Electroquímica

La electroquímica es la rama de la química que se encarga de estudiar los cambios que producen la corriente eléctrica y la generación de electricidad a través de diversas reacciones químicas.

Los procesos electroquímicos son reacciones redox, en las cuales, la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en electricidad o viceversa: la energía eléctrica se aprovecha para provocar una reacción química no espontánea. La construcción de las baterías, la electrodeposición y la corrosión de metales son ejemplos que involucran procesos electroquímicos.

REACCIONES REDOX

CONCEPTO DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

Una reacción de oxidación-reducción (redox) es una reacción de transferencia de electrones. La especie que pierde los electrones se oxida y la que los gana se reduce. Se llama reductor a la especie que cede los electrones y oxidante a la que los capta.

Oxidante1 + n e- forma reducida del oxidante1 (Reductor1)

Reductor2 - n e- forma oxidada del reductor1 (Oxidante2)

Ambas semireacciones no pueden ocurrir por separado. La reacción global sería:

Oxidante1 + Reductor2 → Reductor1 + Oxidante2

Un sistema redox o par redox está formado por un oxidante y su reductor conjugado Ox1/Red1. Para que tenga lugar una reacción redox necesitamos dos semireacciones o sistemas redox. Podemos ver que siempre la oxidación y la reducción tienen lugar a la vez. No puede darse una sin la otra. Los electrones que se pierden en la reacción de oxidación son los ganados por la especie que se reduce.

NÚMERO DE OXIDACIÓN

El número o estado de oxidación de un elemento en un compuesto es la carga que tendría este elemento si todo el compuesto estuviera formado por iones positivos o negativos. Se escribe como +n o -n sobre el símbolo del elemento.

mientras que la carga se escribe como n+ o n- en la parte superior derecha del ión.

AJUSTE DE LAS REACCIONES REDOX POR EL MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN

Se debe realizar un balance de masas y de cargas entre los dos miembros (igual número de átomos y de cargas en cada uno de ellos).

CELDAS ELECTROQUÍMICAS

En los procesos electroquímicos se requiere de un plan de acción o método para meter una corriente de electrones en una reacción del tipo oxido–reducción.

Las celdas electroquímicas son dispositivos que permiten la interconversión entre la energía química de las reacciones de óxido-reducción y la energía eléctrica. En una celda electroquímica las medias reacciones de oxidación y de reducción ocurren separadamente sobre una superficie metálica llamada electrodo y los electrones transferidos circulan a través de una vía externa (circuito).

Las celdas electroquímicas se clasifican en dos tipos: Galvánicas y Electrolíticas.

Celda Galvánica o Voltaica

Una celda galvánica o voltaica es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox espontánea (se le llama así en honor a los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta). En este tipo de celda las reacciones químicas espontaneas generan energía eléctrica y la suministran a un circuito externo.

CELDA GALVÁNICA

Supongamos que tenemos, por un lado, un recipiente con una disolución de sulfato de zinc ZnSO4 y le introducimos un electrodo de zinc metálico y, por el otro, un recipiente con sulfato de cobre CuSO4 y un electrodo metálico de cobre, como se muestra en la figura.

El funcionamiento de la celda se basa en el principio de que la oxidación de Zn a Zn2+

y la reducción de Cu2+a Cu se pueden llevar a cabo simultáneamente, pero en recipientes separados, con la transferencia de electrones a través de un alambre conductor externo.

El funcionamiento de la celda se basa en el principio de que la oxidación de Zn a Zn2+ y la reducción de Cu2+ a Cu se pueden llevar a cabo simultáneamente, pero en recipientes separados, con la transferencia de electrones a través de un alambre conductor externo.

Esta distribución particular de electrodos (Zn y Cu) y de disoluciones (ZnSO4 y CuSO4) se conoce como celda de Daniell. En la celda de Daniell, las reacciones de oxidación y de reducción en los electrodos, es decir, las reacciones de semicelda , son:

Electrodo de Zn (ánodo):

Electrodo de Cu (cátodo):

Observe que los iones Cu2+ reaccionarán directamente con la barra de zinc, a menos que las disoluciones estén separadas:

pero no se obtendría trabajo eléctrico útil.

Para completar el circuito eléctrico, las disoluciones se deben conectar mediante un conductor por el que puedan pasar los cationes y los aniones desde un compartimiento al otro. Este requisito se cumple con un puente salino, que es un tubo en forma de U invertida que contiene una solución de un electrólito cuyos iones no reaccionan con los otros iones de las medias celdas o con el material de los electrodos. Los extremos del tubo están taponados con lana de vidrio o sumergidos en un gel para que la solución no se salga cuando se invierte el tubo.

Celda Electrolítica

Es aquella en la que la corriente eléctrica de una fuente externa permite que ocurra la reacción química. En otras palabras, no es espontanea sino que en cierto modo es inducida. La celda electrolítica consume energía eléctrica. Cuando se aplica una diferencia de potencial (energía eléctrica) a una sustancia y se disocian sus especies, a este proceso se le denomina electrólisis.

Este tipo de celdas donde se producen cambios químicos mediante energía eléctrica se denominan celdas electrolíticas, en la industria son usadas para la producción de varios metales como el cobre, el aluminio, el titanio, entre otros; también es muy utilizado para bañar piezas metálicas por metales más resistentes, como baños de plata o baños de oro.

Consideremos una celda donde se coloque un electrodo de plata y otro de cobre en un electrólito de nitrato de plata (AgNO3)

la plata es mejor agente oxidante que el cobre por ende ésta se va a reducir, mientras que el cobre que es mejor agente reductor se va a oxidar.

La celda electrolítica, como se observa en la figura, contiene un par de electrodos conectados a una batería. Ésta funciona como una “bomba de electrones ” que los lleva hacia el cátodo, donde se efectúa la reducción y los retira del ánodo, donde se realiza la oxidación, las semirreacciones de la celda serían:

Entonces la plata que estaba en disolución en forma iónica, se va a reducir en el electrodo a su forma metálica, por ende este electrodo va a estar recubierto por una capa de metal que proviene de la disolución.

De la misma manera, el cobre metálico del otro electrodo se va a oxidar y va a pasar a la disolución como Cu2+, por eso este electrodo va a perder masa durante la electrólisis; la cantidad de masa perdida o depositada en los electrodos va a depender de la cantidad de electricidad que se le suministre a la celda.

CELDA ELECTROLÍTICA

Electrodos activos

Los electrodos activos son aquellos que participan en la reacción química y se forman o consumen mientras ocurre la reacción. Si el electrodo sobre el cual ocurren las medias reacciones se oxida o se reduce se dice que es un electrodo activo.

Electrodos gaseosos

Es un electrodo el cual se conforma por un metal inerte que se sumerge en una solución en la cual emerge un gas. Si en una media celda se consume o se produce una sustancia en estado gaseoso, el electrodo se recubre con una “camisa de vidrio” para permitir mayor contacto entre el metal, el gas y los iones disueltos

Electrodos inertes

Los electrodos inertes son aquellos que no son capaces de reaccionar sin que importe el tipo de celda. Es decir, si el metal del electrodo ni se oxida ni se reduce sino que sólo suministra o acepta los electrones involucrados en la media reacción que ocurre sobre él, se llama electrodo inerte.

Notación de la Pila

La NOTACIÓN de la pila, se simboliza en general, indicando a la izquierda lo que ocurre en el ánodo y , separado por una doble raya, el proceso que ocurre en el cátodo a la derecha. Hay que especificar el estado físico de los reactivos y productos, su molaridad si es una disolución y la presión y temperatura si es un gas.

Ánodo// Cátodo

Por ejemplo , en la pila Daniell la notación sería: Zn(s)/ Zn+2(M) // Cu+2(M) / Cu (s)

Potencial de Electrodo

El potencial de electrodo, o potencial reducción de electrodo de un elemento, se representa como Eº, es la diferencia existente entre el potencial que tiene una celda, formada por un electrodo, y un electrodo conocido como estándar de hidrógeno, cuando la actividad llevada a cabo por los iones que participan en el proceso es de 1 mol/L a una presión de una atmósfera y con una temperatura de 25ºC ( 298ºK)

El potencial de electrodo (normal) se suele representar con la letra Eº, midiéndose en voltios (V), de acuerdo con el Sistema Internacional de Unidades.

En una celda o célula electroquímica, se lleva a cabo siempre una reacción de tipo redox, dividida en dos semirreacciones:

Semirreacción de oxidación, en la cual se produce una pérdida de electrones y tiene lugar en el ánodo o electrodo negativo.
Semirreacción de reducción, donde se produce una ganancia de electrones tiene lugar en el cátodo o electrodo positivo.

A causa de la diferencia de potencial entre los electrodos, se genera electricidad. Dicha diferencia se produce como resultado de la diferencia de potencial existente entre los electrodos, con la participación del electrolito, también conocido como disolución, donde los electrodos se encuentran introducidos. De esta manera, el potencial que tendrá la celda será la diferencia entre el potencial del cátodo y el potencial de ánodo.

Ecel = E+ – E- = Ecátodo – Eánodo

El potencial que tiene una celda se puede medir, pero no existe ninguna regla simple que con cierta precisión nos permita calcula el potencial que posee uno sólo de los electrodos. Este potencial eléctrico, se ve afectado por la temperatura, la concentración y la presión. Los potenciales de las semirreacciones de oxidación y reducción, tienen el mismo valor, pero con distintos signos, lo que nos es de utilidad para poder calcular los potenciales, sea cual sea. El potencial normal de un electrodo (estándar), generalmente, y por convenio, se representa como el potencial de reducción ( estándar) para el electrodo en cuestión.

Empíricamente no se puede obtener los valores para los potenciales de los electrodos. Debido a que es imposible calcular el valor de un electrodo aisladamente, es necesaria la utilización de un electrodo que nos sirva de referencia (electrodo normal de hidrógeno), que posee un potencial definido y estipulado mediante convenio. De este modo, al combinar dicho electrodo de referencia con uno, con valor a determinar, pudiendo fácilmente conocer su valor, pues el electrodo de referencia tendría un valor conocido.

Generalmente a los potenciales de electrodo, se los conoce como potenciales de reducción, el signo que se obtiene en la oxidación, se debe invertir al calcular el potencial general ( el de la pila), y es por esto, que lo encontraremos con signo negativo.

Los potenciales de electrodos, no tienen nada que ver con la transferencia de electrones, de esta manera, los potenciales de electrodo se pueden combinar para conseguir un potencial general en la celda, restando el de mayor valor con el de menor potencial, aunque sean distintos el número de electrones que participan en ellos.

Para realizar la medición práctica del electrodo, se debe conectar éste al electrómetro, concretamente al terminal positivo, a la vez que el electrodo normal de hidrógeno, o de referencia, se deberá conectar al terminal negativo.

Siguiendo esta manera de cálculo se han conseguido tabular los potenciales normales, siempre a una temperatura de unos 25 ºC, lo que es útil para predecir los funcionamientos de otras células electroquímicas.

En una pila, cuando se produce una reacción espontánea de tipo redox, ésta produce una corriente eléctrica, debiendo tener una energía libre de Gibbs ( ΔGº) negativa, siguiendo la ecuación:

ΔGºcel = -n FEºcel

De donde, n, hace referencia al número de moles.
F, es la constante de Faraday

-Si la Eºcel es mayor que cero, el proceso es de carácter espontáneo (se da en celdas galvánicas o pilas)

-Si la Eºcel es menor que cero, la reacción no será espontánea (se da en celdas electrolíticas).

Con la finalidad de obtener una reacción espontánea, la Eºcel, deberá ser positiva:

Eºcel = Eº cátodo – Eº ánodo

De donde, Eºánodo, es el potencial del ánodo ( al cual se le ha invertido el signo) y Eº cátodo, es el potencial del cátodo (estándar).

ELECTRODOO DE HIDRÓGENO

POTENCIALES NORMALES DE REDUCCIÓN

Veamos como se puede obtener el potencial de electrodo estándar, E°, para el electrodo de zinc. Para ello se conecta un electrodo estándar de zinc (en el que la concentración de iones Zn es 1 M) con el electrodo de hidrógeno, que es el electrodo de referencia, y se cierra el circuito con un puente salino. Al medir la fem de la celda con un voltímetro se obtiene 0,76 V. Después de un tiempo se observa que la masa del electrodo de zinc ha disminuido, como consecuencia de que se va disolviendo gradualmente a medida se realiza la reacción, luego el electrodo de zinc debe ser el ánodo, es decir es el electrodo en el que se realiza la oxidación, y el electrodo de hidrógeno el cátodo, en el que produce la reducción.

Las semirreacciones que tienen lugar son:

Al sustituir en

resulta que

Procediendo de la misma manera con otros electrodos y el electrodo de hidrógeno se obtiene el potencial de electrodo para una serie de semirreacciones. Luego la fuerza electromotriz de una celda galvánica, construida con electrodos estándar, se puede calcular fácilmente a partir de una tabla de potenciales.

Predicción de reacciones redox

Una de las aplicaciones más interesantes de la serie de potenciales estándar de reducción es la posibilidad de predecir si una reacción redox puede ocurrir espontáneamente o no. Con ese fin utilizaras la tabla de potenciales de reducción.

En las celdas electroquímicas se produce energía eléctrica a partir de un proceso redox espontáneo. Cuanto mayor es el potencial eléctrico de la pila, más espontánea es la reacción redox que se produce en dicha pila.
Como sabemos por el tema de termoquímica, la espontaneidad de una reacción se relaciona con lavariación de energía libre de la misma (∆G). Debe existir, pues, una relación entre la ∆G de la reacción redox y la fuerza electromotriz de la celda galvánica construida a partir de dicho proceso redox, relación que podemos ver a partir del siguiente razonamiento:

Las celdas galvánicas son capaces de transformar la energía química de una reacción de oxidación- reducción en energía eléctrica. Desde un punto de vista termoquímico, la afirmación anterior equivale a decir que las celdas galvánicas transforman la energía libre de un proceso redox en trabajo eléctrico:

∆G = Weléctrico

El trabajo eléctrico es siempre el producto de la carga por la diferencia de potencial que, para el caso de una pila galvánica funcionando en condiciones estándar, toma la forma:

Weléctrico = – Q·Epila

Donde Q es la carga transportada de un electrodo a otro y Epila la fuerza electromotriz estándar de la pila (diferencia de potencial entre los electrodos cuando la pila trabaja en condiciones estándar). El signo menos indica que se trata de un trabajo cedido al entorno. Así pues, la variación de energía libre estándar de un proceso redox toma la forma:

∆G = – Q·Epila

Si la fuerza electromotriz así calculada resulta ser positiva, la variación de energía libre será negativa y la reacción será espontánea:

Ereacción > 0 → ∆G < 0 → reacción espontánea

Si la fuerza electromotriz calculada es negativa, la variación de energía libre será positiva y la reacción no será espontánea:

Ereacción < 0 → ∆G > 0 → reacción no espontánea.

Electrólisis

En una reacción espontánea, el agente reductor cede electrones al agente oxidante y la variación de energía libre es negativa. Así, por ejemplo, la reacción:

2Na(s)+Cl2 (g)→2NaCl(s) ∆G<0

es espontánea y con ella se podría construir una pila que tendría una Epila = 4,07 V.

Evidentemente, la reacción en sentido contrario no ocurre espontáneamente.

2NaCl(s)→2Na(s)+Cl2 (g) ∆G>0

Para hacer que la reacción ocurra en este sentido, es necesaria una pila externa que bombee electrones desde los iones Cl– a los iones Na+; es decir, hay que suministrar energía eléctrica desde una fuente externa.
La electrólisis permite transformar la energía eléctrica en energía química; es, por tanto, el proceso inverso al que tiene lugar en una celda galvánica.

En la electrólisis, una diferencia de potencial eléctrico generada por una fuente externa consigue producir una reacción de oxidación-reducción no espontánea.
La electrólisis tiene lugar en unos dispositivos que se llaman cubas electrolíticas. Una cuba electrolítica es un recipiente que contiene un electrolito en el que se sumergen dos electrodos: el ánodo y el cátodo. Los electrodos se conectan a una fuente de corriente continua (una batería); el ánodo al polo positivo y el cátodo al negativo.

Cuando se conecta la batería, en los electrodos tienen lugar semirreacciones redox análogas a las de las celdas galvánicas: en el ánodo se produce una oxidación y en el cátodo una reducción.

Ánodo ≡ Oxidación

Cátodo ≡ Reducción

Es importante tener claro que, como en las celdas galvánicas, en las cubas electrolíticas ánodo sigue siendo equivalente a oxidación y cátodo a reducción. No obstante, hay una diferencia importante: la polaridad eléctrica ha cambiado, en la cuba electrolítica el ánodo es el polo positivo y el cátodo el negativo.

Cuando la cuba electrolítica está funcionando, la corriente eléctrica circula desde el polo positivo de la batería hasta el ánodo, desde este hasta el cátodo a través del electrolito y del cátodo al polo negativo de la batería. Los electrones viajan por el circuito externo en sentido contrario: del ánodo al cátodo.

Para que se produzca la electrólisis en una cuba hay que establecer una diferencia de potencial entre sus electrodos que sea, como mínimo, igual a la fuerza electromotriz de la pila que funcione con los mismos iones y procesos inversos.

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Aplicaciones de la electrólisis

La electrólisis presenta multitud de aplicaciones industriales. Es el procedimiento utilizado para obtener muchos elementos, tanto en el laboratorio como en el ámbito industrial (aluminio, cloro, hidrógeno, magnesio, flúor), o para purificar otros ya obtenidos como el cobre, el plomo o el estaño. Además, se utiliza también para recubrir objetos metálicos con pequeñas capas de otos metales (baño electrolítico), bien con finalidad decorativa (plateado, dorado electrolítico, niquelado y cromado), o como método para proteger los objetos metálicos de la corrosión (galvanizado de perfiles y chapas de acero, cadmiado de tornillos, etc.).

Electrólisis de una sal fundida

En un recipiente con cloruro de sodio fundido, NaCl (l), donde existen iones Na+ (l) e iones Cl- (l) con libertad de movimiento, se introducen dos electrodos inertes unidos a los polos de una pila o una fuente de alimentación de corriente continua. Aplicando un voltaje adecuado se observa que:

- Los iones Na+ son atraídos por el electrodo negativo y, una vez allí, reciben un electrón, reduciéndose a átomos neutros de Na(s).

- Los iones Cl- son atraídos por el electrodo positivo, donde ceden un electrón, oxidándose a átomos de cloro neutros; estos se unen formando moléculas Cl2(g).

En el ánodo y en el cátodo tendrán lugar las oxidaciones y reducciones respectivas.

Ánodo ≡ oxidación: 2 Cl- → Cl2 + 2 e-

Cátodo ≡ reducción: Na+ + 1 e- → Na

Como resultado se obtiene cloro gaseoso y sodio metálico. En la actualidad, este es el procedimiento industrial más importante para la obtención de cloro y sodio.
Para que tenga lugar el proceso, es preciso calentar el cloruro de sodio hasta 801 oC para que funda. El sodio se obtiene de forma líquida. Debe evitarse que el cloro y el sodio entren en contacto, pues constituyen una mezcla explosiva.

Electrólisis del agua

Es posible descomponer el agua en hidrógeno y oxígeno por electrólisis. Como el agua está débilmente ionizada y es muy mala conductora de la electricidad, para que tenga lugar la electrólisis se le añade una pequeña cantidad de ácido sulfúrico.

En la electrólisis del agua:

H2O(l)→H2 (g)+1⁄2 O2 (g)

La semirreacción de reducción que se produce en el cátodo es:

2 H2O(l)+2e- →2 OH- (aq)+H2 (g)

Y la semirreacción de oxidación que se produce en el ánodo es:

H2O(l)→1⁄2 O2 (g)+2H+ (aq)+2e-

Como se ve en la reacción química ajustada, en el proceso se obtiene el doble de hidrógeno, en volumen, que de oxígeno.

Los potenciales de reducción de las semirreacciones que corresponden al agua neutra

([H+ (aq)]=10-7 M y [OH- (aq)]=10-7 M),son:

E(H2O/H2)=-0,42V y E (O2/H2O) = + 0,81 V.

La fem de la pila, Epila, asociada a la reacción de descomposición, es:

Epila = Ecátodo + Eánodo = – 0,42 – 0,81 = – 1,23 V.

Por tanto, la diferencia de potencial mínima para realizar la electrólisis será de 1,23 V (aunque en la práctica resulta algo mayor).

Electrólisis de sustancias disueltas

La electrólisis de una disolución acuosa de un electrolito (un ácido, una base o una sal) no es tan sencilla como la electrólisis de sales fundidas, ya que el agua puede intervenir en las semirreacciones que se producen en los electrodos.

En la electrólisis de sustancias disueltas, los potenciales de reducción determinan qué especies químicas reaccionan. Todo dependerá de su facilidad para reducirse u oxidarse.

-En el cátodo, reaccionará con mayor facilidad la especie química que sea más fácil de reducir, es decir, la que tenga el potencial de reducción mayor. El potencial de la semirreacción del agua neutra es – 0,42 V. Por tanto, cualquier catión que tenga un potencial estándar de reducción más positivo que – 0,42 V se reducirá en el cátodo antes que el agua. Es lo que sucede con iones como el Cu2+ (aq) o el Ag+ (aq).

-Si el catión tiene un potencial de reducción más negativo que – 0,42 V, no se reducirá. En este caso, lo hará el agua y se desprenderá hidrógeno en el cátodo. Es lo que sucede con iones como Na+ (aq), Ca2+ (aq), Zn2+ (aq), etc.

-En el ánodo, reaccionará con mayor facilidad la especie química que sea más fácil de oxidar, es decir, la que tenga un potencial de reducción menor. El potencial de la semirreacción de oxidación del agua neutra es – 0,81 V. Por tanto, aniones como el

F-(aq), el SO4 2- (aq), el CO3 2-(aq) y el NO3 - (aq) que tienen un potencial de oxidación más negativo que – 0,81 V, no se oxidarán: lo hará el agua en el ánodo y se desprenderá oxígeno.

Así en el caso de la electrólisis del NaCl en disolución acuosa, nos encontramos que tenemos dos especies que pueden reducirse, los iones Na+ y el H2O. Sin embargo, al ser el potencial de reducción del H2O, −0,81 V, mayor que el del Na+, − 2,71 V, será aquella quien se reduzca:

Reducción (Cátodo−): 2 H2O(l)+2e→H2 (g)+2 OH−; E1 =−0,81V

Oxidación (Ánodo+): 2 Cl−(aq)−2e→Cl2(g); E2=−1,36V

Reacción global: 2 H2O(l)+2 Cl−(aq)→H2 (g)+Cl2 (g)+2 OH−; E=−2,17V

LEYES DE FARADAY PARA LA ELECTRÓLISIS

Veamos de nuevo el proceso de la electrólisis del NaCl fundido:

La segunda Semirreacción nos indica que para producir 1 mol de Na, es decir, 23 g, hace falta 1 mol de electrones. Teniendo en cuenta la carga del electrón, 1,6022·10-19 C, esta cantidad de electricidad vale:

Esta cantidad de carga, la carga de un mol de electrones, recibe el nombre deFaraday, (se representa por F), en honor a M. Faraday (1791-1867), quien descubrió la relación existente entre la cantidad de electricidad que pasa por una cuba y la cantidad de productos liberados en los electrodos.

Es evidente que, en la primera reacción, para que se desprendan 2 mol de cloro harán falta 2 F, esto es, 2 mol x 96500 C · mol-1= 193000 C. Dicho de otro modo:

La masa de las sustancias depositadas o liberadas en los electrodos durante la electrólisis esdirectamente proporcional a la cantidad de electricidad que ha pasado por la cuba electrolítica. Por tanto, la cantidad de electricidad necesaria para depositar un mol de cualquier sustancia en una cuba electrolítica es de 96500 C multiplicada por el número de electrones captados o cedidos en el proceso.

Matemáticamente, esta ley se puede escribir como:

Donde Q es la carga eléctrica que pasa por la cuba expresada en culombios, F es el Faraday y nº e- es el número de electrones que son necesarios para depositar 1 molécula o átomo aislado en el cátodo

(en el caso de reducciones). Para establecer la última igualdad hemos tenido en cuenta que Q = I·t y que 1 F = 96500 C. La intensidad (I) viene expresada en amperios y el tiempo (t) en segundos.

La cantidad de sustancia depositadaen la cuba electrolítica se puede expresar en gramos si se tiene en cuenta que nº moles = nº gramos/Masa molar

Si se conectaran varias cubas en serie con electrolitos diferentes, la cantidad de electricidad que pasa por cada una de ellas es la misma, por lo que en todas– de acuerdo con la ley de F faraday – el número de moles que se deposita multiplicado por el número de electrones captados por cada átomo o molécula depositado debe ser el mismo.