GLOSARIO DE ELECTROQUIMICA.

1. Celdas galvánicas

Las celdas galvánicas son aquellas que producen energía eléctrica a partir de ciertas reacciones químicas. Esta celda está formada por dos electrodos y, al igual que en la celda electrolítica, la reducción ocurre en el cátodo y la oxidación en el ánodo, pero difiere de ella, en que el cátodo y el ánodo están, cada uno, en soluciones diferentes, ya que es esta celda la solución de iones Zn+², se encuentra separada de la solución que contiene iones Cu+², por medio de una barrera porosa a través de la cual pueden difundirse los iones. Esta separación se hace, porque de esta forma es que se obtendrá la electricidad.

La reacción se lleva a cabo hasta que se cierra el interruptor que se encuentra en el circuito externo. La electricidad que se produce es suficiente para encender una lámpara. El electrodo de Zn pierde electrones, convirtiéndolo en ánodo y ocurriendo oxidación. El electrodo de Cu se convierte en cátodo debido a que gana electrones, ocurriendo la reducción.

2. PilaDispositivo que convierte energía química en energía eléctrica por un proceso químico transitorio, tras lo cual cesa su actividad y han de renovarse sus elementos constituyentes, puesto que sus características resultan alteradas durante el mismo. Se trata de un generador primario. Esta energía resulta accesible mediante dos terminales que tiene la pila, llamados polos, electrodos o bornes. Uno de ellos es el polo positivo o cátodo y el otro es el polo negativo o ánodo .

3. Como se forma una pila

El dispositivo de la pila generara energía mediante dos terminales que tiene la pila, llamados polos, electrodos o bornes. Uno de ellos es el polo positivo o cátodo y el otro es el polo negativo o ánodo .

4. Como se representa una pila

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5. Pila primariaUna pila primaria produce energía consumiendo algún químico que esta contiene. Cuando este se agota, la pila ya no produce más energía y debe ser reemplazada. Por ejemplo en este grupo encontramos a las pilas de zinc-carbono.

Sistema de dióxido de Zinc-Manganeso:

Este es el tipo más usado de pilas en el mundo. Su usos típicos son, linternas, juguetes, walkmans, etc... Hay tres variantes para este tipo de pila: la pila Leclanché, la pila de cloruro de zinc, y la pila alcalina. Todas entregan un voltaje inicial de 1.58 a 1.7 volts, el cual declina con el uso hasta un punto de 0.8 volts aprox.

Pilas de mercurio con óxido-zinc:

Este sistema ocupa un electrolito alcalino. Ha sido largamente usada para el uso en pilas “botón” o las comúnmente usadas para relojes etc... Tienen una densidad energética de aproximadamente 4 veces mas que las pilas de zinc-manganeso. Es muy confiable y da casi siempre 1.35 volts, y gracias a esto se usa como una pila de referencia.

Pilas de Litio:

El área de investigación de las pilas que ha atraído mas la investigación en los últimos años ha sido el área de las pilas con un ánodo de litio. Debido a su alta actividad química se deben usar electrolitos no acuosos como por ejemplo sales cristalinas. Se han hecho pilas que no tienen separación alguna entre el ánodo y el cátodo liquido, algo imposible con pilas de sistema acuoso. Una capa protectora se forma automáticamente en el litio, pero esta se rompe en la descarga permitiendo voltajes cercanos a los 3.6 volts. Esto permite una gran densidad energética. Sus usos varían desde la aeronáutica, marcapasos a cámaras automáticas.

6. Pila secundaria

Las pilas secundarias, o pilas de almacenamiento, obtienen su energía transformando alguno de sus químicos en otro tipo de químicos. Cuando el cambio es total, la pila ya no produce mas energía. Sin embargo, esta puede ser recargada mandando una corriente eléctrica de otra fuente a través de ella para así poder volver a los químicos a su estado original. Un ejemplo de este grupo es la batería de auto o pila de ácido-plomo.

Pilas alcalinas de almacenamiento:

En las pilas de almacenamiento de este tipo la energía es derivada de la reacción química en una solución alcalina. Este tipo de pilas usan diversos materiales como electrodos tal como los que nombraremos a continuación.

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Pilas de ácido-plomo:

Este tipo de pila ha sido la pila recargable mas ampliamente usada en el mundo. La mayoría de este tipo de pilas son construidas de planchas de plomo o celdas, donde una de estas, el electrodo positivo, esta cubierto con dióxido de plomo en una forma cristalina entre otros aditivos. El electrolito esta compuesto de ácido sulfúrico, y este participa en las reacciones con los electrodos donde sulfato de plomo es formado y lleva corriente en forma de iones. Estudios demuestran que la pila de plomo-ácido tiene una densidad energética de aproximadamente 20 veces mayor que la de las pilas de niquel-cadmio o niquel-hierro.

Pilas de hidróxido de niquel-cadmio:

Estas son las pilas portátiles más comunes que existen. Tienen la característica de poder dar corrientes excepcionalmente altas, pueden ser rápidamente cargadas cientos de veces, son tolerantes al abuso de sobrecarga. Sin embargo, comparadas con otros tipos de pila primarias e incluso con otras de su tipo, estas pilas son pesadas y tienen una limitada densidad energética. Estas pilas funcionan mejor si es que son dejadas a descargarse completamente antes de cargarse nuevamente, sino puede producirse un fenómeno conocido como el efecto de la memoria donde las celdas se comportan como si estas tuvieran menos capacidad para la cual fueron hechas. Su uso es muy variado podemos encontrarlas desde los sistemas de partida para los motores de un avión hasta en el walkman que uno esta usando

7. Baterías o acumuladores

La batería de los carros está hecha de plomo y ácido sulfúrico, almacenando 12 V. Son baterías que contienen seis celdas de dos voltios conectadas en serie. Son de mayor tamaño, resistencia y recargables que las pilas secas. Las baterías están fabricadas de placas de óxido de plomo (PbO2) y plomo metálico. En cada celda el plomo metálico es oxidado a óxido de plomo reducido. El plomo metálico oxidado a iones Pb2+ libera sus electrones al ánodo. El ion Pb4+ del óxido de plomo gana dos electrones, provenientes de los iones Pb2+ al cátodo. Los iones Pb2+ combinados con los iones de SO4- provienen de la disociación del ácido sulfúrico en la solución electrolítica para formar sulfato de plomo (PbSO4) en cada electrodo. La reacción neta cuando la batería está descargada resulta en la formación de sulfato de plomo en ambos electrodos. (PbO2 + Pb+ 2H2SO4 ! 2PbSO4 + 2H2O)

8. Potencial Normal

Es la diferencia de potencial que le corresponde a una celda o semipila construida con un electrodo de ese elemento y un electrodo estándar de hidrógeno, cuando la concentración efectiva o actividad de los iones que intervienen en el proceso es 1 mol/L (1 M), la presión de las sustancias gaseosas es 1 atmósfera, y la temperatura es 298 K (25 °C). Es la medida de un potencial de electrodo reversible individual, en condiciones estándar.

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El potencial normal de electrodo se representa habitualmente como Eº y su unidad en el Sistema Internacional es el voltio (V).[]Es una constante de cada electrodo e indica la tendencia a producirse que posee cierta semireacción

9. Serie electromotriz

Una tabulación en la cual, varias sustancias, tales como metales o elementos, son listadas de acuerdo a su reactividad química o potencial estándar de electrodo. Usualmente son ordenados de acuerdo al aumento del potencial estándar. Para los metales, el orden indica la tendencia a reducir espontáneamente a los iones de cualquier otro metal ubicado por debajo.Sirve para recubrir metales y hacerlos mas resistentes a la corrosión.

Al medir los potenciales de otros electrodos normales, puede establecerse una serie de potenciales de electrodo. Si los electrodos constan de metales o no metales en contacto con sus iones, la serie que resulta se denomina serie electromotriz o de actividad de los elementos.Eº significa potencial estándar, es decir, aquel que se mide a 25 ºC, 1 atm de presión y concentración unidad.

10.Ecuación de Nernst

La ecuación de Nernst se utiliza para calcular el potencial de reducción de un electrodo cuando las condiciones no son las estándar (concentración 1 M, presión de 1 atm, temperatura de 298 K ó 25 ºC). Se llama así en honor al científico alemán Walther Nernst, que fue quien la formuló.

Ecuación

Donde E es el potencial corregido del electrodo, E0 el potencial en condiciones estándar (los potenciales se encuentran tabulados para diferentes reacciones de reducción), R la constante de los gases, T la temperatura absoluta (escala Kelvin), n la cantidad de moles de electrones que participan en la reacción, F la constante de Faraday (aproximadamente 96500 C/mol), y Q es el cociente de reacción: Así para la reacción a A + b B → c C + d D, la expresión de Q es:

Donde "[C]" y "[D]" son las presiones parciales y/o concentraciones molares en caso de gases o de iones disueltos, respectivamente, de los productos de la reacción; "[A]" y "[B]" ídem para los reactivos. Los exponentes son la cantidad de moles de cada sustancia implicada en la reacción (coeficientes

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estequiométricos). A las sustancias en estado sólido se les asigna concentración unitaria, por lo que no aparecen en Q.

11.Electrodos de referencia

El electrodo de referencia es un electrodo que tiene un potencial de equilibrio estable y conocido. Es utilizado para medir el potencial contra otros electrodos en una celda electroquímica. El potencial de unión líquida en estos electrodos es minimizado por el uso de altas concentraciones de cloruro de potasio como solución de llenado, debido a que la velocidad de difusión de estos iones son muy similares.

12.Describa clasificación

CLASIFICACION DE LOS ELECTRODOS•Electrodos indicadores:En este caso el potencial del electrodo varía con la concentración de las especies a ser medidas.Ej. electrodo de platino(ión-ión), electrodo de vidrio(pH),electrodo metal-ión, electrodo de plata•Electrodos de referencia:Su potencial no cambia con la concentración de las especies. Un electrodo de referencia debe mantener un potencial constante y reproducible

13.Represente la reacción o del diagrama de los sig electrodos

a) Electrodo de calomel

Electrodo saturado de calomelanoEsta formado por una solución saturada de calomelano(cloruro mercurioso) y cloruro de potasio,colocados sobre una capa de mercurio, el cual actúa de electrodo

Hg/Hg2Cl2,KCl(sat)//Hg2Cl2-- Hg2+ + 2Cl-

Hg2+ + e- --2Hgº

Hg2Cl2 + e- -- 2Hgº + 2Cl-

b) Electrodo de plata

AgCl -- Ag+ + Cl-

Ag+ + e- -- Agº E°= 0,799V

AgCl + e- -- Ag° + Cl- E° = 0,222V

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c) cobre/ sulfato de cobre

Cu2++ 2e------Cu E0= 0.340+0.0295 log (Cu2) CuSO4 Sat E=0.318V

d) electrodo normal de hidrógeno

14.Corrosión

Se define como el deterioro de un material a consecuencia de un ataque electroquímico por su entorno. De manera más general, puede entenderse como la tendencia general que tienen los materiales a buscar su forma más estable o de menor energía interna. Siempre que la corrosión esté originada por una reacción electroquímica (oxidación), la velocidad a la que tiene lugar dependerá en alguna medida de la temperatura, de la salinidad del fluido en contacto con el metal y de las propiedades de los metales en cuestión

15.Tipos de corrosión

a) Uniforme

Es aquella corrosión que se produce con el adelgazamiento uniforme producto de la pérdida regular del metal superficial.

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b) Galvánica

Es una forma de corrosión acelerada que puede ocurrir cuando metales distintos (con distinto par redox) se unen eléctricamente en presencia de un electrolito (por ejemplo, una solución conductiva). El ataque galvánico puede ser uniforme o localizado en la unión entre aleaciones, dependiendo de las condiciones. La corrosión galvánica puede ser particularmente severa cuando las películas protectoras de corrosión no se forman o son eliminadas por erosión.

c) Tensión

La corrosión bajo tensión (CBT) es un mecanismo de rotura progresivo de los metales que se crea por la combinación de un medio ambiente corrosivo y de una tensión de tracción mantenida. El fallo estructural debido a la CBT es muchas veces, imprevisible y aparece tanto tras pocas horas como tras meses o años de servicios satisfactorios. Se encuentra, frecuentemente, en ausencia de cualquier otro tipo de ataque corrosivo.

d) Erosion

Cuando el movimiento de un agente corrosivo sobre una superficie de metal acelera sus efectos destructivos debido al desgaste mecánico y a la corrosión, este efecto se denomina corrosión por erosión. La importancia relativa del desgaste mecánico y de la corrosión es a menudo difícil de determinar, y varía considerablemente de una situación a otra. El papel de la erosión se atribuye generalmente a la eliminación de películas superficiales protectoras: por ejemplo, las películas protectoras formadas por el óxido generado por el aire. Un metal oxidado ralentiza su deterioro porque la superficie ya oxidada dificulta que el interior continúe oxidándose.

e) Picadura

Es altamente localizada, se produce en zonas de baja corrosión generalizada y el proceso (reacción) anódico produce unas pequeñas “picaduras” en el cuerpo que afectan. Puede observarse generalmente en superficies con poca o casi nula corrosión generalizada. Ocurre como un proceso de disolución anódica local donde la pérdida de metal es acelerada por la presencia de un ánodo pequeño y un cátodo mucho mayor.

f) Intergranular

Es la que se encuentra localizada en los límites de grano, esto origina perdidas en la resistencia que desintegran los bordes de los granos.

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16. Protección catódica

a) Ánodo de sacrificio

El Ánodo galvánico o Ánodo de sacrificio fue la primera técnica de protección catódica utilizada. Se denomina de esta manera porque protegen de la corrosión a otro material, soportando toda la corrosión hasta que se agotan.El material elegido como ánodo de sacrificio debe tener un valor de electronegatividad menor que el material que va a proteger, debe ser menos "noble".

b) Corriente impresa

En este sistema de protección catódica se utiliza la corriente suministrada por una fuente continua para imprimir la corriente necesaria para la protección de una estructura. Este procedimiento consiste en unir eléctricamente la estructura que se trata de proteger con el polo negativo de una fuente de alimentación de corriente continua (pura o rectificada) y el positivo con un electrodo auxiliar que cierra el circuito.

17.protección anódica

a) Pasivacion

La pasivación se refiere a la formación de una película relativamente inerte, sobre la superficie de un material (frecuentemente un metal), que lo enmascara en contra de la acción de agentes externos. Aunque la reacción entre el metal y el agente externo sea termodinámicamente factible a nivel macroscópico, la capa o película pasivante no permite que éstos puedan interactuar, de tal manera que la reacción química o electroquímica se ve reducida o completamente impedida.

La pasivación no debe ser confundida con la inmunidad, en la cual el metal base es por sí mismo resistente a la acción de los medios corrosivos, por ejemplo el oro y el platino, que no se oxidan fácilmente y por eso se les llama metal noble.

b) Galvanización

Galvanizado es el proceso electroquímico por el cual se puede cubrir un metal con otro. Se denomina galvanización pues este proceso se desarrolló a partir del trabajo de Luigi Galvani, quien descubrió en sus experimentos que si se pone en contacto un metal con una pata cercenada a una rana, ésta se contrae como si estuviese viva, luego descubrió que cada metal presentaba un grado diferente de reacción en la pata de rana, por lo tanto cada metal tiene una carga eléctrica diferente.

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18. Inhibidor de corrosión

Aditivo que protege las superficies metálicas contra el ataque químico por agua y otros contaminantes. Hay varios tipos de inhibidores de corrosión. Compuestos polares que cubren las superficies de metal preferencialmente, protegiéndolas con una película de aceite. Otros compuestos pueden absorber el agua incorporándose a ella como una emulsión del tipo agua en aceite, para que sólo el aceite toque las superficies del metal. Otros tipos de inhibidores de corrosión se combinan químicamente con el metal, para formar una superficie no reactiva.

19.Recubrimientos electrolíticos

Son recubrimientos que consisten en la deposición sobre una pieza metálica de una capa muy delgada de un metal más resistente a la corrosión que el metal base, mediante electrólisis, con el objetivo de aumentar la resistencia a la corrosión de la pieza. El espesor de este tipo de recubrimientos no es habitual que supere las 20 micras.

20.Diagrama de pourbaix

En química, un diagrama de Pourbaix traza un equilibrio estable en las fases de un sistema electroquímico acuoso. Los límites de iones predominantes son representados por líneas. Como tal, la comprensión de un diagrama de Pourbaix es similar a la del diagrama de fase. El diagrama tiene el nombre de Marcel Pourbaix, químico ruso que lo creó. Los diagramas de Pourbaix también son conocidos como los diagramas de Eh-pH, debido a la rotulación de los dos ejes. El eje vertical se denomina Eh para el potencial de voltaje con respecto al electrodo estándar de hidrógeno 

21.Diagrama de Evans

Diagrama que relaciona la densidad de corriente con el potencial.

Por razones de simplicidad en la construcción gráfica, se acostumbran representar ambos procesos, anódico o de oxidación y catódico o de reducción, en un mismo cuadrante con lo que se obtiene el diagrama de Evans, o el de Evans-Tafel si en lugar de utilizar la corriente se emplea el logaritmo de la corriente.

22.Potencial de descomposición

Es el potencial de electrodo al cual comienza a circular una corriente de electrólisis medible. Dado que es un parámetro dependiente del sistema de medida, se considera un valor cualitativo.

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23.Sobrepotencial o sobrevoltaje

El grado de polarización de un electrodo se mide por el sobrepotencial o sobrevoltaje que no es más que la diferencia entre el potencial del electrodo real y potencial termodinámico = E - Eeq

Donde va a ser va a ser siempre negativo.

24.Polarización

Se llama polarización electroquímica a la reducción de la fuerza electromotriz de un elemento voltaico como consecuencia de las alteraciones que su propio funcionamiento provoca en sus partes constituyentes, los electrodos y el electrolito. La reducción del voltaje que aparece en los bordes equivale a un aumento de la resistencia interna del elemento. Esta modificación es en parte transitoria, pues, tras interrumpirse la circulación de la corriente, es normal que se recupere, en parte y espontáneamente, la situación anterior al cabo de cierto tiempo (p. ej., por difusión de un gas en el electrolito), pero a la larga es acumulativa y termina por hacer inservible la celda. Naturalmente es un inconveniente serio, que priva de utilidad a los elementos voltaicos de estructura sencilla, ya que la corriente que pasa por el circuito externo disminuye continuamente, a veces con gran rapidez.

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