Electroquímica (página 2)

El químico sueco Arrhenius fue el
primero en descubrir que algunas sustancias en disolución
se encuentran en forma de iones y no de moléculas, incluso
en ausencia de una diferencia de potencial eléctrico.
Cuando un electrólito se introduce en una
disolución, se disocia parcialmente en iones separados, y
que el grado de disociación depende de la naturaleza del
electrólito y de la concentración de la
disolución. Según la teoría
de Arrhenius, al disolver una determinada cantidad de cloruro de
sodio en un gran volumen de
agua, los
iones se disocian en mayor grado que si esa misma cantidad se
disuelve en un volumen menor de agua.

La teoría de Debye-Hückel
afirma que los electrólitos están totalmente
disociados en una disolución. La tendencia de los iones a
emigrar y conducir la electricidad
queda retardada por las atracciones electrostáticas entre
los iones de cargas opuestas y entre los iones y el disolvente. A
medida que aumenta la concentración de la
disolución, se incrementa el efecto retardante.
Así, una cantidad fija de cloruro de sodio resulta mejor
conductor si se disuelve en un gran volumen de agua, al
encontrarse los iones más apartados entre sí,
ejerciendo una atracción menor respecto a los demás
y respecto a las moléculas del disolvente. Sin embargo,
los iones no tienen libertad total
para emigrar.

La constante dieléctrica del
disolvente es otro factor importante en las propiedades de la
disolución. La ionización es mayor en un disolvente
como el agua, que
tiene una constante dieléctrica elevada.

Electrólisis

Si se coloca un par de electrodos en una
cuba que
contenga una disolución de un electrólito y se
conecta una fuente de corriente continua y un galvanómetro
entre ellos, se observará en el galvanómetro la
circulación de la corriente
eléctrica (fig. 2).

Corriente
eléctrica y movimiento de iones

Los iones positivos de la disolución
se mueven hacia el electrodo negativo cátodo y los
iones negativos hacia el positivo ánodo. Al llegar
a los electrodos, los iones pueden ganar o perder electrones y
transformarse en átomos neutros o moléculas. La
acción
de una corriente sobre un electrólito puede entenderse con
un ejemplo sencillo de la figura 3.

Reacciones de
Electrodo

¿Qué le sucede a un ion en
movimiento
cuando llega al electrodo que lo atrae?. Se considerará al
cloruro de sodio fundido, un sistema
qué sólo contiene dos tipos de iones y no otras
partículas. Se utilizarán electrodos inertes que no
reaccionan químicamente con los iones sodio y cloruro. Los
iones de sodio (+) o cationes, son atraídos hacia el
electrodo negativo (cátodo). El cátodo se hace
negativo por la acción de un generador el cual, le bombea
electrones.

Los electrones del cátodo
están en un estado de
elevada energía potencial. El ion sodio tiene carga
positiva, esto significa que atrae electrones y que un
electrón de un átomo de
sodio tendría una menor energía potencial que un
electrón del cátodo. Por lo tanto los electrones
del cátodo se desplazan hacia el catión, por
diferencia de energía potencial. En el cátodo los
iones de sodio se convierten en átomos de sodio por
adición de un electrón. Este es un cambio
químico y puede representarse con la siguiente
ecuación:

Na+ + e- ® Na °

Adviértase que este cambio
químico representa una ganancia de electrones, por lo
tanto el sodio se redujo y pasó a estado
metálico. El cambio químicos que siempre ocurre en
el cátodo es de reducción.

Ahora se considerará lo que sucede
en el ánodo. El ánodo es positivo ya que el
generador bombea electrones fuera de él y además
atrae iones cloruro (-) o aniones. En el ánodo los
electrones poseen baja energía potencial. En cambio los
electrones externos del ion cloruro se encuentran en un estado de
potencial elevado. Cuando los iones cloruro llegan al
ánodo le proporcionan electrones a este. Los electrones
pasan de un estado de energía potencial elevada a uno de
baja energía potencial. El cambio ocurrido en el
ánodo puede representarse con otra
ecuación:

2Cl- ® Cl2 + 2e-

Los iones cloruro pierden electrones
transformándose en átomos de cloro, los cuales a su
vez forman moléculas de cloro gaseoso. La reacción
anódica siempre es de oxidación.

Aquí se han mostrado las reacciones
de oxidación y reducción por separado pues ocurren
en diferentes puntos, sin embargo estos procesos no
ocurren independientemente. El generador no produce electrones,
sólo los transporta de un lugar a otro, así los
electrones que el generador suministra al cátodo,
provienen del ánodo. El proceso de
reducción no puede ocurrir sin que al mismo tiempo se
realice el de oxidación. La función
del generador es elevar la energía potencial de los
electrones del cátodo.

Estas reacciones de electrodo se llaman
semireacciones, y la reacción global de la
electrólisis del cloruro de sodio
es:

2Na+ + 2Cl- ® 2Na ° + Cl2

La naturaleza de las reacciones del
electrodo depende de la diferencia de potencial o voltaje
aplicado.

Leyes de la Electrólisis

Los siguientes conceptos son referidos a la
corriente eléctrica necesarios para comprender el
significado de las leyes de
Faraday:

1) La cantidad de electrones
(electricidad) que circulan por un conductor se mide en
Coulomb.

q = carga ® [q] = coulomb

2) La intensidad de la corriente
(caudal de electrones) expresa la cantidad de electricidad que
circula por un conductor por unidad de tiempo. La intensidad de
la corriente se mide en Amperes.

i = q/t Ãz q = i.t ® [i] = A

3) Cuando una fuente fuerza a los
electrones a circular por un conductor, se presenta una resistencia al
flujo de corriente y se produce una caída de potencial. La
resistencia eléctrica se mide en Ohms,y la
diferencia de potencial en Voltios.

E = i.R ® [E] = V y [R] = ohm

Primera Ley de
Faraday: La masa de un elemento depositada en un electrodo es
proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a
través de la solución del electrólito o del
electrólito fundido.

m = ?.i.t

donde # es una constante que depende del
catión y se denomina equivalente
electroquímico (se verá más
adelante).

Cuando se realiza, por ejemplo, la
electrólisis de una solución de sulfato
cúprico (CuSO4) sucede lo siguiente (fig. 4):

Cu2SO4 + H2O ® Cu++ + SO4= + H+ + HO-

Al aplicar una diferencia de potencial a
los electrodos, el ion cobre se mueve
hacia el cátodo, adquiere dos electrones y se deposita en
el electrodo como elemento cobre. El ion sulfato, al descargarse
en el electrodo positivo, es inestable y se combina con el agua
de la disolución formando ácido sulfúrico y
oxígeno.

2Cu++® 2Cu ° – 4e-

2HO- ® O2 + 2H+ + 4e-

2Cu2SO4 + 2H2O ® 2Cu ° + 2H2SO4 + O2

Cuando circula más corriente
(más coulombios) más cobre se deposita, pues
más electrones han circulado permitiendo que más
iones cobre (Cu++) se conviertan en elemento cobre
(Cu°).

Segunda Ley de Faraday: Las masas de
elementos que se depositan en los electrodos son proporcionales a
los equivalentes químicos.

Recordemos que el equivalente
químico de un elemento es el cociente entre el peso
atómico gramo de ese elemento y su valencia:

Eq = Pa/V

Para probar esta segunda ley se hace pasar
la misma cantidad de electricidad a través de varias cubas
con diferentes soluciones
salinas, como indica la figura. Midiendo la cantidad de plata y
de cobre depositados en el cátodo se llega a la
comprobación de la ley:

m Ag+ / m Cu++ = Eq Ag/ Eq Cu

m Ag+ / m Cu++ = 107,8/31,75

O sea que las masas de plata y de cobre
depositadas en los electrodos se hallan en relación de:
107,8 /31,75.

Número de Faraday: Para
depositar el equivalente químico de cualquier elemento se
necesita la misma cantidad de electricidad. La constante o
número de Faraday (F) es de 96500 coulomb
(96494).

Por ejemplo, para depositar: 1,008 gr de
H+, 107,8 gr de Ag+, 31.75 gr de Cu++ o 63.5 gr de Cu+ son
necesarios 96500 coulomb.

Vale aclarar que: 96500 coulomb = carga de
6,02.1023 electrones, de lo que se deduce que la carga de un
electrón es 1,6 .10-19 coulomb.

Equivalente electroquímico:
Se llama equivalente electroquímico # a la masa de un
elemento depositada, durante la electrólisis, por la carga
de un coulomb.

? = Eq/F

En todos los casos, la cantidad de material
que se deposita en cada electrodo al pasar la corriente por un
electrólito sigue las leyes de Faraday.

Todos los cambios químicos implican
una reagrupación o reajuste de los electrones en las
sustancias que reaccionan; por eso puede decirse que dichos
cambios son de carácter eléctrico. Para producir
una corriente eléctrica a partir de una reacción
química,
es necesario tener un oxidante, es decir, una sustancia que gane
electrones fácilmente, y un reductor, es decir, una
sustancia que pierda electrones fácilmente.

CELDA
VOLTAICA

Una celda voltaica aprovecha la
electricidad de la reacción química
espontánea para encender una lamparita, es decir,
convierte energía potencial química en energía
eléctrica (fig. 6). Las tiras de cinc y cobre, dentro
de disoluciones de ácido sulfúrico diluido y
sulfato de cobre respectivamente, actúan como electrodos
(el derecho actúa como cátodo y el izquierdo como
ánodo). El puente salino (en este caso cloruro de potasio)
permite a los electrones fluir entre las cubetas sin que se
mezclen las disoluciones. Cuando el circuito entre los dos
sistemas se
completa (como se muestra a la
derecha), la reacción genera una corriente
eléctrica.

Si ambas soluciones se conectan mediante un
voltímetro su lectura
acusará 1,10 V, esto debido a que el potencial de
oxidación del Zn++ es 0,763 V y el del Cu++ es de -0,337
V, por lo tanto el cinc (de mayor potencial) le cede electrones
al cobre (de menor potencial).

Obsérvese que el metal de la tira de
cinc se consume (oxidación) y la tira desaparece. La tira
de cobre crece al reaccionar los electrones con la
disolución de sulfato de cobre para producir metal
adicional (reducción). Si se sustituye la lamparita por
una batería la reacción de una se invertirá,
creando una celda electrolítica,convirtiendo
energía eléctrica en energía potencial
química (fig. 7).

Las semireacciones correspondientes
son:

Anodo:

Zn° ® Zn++ + 2e-

Cátodo:

Cu++ + 2e- ® Cu°

Una celda voltaica es un dispositivo para
producir energía eléctrica a partir de una
reacción redox. La principal característica de la
celda voltaica es la pared porosa que separa las dos soluciones
evitando que se mezclen. La pared es porosa para que los iones la
atraviesen. La hemicelda del ánodo adquiere un exceso de
iones de Zn positivos (para mantener la neutralidad
eléctrica necesita iones negativos), al mismo tiempo, la
hemicelda del cátodo consume iones de Cu (para mantener la
neutralidad,éste debe eliminar iones negativos).Los iones
SO4= atraviesan la pared porosa para satisfacer la neutralidad
eléctrica de ambas hemiceldas. Los tipos de celdas
más comunes son: las pilas y el
acumulador de plomo.

Potenciales: No hay manera de medir
la energía potencial de una hemicelda, sin embargo, la
diferencia de potencial entre dos hemiceldas de una celda
voltaica puede medirse con un voltímetro. Esta diferencia
de potencial es una medida de la tendencia relativa de las dos
sustancias para absorber electrones. Si a la hemicelda de cobre
se le asigna arbitrariamente un potencial de cero, se dice que la
hemicelda de cinc tiene un potencial de -1,10 v (fig. 6), el
signo negativo, indica que es menos probable que los iones de
cinc absorban electrones que los iones cobre. En cambio, si le
asignamos potencial cero a la hemicelda de cinc, el cobre
tendrá potencial +1,10 v.

En la práctica, se le asigna
potencial cero a la hemicelda de hidrógeno, esta se compone de una
lámina de platino, y se introduce en una solución
de iones hidrógeno (H+) uno molar. Se hace burbujear
hidrógeno gaseoso en la solución alrededor del
platino (el hidrógeno gaseoso procede de un cilindro cuya
presión
es de 1 atm). Las moléculas
de H2 se adsorben sobre la superficie del platino y forman el
electrodo (fig. 8). La semirreacción es:

H+ + e- «
½H2

Si se utiliza la hemicelda de
hidrógeno con la de cinc, el potencial será de –
0,76 v. Si se utiliza la hemicelda de hidrógeno con la de
cobre, el potencial será de + 0,34 v. De esta manera se
determinan experimentalmente los potenciales de casi todas las
reacciones redox (ver tabla). A estos valores se los
denomina potenciales electroquímicos normales

Potenciales de reducción normales
de semireacciones

(Concentraciones iónicas, 1M en agua
a 25 °C)

Aplicaciones
Industriales

La descomposición
electrolítica es la base de un gran número de
procesos de extracción y fabricación muy
importantes en la industria
moderna.

Producción y Refinado de
Metales

Soda Cáustica: La soda o sosa
cáustica (un producto
químico importante para la fabricación de papel,
rayón y película fotográfica) se produce por
la electrólisis de una disolución de sal
común en agua. La reacción produce cloro y sodio.
El sodio reacciona a su vez con el agua de la pila
electrolítica produciendo sosa cáustica. El cloro
obtenido se utiliza en la fabricación de pasta de madera y
papel.

Horno Eléctrico:
aplicación industrial importante de la
electrólisis, que se utiliza para la producción de aluminio,
magnesio y sodio. En este horno, se calienta una carga de sales
metálicas hasta que se funde y se ioniza. A
continuación, se deposita el metal
electrolíticamente.

1. Aluminio: es el elemento
metálico más abundante en la corteza terrestre. Es
un metal poco electronegativo y extremamente reactivo. Se
encuentra normalmente en forma de silicato de aluminio puro o
mezclado con otros metales como
sodio, potasio, hierro, calcio
y magnesio, pero nunca como metal libre. La bauxita, un
óxido de aluminio hidratado impuro, es la fuente comercial
de aluminio y de sus compuestos.

Para la electrólisis del
óxido de aluminio unido a la criolita (Na3Al F6) se
emplean cubas de hierro recubiertas por carbón de retorta,
que hace de cátodo y ánodos de grafito.

Primero se coloca en el interior de la
cuba, criolita y se acercan los ánodos a las paredes de la
cuba, de esta forma se genera un arco eléctrico (1000
C°) que funde la criolita. Se añade entonces el
óxido de aluminio y comienza la electrólisis. El
cátodo se va consumiendo durante el proceso y aluminio
fundido se deposita en el fondo de la cuba donde se retira por un
orificio lateral, ubicado en la parte inferior de la
misma.

Anodo:

6O= + 3C ® 3CO2 +
12e-

Cátodo:

4Al+++ + 12e- ®
4Al°

Reacción global:

2AL2O3 Ã> 4AL+++ +
6O=

Este proceso sigue siendo el método
principal para la producción comercial de aluminio, aunque
se están estudiando nuevos métodos.
La pureza del producto se ha incrementado hasta un 99,5% de
aluminio puro en un lingote comercialmente puro; posteriormente
puede ser refinado hasta un 99,99 por ciento.

La producción mundial de aluminio ha
experimentado un rápido crecimiento, aunque se
estabilizó a partir de 1980. En 1900 esta
producción era de 7.300 toneladas, en 1938 de 598.000
toneladas y en 1993 la producción estimada de aluminio
primario era de unos 19 millones de toneladas.

2. Manganeso: El manganeso puro se
obtiene por la combustión del dióxido de manganeso
(pirolusita) con polvo de aluminio y por la electrólisis
del sulfato de manganeso. Este metal no se da en la naturaleza en
estado puro, pero se encuentra ampliamente distribuido en todo el
mundo en forma de menas. Ocupa el lugar 12 en abundancia entre
los elementos de la corteza terrestre.

3. Sodio: Sólo se presenta en
la naturaleza en estado combinado. Se encuentra en el mar y en
los lagos salinos como cloruro de sodio, y con menor frecuencia
como carbonato de sodio y sulfato de sodio. El sodio comercial se
prepara descomponiendo electrolíticamente cloruro de sodio
fundido. El sodio ocupa el séptimo lugar en abundancia
entre los elementos de la corteza terrestre.

El método Downs para el
refinado del sodio consta de un aparato que esta constituido por
una caldera de hierro A, por cuya parte inferior entra un
ánodo de grafito B. El cátodo C entra
en la masa fundida de NaCl. Al circular una corriente por el
cloruro de sodio fundido, se producen las siguientes
reacciones.

Anodo:

2Cl- – 2e- ® Cl2°

Cátodo:

2Na+ + 2e- ® 2Na°

Reacción global:

2ClNa Ã>2Na+ +
2Cl-

El sodio por su baja densidad,flota y
se extrae por D mientras el cloro se desprende en
E.

Refinado Electrolítico: estos
métodos se utilizan para refinar el plomo, el estaño,
el cobre, el oro y la
plata. La ventaja de extraer o refinar metales por procesos
electrolíticos es que el metal depositado es de gran
pureza.

1. Plomo: Una fuente importante de
obtención de plomo son los materiales de
desecho industriales, que se recuperan y funden. El plomo en
bruto suele purificarse removiendo plomo fundido en presencia de
aire. Los
óxidos de las impurezas metálicas suben a la
superficie y se eliminan. Los grados más puros de plomo se
obtienen refinando electrolíticamente.

2. Estaño: El estaño
ocupa el lugar 49 entre los elementos de la corteza terrestre. El
mineral principal del estaño es el SnO2 (casiterita). En
la extracción de estaño,primero se muele y se lava
el mineral para quitarle las impurezas, y luego se calcina para
oxidar los sulfuros de hierro y de cobre. Después de un
segundo lavado, se reduce el mineral con carbono en un
horno de reverbero; el estaño fundido se recoge en la
parte inferior y se moldea en bloques conocidos como
estaño en lingotes. El metal obtenido se purifica por
fusión,
liberándolo de su principal impureza: el hierro, alcanza
así una pureza del 90%. Luego se lo refina
electrolíticamente.

3. Cobre: El cobre puede encontrarse
en estado puro, frecuentemente se encuentra agregado con otros
metales como el oro, plata, bismuto y plomo, apareciendo en
pequeñas partículas en rocas,aunque se
han encontrado masas compactas de hasta 420 toneladas.. Este
metal puede galvanizarse fácilmente como tal o como base
para otros metales. El cobre ocupa el lugar 25 en abundancia
entre los elementos de la corteza terrestre.

La metalurgia del
cobre varía según la composición de la mena.
Las menas más importantes, las formadas por sulfuros, no
contienen más de un 12% de cobre, llegando en ocasiones
tan sólo al 1%, y han de triturarse y concentrarse por
flotación. Los concentrados se funden en un horno de
reverbero que produce cobre metálico en bruto con una
pureza aproximada del 98%. Este cobre en bruto se purifica
posteriormente por electrólisis, obteniéndose
barras con una pureza que supera el 99,9 por ciento.

Para refinar el cobre bruto se emplea el
método electrolítico. Se coloca al cobre bruto como
ánodo, en una cuba electrolítica que contiene una
solución de CuSO4. El sulfato cúprico se disocia de
la siguiente forma:

CuSO4 Ã> Cu++ +
SO4=

El polo negativo o cátodo, esta
constituido por láminas de cobre puro.

Al circular la corriente, los cationes
cobre se dirigen al cátodo, donde se reducen, captando
electrones y depositándose como cobre
metálico,mientras los iones sulfato se dirigen al
ánodo y reaccionan con el cobre impuro, formando sulfato
cúprico, que vuelve a la solución.

Cátodo:

Cu++ + 2e- ® Cu°

Anodo:

SO4= – 2e – ®
SO4°

Reacción global:

SO4 + Cu ® CuSO4

4. Oro: El oro se encuentra en la
naturaleza en las vetas de cuarzo y en los depósitos de
aluviones secundarios como metal en estado libre o combinado.
Está distribuido por casi todas partes aunque en
pequeñas cantidades, ocupando el lugar 75 en abundancia
entre los elementos de la corteza terrestre. Casi siempre se da
combinado con cantidades variables de
plata.

El cianuro de oro y potasio se utiliza para
el dorado electrolítico. El oro se extrae de la grava o de
rocas trituradas disolviéndolo en disoluciones de mercurio
(proceso de amalgama) o de cianuro (proceso de cianuro). Algunas
menas, sobre todo aquéllas en las que el oro está
combinado químicamente con teluro, deben ser calcinadas
antes de su extracción. El oro se recupera de la
solución electrolíticamente y se funde en lingotes.
Para que una roca sea rentable debe contener un mínimo de
una parte de oro por 300.000 partes de material
desechable.

El oro puro es el más maleable y
dúctil de todos los metales, puede golpearse con un
martillo hasta conseguir un espesor de 0,000013 cm y una cantidad
de 29 g se puede estirar hasta lograr un cable de 100 km de
largo.

5. Plata: La plata ocupa el lugar 66
en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. No
existe apenas en estado puro. La plata pura también se
encuentra asociada con el oro puro en una aleación
conocida como oro argentífero, y al procesar el oro se
recuperan considerables cantidades de plata. La plata está
normalmente asociada con otros elementos (siendo el azufre el
más predominante) en minerales y
menas. La plata también se encuentra como componente en
las menas de plomo, cobre y cinc, y la mitad de la
producción mundial de plata se obtiene como subproducto al
procesar dichas menas. En 1993, se produjeron en todo el mundo
cerca de 13.000 toneladas.

Normalmente,la plata se extrae de las menas
de plata calcinando la mena en un horno para convertir los
sulfuros en sulfatos y luego precipitar químicamente la
plata metálica. Hay varios procesos metalúrgicos
para extraer la plata de las menas de otros metales. En el
proceso de amalgamación, se añade mercurio
líquido a la mena triturada, y se forma una amalgama de
plata. Después de extraer la amalgama de la mena, se
elimina el mercurio por destilación y queda la plata
metálica. En los métodos de lixiviación, se
disuelve la plata en una disolución de una sal
(normalmente cianuro de sodio) y después se precipita la
plata poniendo la disolución en contacto con cinc o
aluminio. La plata impura obtenida en los procesos
metalúrgicos se refina por métodos
electrolíticos.

Tratamientos
Anticorrosivos de Superficie

Son aquellos que impiden la corrosión cubriendo al metal que se desea
proteger con una película adherente de un metal que no se
corroa. La película puede ser construida con materiales
variados: metálicos, inorgánicos u
orgánicos. En este trabajo
estudiaremos aquellos tratamientos que se realicen por medios
electrolíticos.

Galvanotecnia

Proceso electrolítico por el cual se
deposita una capa fina de metal sobre una base generalmente
metálica. Los objetos además se galvanizan para
obtener una superficie dura o un acabado atractivo. Los metales
que se utilizan normalmente en galvanotecnia son: cadmio, cinc,
cromo, cobre, oro, níquel, plata y estaño. Las
cuberterías plateadas, los accesorios cromados de
automóvil y los recipientes de comida estañados son
productos
típicos de galvanotecnia.

En este proceso, el objeto que va a ser
cubierto actúa como cátodo en una cuba
electrolítica que contiene una solución
(baño) de una sal del metal recubridor, y se conecta a un
terminal negativo de una fuente de electricidad externa. Otro
conductor, compuesto por el metal recubridor, se conecta al
terminal positivo de la fuente de electricidad actuando como
ánodo. Para el proceso es necesaria una corriente continua
de bajo voltaje, normalmente de 1 a 6 V.

Cuando se pasa la corriente a través
de la solución, los átomos del metal recubridor se
depositan en el cátodo. Esos átomos son sustituidos
en el baño por los del ánodo, si está
compuesto por el mismo metal, como es el caso del cobre y la
plata. Si no es así, se sustituyen añadiendo al
baño periódicamente la sal correspondiente, como
ocurre con el oro y el cromo. En cualquier caso, se mantiene un
equilibrio
entre el metal que sale y el metal que entra en la
disolución hasta que el objeto está galvanizado.
Los materiales no conductores pueden ser galvanizados si se
cubren antes con un material conductor como el grafito. La cera o
los diseños de plástico
para la electrotipia, y las matrices de
los discos fonográficos se recubren de esta
manera.

Para asegurar una cohesión estrecha
entre el objeto a ser recubierto y el material recubridor, se
debe pulir bien la pieza y limpiar el objeto a fondo, eliminando
polvo, grasa y suciedad, ya sea sumergiéndolo en una
solución ácida o cáustica (después se
lava y se introduce en la solución), o bien
utilizándolo como ánodo en un baño limpiador
durante un instante.

Para eliminar irregularidades en las
depresiones de la placa y asegurar que la textura de su
superficie es de buena calidad y
propicia para el refinado, hay que controlar cuidadosamente la
densidad de la intensidad de corriente (d = i/s, donde s
es la superficie del cátodo), la concentración de
la solución y la temperatura.
Con frecuencia se añaden al baño ciertos coloides o
compuestos especiales para mejorar la uniformidad de la
superficie de la placa.

Baño de Cromo: Es el
baño electrolítico en el cual el cromo es el metal
recubridor. El cromo tienen poco poder
desprendedor, es decir, tienden a recubrir excesivamente las
protuberancias y dejan las grietas del ánodo completamente
desnudas. Al depositarse electrolíticamente,el cromo
proporciona un acabado brillante y resistente a la
corrosión. Debido a ello se emplea a gran escala en el
acabado de vehículos.

Baño de Cadmio: Es el
baño electrolítico en el cual el cadmio es el metal
recubridor. El cadmio puede depositarse electrolíticamente
en los metales para recubrirlos, principalmente en el hierro o el
acero, en los que
forma capas químicamente resistentes.

La electroquímica ha avanzado recientemente
desarrollando nuevas técnicas
para colocar capas de material sobre los electrodos, aumentando
así su eficacia y
resistencia. Tras el descubrimiento de ciertos polímeros
que conducen la electricidad, es posible fabricar electrodos de
polímeros.

Protección
Catódica

La protección catódica de
tuberías y cascos de buques se logra, formando pares Fe –
Zn o Fe – Mg. En el caso de tuberías,se clavan barras de
cinc o de magnesio en el suelo y se las
pone en contacto con la tubería. Los electrones pasan del
cinc al hierro de la tubería, el cual queda protegido. En
los cascos de los buques, se adhieren bloques de magnesio. Estos
bloques, debido a su mayor potencial de oxidación, se
corroen, actuando como ánodo, protegiendo al hierro del
casco. Dicha protección dura mientras no se consuma el
magnesio. Llegado ese caso los bloques de magnesio son
reemplazados.

Autor:

Patricia Guerrero