Equilibrio químico

Se le llama equilibrio químico al estado de un sistema donde no se observan cambios en la concentración de reactivos o productos, al transcurrir el tiempo, éstas se mantienen constantes. Esto se da en reacciones reversibles, donde la velocidad de la reacción de reactivos a productos es la misma que de productos a reactivos.

 Un equilibrio químico puede ser representado de la siguiente manera:

Siendo  A y B, los reactivos, S y T los productos, y  las letras griegas delante de cada uno, sus respectivos coeficientes estequiométricos.

La constante del equilibrio K puede definirse como siendo la relación entre el  producto entre las concentraciones de los productos (en el equilibrio) elevadas a sus correspondientes coeficientes estequiométricos, y el producto de las concentraciones de los reactivos (en el equilibrio) elevadas en sus correspondientes coeficientes estequiométricos. Esta constante sufre variaciones con la temperatura.

Existen varios factores que pueden alterar el estado de equilibrio químico, los más importantes son la temperatura, la presión  y la concentración  de los reactivos o productos. La manera en que estos factores pueden alterar el equilibro químico se pude predecir cualitativamente según el principio de Le Chatelier, que establece lo siguiente: si se modifica alguno de los factores capaces de alterar el equilibrio químico (temperatura, presión, concentración) el sistema se desplazará de  manera de contrarrestar la modificación.

Efecto de la temperatura.

Un aumento de la temperatura causará un desplazamiento del equilibrio en el sentido de la reacción que absorba calor, es decir, en el sentido endotérmico de la reacción. Por el contrario, una disminución en la temperatura causará un desplazamiento en el sentido exotérmico de la reacción.

Efecto de la presión:

Si aumenta la presión, el equilibrio se desplazará hacia el lado de la reacción donde haya menor número de moles gaseosos, contrarrestando de esta manera la disminución de volumen. Si la presión disminuye, ocurrirá lo contrario.

Efecto de la concentración:

El aumento de la concentración de los reactivos causará un desplazamiento del equilibrio hacia la formación de productos. Un aumento en la concentración de productos determinará un desplazamiento del equilibrio hacia la formación de reactivos. La disminución en la concentración de reactivos o productos causa un desplazamiento hacia la formación de mayor cantidad de reactivos o productos, respectivamente.

J.W. Gibbs 

sugirió en el año 1873 que se alcanzaría el estado de equilibrio químico cuando la energía libre de Gibbs se encuentra en su valor mínimo, siempre y cuando la presión sea constante. Si la mezcla de reactivos y productos no están en equilibrio, el exceso de energía de Gibbs hace que la reacción se desplace hasta lograr un equilibrio. 

Catálisis

La catálisis consiste en un fenómeno en que una cantidad relativamente pequeña de un material extraño a la estequiometría, el catalizador, aumenta o disminuye la velocidad de una reacción química sin ser consumido en el proceso.

La gran mayoría de los procesos químicos son procesos catalíticos, pudiendo así afirmarse que más del 80% de los productos de la industria química involucran un catalizador en una u otra fase de su producción.

La industria química nacional ha venido dando muestras de una concientización creciente para la importancia de la catálisis, nominadamente para la necesidad de conocer mejor sus fundamentos y para la ventaja de una correcta caracterización de los catalizadores que utiliza y como ellos pueden o no perjudicar el medio ambiente.

El desarrollo de la catálisis como ciencia autónoma paso por diversas fases desde que, en 1836, el químico sueco Jöns Jacob Berzelius (1779-1848) inventó el término catálisis, para describir procesos en que, pequeñas cantidades de ciertas sustancias originaban extensas transformaciones químicas sin ser consumidas.

Berzelius, con todo, interpretó equivocadamente este hecho, atribuyéndolo a una fuerza catalítica.

La naturaleza cinética del fenómeno solo sería reconocida al inivio del siglo XX luego de los trabajos del químico alemán Wilhelm Ostwald (1853-1932), que definió al catalizador como una sustancia capaz de alterar la velocidad de una reacción química sin aparecer en los productos.

A partir de 1950, con la aparición de nuevas técnicas experimentales, la catálisis conoce un gran desarrollo. Se descubrieron nuevos procesos catalíticos, que constituyen la base de la moderna industria química y petroquímica.

Cuando el catalizador y los reactivos están dispersos en la misma fase, la catálisis se dice que es homogénea. Cuando el catalizador constituye una fase separada, la catálisis es heterogénea.

En este caso, la reacción química ocurre en la interfase entre las fases y sy velocidad es proporcional al área respectiva.

En catálisis heterogéneas son posibles diversas combinaciones de fases, pero en general, el catalizador es un sólido, en cuanto que los reactivos y productos se distribuyen por una o más fases fluidas.

Existe aún un tercer tipo de catálisis, la catálisis enzimática, que posee un carácter intermedio entre la homogénea y la heterogénea. El catalizador es una macromolécula (enzima) que por un lado se puede considerar dispersa conjuntamente con los reactivos formando una sola fase, pero que ya es suficientemente grande para poderse considerar centros activos en su superficie.

Factores que influencian en la rapidez de la reacción

Los factores que influencian en la velocidad de una reacción son: la temperatura, la superficie de contacto, la concentración de reactivos, la presencia de un catalizador y la Presión.

La cinética química es una ciencia que estudia la velocidad de las reacciones químicas y los factores que la influencian. La velocidad de reacción recibe generalmente el nombre de tasa de reacción. La tasa de reacción está relacionada con las concentraciones de los reactivos, el estado particular de los reactivos (estado físico, estado naciente de los gases, estado cristalino o amorfo de los sólidos, del hecho de si los reactivos están o no en solución y en este caso la naturaleza del solvente irá a influir en la velocidad de la reacción), la temperatura, la electricidad, la luz, la presión, la presencia de catalizadores y de los productos de la reacción.

Su importancia es muy amplia, ya que se relaciona con temas de relevante interés, por ejemplo, la rapidez con que un medicamento actúa en el organismo, o con problemas industriales, tales como el descubrimiento de catalizadores para acelerar la síntesis de algún producto nuevo.

Catalizadores

Un catalizador es todo aquello que facilita reacciones químicas sin participar en ellas, como enzimas o sales minerales ionizadas. Un catalizador es una sustancia que afecta la velocidad de una reacción, mas emerge del proceso inalterada. Un catalizador normalmente cambia la velocidad de reacción, promoviendo un camino molecular diferente (mecanismo) para la reacción.

Por ejemplo, hidrógeno y oxígeno gaseosos son virtualmente inertes a temperatura ambiente, pero reaccionan rápidamente cuando son expuestos al platino, que por su vez, es el catalizador de la reacción.

Normalmente cuando hablamos al respecto de un catalizador, queremos referirnos a aquel que aumenta la velocidad de reacción, más allá, que estrictamente hablando, un catalizador puede tanto acelerar como demorar la formación de una especie de producto en particular. Un catalizador cambia apenas la velocidad de una reacción; el no afecta el equilibrio. La catálisis homogénea se refiere a los procesos en los cuales un catalizador esta en solución con por lo menos uno de los reactivos. La catálisis heterogénea involucra más de una fase, normalmente el catalizador es sólido y los reactivos y productos están en forma líquida o gaseosa.

Ley de la Rapidez

La ley de velocidad 

Es una relación matemática entre el cambio de concentración, la velocidad de una reacción y la constante de velocidad. La ley de velocidad se determina experimentalmente de dos formas; realizando varios experimentos en los que se varía la concentración inicial de los reactivos, pudiendo, como no hay producto formado, determinar la ley de velocidad solo con el reactivo presente; o en un solo experimento, midiendo la concentración de un reactivo en diferentes tiempos durante la reacción.

Para una reacción general aA + bB  →  cC + dD, la expresión de la velocidad instantánea en función de los reactantes y los productos será:

Expresión que se resume como la siguiente ecuación de velocidad, en función de los reactantes:

v = K • [A]^m • [B]ⁿ

En la expresión anterior, se encuentran:

- k, que corresponde a la constante de velocidad , que cambia por efecto de la temperatura.

- [A] y [B], que corresponden a las concentraciones molares de los reactantes.

- m y n, que son los exponentes. Estos indican la relación que existe entre las concentraciones de los reactivos A y B con la constante de velocidad de la reacción. La sumatoria de ambos exponentes, entrega el orden de reacción global, que se define como la suma de los exponentes a los que se elevan todas las concentraciones de reactivos que aparecen en la ley de velocidad.

A continuación, se presentan algunas ecuaciones químicas, con sus respectivas leyes de velocidad:

2.- ¿Cómo se determina el orden de una reacción?

La relación matemática que expresa la dependencia de la velocidad con respecto a la concentración de los reactivos, elevados al orden encontrado, corresponde a la ecuación de velocidad y es una expresión que se determina experimentalmente.

Utilizando un ejemplo, se analizará cómo se determinan los órdenes de una reacción:

En el laboratorio, un grupo de estudiantes definió los siguientes valores de [A] y [B] y la velocidad de la reacción, modificando las concentraciones de cada reactivo, según los siguientes datos:

Lo primero que se debe tener presente es que, la reacción que ocurre es:

A + B  →  productos

Por lo tanto, la expresión de la ley de velocidad para cada experimento es:

V₁ = K₁ . [A₁]^m . [B₁]ⁿ
V₂ = K₂ . [A₂]^m . [B₂]ⁿ
V₃ = K₃ . [A₃]^m . [B₃]ⁿ

Para determinar el valor del orden de la reacción, se debe definir por ejemplo, el valor de m, y para ello, es necesario buscar un experimento en el cual las concentraciones de B, que son aquellas que dependen de n, sean iguales, puesto que la velocidad de reacción depende de ambos reactantes, de manera que es posible dividir dos velocidades manteniendo una de las especies con concentración constante, de la siguiente forma:

V1V2= K1. [A1 ]m . [B1]nK2 . [A2]n . [B2]n

Y al reemplazar en la ecuación anterior, los valores experimentales, se obtiene que:

0,150,30=K1 . (1)m . (1)nK2 . (2)m . (1)n

Como los valores de k₁, k₂, [B₁], [B₂] son idénticos, la expresión se reduce a:

12=(1)m(2)m

En la que m debe tener valor igual a 1 para que se cumpla la igualdad. Así la reacción es de orden 1 respecto al reactivo A.

Para determinar el valor de n, se realiza el mismo procedimiento, pero ahora se debe dejar constante la concentración de reactivo A, por lo tanto:

V1V4=K1. [A1]m . [B1]nK4 . [A4]m . [B4]n

Al reemplazar los datos, se obtiene:

0,150,15=K1 . (1)m . (1)nK4 . (1)m . (2)n

Donde es posible simplificar k₁, k₂, [A₁], [A₂], para obtener:

1 = 12n

Para que se cumpla la igualdad anterior, n debe tomar como valor 0, por lo tanto el orden de la reacción para B es cero.

Finalmente, el orden global de la reacción es 1, dado que, el orden global, corresponde a la suma de los órdenes de reacción parciales, en este caso m = 1 y n = 0.

Por lo tanto, en las reacciones de primer orden, la suma de los exponentes m y n tiene que ser igual a 1, donde un único reactivo se descompone en productos: A  →  productos.

Es por ello, que la velocidad de reacción depende de la concentración del reactante. Si la concentración de A se duplica, la velocidad también lo hará, y al contrario, si la concentración de A disminuye a la mitad, la velocidad también disminuirá.

Por lo tanto, la ley de velocidad para este tipo de reacciones será:

V = K  • [A]

Una reacción de primer orden, se puede graficar de la siguiente manera:

Las reacciones de segundo orden, la suma de los exponentes m y n tiene que ser igual a 2.

Al igual que las reacciones de primer orden, la velocidad de reacción depende de la concentración del reactivo, y a diferencia de estas es posible encontrar dos casos:

El primer caso ocurre cuando la ley de velocidad está en función de un reactivo, es decir, del tipo:

A + A  → B

Por lo tanto, la ley de velocidad se plantea de la siguiente manera:

V = K  • [A]²

Y se gráfica de la siguiente manera:

En el segundo caso, la ley de velocidad se obtiene en función de la concentración de dos reactivos, pues sus concentraciones iniciales son diferentes, es decir, corresponde a la expresión

aA + bB  →  cC

En donde, la ley de velocidad es:

V = K  • [A] [B]

Las reacciones de orden cero son las menos comunes, sin embargo, son importantes en el caso de reacciones enzimáticas:

A   →  B

La ley de velocidad está dada por:

V=K

Por lo tanto, la velocidad en las reacciones de orden cero es igual a una constante y no dependen de la concentración de los reactivos.

En general se establece que la expresión representativa para los órdenes de reacción más comunes para reactivos distintos, representados por A, B y C, se presentan en la siguiente tabla:

Rapidez de Reacción

La cinética es la parte de la química que estudia las velocidades de las reacciones, donde con el aumento de la temperatura se aumenta la velocidad.

Existen factores que influencian en la velocidad como “temperatura”, “superficie” y “concentración de reactivos”.

Velocidad de una reacción

La velocidad de una reacción es la variación de la concentración de los reactivos por la variación de una unidad de tiempo. Las velocidades de las reacciones químicas generalmente son expresadas en molaridad por segundo (M/s).

La velocidad media de formación de un producto de una reacción es dado por:

Vm = variación de la concentración del producto / variación del tiempo

La velocidad de reacción decrece con el tiempo. La velocidad de formación del producto es igual a la velocidad del consumo del reactivo.

Velocidad de reacción = variación de la concentración de los reactivos / variación del tiempo.

La velocidad de las reacciones químicas puede ocurrir en escalas de tiempo muy amplias. Por ejemplo, una explosión puede ocurrir en menos de un segundo, la cocción de un alimento puede llevar minutos u horas, la corrosión puede llevar años y la erosión de una roca puede ocurrir en millares o millones de años.

Factores que influencian en la velocidad de reacción

* Superficie de contacto: Cuanto mayor la superficie de contacto, mayor será la velocidad de reacción

* Temperatura: Cuanto mayor la temperatura, mayor será la velocidad de reacción

* Concentración de los reactivos: Aumentando la concentración de los reactivos, aumentará la velocidad de reacción.

En una reacción química, la etapa más lenta es la que determina su velocidad. Observemos el ejemplo a continuación: El peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) reaccionando con iones ioduro, formando água y oxígeno gaseoso.

I – H2O2 + I- ——> H2O + IO- (Lenta)

II – H2O2 + IO- ——> H2O + O2 + I- (Rápida)

Ecuación simplificada: 2 H2O2 ——> 2 H2O + O2.

La ecuación simplificada corresponde a la suma de las ecuaciones I y II. Como la etapa I es la etapa lenta, para aumentar la velocidad de reacción, se debe actuar en ella. Tanto para aumentar o disminuir la velocidad de reacción, la etapa II (rápida) no va a influir, siendo la etapa I la más importante.

La ley de Guldberg-Waage:

Consideremos la siguiente reacción: a A + b B ———-> c C + d D

Según la ley de Guldberg-Waage; V = k [A]a [B]b.

Donde:

V = Velocidad de reacción;

[ ] = Concentración de la sustancia en mol /L;

k = Constante de la velocidad específica para cada temperatura.

El orden de una reacción es la suma de los exponentes de las concentraciones de la ecuación de la velocidad. Utilizando la ecuación anterior, calculamos el orden de tal reacción por la suma de (a + b)

Teoría de colisión

Por la teoría de colisión, para que exista reacción es necesario que:

* Las moléculas de los reactivos colisionen entre si;

* La colisión ocurra con geometría favorable a la formación del complejo activado

* La energía de las moléculas que colisionan entre si sea igual o superior a la energía de activación.

Colisión efectiva o eficaz es aquella que resulta en reacción, esto es, que está de acuerdo con las dos últimas condiciones de la teoría de colisión. El número de colisiones efectivas o eficaces y muy pequeño comparado al aumento total de colisiones que ocurren entre las moléculas de los reactivos.

Cuanto menor fuese la energía de activación de una reacción, mayor será su velocidad.

Una elevación de temperatura aumenta la velocidad de una reacción porque aumenta el número de moléculas de los reactivos con energía superior a la de activación.

Regla de Van’t Hoff – Una elevación de 10°C duplica la velocidad de una reacción.

Esta es una regla aproximada y muy limitada.

El aumento de la concentración de los reactivos aumenta la velocidad de reacción

Energía de activación

Es la energía mínima necesaria para que los reactivos puedan transformarse en productos. Cuanto mayor la energía de activación, menor será la velocidad de reacción.

Al alcanzar la energía de activación, es formado el complejo activado. El complejo activado posee entalpía mayor que la de los reactivos y de los productos, siendo bastante inestable; con esto, el complejo es deshecho y da origen a los productos de la reacción. Observemos el gráfico:

Camino de la Reacción

Donde:

C.A.= Complejo activado

Eat. = Energía de activación

Hr. = Entalpía de los reactivos

Hp. = Entalpía de los productos

DH = Variación de entalpía.

Catalizador:

El catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de reacción, sin ser consumida durante tal proceso.

La principal función del catalizador es disminuir la energía de activación, facilitando la transformación de reactivos en productos. Observe el gráfico que demuestra una reacción con y sin catalizador: 

Curva azul :sin catalizador

Curva roja :con catalizador

Inhibidor: es una sustancia que retarda la velocidad de la reacción

Veneno: es una sustancia que anula el efecto de un catalizador.

La acción del catalizador es bajar la energía de activación, posibilitando un nuevo camino para la reacción. El abatimiento de la energía de activación es lo que determina el aumento de la velocidad de reacción.

* Catálisis homogénea: Catalizador y reactivos constituyen una sola fase

* Catálisis heterogénea: Catalizador y reactivos constituyen dos o más fases (sistema polifásico o mezcla heterogénea).

Enzima

Enzima es una proteína que actúa como catalizador en reacciones biológicas. Se caracteriza por su acción específica y por su gran actividad catalítica. Presenta una temperatura óptima, generalmente alrededor de 37°C, en la cual se tiene el máximo de actividad catalítica.

Promotor de reacción o activador de catalizador es una sustancia que activa el catalizador, mas aisladamente no tiene acción catalítica en la reacción.

Veneno de catalizador o inhibidor es una sustancia que disminuye y hasta destruye la acción del catalizador, sin tomar parte en la reacción.

Autocatálisis

Autocatálisis – Cuando uno de los productos de la reacción actúa como catalizador. Al inicio, la reacción es lenta y a medida que el catalizador (producto) se va formando, su velocidad va aumentando.

La Constante de equilibrio Kp

La constante de equilibrio Kc o Kp, es la expresión de un cociente entre las concentraciones de productos y reactivos que están en equilibrio, elevando dichas concentraciones a un exponente que coincide con los coeficientes estequiométricos que aparecen en la ecuación química una vez ésta ha sido ajustada.

Las cantidades de reactivos, así como de productos que vienen representadas en el equilibrio se suelen expresar en unidades de concentración (mol/l), pero en el caso de tratarse de mezclas gaseosas, es más correcto definir la composición utilizando términos de presiones parciales. Es por esto que las reacciones químicas en las que se usan gases se suele adaptar las expresiones de la constante de equilibrio. Así, para un equilibrio químico del mismo tipo que viene representado por una ecuación química, se dan expresiones de la constante que hacen referencia a las concentraciones o también a las presiones parciales.

Para poder diferenciar ambas, en un primer caso se habla de Kc, y en un segundo punto se habla de Kp.

Se ha comprobado, que para cada reacción química de tipo reversible, a una temperatura concreta, se presenta un valor numérico diferente para la constante de equilibrio, ya sea Kp o Kc. Sin embargo, el valor exacto puede ser bastante diferente de una reacción a otra, siendo preciso el análisis y estudio concreto del significado de la magnitud de la constante. Generalmente, la magnitud de la constante de equilibrio suele darnos información sobre el estado de equilibrio en el cual se encuentra la reacción, o en otras palabras, nos informa de la forma en la que una reacción química se ha llevado a cabo.

A continuación se dan algunos ejemplos de reacciones que se encuentran en fase gaseosa:

H2 (g) + Cl2 (g) ↔ 2HCl (g) Kc= 2.5 . 10^33, 298 K

H2(g) + I2 (g) ↔ 2HI (g) Kc= 55.0 , 698 K.

Así, el valor de Kc para la reacción en la cual se forma el HCl (gas), tiene un valor enormemente elevado. Esto es debido a que las concentraciones de H2 y de Cl2, cuando se consigue llegar al equilibrio son bastante pequeñas si las metemos en comparación con la concentración de HCl. Como las concentraciones de los reactivos se encuentran en el denominador de la expresión, y tienen un valor bastante pequeño, el valor de la constante por consiguiente será muy grande.

En un caso como este se suele decir que el equilibrio se encuentra totalmente o completamente desplazado hacia la derecha o hacia la formación de los productos.

Al contrario, Kc para la reacción en la que se forma el NO (g) es exageradamente pequeña. Esto se debe a que la concentración de NO cuando se alcanza el equilibrio es bastante pequeña en comparación con las concentraciones de N2 y O2.

Las concentraciones de los productos aparecen en el numerador de la expresión de la constante, y al ser pequeñas, el valor de la constante también lo será. En este tipo de casos se suele decir que el estado de equilibrio está algo ( muy poco) desplazado hacia la formación de los productos.

Resumiendo podemos decir que, si el valor de la constante de equilibrio de una reacción química posee un valor bastante grande, significa que el grado de conversión de los reactivos a productos es también muy alto, y viceversa, es decir, si los valores numéricos de la constante de equilibrio ( Kp o Kc) son muy pequeños, significará que el grado de conversión de los reactivos en producto también será muy pequeño.

Celdas galvánicas

Es un dispositivo capaz de obtener energía eléctrica a partir de reacciones químicas (o bien, de producir reacciones químicas a través de la introducción de energía eléctrica, cuando se esté cargando la celda). Un ejemplo común de celda electroquímica es la pila (por ejemplo, la estándar de 1,5 voltios o la recargable de 1,2), que es una celda galvánica simple, mientras una batería eléctrica consta de varias celdas conectadas en serie o paralelo.

Johann Wilhelm Ritter, un físico y filósofo alemán, construyó en 1802 la primera celda electroquímica, con 50 discos de cobre separados por discos de cartón humedecidos por una solución salina.

Tipos de celdas electro-químicas:

Hay dos tipos fundamentales de celdas y en ambas tiene lugar una reacción redox, y la conversión o transformación de un tipo de energía en otra:

La celda galvánica o celda voltaica

 transforma una reacción química espontánea en una corriente eléctrica, como las pilas y baterías. Son muy empleadas por lo que la mayoría de los ejemplos e imágenes de este artículo están referidos a ellas.

La celda electrolítica 

transforma una corriente eléctrica en una reacción química de oxidación-reducción que no tiene lugar de modo espontáneo. En muchas de estas reacciones se descompone una sustancia química por lo que dicho proceso recibe el nombre de electrolisis. También se la conoce como cuba electrolítica. A diferencia de la celda voltaica, en la celda electrolítica, los dos electrodos no necesitan estar separados, por lo que hay un sólo recipiente en el que tienen lugar las dos semirreacciones.

Celda electrolítica, mostrando los electrodos y la fuente de alimentación que genera la corriente eléctrica.

Las semiceldas o semirreacciones en una celda voltaica

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Una celda galvánica o celda voltaica consta de dos semiceldas conectadas eléctricamente mediante un conductor metálico, y también mediante un puente salino. Cada semicelda consta de un electrodo y un electrolito. Las dos semiceldas pueden utilizar el mismo electrolito, o pueden utilizar electrolitos diferentes. Las reacciones químicas en la celda pueden implicar al electrolito, a los electrodos o a una sustancia externa (como en las pilas de combustible que puede utilizar el hidrógeno gaseoso como reactivo). En una celda voltaica completa, las especies químicas de una semicelda pierden electrones (oxidación) hacia su electrodo mientras que las especies de la otra semicelda ganan electrones (reducción) desde su electrodo. Un puente salino se emplea a menudo para proporcionar un contacto iónico entre las dos medias celdas con electrolitos diferentes, para evitar que las soluciones se mezclen y provoquen reacciones colaterales no deseadas.

​ Este puente salino puede ser simplemente una tira de papel de filtro empapado en solución saturada de nitrato de potasio. Otros dispositivos para lograr la separación de las disoluciones son vasijas porosas y disoluciones gelificadas. También se les denomina semirreacciones pues en cada una de ella tiene lugar una parte de la reacción redox:

·         La pérdida de electrones (oxidación) tiene lugar en el ánodo.

·         La ganancia de electrones (reducción) en el cátodo.

Tipos de celdas galvánicas

Principales tipos

Las celdas o células galvánicas se clasifican en dos grandes categorías:

· Las celdas primarias transforman la energía química en energía eléctrica, de manera irreversible (dentro de los límites de la práctica). Cuando se agota la cantidad inicial de reactivos presentes en la pila, la energía no puede ser fácilmente restaurada o devuelta a la celda electroquímica por medios eléctricos.

·   Las celdas secundarias pueden ser recargadas, es decir, que pueden revertir sus reacciones químicas mediante el suministro de energía eléctrica a la celda, hasta el restablecimiento de su composición original.

Electrólisis

La conductividad eléctrica de las sustancias consiste en un desplazamiento de la carga eléctrica a través de ellas. Dicho movimiento de las cargas puede producirse de dos maneras distintas:

·         A través de un flujo de electrones, como sucede en los metales, a los cuales se les conoce como conductores de primera especie.

·          

·         A través del movimiento de los iones positivos y negativos, mediante una disolución o mediante un compuesto iónico fluido. Esta forma de conductividad se conoce como conductividad iónica, también llamada, electrolítica, tratándose de la conductividad propia de los electrolitos que son conductores de segunda especie.

·          

La electrólisis se puede definir como un proceso en el que el paso de la corriente eléctrica a través de una disolución o a través de un electrolito fundido, da como resultado una reacción de oxidación – reducción (redox), no espontánea.

La conductividad eléctrica se lleva a cabo en cubas o celdas electrolíticas, para poder reproducir una reacción de oxidación- reducción, en la electrólisis, proceso que tiene gran interés práctico.

Una cuba electrolítica es un recipiente en el cual se lleva a cabo el proceso de la electrólisis. Dicho recipiente contiene una disolución en la que se sumergen los electrodos, ambos conectados a una fuente de corriente continua, gracias a la cual la cuba recibe electrones.

Los electrodos son las superficies sobre las que tienen lugar las semirreacciones redox. Generalmente son de carácter inerte con respecto a los reactivos que se encuentran en la cuba electrolítica. En los electrodos podemos distinguir un cátodo, y un ánodo, al igual que ocurre en las pilas voltaicas.

·         Ánodo: electrodo en el cual se produce la oxidación, éste va conectado al polo positivo de la fuente de corriente.

·         Cátodo: electrodo donde se produce la reducción, éste se conecta al polo negativo de la fuente de corriente.

Las diferencias más destacables entre una pila y una cuba electrolítica son:

·         En una pila voltaica, la reacción química produce energía eléctrica, en cambio en la cuba electrolítica es justo al contrario, la energía eléctrica produce una reacción química.

·         En las pilas, hay dos electrolitos, y en las cubas electrolíticas solamente uno.

·         Las reacciones redox son espontáneas en las pilas voltaicas, mientras que en las cubas electrolíticas, no lo es.

·         En las pilas, el ánodo es el polo negativo, y el cátodo el positivo, viceversa en las cubas electrolíticas.

·          

Un ejemplo de electrólisis puede ser el caso del agua. El agua pura no tiene la suficiente cantidad de iones libres como para que se pueda producir electricidad. Debido a esto, para lograr la electrolisis del agua, se suele añadir una cantidad pequeña de ácido sulfúrico (0.1 M). En estas disoluciones acuosas, se sumergen los electrodos inertes, que es donde ocurrirán las siguientes reacciones:

1.      Oxidación en el ánodo: 2 H2O (l) – 4 e^- → O2 (g) + 4H^+ (aq)

2.      Reducción en el cátodo: 4H^+ (aq) + 4e^- → 2 H2 (g)

3.      Reacción global: 2H2O (l) → 2H2 (g) + O2 (g)

Se ve claramente como se obtiene hidrógeno en el cátodo, y oxígeno en el ánodo, siendo el volumen del gas de hidrógeno, el doble del volumen de oxígeno.
Los aniones sulfato del ácido se oxidan después que el agua, éstos necesitan un potencial elevado para descargarse, así que no lo hacen. El ácido sulfúrico no es consumido.