . (d) Por último, balancee la carga agregando e– al lado con más carga positiva en conjunto. 3. Multiplique cada media reacción por un entero de modo que el número de electrones que se pierden en una media reacción sea igual al número de los que se ganan en el otro. 4. Sume las dos medias reacciones y simplifique donde sea posible cancelando las especies que aparecen en ambos lados de la ecuación. 5. Compruebe la ecuación para asegurar que haya el mismo número de átomos de cada tipo y la misma carga total en ambos lados.

15. Electroquímica EJERCICIO TIPO 2 Complete y balancee la ecuación siguiente por el método de medias reacciones: Solución Se da una ecuación redox parcial de una reacción que se lleva a cabo en disolución ácida y se pide balancearla. Se siguen los cinco pasos que se resumen en el texto que antecede a este ejercicio tipo. Primero se divide la ecuación en dos medias reacciones: Segundo, se balancea cada media reacción. En la primera media reacción la presencia de Cr 2 O 7 2- en los reactivos demanda dos Cr 3+ en los productos. Los 7 átomos de oxígeno del Cr 2 O 7 2- se balancean añadiendo 7 H 2 O a los productos. Los 14 átomos de hidrógeno de 7 H 2 Ose balancean luego incorporando 14 H + a los reactivos:

16. Electroquímica La carga se balancea agregando electrones al lado izquierdo de la ecuación de modo que la carga total sea la misma en ambos lados. En la segunda media reacción se necesitan 2 Cl – para balancear un Cl 2 . Se agregan dos electrones al lado derecho para balancear la carga. Tercero, se iguala el número de electrones transferidos en las dos medias reacciones. Para ello, se multiplica la segunda media reacción por 3 para que el número de electrones que se ganan en la primera media reacción (6) sea igual al número de los que se pierden en la segunda, lo que permitirá cancelar los electrones después de sumar las medias reacciones. Cuarto, se suman las ecuaciones para obtener la ecuación balanceada:

17. Electroquímica Balanceo de ecuaciones de reacciones que se llevan a cabo en disolución básica Si una reacción redox se lleva a cabo en disolución básica, se debe completar la ecuación con OH – y H 2 O en vez de H + y H 2 O. Las medias reacciones se balancean inicialmente como si se efectuasen en disolución ácida. Los iones H + se “neutralizan” después agregando un mismo número de iones OH – a ambos lados de la ecuación y cancelando, según corresponda, las moléculas de agua resultantes. EJERCICIO TIPO 3 Complete y balancee la ecuación siguiente: Solución Se da una ecuación redox incompleta y se pide completarla y balancearla, suponiendo que la reacción se lleva a cabo en disolución básica. Se siguen los primeros cuatro pasos como si la reacción se efectuase en disolución ácida. Después se agrega el número apropiado de iones OH – a cada lado de la ecuación, combinando H + y OH – para formar H 2 O. Se completa el proceso simplificando la ecuación.

18. Primero se escriben las medias reacciones incompletas y sin balancear Electroquímica Segundo, se balancea inicialmente cada media reacción como si se efectuase en disolución ácida. Las medias reacciones balanceadas resultantes son Tercero, se multiplica la ecuación de arriba por 3 y la de abajo por 2 para igualar la pérdida y ganancia de electrones en las dos medias reacciones: Cuarto, se suman las medias reacciones y se simplifican para dar 3 CN - (ac) + 3 H 2 O (l) → 3 CNO - (ac) + 6 H + (ac) + 6 e - 6 e - + 8 H + (ac) + 2 MnO 4 - (ac) → 2 MnO 2(s) + 4 H 2 O (l) 6 e - + 8 H + (ac) + 2 MnO 4 - (ac) + 3 CN - (ac) + 3 H 2 O (l) → 3 CNO - (ac) + 2 MnO 2(s) + 4 H 2 O (l) + 6 H + (ac) + 6 e - 2 H + (ac) + 2 MnO 4 - (ac) + 3 CN - (ac) → 3 CNO - (ac) + 2 MnO 2(s) + H 2 O (l)

19. Electroquímica Quinto, debido a que el H + no existe en concentración apreciable en disolución básica, se elimina de la ecuación agregando una cantidad apropiada de OH – a ambos lados de la ecuación para neutralizar los 2 H + . Los 2 OH – y 2H + forman 2 H 2 O: 2 OH - (ac) + 2 H + (ac) + 2 MnO 4 - (ac) + 3 CN - (ac) → 3 CNO - (ac) + 2 MnO 2(s) + H 2 O (l) + 2 OH - (ac) 2 H 2 O (l) + 2 MnO 4 - (ac) + 3 CN - (ac) → 3 CNO - (ac) + 2 MnO 2(s) + H 2 O (l) + 2 OH - (ac) H 2 O (l) + 2 MnO 4 - (ac) + 3 CN - (ac) → 3 CNO - (ac) + 2 MnO 2(s) + 2 OH - (ac)

20. Electroquímica 3- Celdas voltaicas La energía liberada por una reacción redox espontánea puede usarse para realizar tra- bajo eléctrico. Esta tarea se cumple por medio de una celda voltaica (o galvánica), un dispositivo en el que la transferencia de electrones tiene lugar a lo largo de un camino externo, y no directamente entre los reactivos. Se lleva a cabo una reacción espontánea de este tipo cuando se coloca una tira de zinc en contacto con una disolución que contiene Cu 2+ . A medida que la reacción avanza, el color azul de los iones Cu 2+ (ac) se desvanece, y se deposita cobre metálico sobre el zinc. Al mismo tiempo, el zinc comienza a disolverse. Estas transformaciones se muestran en la figura y se resumen en la ecuación (a) Se coloca una tira de zinc en una disolución de sulfato de cobre(II) (b) Se transfieren electrones del zinc al ion Cu 2+ , con lo cual se forman iones Zn 2+ y Cu (s) . A medida que la reacción avanza, el zinc se disuelve, el color azul debido al Cu 2+ (ac) se desvanece, y se deposita cobre metálico (el material oscuro sobre la tira de zinc y en el fondo del vaso).

21. Electroquímica La figura siguiente, muestra una celda voltaica que utiliza la reacción entre Zn y Cu 2+ dada por la ecuación: Aunque el dispositivo que se muestra en la figura es más complejo que el de la figura anterior, la reacción es la misma en ambos casos. La diferencia significativa entre los dos dispositivos es que el Zn metálico y el Cu 2+ (ac) no están en contacto directo en la celda voltaica. En vez de ello, el Zn metálico está en contacto con Zn 2+ (ac) en un compartimiento de la celda, y el Cu metálico está en contacto con Cu 2+ (ac) en otro compartimiento. En consecuencia, la reducción del Cu 2+ sólo puede darse mediante un flujo de electrones a lo largo de un circuito externo, que en este caso es el alambre que conecta las tiras de Zn y Cu. Celda voltaica basada en la reacción de la ecuación del Zn con el Cu. El compartimiento de la izquierda contiene CuSO 4 1 M y un electrodo de cobre. El de la derecha contiene ZnSO 4 1 M y un electrodo de zinc. Las disoluciones están conectadas por un disco poroso de vidrio, que permite el contacto entre las dos disoluciones. Los electrodos metálicos están conectados a través de un voltímetro, que lee el potencial de la celda: 1,10 V.

22. Electroquímica Los dos metales sólidos que están conectados por un circuito externo se conocen como electrodos. Por definición, el electrodo en el que ocurre la oxidación es el ánodo; el electrodo en el que se efectúa la reducción es el cátodo. Cada uno de los dos compartimientos de la celda voltaica es una media celda. Una de las medias celdas es sede de la media reacción de oxidación, y la otra, de la media reacción de reducción. En nuestro ejemplo el Zn se oxida y el Cu 2+ se reduce: Los electrones quedan disponibles a medida que el zinc metálico se oxida en el ánodo, luego fluyen a lo largo del circuito externo hasta el cátodo, donde son consumidos conforme el Cu 2+ (ac) se reduce. Debido a que el Zn (s) se oxida en la celda, el electrodo de zinc pierde masa y la concentración de la disolución de Zn 2+ aumenta con el funcionamiento de la celda. De forma análoga, el electrodo de Cu gana masa y la concentración de la disolución de Cu 2+ disminuye conforme el Cu 2+ se reduce a Cu (s) .

23. Para que una celda voltaica funcione, las disoluciones de las dos medias celdas deben seguir siendo eléctricamente neutras. A medida que el Zn se oxida en el compartimiento del ánodo, entran iones Zn 2+ en la disolución. Por consiguiente, debe haber algún medio para que los iones positivos emigren fuera del compartimiento anódico o para que los iones negativos entren a fin de mantener la neutralidad eléctrica de la disolución. Análogamente, la reducción del Cu 2+ en el cátodo quita carga positiva a la disolución y deja un exceso de carga negativa en esa media celda. Por tanto, deben entrar iones positivos en el compartimiento o bien salir iones negativos de él. Electroquímica En la figura anterior, un disco poroso de vidrio que separa los dos compartimientos permite una migración de iones que mantiene la neutralidad eléctrica de las disoluciones. En la figura, un puente salino cumple este propósito. Un puente salino consiste en un tubo con forma de U que contiene una disolución de un electrólito, como NaNO 3(ac) , cuyos iones no reaccionan con los otros iones de la celda ni con los materiales de los electrodos. El electrólito suele estar incorporado en un gel para que la disolución de electrólito no escurra al invertir el tubo en U. A medida que la oxidación y la reducción se llevan a cabo en los electrodos, los iones del puente salino se desplazan para neutralizar la carga de los compartimientos de la celda.

24. Electroquímica Cualquiera que sea el medio que se emplee para permitir la migración de iones entre las medias celdas, los aniones siempre emigran hacia el ánodo, y los cationes, hacia el cátodo. De hecho, no habrá un flujo electrónico mensurable entre los electrodos a menos que se provea un medio para que los iones se desplacen a través de la disolución, de un compartimiento de electrodo al otro, con lo cual se completa el circuito. En la figura siguiente se resumen las relaciones entre el ánodo, el cátodo, el proceso químico que se lleva a cabo en la celda voltaica, el sentido de la emigración de iones en disolución y el movimiento de los electrones entre electrodos en el circuito externo. Adviértase en particular que en toda celda voltaica los electrones fluyen desde el ánodo por el circuito externo hacia el cátodo. Debido a que los electrones con carga negativa fluyen del ánodo al cátodo, el ánodo de una celda voltaica se rotula con un signo negativo, y el cátodo, con un signo positivo; podemos imaginar que los electrones son atraídos hacia el cátodo positivo desde el ánodo negativo a lo largo del circuito externo.

25. Electroquímica 4- FEM de celda ¿Por qué se transfieren electrones espontáneamente de un átomo de Zn a un ion Cu 2+ , ya sea de forma directa o mediante un circuito externo como en la celda voltaica de la figura? Ahora examinaremos la “fuerza motriz” que empuja los electrones a lo largo de un circuito externo en una celda voltaica. En un sentido simple, el flujo de electrones provocado por una celda voltaica es comparable con el flujo de agua en una cascada (Figura) El agua fluye espontáneamente en una cascada debido a una diferencia de energía potencial entre la parte superior de la cascada y la corriente de más abajo. De forma análoga, los electrones fluyen del ánodo de una celda voltaica a su cátodo debido a una diferencia de energía potencial. La energía potencial de los electrones es mayor en el ánodo que en el cátodo, por lo cual fluyen espontáneamente del ánodo al cátodo a lo largo de un circuito externo.

26. Electroquímica La diferencia de potencial entre los dos electrodos de una celda voltaica proporciona la fuerza motriz que empuja los electrones a lo largo del circuito externo. Por consiguiente, a esta diferencia de potencial se le llama fuerza electromotriz (“que provoca movimiento de electrones”), o fem. La fem de una celda, que se denota como E celda , se llama también potencial de celda. Debido a que el E celda se mide en volt, solemos referirnos a ella como el voltaje de celda. En toda reacción de celda que se lleva a cabo espontáneamente, como la de una celda voltaica, el potencial de celda es positivo. La fem de una celda voltaica en particular depende de las reacciones específicas que se llevan a cabo en el cátodo y en el ánodo, de las concentraciones de reactivos y productos y de la temperatura, que supondremos de 25°C a menos que se indique otra cosa. Concentraremos nuestra atención en celdas que funcionan a 25°C en condiciones estándar. Recuérdese que las condiciones estándar incluyen concentraciones 1 M en el caso de reactivos y productos en disolución, y una presión de 1 atm en el de los que son gases . En condiciones estándar la fem se denomina fem estándar o potencial estándar de celda, y se denota como E° celda . En el caso de la celda voltaica de Zn y Cu, el potencial estándar de celda a 25°C es de 1,10 V Recuérdese que el supraíndice ° indica condiciones de estado estándar.

27. Electroquímica Potenciales estándar de reducción (de media celda) El potencial de celda es la diferencia entre dos potenciales de electrodo, uno de ellos asociado con el cátodo, y el otro, con el ánodo. Por convención, el potencial asociado con cada electrodo se elige de modo que sea el potencial de que ocurra una reducción en ese electrodo. Por consiguiente, los potenciales estándar de electrodo se tabulan con respecto a reacciones de reducción; son potenciales estándar de reducción, y se denotan como E° red . El potencial de celda, E°celda, está dado por el potencial estándar de reducción de la reacción catódica, E° red (cátodo), menos el potencial estándar de reducción de la reacción anódica, E° red (ánodo): No es posible medir directamente el potencial estándar de reducción de una media celda. Sin embargo, si se asigna un potencial estándar de reducción a cierta media reacción de referencia, entonces se puede determinar los potenciales estándar de reducción de otras medias reacciones con respecto a esa referencia. La media reacción de referencia es la reducción de H + (ac) a H 2(g) en condiciones estándar, a la cual se asigna un potencial estándar de reducción de exactamente 0 V.

28. Electroquímica Un electrodo ideado de modo que produzca esta media reacción se denomina electrodo estándar de hidrógeno (EEH). Un EEH se compone de un alambre de platino conectado a un trozo de laminilla de platino cubierta de platino finamente dividido que provee una superficie inerte para la reacción. El electrodo se encierra en un tubo de vidrio de modo que se pueda burbujear hidrógeno gaseoso en condiciones estándar (1 atm) sobre el platino, y la disolución contiene H + (ac) en condiciones estándar (1 M) (Ver figura) La figura muestra una celda voltaica con un EEH y un electrodo están- dar de Zn 2+ /Zn. La reacción espontánea es la oxidación de Zn y la reducción de H + .

29. Electroquímica Así pues, se asigna un potencial de – 0,76 V a la reducción del Zn 2+ a Zn. Se ha escrito la reacción como una reducción no obstante que “marcha en reversa”, como oxidación. Siempre que se asigna un potencial a una media reacción, se escribe ésta como una reducción. Estos potenciales estándar de reducción, que se suelen denominar potenciales de media celda, se pueden combinar para calcular las fem de una extensa variedad de celdas voltaicas. Puesto que el potencial eléctrico mide energía potencial por carga eléctrica, los potenciales estándar de reducción son propiedades intensivas. Por consiguiente, un cambio en el coeficiente estequiométrico de una media reacción no influye en el valor del potencial estándar de reducción. Por ejemplo, el E° red de la reducción de 2 moles de Zn 2+ es igual que el correspondiente a la reducción de 1 mol de Zn 2+ :

30. TABLA . Potenciales estándar de reducción en agua a 25°C Electroquímica

31. EJERCICIO TIPO 4 En el caso de la celda voltaica de Zn y Cu 2+ se tiene que: Si el potencial estándar de reducción del Zn 2+ es de –0.76 V, calcule el E° red de la reducción de Cu 2+ a Cu. Solución: Se da el E° celda y E° red del Zn 2+ y se pide calcular el E° red del Cu 2+ . En la celda voltaica, el Zn se oxida y es por tanto el ánodo. Por consiguiente, el E° red del Zn 2+ que se da es el E° red (ánodo). Puesto que el Cu 2+ se reduce, está en la media celda catódica. Por tanto, el potencial de reducción desconocido del Cu 2+ es el E° red (cátodo). Puesto que se conocen E° celda y E° red (ánodo), se puede despejar E° red (cátodo) de la ecuación: Electroquímica

32. Electroquímica La ecuación nos dice que el potencial de celda, E° celda , es la diferencia entre el potencial estándar de reducción de la media reacción catódica, E° red (cátodo) y la media reacción del ánodo, E° red (ánodo). Podemos interpretar el E° celda como la “fuerza motriz neta” que empuja los electrones a lo largo de un circuito externo. Esto se ilustra gráficamente en la figura, donde los potenciales estándar de reducción se muestran en una escala, con los valores más positivos de E° red en la parte más alta de la escala (como en la tabla). En toda celda voltaica la media reacción catódica es la que está más arriba en la escala, y la diferencia entre los dos potenciales estándar de reducción es el potencial de celda. La figura muestra los valores específicos de E° red de la celda voltaica de Zn y Cu.

33. Agentes oxidantes y reductores Se puede generalizar la relación entre el valor de E° red y la espontaneidad de las reacciones redox: cuanto más positivo es el valor de E° red de una media reacción, tanto mayor es la tendencia del reactivo de la media reacción a reducirse y, por tanto, a oxidar otras especies. Por ejemplo, en la tabla de potenciales, F 2 es la especie más fácil de reducir; por tanto, es el agente oxidante más fuerte de la lista. Electroquímica Los agentes oxidantes de uso más frecuente son los halógenos, el O 2 y oxianiones como MnO 4 – , Cr 2 O 7 2– y NO 3 – , cuyos átomos centrales tienen estados de oxidación positivos altos. De acuerdo con la tabla, todas estas especies se reducen con valores positivos grandes de E° red El ion litio (Li + ) es la especie más difícil de reducir y es, por tanto, el agente oxidante más malo: Por ser el Li + tan difícil de reducir, la reacción inversa, la oxidación de Li (s) a Li + (ac) , es una reacción sumamente favorable. La media reacción con el potencial de reducción más pequeño es la más fácil de invertir como oxidación. En agua, el Li es el agente reductor más fuerte de las sustancias que se incluyen en la tabla.

34. Electroquímica Los potenciales estándar de reducción, E° red , de la tabla guardan relación con la capacidad de las sustancias para servir como agentes oxidantes o reductores. Las especies del lado izquierdo de las medias reacciones actúan como agentes oxidantes, y las del lado derecho, como agentes reductores. A medida que E° red se torna más positivo, la fuerza oxidante de las especies de la izquierda aumenta. Conforme E° red se torna más negativo, la fuerza reductora de las especies de la derecha aumenta.

35. EJERCICIO TIPO 5 Con ayuda de la tabla, clasifique los iones siguientes en orden de fuerza creciente como agentes oxidantes: NO 3 – (ac) , Ag + (ac) , Cr 2 O 7 2– (ac) . Electroquímica Solución: Se dan varios iones y se pide ordenarlos de acuerdo con su capacidad para actuar como agentes oxidantes. Cuanto mayor es la facilidad con la que un ion se reduce (valor de E° red más positivo), tanto más fuerte es como agente oxidante. De acuerdo con la tabla, se tiene que: Dado que el potencial estándar de reducción del Cr 2 O 7 2– es el más positivo, el Cr 2 O 7 2– es el agente oxidante más fuerte de los tres. El orden es Ag + < NO 3 – < Cr 2 O 7 2– .

36. 5- Espontaneidad de las reacciones redox Electroquímica Las celdas voltaicas emplean reacciones redox que se llevan a cabo espontáneamente. Toda reacción capaz de efectuarse en una celda voltaica con producción de una fem positiva debe ser espontánea. Es posible decidir si una reacción redox será espontánea calculando la fem asociada a ella con base en potenciales de media celda. La ecuación siguiente se refiere a las reacciones redox en general, no sólo a reacciones de celdas voltaicas, por consiguiente, tendrá un carácter más general: Se ha desechado el subíndice “celda” para indicar que la fem calculada no se refiere necesariamente a una celda voltaica. Análogamente, se han generalizado los potenciales estándar de reducción haciendo referencia a los procesos de reducción y oxidación, en vez del cátodo y del ánodo. Ahora podemos hacer una afirmación de carácter general acerca de la espontaneidad de una reacción y su fem asociada, E: Un valor positivo de E indica un proceso espontáneo, y un valor negativo de E indica un proceso no espontáneo. Representaremos la fem en condiciones no estándar como E, y la fem estándar como E°.

37. Electroquímica EJERCICIO TIPO 6 Con base en potenciales estándar de reducción (ver Tabla), determine si las reacciones siguientes son espontáneas en condiciones estándar: Primero es necesario escribir sus medias reacciones de reducción y oxidación, para después calcular la fem estándar, E°, de la reacción a partir de los potenciales estándar de reducción y de la ecuación anterior. Por último, el signo de E°, si es positivo, indica que la reacción es espontánea. (a) En esta reacción se oxida Cu a Cu 2+ y se reduce H + a H 2 . Las medias reacciones y los potenciales estándar de reducción asociados a ellas son: Adviértase que, en el caso del proceso de oxidación, se emplea el potencial estándar de reduc- ción de la tabla, correspondiente a la reducción de Cu 2+ a Cu. Ahora se calcula E° con ayuda de la ecuación E o red (reducción)-E o red (oxidación): Dado E° es negativo, la reacción no es espontánea en el sentido en que se ha escrito. La reacción inversa, en cambio, es espontánea: el H 2 reduce el Cu 2+ .

38. (b) Se sigue un procedimiento análogo al del inciso (a): Electroquímica En este caso E° = (1,36 V) – (0,54 V) =0,82 V. Dado que el valor de E° es positivo, la reacción es espontánea y serviría para construir una celda voltaica.

39. FEM y cambio de energía libre El cambio de energía libre de Gibbs, ΔG, es una medida de la espontaneidad de un proceso que se lleva a cabo a temperatura y presión constantes. Puesto que la fem, E, de una reacción redox indica si la reacción es espontánea, la fem y el cambio de energía libre están relacionados según la ecuación: ΔG= –nFE En esta ecuación n es un número positivo sin unidades que representa el número de electrones que se transfieren en la reacción. La constante F es la constante de Faraday, así llamada en honor de Michael Faraday. Esta constante es la cantidad de carga eléctrica de 1 mol de electrones. Esta cantidad de carga recibe el nombre de faraday (F). 1 F = 96500 C/mol = 96500 J/V-mol n y F son números positivos, por tanto, un valor positivo de E origina un valor negativo de ΔG. Recuerde: tanto un valor positivo de E como un valor negativo de ΔG indican que la reacción es espontánea. Cuando todos los reactivos y productos se hallan en su estado estándar, se puede modificar la ecuación anterior para relacionar ΔG° con E° ΔG° = – nFE° Electroquímica

40. EJERCICIO TIPO 7 (a) Con base en los potenciales estándar de reducción de la tabla, calcule el cambio de energía libre estándar, ΔG°, de la reacción siguiente: Electroquímica (b) Suponga que la reacción del inciso (a) se hubiese escrito como sigue: ¿Cuáles son los valores de E° y ΔG° cuando la reacción se escribe de esta forma? Se pide determinar el ΔG° de una reacción redox a partir de potenciales estándar de reducción. (a) Primero se calcula E° descomponiendo la ecuación en dos medias reacciones, y después se obtienen los valores de E° red de la tabla: No obstante que la segunda media reacción tiene 4 Ag, se usa el valor de E° red tomado de la tabla porque la fem es una propiedad intensiva.

41. Aplicando la ecuación, se tiene que: Electroquímica E° = (1,23 V) – (0,80 V) = 0,43 V Las medias reacciones muestran la transferencia de 4 electrones. Así, en esta reacción n = 4. Ahora se aplica la ecuación para calcular el ΔG°: El valor positivo de E° origina un valor negativo de ΔG°. (b) La ecuación global es la misma del inciso (a), en este caso multiplicada por ½ . Las medias reacciones son: Los valores de E° red son los mismos que en el inciso (a); no cambian al multiplicar las medias reacciones por ½ . Así, E° tiene el mismo valor que en el inciso (a): E° =0,43 V. Sin embargo, que el valor de n ha cambiado a n = 2, que es ½ de su valor en el inciso (a).

42. Por tanto, el ΔG° es la mitad del correspondiente al inciso (a). Electroquímica ΔG° = -(2)(96500 J/V-mol)(+0,43 V) = -83 kJ/mol. E° es una magnitud intensiva, por lo que multiplicar una ecuación química por cierto factor no influye en el valor de E°. Sin embargo, esa multiplicación sí modifica el valor de n , y con ello el valor de ΔG°. El cambio de energía libre (ΔG°), en unidades de kJ/mol de reacción tal como está escrita, es una magnitud extensiva.

43. 6- Efecto de la concentración en la FEM de celda Electroquímica Se ha visto cómo calcular la fem de una celda cuando los reactivos y los productos se hallan en las condiciones estándar. A medida que una celda se descarga, los reactivos de la reacción se consumen y se generan productos, de modo que las concentraciones de estas sustancias cambian. La fem decae paulatinamente hasta que E = 0, punto en el cual la celda está “muerta”. En ese punto las concentraciones de los reactivos y productos dejan de cambiar; están en equilibrio. Examinaremos cómo depende la fem de celda de las concentraciones de los reactivos y productos de la reacción de la celda. La fem que se genera en estas condiciones no estándar se calcula mediante una ecuación deducida por primera vez por Walther Nernst (1864–1941), un químico alemán que estableció muchos de los fundamentos teóricos de la electroquímica.

44. Ecuación de Nernst Electroquímica La dependencia de la fem de celda respecto de la concentración se obtiene a partir de la dependencia del cambio de energía libre respecto de la concentración . El cambio de energía libre, ΔG, guarda relación con el cambio de energía libre estándar, ΔG°: La cantidad Q es el cociente de reacción, cuya forma es la de la expresión de la constante de equilibrio salvo que las concentraciones son las que existen en la mezcla de reacción en un momento dado. Sustituyendo ΔG = –nFE en la ecuación anterior, se obtiene: Despejando E de esta ecuación se obtiene la ecuación de Nernst: Se acostumbra representar esta ecuación en términos de logaritmos comunes (de base 10):

45. Electroquímica A T =298 K la cantidad 2,303RT/F es igual a 0,0592 V, de modo que la ecuación se simplifica Esta ecuación permite hallar la fem que una celda produce en condiciones no estándar, o bien determinar la concentración de un reactivo o producto midiendo la fem de la celda. A fin de mostrar cómo se emplea la ecuación de Nerst, considérese la reacción siguiente, que ya se ha analizado: En este caso n = 2 (se transfieren dos electrones del Zn al Cu 2+ ) y la fem estándar es de 1,10 V. Por tanto, a 298 K la ecuación de Nernst da: De acuerdo con la ecuación, la fem aumenta a medida que [Cu 2+ ] aumenta y que [Zn 2+ ] disminuye. Por ejemplo, cuando [Cu 2+ ] es 5,0 M y [Zn 2+ ] es 0,050 M, se tiene:

46. Electroquímica EJERCICIO TIPO 7 Calcule la fem a 298 K que genera la celda cuando [Cr 2 O 7 2- ]= 2,0 M, [H + ]= 1,0 M, [I - ]= 1,0 M y [Cr 3+ ]= 1,0x10 -5 M Se da la ecuación química de una celda voltaica y las concentraciones de reactivos y pro- ductos con los que ésta funciona. Se pide calcular la fem de la celda en estas condiciones no estándar. La fem de la celda en condiciones no estándar se calcula aplicando la ecuación de Nernst Primero se calcula la E° de la celda a partir de potenciales estándar de reducción. La fem estándar de esta reacción es E° = 0,79 V. La ecuación balanceada muestra una transferencia de seis electrones del agente reductor al agente oxidante, de modo que n = 6.

47. El cociente de reacción, Q, es Electroquímica Aplicando la ecuación de Nerst se tiene que

48. Celdas de concentración Electroquímica En todas las celdas voltaicas que hemos examinado hasta ahora, la especie reactiva en el ánodo ha sido diferente a la del cátodo. Sin embargo, la fem de celda depende de la concentración, de modo que se puede construir una celda voltaica teniendo la misma especie en los compartimientos del ánodo y del cátodo siempre y cuando las concentraciones sean diferentes. Una celda basada exclusivamente en la fem que se genera debido a una diferencia de concentración es una celda de concentración. Celda de concentración basada en la reacción de celda de Ni 2+ -Ni. (a) Las concentraciones de Ni 2+ (ac) en los dos compartimientos son desiguales, y la celda genera una corriente eléctrica. La celda funciona hasta que las concentraciones de Ni 2+ (ac) en los dos compartimientos se igualan (b), punto en el que la celda ha alcanzado el equilibrio y está “muerta”.

49. Electroquímica En la figura se muestra un diagrama de una celda de concentración. Un compartimiento contiene una tira de níquel metálico inmersa en una disolución 1,00 M de Ni 2+ (ac) . El otro compartimiento también tiene un electrodo de Ni (s) , pero éste se halla inmerso en una disolución 1,00x10 -3 M de Ni 2+ (ac) . Los dos compartimientos están conectados mediante un puente salino y un alambre externo con un voltímetro. Las reacciones de media celda son cada una la inversa de la otra. Aunque la fem estándar de esta celda es cero, E° celda = E° red (cátodo) – E° red (ánodo)= (0,28 V)-(0,28 V)= 0 V, la celda funciona en condiciones no estándar porque la concentración de Ni 2+ (ac) es diferente en los dos compartimientos. De hecho, la celda funcionará hasta que las concentraciones de Ni 2+ en ambos compartimien- tos sean iguales. La reacción de celda global es, por tanto,

50. Electroquímica La ecuación de Nernst permite calcular la fem de una celda de concentración. Vemos que en esta celda en particular n = 2. La expresión del cociente de reacción de la reacción global es Q = [Ni 2+ ] diluido /[Ni 2+ ] concentrado . Por tanto, la fem a 298 K es: La diferencia de concentración constituye la fuerza motriz de la celda. Cuando las concentraciones de los dos compartimientos se igualan, Q = 1 y E = 0.

51. FEM de celda y equilibrio químico Electroquímica La ecuación de Nernst nos ayuda a entender por qué decae la fem de una celda voltaica a medida que ésta se descarga: conforme los reactivos se transforman en productos, el valor de Q aumenta y, por tanto, el valor de E disminuye hasta llegar finalmente a E = 0. Puesto que ΔG = –nFE, se deduce que ΔG = 0 cuando E = 0. Recuérdese que un sistema está en equilibrio cuando ΔG = 0. Cuando E = 0 la reacción de la celda ha alcanzado el equilibrio y no se lleva a cabo una reacción neta en la celda voltaica. En el equilibrio el cociente de reacción es igual a la constante de equilibrio: Q = K eq en el equilibrio. Sustituyendo E = 0 y Q = K eq en la ecuación de Nernst se obtiene: A 298 K esta ecuación se simplifica a

52. EJERCICIO TIPO 8 Electroquímica A partir de potenciales estándar de reducción, calcule la constante de equilibrio de la oxidación de Fe 2+ con O 2 en disolución ácida. La K eq se calcula a partir del E° mediante la ecuación: Por tanto, es necesario determinar primero el E° a partir de los valores de E° red de las medias reacciones. Las dos medias reacciones y sus potenciales estándar de reducción son los siguientes: Por tanto,

53. 7- Baterías Electroquímica Una batería es una fuente de energía electroquímica portátil y autosuficiente, compuesta de una o más celdas voltaicas. Por ejemplo, las baterías ordinarias de 1,5 V que suministran energía a las linternas de mano y a muchos aparatos electrónicos del comercio son celdas voltaicas individuales. Batería de plomo y ácido Una batería o acumulador de plomo y ácido de 12 V para automóvil se compone de seis celdas voltaicas en serie, cada una de las cuales produce 2 V. El cátodo de cada celda es de dióxido de plomo (PbO 2 ) empacado en una rejilla metálica. El ánodo de cada celda es de plomo. Ambos electrodos están inmersos en ácido sulfúrico. Las reacciones de electrodo que se llevan a cabo durante la descarga son las siguientes: El potencial estándar de celda se obtiene a partir de los potenciales estándar de reducción:

54. Electroquímica Los reactivos Pb y PbO 2 sirven como electrodos. Debido a que los reactivos son sólidos, no hay necesidad de separar la celda en compartimientos anódico y catódico; el Pb y el PbO 2 no pueden tener contacto físico entre sí a menos que una placa de electrodo toque a otra. Para impedir que los electrodos se toquen se colocan separadores de madera o de fibra de vidrio entre ellos. Esquema de un corte parcial de un acumulador de plomo y ácido de 12 V para automóvil. Cada par de electrodos anódico y catódico crea un potencial de aproximadamente 2 V. Se conectan en serie seis pares de electrodos para generar el voltaje de batería deseado.

55. Electroquímica Batería alcalina La batería primaria (no recargable) más común es la batería alcalina. El ánodo de esta batería consiste en zinc metálico en polvo inmovilizado en un gel y en contacto con una disolución concentrada de KOH (de ahí el nombre de batería alcalina). El cátodo es una mezcla de MnO 2(s) y grafito, separada del ánodo por una tela porosa. La batería está herméticamente encerrada en una lata de acero a fin de reducir el riesgo de fuga del KOH concentrado. La fem de una batería alcalina es de 1,55 V a temperatura ambiente. La batería alcalina ofrece un rendimiento muy superior al de las antiguas “pilas secas”, también basadas en MnO 2 y Zn como sustancias electroquímicamente activas. Vista esquemática de una batería alcalina. Las reacciones de celda son complejas, pero una representación aproximada de ellas es la siguiente:

56. Baterías de níquel y cadmio, níquel e hidruro metálico y ion litio Electroquímica El enorme crecimiento de los dispositivos electrónicos portátiles de gran demanda de energía, como los teléfonos celulares, las computadoras de bolsillo, ha incrementado la demanda de baterías ligeras y fáciles de recargar. Una de las baterías recargables más comunes es la batería de níquel y cadmio (nicad). Durante la descarga se oxida cadmio metálico en el ánodo de la batería, al mismo tiempo que se reduce oxihidróxido de níquel [NiO(OH) (s) ] en el cátodo. Al igual que en el acumulador de plomo y ácido, los productos de reacción sólidos se adhieren a los electrodos, y esto permite invertir las reacciones de electrodo durante la carga. Una celda individual de nicad tiene una fem de 1,30 V. Los paquetes de baterías de nicad contienen típicamente tres o más celdas en serie para producir las fem mayores que necesitan casi todos los dispositivos electrónicos. La batería recargable más reciente que ha sido utilizada extensamente en dispositivos electrónicos comerciales es la batería de ion litio (Li-ion). Por ser el litio un elemento muy ligero, las baterías de ion litio consiguen una mayor densidad de energía (cantidad de energía almacenada por unidad de masa) que las baterías a base de níquel.

57. La tecnología de las baterías de ion litio es muy diferente a la de las otras baterías que hemos descrito, y se basa en la capacidad de los iones Li para insertarse en ciertos sólidos estratificados y ser extraídos de ellos. Por ejemplo, es posible insertar reversiblemente iones Li en capas de grafito. Electroquímica 8- Corrosión Las baterías son ejemplos de cómo se utilizan productivamente las reacciones redox espontáneas. Examinaremos las reacciones redox indeseables que originan la corrosión de metales. Las reacciones de corrosión son reacciones redox espontáneas en las que un metal es atacado por alguna sustancia del ambiente y convertido en un compuesto no deseado. Corrosión del hierro El enmohecimiento del hierro requiere oxígeno y agua. Otros factores —como el pH de la disolución, la presencia de sales, el contacto con metales más difíciles de oxidar que el hierro, y el esfuerzo soportado por el metal— aceleran la oxidación. La corrosión del hierro es de naturaleza electroquímica. Además de que en el proceso de corrosión hay oxidación y reducción, el metal mismo conduce electricidad. De este modo, los electrones se desplazan a través del metal desde una región donde hay oxidación hasta otra donde hay reducción, como en las celdas voltaicas. Debido a que el potencial estándar de reducción de Fe 2+ (ac) es menos positivo que el de la reducción de O 2 , el O 2(g) oxida el Fe (s) .

58. Electroquímica Una parte del hierro sirve como ánodo en el que se lleva a cabo la oxidación de Fe a Fe 2+ . Los electrones producidos emigran a través del metal a otra parte de la superficie que actúa como cátodo, donde se reduce el O 2 . La reducción de O 2 requiere H + ; en consecuencia, una disminución de la concentración de H + (un aumento del pH) hace menos favorable la reducción de O 2 . El hierro en contacto con una disolución cuyo pH es mayor a 9 no se corroe. El Fe 2+ que se forma en el ánodo termina por oxidarse nuevamente a Fe 3+ , que forma el óxido de hierro(III) hidratado que se conoce como herrumbre.

59. El hierro galvanizado, que es hierro recubierto de una capa fina de zinc, emplea los principios de la electroquímica para proteger el hierro contra la corrosión aun después de que el revestimiento de la superficie se ha roto. Los potenciales estándar de reducción del hierro y del zinc son Electroquímica Debido a que el valor de E° red de la reducción de Fe 2+ es menos negativo (más positivo) que el de la reducción de Zn 2+ , es más fácil reducir el Zn 2+ que el Fe 2+ . A la inversa, es más fácil oxidar el Zn (s) que el Fe (s) . En consecuencia, aunque el revestimiento de zinc se rompa y el hierro galvanizado quede expuesto al oxígeno y al agua, el zinc, que se oxida con más facilidad, sirve de ánodo y se corroe en lugar del hierro. El hierro actúa como el cátodo donde se reduce el O 2 , como se muestra en la figura.

60. 9- Electrólisis Electroquímica Las celdas voltaicas se fundan en reacciones espontáneas de oxidación-reducción. A la inversa, es posible usar energía eléctrica para conseguir que se lleven a cabo reacciones redox no espontáneas. Por ejemplo, se puede usar electricidad para descomponer cloruro de sodio fundido en los elementos que lo componen: Los procesos de este tipo, que son impulsados por una fuente externa de energía eléctrica, se llaman reacciones de electrólisis y se llevan a cabo en celdas electrolíticas. Una celda electrolítica consiste en dos electrodos inmersos en una sal fundida o en una disolución. Una batería, o alguna otra fuente de corriente eléctrica directa, actúa como bomba de electrones que empuja los electrones hacia un electrodo y los toma del otro. Al igual que en las celdas voltaicas, el electrodo en el que se lleva a cabo la reducción es el cátodo, y aquél en el que se efectúa la oxidación es el ánodo. En la electrólisis de NaCl fundido, los iones Na + recogen electrones y se reducen a Na en el cátodo. A medida que se agotan los iones Na + cerca del cátodo, otros iones Na + se aproximan para tomar su lugar. De forma análoga, hay un movimiento neto de iones Cl - hacia el ánodo, donde se oxidan. Las reacciones de electrodo de la electrólisis de NaCl fundido se resumen como sigue:

61. Electroquímica Obsérvese de qué modo está conectada la fuente de voltaje a los electrodos. En una celda voltaica (o en cualquier otra fuente de corriente directa), los electrones se desplazan desde el borne negativo. De este modo, el electrodo de la celda electrolítica que está conectado al borne negativo de la fuente de voltaje es el cátodo de la celda; recibe electrones que se emplean para reducir una sustancia. Los electrones que son extraídos durante el proceso de oxidación en el ánodo viajan hacia el borne positivo de la fuente de voltaje, con lo cual se completa el circuito de la celda.

62. FIN