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Naturaleza elétrica de la materia

El cómo se produce la luz de un bombillo, el calor de una cocina eléctrica, o cómo encienden nuestros ordenadores, son unas de las interrogantes que pueden resolverse estudiando la naturaleza eléctrica de la materia. Imaginemos que a un grano de sal común se le subdivide en muchos granos más pequeños hasta llegar a la más pequeño posible, a esa partícula de sal se le denominará molécula de sal común, cloruro de sodio o molécula de NaCl, fórmula que significa la unión de un átomo de sodio (Na) y uno de cloro (Cl); a su vez, los átomos están formados por partículas subatómicas todavía más pequeñas, es decir, un grano de cloruro de sodio está formado por miles de moléculas de NaCl y millones de partículas subatómicas. Ahora imaginemos el sistema solar, en donde el lugar del sol lo ocupa el núcleo de los átomos, formados de protones y neutrones, con carga eléctrica positiva y neutra, respectivamente, y que los planetas que orbitan alrededor de este núcleo son los electrones, partículas con carga eléctrica negativa.

Ahora consideremos lo siguiente, cuando el número de protones de carga positiva y de electrones de carga negativa son los mismos, se dice que el átomo es eléctricamente neutro. Cuando un átomo tiene mayor o menor cantidad de electrones se dice que es electrónicamente activo, y se le llama ión; si tiene un exceso de electrones se les denomina aniones (negativo), y si tiene una deficiencia, cationes (positivo) (Martín, 1994). Esto puede observarse con un simple experimento en casa, cuando pasamos cerca de nuestro televisor, los vellos de nuestro brazo son atraídos por la pantalla, pues ésta tiene una carga eléctrica negativa la cual atrae la carga eléctrica positiva de nuestro vello, el cual se levanta sin ser tocado por la pantalla; a esta propiedad se le conoce como electroestática.

La diferencia de cargas eléctricas y el exceso o deficiencia de electrones de un átomo determinará la formación de la corriente eléctrica. Una corriente eléctrica se produce cuando los electrones de un átomo entran en contacto con un átomo vecino, en donde también influye la afinidad electrónica o la electronegatividad, tendencia de los átomos a retener electrones, este movimiento de electrones se dará a lo largo de todos lo átomos vecinos; a mayor cantidad de electrones compartidos, mayor será la conductividad eléctrica, propiedad que varía con la temperatura y es una de las características más importantes de los materiales. La electricidad no es más que una forma de energía originada por una corriente de electrones. El voltaje y el amperaje son propiedades que determinan la desigualdad electrónica y la cantidad de electrones que pasan de un orbital a otro en un segundo, respectivamente (Martín, 1994).

No todos los materiales son conductores de electricidad, y es por ello que los materiales de goma, plástico o madera, también llamados aislantes, no permiten el paso de la electricidad. Los materiales que pueden transportar mayor corriente son los de naturaleza metálica, como el oro, la plata, el cobre, el aluminio, el tungsteno, ya que ceden más fácilmente los electrones de la última orbita de sus átomos. Sin embargo, según la naturaleza de la materia, existe una resistencia de los electrones al pasar de un orbital a otro, generándose calor, o transformación de energía eléctrica en energía térmica, por lo que no todos los metales son buenos conductores ya que generan resistencia al paso de la corriente eléctrica y es por ello que se le usa como resistencia eléctrica en muchos artefactos. Por ejemplo, en un calentador de agua, formado por un recipiente y un filamento metálico enrollado con un termostato, la corriente eléctrica que pasa por el filamento y su alta resistencia hace que se caliente y el calor que se disipa calienta el agua; el termostato se encarga de mantener constante la temperatura. Otro ejemplo es el paso de luz en una lámpara. Si se toma una lámpara, se observa que en el interior de la misma hay un filamento de Tungsteno enrollado en espiral, y a sus lados conectado a unos cables conductores, el enrollamiento produce una mayor longitud aumentando la resistencia que al calentarse hasta altas temperaturas emite luz. Es por ello que una lámpara dañada indica una lámpara con el filamento roto o fundido (Martín, 1994).

CELDAS ELECTROLÍTICAS

Tanto en sólidos como en líquidos la conductividad eléctrica se debe al paso de electrones libres entre los átomos, lo que genera el movimiento continuo de las cargas. En líquidos con gran cantidad de sales disueltas también es posible el paso de la corriente eléctrica, gracias a la presencia de iones de diferentes cargas, por lo que a estas soluciones se les llama electrolitos. El valor de la conductividad está relacionado con la sumatoria de aniones o cationes y con los sólidos disueltos en la solución (Martín, 1994; Requeijo y Requeijo, 2002). Al igual que sólidos, no todas las soluciones son buenas conductoras, por lo que las soluciones no electrolíticas son aquellas en donde no se forman iones al disolverse; ejemplos, una solución de azúcar – agua o alcohol – agua.

La transmisión de la corriente eléctrica por un filamento de metal no es la misma que en una solución electrolítica, ya que en los sólidos el paso de corriente no induce a ningún cambio químico en la estructura del filamento, caso contrario en líquidos, en donde se da una descomposición química por reacciones de oxidación y reducción, indicada como electrólisis.

En la electrólisis se da una transferencia de electrones, en donde los iones ceden o aceptan un mismo número de electrones. Por ejemplo, imaginemos un recipiente con una solución de sal común al cual introducimos dos electrodos, uno positivo, denominado ánodo ya que atraerá a los iones con carga negativa presentes en la disolución; y uno negativo, llamado cátodo ya que atraerá a los iones con carga positiva, ambos electrodos conectados al positivo y al negativo de un batería o generador (Fig. 2). En el ánodo se dará un proceso de oxidación, en donde los iones de 2Cl- (aniones) en estado acuoso, cederán sus electrones y se neutralizarán formándose Cl2 en estado sólido. En el cátodo se dará un proceso de reducción, en donde los iones 2Na+ (cationes) en estado acuoso aceptarán electrones y se neutralizarán en 2Na en estado sólido. El movimiento no espontaneo de iones transportando sus cargas a los electrodos constituye una corriente eléctrica, en donde se consume energía (Martín, 1994; Requeijo y Requeijo, 2002).


Figura 2. Celda electrolítica.
Tomado de: Cedrón y col (2011)

CELDAS VOLTAICAS O GALVÁNICAS

Si se tienen dos celdas, una con iones de cobre (cationes), y otra con iones de zinc (aniones), ambas conectadas exteriormente por un puente salino, y en cada una se introduce una barra o electrodo de zinc y una barra o electrodo de cobre respectivamente, ambos también conectados exteriormente por un alambre, se observa la formación espontánea de precipitados de ambos metales en cada electrodo, por lo que esta formación de energía o transferencia de electrones externa y no directamente entre los reactivos como en el caso anterior, puede aprovecharse para generar electricidad (Fig. 3). Para ambos casos se utilizan sales de sulfato de cobre o CuSO4 y sales de sulfato de zinc o ZnSO4. La sal de sulfato de cobre es de color azul naturalmente, por lo que al introducirse la barra de zinc, esta sal se decolora al reducirse el cobre, por transferencia de electrones del zinc al cobre. En la sal de sulfato de zinc, la cual es incolora, se vuelve color naranja o rojo claro por oxidación del zinc en solución, al ceder éste electrones a la barra de cobre. El flujo de electrones del alambre conectado a la barra de zinc hasta el alambre conectado a la barra de cobre, es una corriente eléctrica que puede medirse con un amperímetro, voltímetro o una lámpara y éste es el principio de las pilas electroquímicas, en donde se forma energía eléctrica a partir de reacciones químicas de óxido – reducción.


Figura 3. Celda galvánica.
Tomado de: Cedrón y col (2011)

En ambas celdas, tanto en la electroquímica como en las galvánicas se dan reacciones óxido – reducción, el ánodo produce la oxidación y el cátodo produce la reducción, siendo flujo de electrones siempre del ánodo al cátodo; sin embargo, en la celda electrolítica se consume energía mientras que en la galvánica se genera energía.

APLICACIONES DE LA ELECTRÓLISIS

Industrialmente, la electrólisis se usa para separar átomos de algún elemento en una solución y así utilizarlo para la preparación de algún compuesto, ejemplos de ello son las técnicas de galvanostegia y galvanoplastia.

GALVANOSTEGIA Y GALVANOPLASTIA

Ambas técnicas se utilizan para separar algún elemento a partir de una solución y llevarlo hacia un material, para recubrir metales con un metal más resistente a la corrosión y con mejor aspecto, en el caso de la galvanostegia, o a un molde con una forma determinada, para la fabricación de joyas, en el caso de la galvanoplastia. La galvanostegia es por ello utilizada para el latonado, galvanizado, niquelado, cromado, entre otras técnicas. En la galvanoplastia, se prepara un molde con la forma de la joya deseada al cual se le recubre con polvo de grafito, una sustancia conductora, y el mismo se sumerge en una solución en donde esté presente el elemento a separar.

Otra aplicación importante de la electrólisis es la obtención de aluminio a partir del mineral bauxita (Al2O3. H2O), de donde se separa el óxido de aluminio del mineral para luego reducirlo por electrólisis. En este proceso una celda de acero a una alta temperatura, recubierta con grafito, actúa como cátodo y el ánodo son varillas de grafito suspendidas de una barra por encima de la celda. Durante el proceso se coloca primero la criolita fundida, una sustancia usada para disminuir el punto de fusión del óxido de aluminio; el aluminio va al cátodo y el oxígeno va al ánodo, reaccionado con carbono para formar dióxido de carbono con desprendimiento de burbujas del gas (Fig. 4) (Martín, 1994; Requeijo y Requeijo, 2002).


Figura 4. Obtención electrolítica de aluminio.
Tomada de: De Valdivia (2013)

Referencias bibliográficas:

Cedrón, J; Landa, V; Robles, J. (2011). Química General. Pontificia Universidad Católica del Perú. Consulta en línea: http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/43-celdas-electroliticas; http://corinto.pucp.edu.pe/quimicageneral/contenido/42-celdas-galvanicas-o-celdas-voltaicas

De Valdivia, P. (2013). Página de Tecnología e Informática de la ESO y Bachillerato Consulta en línea: http://www.tecnologia-informatica.es/metales/m

Martín, J. (1994). Estudios de la naturaleza. Primer año de Educación Media. (1a. ed.) Revisada 2011. Caracas, Venezuela. Pág: 31-34; 45-49.

Requeijo, D. y Requeijo A. (2002). Química. Editorial Biosfera. Caracas, Venezuela.



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