Problemas cubas electrolíticas
En los procesos electroquímicos espontáneos en los que se fundamentan las celdas galvánicas, el potencial o f.e.m. de la celda es una medida de la fuerza impulsora de la reacción dado que en estos sistemas la energía libre que se libera se transforma en energía eléctrica. Sin embargo, si a una celda galvánica, se le opone una f.e.m. numéricamente mayor que la que proporciona, entonces la reacción química espontánea de la celda se invierte y tiene lugar un proceso electroquímico (no espontáneo) denominado electrolisis. La electrolisis es pues el proceso electroquímico opuesto al que se produce en una celda galvánica y en el transcurso del mismo, la energía eléctrica se transforma en energía química.
Los procesos electrolíticos se realizan, como ya se ha mencionado antes, en unos dispositivos denominados celdas o cubas electrolíticas y en ellos, el ánodo es el electrodo donde ocurre la oxidación y el cátodo el electrodo donde ocurre el proceso de reducción.
A partir de resultados experimentales rigurosos sobre procesos electrolíticos, Michel Faraday estableció una serie de conclusiones que se conocen como leyes de Faraday y que resumen los aspectos cuantitativos de los procesos electrolíticos. Estas conclusiones son:
- La cantidad de sustancia depositada o liberada (m) al paso de una corriente eléctrica es directamente proporcional a la cantidad de electricidad aplicada (Q), es decir al producto de la intensidad de la corriente por el tiempo en que circula (Q=I·t).
- Para una determinada cantidad de electricidad la cantidad de sustancia depositada o liberada es directamente proporcional a su equivalente químico (Meq).
Siendo Meq = Ma/nº de electrones (intercambiados en la semirreacción).
La cantidad de electricidad necesaria para depositar o liberar un equivalente químico de cualquier sustancia es siempre constante e igual a 96.487 culombios. Esta cantidad recibe el nombre de constante de Faraday (F = 96.487 C·mol-1). En los cálculos, este valor se aproximará a 96.500 C·mol-1.
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