1. Electroquímica

Electroquímica es una rama de la química que estudia la transformación entre la

energía eléctrica y la energía química. En otras palabras, las reacciones químicas que se dan en la interface de un conductor eléctrico (llamado electrodo, que puede

ser un metal o un semiconductor) y un conductor iónico (el electrolito) pudiendo ser una disolución y en algunos casos especiales, un sólido.

Si una reacción química es provocada por una diferencia de potencial aplicada

externamente, se hace referencia a una electrólisis. En cambio, si la diferencia de

potencial eléctrico es creada como consecuencia de la reacción química, se conoce como un "acumulador de energía eléctrica", también llamado batería o celda

galvánica.

Las reacciones químicas donde se produce una transferencia de electrones entre moléculas se conocen como reacciones redox, y su importancia en la

electroquímica es vital, pues mediante este tipo de reacciones se llevan a cabo los procesos que generan electricidad o en caso contrario, son producidos como

consecuencia de ella.

En general, la electroquímica se encarga de estudiar las situaciones donde se dan

reacciones de oxidación y reducción encontrándose separadas, físicamente o temporalmente, se encuentran en un entorno conectado a un circuito eléctrico.

Esto último es motivo de estudio de la química analítica, en una subdisciplina conocida como análisis potenciométrico.

2. Obtención del cobre electrolítico

Mediante la electro refinación se transforman los ánodos (producidos en un proceso de fundición previo) a cátodos de cobre electrolítico de alta pureza. Este proceso

de electro refinación se basa en las características y beneficios que ofrece el fenómeno químico dela electrólisis, que permite refinar el cobre obtenido por

fundición (trabajando como ánodo) mediante la aplicación de la corriente eléctrica, obteniéndose cobre electrolítico (cátodos de cobre de alta pureza 99,99%), los que

son altamente valorados en el mercado. La electro refinación se realiza en celdas electrolíticas, donde se colocan en forma alternada ánodos (planchas de cobre

fundido) y cátodos (son plancha muy delgada de cobre puro). La electrólisis

consiste en hacer pasar una corriente eléctrica por una solución de ácido sulfúrico diluido en agua (electrolito). El ion sulfato de la solución comienza a atacar el ánodo

de cobre formando una solución de sulfato de cobre (CuSO4). Al aplicar una corriente eléctrica, los componentes de la solución se cargan eléctricamente

produciéndose una disociación iónica en la que el anión sulfato (SO4-2) es atraído por el ánodo (+) y el catión (Cu+2) es atraído por el cátodo (í). El anión SO4-2 ataca al

ánodo formando sulfato de cobre, el que se ioniza en la solución por efecto dela corriente eléctrica, liberando cobre como catión que migra al cátodo, y se deposita

en él. El ion sulfato liberado migra al ánodo y vuelve a formar sulfato de cobre que va a la solución, recomenzando la reacción. Este proceso se mantiene durante 20

días. Los otros componentes del ánodo que no se disuelven, se depositan en el fondo de las celdas electrolíticas, formando lo que se conoce como barro anódico

el cual es bombeado y almacenado para extraerle su contenido metálico (oro, plata, selenio, platino y paladio).El cobre refinado electrolíticamente te obtiene en

cátodos. Los ánodos de cobre, ya semirrefinados, con cerca de 99,6% de pureza,

son la materia prima del proceso de refinación electrolítica que permite su transformación en cátodos de cobre con 99,99%de pureza. Un ánodo de cobre

tiene unas dimensiones aproximadas de 100x125 cm, un grosor de 5 cm y un peso aproximado de 350 Kg. El cátodo de cobre constituye la materia prima idónea para la

producción de alambrón de cobre de altas especificaciones. Es un producto, con un contenido superior al 99,99% de cobre. Su calidad está dentro de la denominación

Cu-CATH-01 bajo la norma EN1978/1998. Se presenta en paquetes corrugados y flejes, cuya plancha tiene unas dimensiones de 980 x 930mm y un grosor de 7 mm con un

peso aproximado de 47 Kg. Su uso fundamental es la producción de alambrón de cobre de alta calidad, aunque también se utiliza para la elaboración de otros

semitransformados de alta exigencia. Entre otros usos, se encuentra su aplicación en galvanoplastia. En el caso de barras elípticas de cobre fosforoso, utilizadas en

los recubrimientos electrolíticos de cobre ácido, el cátodo de cobre es adicionado con fósforo y refilado para evitar su desgranado prematuro. El mineral mas

frecuente empleado es el sulfuro, dado el bajo contenido de cobre en los minerales

(0.7-2.0%) es necesario proceder a concentrarlos. Un método de concentración muy empleado es la flotación y también los medios densos. Según este último, se

tritura el mineral y se pone en una corriente turbulenta de agua en la que el mineral, más denso, se deposita pronto, mientras las partes, más ligeras, de la

ganga son arrastradas. Pero cuando la densidad de los distintos componentes no infiere mucho, la separación es mala y entonces se añade al agua un sólido muy

finamente pulverizado para elevar la densidad del medio hasta llevarla a un valor intermedio entre los de las sustancias a separar.

3. Componentes de la pila seca (leclanche)

1- En una pila seca, el envase exterior de zinc es el polo negativo. El zinc es oxidado

según la siguiente semireacción.

Polo Negativo - (Ánodo - Oxidación):

2- Una varilla de grafito rodeada por un polvo que contiene óxido de manganeso

(IV) es el polo positivo. El dióxido de manganeso se mezcla con polvo de carbono

para aumentar la conductividad eléctrica. En este medio de reacción, el manganeso

se reduce de un estado de oxidación de (+4) a (+3). La semirreacción es la

siguiente:

Polo Positivo + (Cátodo - Reducción):

3- Reposición de los iones hidronio y formación de amoníaco, a partir del electrolito

de cloruro de amonio.

4- Las moléculas resultantes de amoniaco actúan como ligandos formando un

complejo del ion zinc (II), el ion diaminzinc (II):

5- Este complejo reacciona con los iones cloruro, Cl-, del cloruro de amonio:

La ecuación general resultante es:

Sección transversal de una pila de zinc-carbono:

1 - Botón metálico superior (+).

2 - Barra de carbono (electrodo positivo)

3 - Vasija de zinc (electrodo negativo)

4 - óxido de manganeso (IV)

5 - pasta húmeda de cloruro de amonio (electrolito)

6 - Base metálica (-).

4. Actividad B

OXIDACION DEL ALUMINIO EN PRESENCIA DE SOLUCION DILUIDA DE CUSO4

TIEMPO(S) TEMPERATURA(°C) OBSERVACIONES

0 22 Nada

30 22 Nada

60 22 Nada

90 22 Burbujas

120 22 Burbujas

150 22 Oxidacion leve

180=3min 22 Oxidacion leve

4min 22 Oxidacion leve

5 min 22 Oxidacion leve

6 min 22 Concentracion de

burbujas

7 min 22 oxidacion

8 min 22 oxidacion

9 min 22 oxidacion

10 min 22 oxidacion

11 min 22 oxidacion

12 min 23 oxidacion

5. ACTIVIDAD C

OXIDACION DEL ALUMINIO EN PRESENCIA DE SOLUCION CONCENTRADA DE CUSO4

TIEMPO(S) TEMPERATURA(°C) OBSERVACIONES

0 21 Nada

30 21 Burbujas

60 21 Burbujas

90 21 Burbujas

120 21 Lleno Burbujas

150 21 Oxidacion + burbujas

180=3min 21 Oxidacion leve

4min 21 Oxidacion leve

5 min 21 Oxidacion intensa

6 min 21 oxidacion intensa

7 min 21 oxidacion intensa

8 min 21 oxidacion intensa

9 min 21 Libera precipitado

10 min 21 oxidacion intensa con

precipitado

11 min 21 oxidacion intensa con

precipitado

12 min 22 oxidacion intensa

6. PILA DE DANIEL (PUENTE ALCALINO)

La pila Daniell o celda de Daniell (a veces escrito como celda Daniel), también llamada celda de gravedad o celda de pata de gallo (llamada así por la forma del

electrodo de zinc) fue inventada en 1836 por John Frederic Daniell, que era un químico británico y meteorólogo. Esta pila supuso una gran mejora sobre la pila

voltaica que fue la primera celda galvánica desarrollada. La fuerza electromotriz, o voltaje o tensión teórica de esta pila es de 1,10 voltios, y la reacción química que

tiene lugar es:

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s). Eº=1,10 V

La celda o pila Daniell original (hacia 1836) consiste de un ánodo de zinc metálico central inmerso en una vasija de

barro poroso que contiene una disolución de sulfato de

zinc. La vasija porosa, a su vez, está sumergida en una disolución de sulfato de cobre contenida en una vasija de

cobre de mayor diámetro, que actúa como cátodo de la celda. El uso de una barrera porosa evita que los iones de

cobre de la disolución de sulfato de cobre alcancen el ánodo de zinc y sufran una reducción directa. Esto haría

ineficaz la celda porque se llegaría al equilibrio, por transferencia directa de electrones entre Zn y Cu2+, sin

generar la corriente eléctrica que se obtiene al obligar a los electrones a ir por el circuito exterior.

El material poroso opone mucha resistencia al paso de los iones por lo que la celda tiene una gran resistencia que disminuye la corriente obtenida.1 No obstante, si no

permitiese el paso de aniones entre las dos disoluciones (en sentido inverso a los electrones) la pila se polarizaría rápidamente y dejaría de funcionar.

Las semirreaciones (o hemirreacciones) que tienen lugar son:

Semirreaciones en la pila Daniell

Electrodo (signo) Proceso

químico Hemirreaccion

Potencial

(V)

Ánodo (electrodo negativo)

Oxidación del Zn Zn(s) → Zn2+(aq) + 2

e- Eº=-0,76 V

Cátodo (electrodo

positivo)

Reducción del

Cu2+

Cu2+(aq) + 2 e- →

Cu(s) Eº=+0,34 V

7. Conclusiones:

En la primera actividad se observe la pila seca ; y los componentes que

poseía así también se observó cómo reaccionaba el ánodo y cátodo

En la segunda actividad se vio la oxidación del aluminio ya sea en

concentrado o diluido de cuso4

En la concentración del cuso4 se observe una intensa oxidacion del

aluminio que perduro más tiempo

En el diluido de cuso4 se observe una ligera oxidación del aluminio que

comenzó en el minute 5 ; fue menos intense que en la deñ cuso4

concentrado

En la tercera actividad la pila de Daniel se apreció como a través de este

experimento circulaba corriente eléctrica con un voltaje de 1.03 muy

similar a la de la batería de 1.10 voltios

La mínima diferencia que existe en el resultado del voltaje experimental y

teórico se puede deber a agentes externos tales como las impurezas en el

cátodo o ánodo

A través de estas 3 actividades se observe como era la reacción química

dentro de una pila y como pasaba la corriente en este último experimento.