Electrometalurgia

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ELECTROMETALURGIA 
 
Electroquímica 
 
 Ciencia que trata de los cambios producidos por la corriente eléctrica, y de la 
producción de electricidad mediante la energía de reacciones químicas. Industrialmente la 
primera es la más importante. 
 La ingeniería electroquímica es una rama de la ingeniería química a la que se suman 
conceptos de la ingeniería eléctrica y metalurgia. Hace uso de procesos electroquímicos, es 
decir, de electrólisis para la extracción y refinación de metales. 
 
Electrometalurgia 
 
 La electrometalurgia comprende al conjunto de procesos metalúrgicos que emplean la 
electricidad como fuente de energía y como agente reductor para obtener metales a partir de 
ciertos minerales, y para refinar metales. También se aplica para obtener algunas aleaciones. 
 La electrometalurgia se basa en dos fenómenos eléctricos: la electrólisis y el efecto 
calorífico de la corriente eléctrica 
 
Clasificación de las industrias electroquímicas 
 
1. Electrolíticas 












giaGalvanoste
stiaGalvanopla
osiciónElectrodep
coelctroliti Niquel y Cobre p/ej. :tico.electroli Refinado
Zinc Cobre, p/ej. :icaelectrolit Obtención
alcalinos metales Cloro, p/ej. :sociaciónElectrodia
 
2. De electrolito fundido: ej. aluminio, mercurio y metales alcalinos 
3. Electrotérmicas: grafito, carburo de calcio, cianamida cálcica 
4. Ferro-aleaciones: de horno eléctrico, de acero eléctrico y aleaciones especiales 
5. De reacciones en fase gaseosa 
6. Baterías 
 
Disociación electrolítica 
 
 Al disolver una sal ó un ácido, estos se disocian en solución acuosa y los iones 
producto de la disociación en presencia de corriente eléctrica migran hacia los electrodos, 
descargándose en los mismos. 
 Los aniones (partículas cargadas negativamente), se dirigen hacia el polo 
positivo (ánodo). 
 Los cationes (partículas cargadas positivamente), se dirigen hacia el polo 
negativo (cátodo). 
 Los iones al entrar en contacto con los electrodos, sus cargas se neutralizan 
eléctricamente. 
 
Conductores 
 
a) Metálicos o electrónicos: La corriente pasa a través de ellas sin acompañamiento alguno 
de cantidad ponderable de materia. Ej. metales, aleaciones, carbón. 
ENZO CORTE
Resaltar
ENZO CORTE
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ENZO CORTE
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ENZO CORTE
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ENZO CORTE
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ENZO CORTE
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ENZO CORTE
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ENZO CORTE
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ENZO CORTE
Resaltar
 2 
b) Electrolíticos: Conducción de corriente acompañado de movimiento de materia. Ej. 
soluciones de ácidos, bases, sales y sales fundidas, etc. 
c) De tercer Clase: Mezcla de los anteriores. La corriente circula parcialmente por 
conducción metálica y en parte por electrolítica. 
 
Electrólisis 
 
 Consiste en la descomposición de un electrolito debido al paso de una corriente 
eléctrica. Hay dos tipos de electrolitos que dan lugar a 2 tipos distintos de procesos 
electroquímicos: 
1. Soluciones acuosas de sustancias iónicas, tales como ácidos, bases, y sales. Ej. 
soluciones de HCl, ClNa, SO4Cu, etc. 
2. Sales de óxidos fundidos. Ej. ClNa, Al2O3. 
 
 La conductividad de estas sustancias se debe a que cuando se las disuelve en agua, o 
bien cuando se las calienta hasta alcanzar el punto de fusión, se disocian en forma 
considerable en iones positivos y negativos: MA M
+
 + A
-
 
 
 Estos iones se pueden mover 
independientes, de manera que cuando se 
aplica un campo eléctrico por medio de un par 
de electrodos conectados a una batería o pila 
eléctrica, los aniones (A
-
) migran hacia el 
Ánodo cargado positivamente. Los cationes 
(M
+
), migran hacia el cátodo cargado 
negativamente. 
 Al descargar los iones en los electrodos 
de signo opuesto, se producen reacciones 
químicas que pueden conducir a la 
precipitación de un metal sobre el cátodo, o 
bien al desprendimiento de gases o formación 
de nuevos compuestos en solución. 
 
 En electrometalurgia estas reacciones pueden ser aprovechadas los siguientes fines: 
 
1) Separar un metal contenido en una solución obtenida por lixiviación (Hidrometalurgia). 
En este caso la electrólisis se desarrolla con un ánodo insoluble y un cátodo que por lo 
general es del mismo material que el del deposito. 
 
 Ej. Solución de SO4Cu Ánodo: Grafito; Pb; Fe3O4 ó Pb-Sb 
 Cátodo: Lámina de Cobre 
 
 La reacción es la siguiente: 22
1
42
0
24 OSOHCuOHCuSO  
 
 donde en el cátodo (-) 02 2 CueCu   
 en el ánodo (+)   eOHOH 22 22
1
2








eOOHOH
HOHOH
22
222
22
1
2
2 
 
 Vemos que en el cátodo se deposita el Cobre y en el ánodo se desprende Oxigeno. 
 
(+) (-)
(+) (-)
CATODOANODO
M+
A-
ENZO CORTE
Resaltar
ENZO CORTE
Resaltar
ENZO CORTE
Resaltar
ENZO CORTE
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ENZO CORTE
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ENZO CORTE
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 3 
2) Precipitación de metales fuertemente electropositivos desde sales u óxidos fundidos. 
No se pueden obtener desde soluciones acuosas porque el H
+
 descarga con mayor facilidad 
que ellos en el cátodo. Ej. Na, K, Ca, Mg, Al, etc. 
 
Ánodo:   eClCl
22
1 
 Cátodo: 
0NaeNa   
 
0
22
1 NaClNaCl   
 reacción global 
0
22
1 NaCl)fundido(ClNa  
 Electrolito: Solución de alta conductividad 
 
3) Purificar o Refinar metales impuros para mejorar sus propiedades físicas y/o mecánicas, 
incrementando la ley y obteniéndolos prácticamente puros. 
 
Ánodo: metal impuro, soluble en la solución electrolítica. Para el ejemplo anterior, se 
trata del Cu impuro obtenido en 1).   eCuCu 220 
 Cátodo: Lamina delgada de Cu de alta pureza. 02 2 CueCu   
 Electrolito: Solución de alta conductividad como H2SO4 al 16 – 18 % con 3% Cu
++
 
 
 La reacción teórica no consume energía, pero en realidad existe un consumo bajo. 
 Durante la electrolisis el metal del ánodo impuro se va disolviendo y precipitando 
sobre el cátodo con un alto grado de pureza, quedando en la solución las impurezas. Las 
impurezas de Bi se depositan junto con el Cu le quitan maleabilidad. El resto de las 
impurezas, como por ejemplo Ni, Zn, Fe, As, quedan en solución. Otras como el Au, Ag, Pb, 
Bi, precipitan en medio ácido, como barros anódicos. 
 
Leyes de Faraday 
 
 En los procesos electroquímicos es importante calcular el consumo de energía eléctrica 
requerido para una producción dada. 
 Faraday estableció las relaciones cuantitativas entre la cantidad de electricidad que 
pasa a través de una solución y la cantidad de materia separada o precipitada en los electrodos 
 
1
ra
 ley: Los pesos de las sustancias desprendidas o depositadas en los electrodos son 
directamente proporcionales a la cantidad de electricidad que atraviesa la solución. 
 
qk m q α m  
donde m = masa de la sustancia liberada en un electrodo (depositada, disuelta o desprendida 
como un gas), g 
 q = cantidad de electricidad que circula por el electrolito (Cb) 
 k = constante 
 
2
da
 ley: Para liberar en un electrodo un peso equivalente químico de cualquier sustancia 
(expresado como equivalente-gramo), se requiere el pasaje de una cantidad de electricidad 
igual a 96.500 Cb. 
 Expresada de otra manera: Una misma cantidad de electricidad separa en los 
electrodos el mismo número de equivalentes químicos de las diferentes sustancias: 
e = k F 
 
donde e = peso equivalente químico de la sustancia liberada en el electrodo, g 
ENZO CORTE
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ENZO CORTE
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ENZO CORTE
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ENZO CORTE
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ENZO CORTE
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 4 
 F = 96494 Cb 
 k = constante 
 
Equivalente electroquímico de un elemento o grupo de elementos, es el número de gramos 
de dicha sustancia depositadas por el paso de una cantidad de electricidad de un Coulomb a 
través de un electrolito. 
 
Coulomb: (Cb) Cantidad de electricidad que fluye cuando una corriente de un ampere pasa 
durante un segundo. 
 
Por lo tanto, si un Cb (1 amp-seg) deposita1,118 mg de Ag, entonces 10 Cb depositaran 11,18 
mg Ag. 
 
Peso Equivalente de un elemento es su peso atómico dividido su valencia. 
 
Ej. Peso equivalente de Ag: 107,88 gr 
 
Entonces CbCb
CbAggr
Ag
 500.96 488.96
/ 0011182,0
 gr/eq 88,107
 
 
Por lo que un Faraday es la cantidad de corriente necesaria para depositar un equivalente de 
la sustancia. 
 
De la 1
er
 y 2
da
 ley 
 tI eq m e
F
e
 siendo ee el equivalente electroquímico. 
 
 Ecuación que permite conocer la masa liberada por una dad cantidad de electricidad, o 
viceversa, solo se necesita conocer el equivalente químico (e). 
 No consideramos variación de la intensidad de corriente (I) con el tiempo, ya que de lo 
contrario se debería integrar. 
 Expresando como flujo másico depositado o desprendido por el paso de una corriente I 
 I e 
t
m
w
e
 
 
Consumo de Energía Eléctrica 
 
 La energía eléctrica consumida por la operación será: W = E q (Julios) 
 donde E es la diferencia de potencial , volts = Julio/Cb 
 q cantidad de electricidad necesario para una masa m, Cb 
 
 Como comúnmente el consumo de energía eléctrica se expresa en Kw-h que se define 
como la energía consumida por una máquina que absorbe una potencia de un kilowatio 
cuando funciona durante una hora 
 
1000
)Amp(I)volt(E
)Kw(P
 
 
entonces el trabajo eléctrico es: 
 
ENZO CORTE
Resaltar
 5 
1000
q(Cb) E(volt)
t
t (1000)
 q E
1000
I E
(h)t (Kw) P h)-(Kw W  
 
 Siendo t el tiempo de operación 
 
Celdas Electroquímicas: Se emplean para convertir energía: 
 
a) Eléctrica en Química: Celdas electrolíticas 
b) Química en Eléctrica: Pilas (seca, acumulador de Pb) 
 
La Pila consiste en una o más soluciones electrolíticas donde se introducen 2 
electrodos metálicos. Para poder relacionar termodinámicamente la energía eléctrica de la pila 
con la energía del proceso que tiene lugar en la pila, es necesaria que la pila sea una Pila 
Reversible 
 
Pila Reversible: Si la pila se conecta con una FEM externa de forma tal que: 
 
pilaext
FEMFEM  no ocurre ninguna reacción en su interior 
pilaext
FEMFEM  la pila producirá corriente por reacción química 
pilaext
FEMFEM  circulación de corriente eléctrica por la pila en dirección inversa, 
produciéndose la reacción inversa. 
 
 Un ejemplo de pila reversible es la Pila de Daniel, que es un sistema constituido por 
un ánodo de Zn sumergido en solución de SO4Zn y un cátodo de Cu sumergido en una 
solución de SO4Cu, se escribe de la forma siguiente Zn/SO4Zn/SO4Cu/Cu, donde a la 
izquierda va el de mayor potencial de oxidación. 
 
 Zn
o
  Zn
2+
 + 2 e
-
 
 Cu
2+
 + 2 e
- 
 Cu
o
 
Zn SO Cu SO Zn Cu

 4 4 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Cuando se conecta la fuente. Los electrones abandonan el electrodo de Zn y migran 
hacia el de Cu. Como la difusión iónica no es instantánea, sino que se produce una 
acumulación de Zn
2+
 en las cercanías del electrodo la concentración es mayor. 
 
  2/ log2
0059,0
2 ZnEoE ZnZn 
 
Zn 
Cu Zn2+ 
Cu
2+ 
(-) (+) 
Diafragma poroso 
ENZO CORTE
Resaltar
 6 
 Una pila reversible, está formada por electrodos reversibles, estos pueden ser de tres 
tipos: 
1) Un metal sumergido en una solución de sus propios iones, como es el caso de la Pila 
de Daniell. Estos electrodos son reversibles respecto a los cationes del metal o del H2. 
2) Un metal (Hg) en contacto con una de sus sales insolubles (Hg2Cl2) y sumergido en 
una sal soluble del mismo anión (KCl). Estos electrodos son reversibles respecto de 
los aniones. Ejemplo electrodo de Calomel que es reversible respecto al Cl
-
. 
3) Un metal inatacable (ej. Pt) en una disolución que contenga iones en dos estados de 
oxidación. (ej. Fe
++
 y Fe
 +++
). 
 
Calculo de la fem 
 
 Puede calcularse de dos formas: 
 
a) A partir de la variación de la energía libre que ocurre en una pìla. 
b) Por calculo de las fems de los electrodos. 
 
a) En una pila reversible, el cambio de energía libre a T y P ctes 









espontánea noreacción para 0
equilibrio elen 0
espontáneareacción para 0
G 
 Si la operación es reversible la disminución de energía libre será igual al trabajo 
eléctrico, que será máximo.    n , trabajo eléctrico producido por la reacción de n eq.gr 
 
 Por lo tanto G 
 
 entonces:  nG 
 
Si la reacción es espontánea:  > 0  G < 0 
Si la reacción no es espontánea: G > 0 y  < 0 
 
 Ecuación de Gibbs Helmholtz: expresa la relación entre la energía eléctrica de un 
sistema y el calor de reacción. 
PdT
d
T
n
H





 



 donde  [=] volts y H es el calor de reacción [=] calorías 
 
Analizo, 
d
dT

 0 Si aumenta la temperatura, entonces aumenta la diferencia de potencial 
Como trabajamos a Temp = cte., entonces: se calcula el E como:   

Hr
n
 
Por lo tanto para 








0 ,espontánea noreacción para
0 ,equilibrio elen 
0 pila, la de espontáneareacción para
 
 
b) A partir de la fem (o potencial eléctrico) de cada electrodo: 
 La teoría de Nerst admite que todo metal al ser puesto en contacto con una solución de 
sus iónes, tiende a emitir los suyos (M M
+
 + e) hacia la fase líquida, tendencia 
contrarrestada por los iones que tienden a precipitar. El metal no se disuelve porque se 
 7 
establece una doble capa eléctrica en su superficie, cuya diferencia de potencial es la fem 
(potencial) del electrodo. 
 Para una reacción aA + bB cC + dD 
 
El cambio de energía libre se expresan como: 
 Gi Gi
o R T ai    ln 
siendo Gi la energía libre molar parcial de la sustancia i 
 
como ya vimos: Gi n Ei   y i
o
i
o EnG  
 
y llegamos a la expresión E Eo
RT
n
a c a d
a a a b
C D
A B
 


 
ln 
 
ba
dc
BA
DC
aa
aa
n
EoE


 ln
0059,0
 Ec de NERST 
 
la actividad a se puede reemplazar por la concentración si  1 (coeficiente de actividad), lo 
que es válido para soluciones diluidas de electrolitos no fuertes. 
 
Polarización 
 
 Los potenciales de electrodo deducidos termodinámicamente son aplicables a pilas en 
condiciones de reversibilidad y por lo tanto solo serán validas con corrientes débiles. Cuando 
a través de la separación del electrodo y la disolución circula un corriente intensa, la 
diferencia de potencial entre una y otro difiere del valor de equilibrio y la diferencia entre 
estos dos valores se denomina polarización. 
 
Potencial de descomposición 
 
 En una pila electrolítica si se establece una diferencia de potencial entre los electrodos 
y se va aumentando la misma, tendremos un potencial mínimo para el cual el sistema 
comience a funcionar como una cuba electrolítica, este valor se conoce como potencial de 
descomposición. 
 
 El potencial mínimo se lo detecta físicamente por el burbujeo en los electrodos de H2, 
O2, por ejemplo. 
 
 Se define como potencial mínimo al mínimo voltaje que establece una electrolisis 
continua. Para el caso de ácidos, hidróxidos el potencial de descomposición ronda los 1,7 
volts. 
 
Sobretensión. 
 
 El incremento del valor del potencial de un electrodo, con respecto al potencial normal 
reversible. Se mide como la diferencia entre el potencial aplicado y el potencial calculado. 
 
 Sobretensión de Hidrógeno para un material dado es la polarización necesaria para 
producir el desprendimiento de H2 en el cátodo para un cierto valor de E y para una densidad 
de corriente (i) dada. 
ENZO CORTE
Resaltar
ENZO CORTE
Resaltar
ENZO CORTE
Resaltar
ENZO CORTE
Resaltar
 8 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 La curva (A) representa un sistema estable, pero lerdo. Por el contrario, la curva (B) 
representa un sistema rápido. 
 En (A) la sobretensión es MAYOR que en (B), y esto puede ocurrir en el ánodo ó en el 
cátodo. 
 Frente a esto tendremos las siguientessituaciones: 
 
 ANODO: Sobretensión de OXÍGENO 
 CATODO: Sobretensión de HIDROGENO 
 
 Por lo tanto, hasta el momento, el potencial de descomposición se puede expresar de la 
siguiente manera: 
 
ED = (Ecatodo rev + E sobretensión Catodo) – (Eanodo rev + E sobretensión Anodo) 
 
Los valores de E sobretensión Catodo, son importantes para todos los metales “BLANCOS”; 
Pb, Hg, Zn, Cd, Sn, Bi. 
 
 Los factores que afectan el valor de la sobretensión son: 
 
 La superficie del electrodo (mientras mas rugoso, menor sobretensión). 
 Tiempo de electrólisis. 
 Temperatura (al aumentar la temperatura, la sobretensión disminuye). 
 La presencia de coloides y las grasas en general aumentan la sobretensión. 
 Luz ultravioleta 
 PH de la solución. 
 Fenómenos de absorción de impurezas. Cuando están presentes los aniones NO3
-
 y 
SO4
=
, éstos no se descomponen, según: 
 
2 OH
-
  H2O + ½ O2 + 2 e
-
 
SO4
=
  SO4 + 2 e
-
 (SO4 = intermediario muy reactivo) 
SO4 + H2O  SO4H2 + ½ O2 
 
 Esta es la explicación de porqué se forma ácido sulfúrico durante la electrólisis (lo 
mismo sucede con el NO3
-
 y el HNO3). 
 En una solución ácida, la concentración de OH
-
, es muy baja, por lo tanto la 
sobretensión de hidrógeno es en cátodo es mas importante que la del oxigeno en el ánodo. 
 A seguir se determinará como se calcula la FEM a aplicar a un dispositivo para que 
trabaje como celda. Para ello se debe tener en cuenta la resistencia eléctrica del electrolito. 
i
E
A 
B
A 
 9 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
El electrolito cumple con ley de OHM (V = I x R) 
 
 
S
L
R  donde:  = Resistividad del electrolito (ohm x cm) 
 L = separación entre electrodos 
 S = superficies enfrentadas de electrodos 
 
 En algunos casos se disipa calor según el efecto Joule: Q = I
2
 x R, incluso, en 
ocasiones es preciso mantener la resistencia R, para mantener caliente el electrolito (caso del 
aluminio). 
 Para disminuir la FEM ohmica (V = I x R ) podemos, aumentar la temperatura (70-
80°C), disminuir (L), y aumentar (S). 
 Otra resistencia que aparece es, la resistencia propia de los conductores electricos, que 
originan un EK denominado POTENCIAL de CONTACTO. 
 La distribución de corriente desde la fuente hacia las celdas, se realiza a través de 
barras óbnibus. 
 Con esto la diferencia de potencial total queda: 
 
 ETotal = Erev + E sobretensión Catodo + E sobretensión Anodo + Eohmico + EK 
 
Eficiencia de una celda 
 
Para poder establecer la eficiencia de la celda, se deben definir algunos términos: 
 “Eficiencia de Voltaje”: 
 
v = Erev/ETotal 
 
 Por lo general la v es del orden del 50%, y cuando los electrolitos están fundidos es 
menor aun. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
(-) (+) 
L 
v 
i (A/cm
2
) 
 10 
 
 
 Al aumentar (i) aumentan todos los términos excepto Erev, por lo tanto v disminuye al 
aumentar la densidad de corriente. 
 
 “Rendimiento de corriente” (1 F = 96500 Cb) 
 
i = 96500/qReal q = cantidad de corriente real (Cb) 
qReal > qTeórico 
 
esta última desigualdad se cumple pues existe SOBRETENSION (hay desprendimiento de 
oxígeno e hidrógeno), además hay deposición de impurezas no deseadas, lo que incrementa la 
desigualdad. 
 Por lo general se puede expresar: 
 
Para electrolitos acuosos: i = 90 – 96% 
Para electrolitos fundidos: i = 30 –35% 
 
 “Eficiencia de energía” (w) 
w = v x i 
 
 “Eficiencia de descomposición” 
 
 Se refiere a la celda: cuanto entra de reactivo y cuanto sale de producto. Ejemplo para 
la electrólisis del Cobre: 
 
descomposición = [(kg/hr) Cu° depositado en el cátodo] / [(kg/hr) de Cu
2+
 en la alimentación] 
 
Detalles constructivos de las celdas 
 
 El tipo de material con el que se construye la celda, depende de las reacciones 
químicas que se lleven a cabo. 
 Si clasificamos a los procesos de electrólisis como: 
 
Solución acuosa 
Sales fundidas 
 
 Podemos establecer que a igual capacidad, las celdas de sales fundidas con mucho mas 
caras, pues deben ser construidas con materiales refractarios. Estas celdas se utilizan, solo en 
aquellos casos en los que sea imposible utilizar una solución acuosa. 
 Cuando las soluciones son acuosas, las reacciones que ocurren pueden dar origen a la 
formación de sólidos, producción de gases, ó pueden producir barros ANÓDICOS (ó 
combinaciones de los tres casos). 
 Las cubas electrolíticas pueden clasificarse de acuerdo al material de la estructura: 
 
 
 
 
 
 
 
Hierro o acero 
Cemento 
Madera 
Cerámica 
Vidrio 
Estructura 
Plomo 
Plomo antimonioso 
Esmaltado 
Vidrio 
Gomas o plasticos 
Asfalto 
Asfalto + arena 
Azufre 
Recubrimiento 
ENZO CORTE
Resaltar
ENZO CORTE
Resaltar
 11 
 Electrodos 
 
 Deben cumplir una serie de requisitos: 
1. Resistencia mecánica y química al ataque del electrolito 
2. Baja sobretensión (especialmente de Hidrógeno) para el material a depositar 
3. No debe ser poroso 
 
Los materiales para construir el electrodo que hace de CÁTODO son: 
1. Platino (para ácido persulfúrico) 
2. Hierro 
3. Mezclas de Fe – Co (para producir hidrógeno, pues tiene baja sobretensión) 
4. Plomo 
5. Grafito 
 
Para los ANODOS: 
1. Platino pulido (para producir oxígeno) 
2. Hierro 
3. Fe-Ni 
4. Carbón 
5. Magnetita 
 
Los electrodos son, por lo general, placas delgadas de gran superficie, colocadas muy cerca 
unas de otras. 
 
Disposición de los electrodos en la cuba 
 
 Cubas de electrodos simples: las cubas cuentan con un anodo y un cátodo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Electródos múltiples 
 
 
 
 
 
 
 
 
En estos casos puede haber dos variaciones: 
a) Cada electrodo en MONOPOLAR (tiene un solo signo) 
b) Electrodo bipolar, la polaridad de la corriente se invierte al pasar por el 
electrodo. 
(-) (+) 
(-) 
(+) 
(-) (+) (+) (+) (-) (-) 
ENZO CORTE
Resaltar
ENZO CORTE
Resaltar
ENZO CORTE
Resaltar
 12 
Dentro de la celda, las conexiones pueden ser en SERIE o en PARALELO. Por lo general se 
utilizan conexiones en paralelo con n+1 cátodos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Por otro lado las celdas pueden conectarse en Bancos de Cubas, utilizando para ello 
conexiones en serie o en paralelo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Se adopta esta disposición cuando la diferencia de potencial entre los bornes (+) y (-) es de 
bajo voltaje. La diferencia de potencial es la misma en TODAS las celdas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Es configuración, en serie, se da cuando la diferencia de potencial se va sumando. Se usa 
cuando la red de distribución tiene alto voltaje. Se las usa, especialmente cuando hay que 
evitar las pérdidas por efecto Joule. Es decir trabajan con intensidades de corriente bajas. Por 
lo general se utilizan distribuidores de gran sección y planos, para disipar mejor el calor. En 
estos casos su usan barras de Cobre o Aluminio. 
 
Finalmente una variable operativa importante es la Densidad de corriente: intensidad de 
corriente por unidad de superficie. Conviene trabajar con altos valores de densidad de 
corriente, limitadas por las pérdidas ohmicas. Los valores óptimos están comprendidos entre 
10-100 amper/pie
2
. 
A veces se habla del tamaño de la planta, haciendo alusión a la intensidad de corriente. 
 
i = I/area 
 
Se trabaja a altos valores de (i) para disminuir el tamaño de las celdas. Se observa que para un 
mismo (I), si aumenta (i), disminuye el área de los electródos. 
(+) 
(-) 
(+) 
(-) 
(-) 
(+)