Reacciones Redox, Corrosión y Electrólisis: Fundamentos Químicos
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Lewis, en 1932, propuso su teoría: una base (B) puede donar un par de electrones, mientras que un ácido (A) puede aceptar un par de electrones.
Reacciones de Oxidación y Reducción
El alcoholímetro, inventado por Borkenstein en 1954, utiliza dicromato de potasio y una solución de nitrato de plata en ácido sulfúrico y agua.
Peróxido de Hidrógeno (H2O2)
Se utiliza para blanquear papel, productos textiles, harina, cuero y cabello, así como en la fabricación de polímeros y medicamentos.
Hipoclorito de Sodio (NaClO)
Es un blanqueador de lavandería común.
Hipoclorito de Calcio (Ca(ClO)2)
Se encuentra en el polvo para blanquear.
Cloro (Cl2)
Se utiliza para matar patógenos.
Ozono (O3)
Se usa para desinfectar agua potable, aunque su acción disminuye debido a su fácil descomposición.
Agentes Reductores
El hidrógeno gaseoso (H2) y el monóxido de carbono (CO) son importantes agentes reductores en la industria metalúrgica. También son relevantes en el revelado fotográfico.
Corrosión
La corrosión se produce cuando una corriente de electrones se establece debido a una diferencia de potencial. Una especie química cede electrones, que migran hacia otra especie. La especie que emite los electrones se comporta como un ánodo, donde se verifica la oxidación, mientras que la especie que los recibe se comporta como un cátodo, donde se verifica la reducción.
La corrosión se define como el deterioro de un material metálico como consecuencia de un ataque electroquímico. La velocidad de corrosión depende de la temperatura y la salinidad del fluido. Ejemplos comunes son el herrumbre del hierro y el acero, y la pátina verde del cobre (bronce y latón).
Afecta a metales, cerámicas, polímeros, etc.
Creación de una Pila de Corrosión
La diferencia en la cantidad de oxígeno disuelto en el líquido en contacto con la superficie metálica crea una pila de corrosión. El ataque del metal ocurre en el área menos oxigenada (ánodo), provocando una corrosión rápida e intensa. La parte más aireada (cátodo) tiene un acceso más fácil al oxígeno.
Electrólisis
La electrólisis es la descomposición química de una sustancia producida por el paso de una corriente eléctrica continua.
Leyes de Faraday
Las leyes de Faraday de la electrólisis indican que la cantidad de un elemento químico depositado sobre un electrodo es proporcional a la cantidad de carga eléctrica que atraviesa la disolución.
Fases de la Electrólisis
- Ionización: Fase previa a la aplicación de la corriente.
- Orientación: Los iones se dirigen, según su carga eléctrica, hacia los polos (+) o (-) correspondientes.
- Descarga: Los iones negativos (aniones) ceden electrones al ánodo (+), y los iones positivos (cationes) toman electrones del cátodo (-).
Aplicaciones de la Electrólisis
La electrólisis se utiliza en la obtención de metales a partir de minerales. El aluminio es uno de los metales más producidos por este método, ya que se encuentra en minerales como la bauxita.
Proceso Hall-Héroult
Este proceso electrolítico práctico permite extraer el aluminio líquido mediante la reducción electrolítica de alúmina disuelta en criolita fundida (Na3AlF6).
Galvanizado
El galvanizado es un proceso electroquímico mediante el cual se cubre un metal con otro, ordenando los metales según su carga (un metal de carga mayor sobre uno de menor carga). Su función es proteger la superficie del metal sobre la cual se realiza el proceso, por ejemplo, Zn sobre Fe.
Cromado
El cromado se basa en la electrólisis para depositar una fina capa de cromo sobre metales o plásticos, protegiéndolos de la corrosión. Se aplica sobre cobre, níquel y latón, pero no sobre zinc.
Galvanoplastia
La galvanoplastia utiliza la electrólisis para cubrir un metal con otro, como en el caso de tenedores y cucharas.