La electrósis de la disolución de NaCl es especial. ¿Cuál es el problema? =)

1. La Electrólisis de la
disolución de NaCl
Pregunta de Clase
María Martín García
IIº Bach A. Ciencias de la Salud
IES Montes de Toledo

2. ¿Porqué se da la descarga de aniones Cl¯ en lugar de OH ¯
a pesar de que teóricamente debería ser al revés
debido a sus
potenciales de reducción?

3. Cuando se usa una disolución acuosa en una celda electrolítica,
debemos considerar si es el agua o el soluto el que se va a
oxidar o reducir. En este caso la electrólisis es más
complicada porque están involucradas más especies que
pueden ser oxidadas o reducidas.

4. Sabemos que el agua se puede oxidar para formar
O2 o reducir para formar H2, por lo que si
analizamos el caso del NaCl(ac), tenemos que el H2O,
el Na+ y el Cl–, pueden sufrir oxidación o reducción.
Por lo que podemos observar que no se puede
preparar sodio por electrólisis de soluciones
acuosas de NaCl ya que el agua se reduce con mas
facilidad que el Na+
(ac).

5. La reacción que se va a llevar a cabo será la que tenga un menor
potencial de reduccion, por lo que se va a decartar la reduccion del
Na+ ( semirreacción en gris) y se va a dar la produccion de H2(g)
(semirreacción en color) con la produccion de un medio básico y la
formacion de NaOH(ac) al final de la electrolisis:
Nota: en clase nos hemos
referido al agua como
hidrógeno.

6. Se debe producir la reacción que requiera el menor potencial de
oxidación, es decir, se debería favorecer la oxidación del agua
(hidrógeno) sin embargo observamos que los valores de los
potenciales de reducción son bastante cercanos y en
consecuencia, esta regla no se cumple en algunas celdas
electrolíticas, debido más bien a factores cinéticos que a
termodinámicos. Así, se encuentra que ciertos electrodos
favorecen la oxidación de Cl–
(ac) y forman Cl2(g), en vez de
realizarse la oxidación de agua con la producción de O2(g).
ES EN ESTA SEMIRREACCIÓN DONDE SE PRODUCE EL
PROBLEMA DEL EJERCICIO:

7. Además de los factores cinéticos, la electrólisis también está
influenciada por la cantidad de los agentes (oxidantes o
reductores) presentes.
Vemos que si la solución contiene una concentración muy baja de
Cl–, el potencial requerido para la oxidación de Cl–, será mayor
que 1,36 V, por lo tanto, se favorecería la oxidación del agua.
Por el contrario, si se emplea una solución muy concentrada de
Cl–, se logra disminuir el valor del potencial requerido, y en este
caso se observa la oxidación del Cl– a Cl2(g).

8. En color vemos, la que semirreacción que se va a
producir realmente, y en gris la que se debería producir
teóricamente.
Nota: hay algunas variaciones con
respecto al modo en el que lo hicimos
en clase. (sustituyendo lo iones
hidroxilo por agua)

9. Las especies químicas presentes en la celda electrolítica van a
ser:
Na+ Cl-
H2O

10. Semirreacciones de la pila:
Lo que sucede en el cátodo (-)
REDUCCIÓN Na+ + e-  Na
2H20 + 2e-  H2 + 2OH-
Lo que sucede en el ánodo (+)
OXIDACIÓN 2Cl-  Cl2 + 2e-
2H2O  O2 + 4H+ + 4e-
Reacción total:
2Cl- + 2H20  H2 + Cl2 + 2OH-

11. (-) (+)
Na+
Cl-
H2O
cátodo
El medio
es
diferente
ánodo
2Cl-  Cl2 + 2e-
Pila
e-
e-
+-