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Electrólisis

Explicación del proceso químico por el cual una sustancia o un cuerpo de una disolución se descomponen por una corriente eléctrica.

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1
REACCIONES DE
TRANSFERENCIA DE
ELECTRONES
(electrolisis)
2
Electrólisis
Aplicando una f.e.m. adecuada se puede
conseguir que tenga lugar una reacción redox en
el sentido que no es espontánea.
En una cuba electrolítica se utiliza energía
eléctrica para producir un cambio químico.
Durante la electrolisis se hace pasar una
corriente eléctrica para producir un cambio
químico cuyo potencial de celda es negativo.
3
Célda galvánica cuba electrolítica
Zn + Cu+2  Zn+2 + Cu Zn+2 + Cu  Zn +Cu+2
4
Comparación de la polaridad de los
electrodos en pilas y electrólisis.
5
Dado que la electrólisis es el proceso en el que se consigue forzar
una reacción redox no espontánea mediante la aplicación de una fem
adecuada, es necesario que el sistema al que se realiza la electrolisis
sea conductor de la corriente. En caso contrario el circuito estaría
abierto y la corriente no fluiría.
El recipiente donde se
realiza la electrólisis
se denomina cuba
electrolítica
Al igual que en la pila galvánica se
produce la reducción en el cátodo y la
oxidación en el ánodo, pero en la
electrólisis, el cátodo es negativo y el
ánodo es positivo
Los compuestos iónicos, como el cloruro de sodio sólo conducen la
corriente eléctrica cuando se encuentran fundidos o disueltos en
agua. Estudiaremos primero la electrolisis del NaCl fundido y a
continuación la compararemos con su electrolisis disuelto en agua.
6
Se puede obligar a que los iones Cl- cedan 1e- a un ion Na+, con una
pila de f.e.m adecuada
Por ejemplo
2 Na + Cl2  2 NaCl G  0  espontánea
2 NaCl  2 Na + Cl2 G  0  no espontánea
Electrolisis del NaCl fundido
El cloruro de sodio fundido está disociado en sus iones. Los
electrodos inertes se introducen en el electrolito y se conectan a
una fuente de corriente continua. Los iones se mueven hacia los
electrodos de signo contrario al suyo: los Cl- al ánodo (+) donde se
oxidan y los Na+ al cátodo (-) donde se reducen.

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Electrólisis

  • 2. 2 Electrólisis Aplicando una f.e.m. adecuada se puede conseguir que tenga lugar una reacción redox en el sentido que no es espontánea. En una cuba electrolítica se utiliza energía eléctrica para producir un cambio químico. Durante la electrolisis se hace pasar una corriente eléctrica para producir un cambio químico cuyo potencial de celda es negativo.
  • 3. 3 Célda galvánica cuba electrolítica Zn + Cu+2  Zn+2 + Cu Zn+2 + Cu  Zn +Cu+2
  • 4. 4 Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.
  • 5. 5 Dado que la electrólisis es el proceso en el que se consigue forzar una reacción redox no espontánea mediante la aplicación de una fem adecuada, es necesario que el sistema al que se realiza la electrolisis sea conductor de la corriente. En caso contrario el circuito estaría abierto y la corriente no fluiría. El recipiente donde se realiza la electrólisis se denomina cuba electrolítica Al igual que en la pila galvánica se produce la reducción en el cátodo y la oxidación en el ánodo, pero en la electrólisis, el cátodo es negativo y el ánodo es positivo Los compuestos iónicos, como el cloruro de sodio sólo conducen la corriente eléctrica cuando se encuentran fundidos o disueltos en agua. Estudiaremos primero la electrolisis del NaCl fundido y a continuación la compararemos con su electrolisis disuelto en agua.
  • 6. 6 Se puede obligar a que los iones Cl- cedan 1e- a un ion Na+, con una pila de f.e.m adecuada Por ejemplo 2 Na + Cl2  2 NaCl G  0  espontánea 2 NaCl  2 Na + Cl2 G  0  no espontánea Electrolisis del NaCl fundido El cloruro de sodio fundido está disociado en sus iones. Los electrodos inertes se introducen en el electrolito y se conectan a una fuente de corriente continua. Los iones se mueven hacia los electrodos de signo contrario al suyo: los Cl- al ánodo (+) donde se oxidan y los Na+ al cátodo (-) donde se reducen.
  • 7. 7 2 Na2 Na+ + 2e- 2 Cl- Cl2 + 2e-Ánodo (+) Oxidación Cátodo (-) Reducción Reacción global 2 Na+ + 2 Cl- Cl2 + 2 Na º ánE === - 2,71V - 1,36V - 4,07 V º cátE º pilaE - El valor negativo del potencial indica que la reacción no es espontánea; para forzar la electrólisis es necesario utilizar una pila cuya fem sea > 4,07 V En la práctica, debido a la resistencia de los hilos conductores y de la propia cuba electrolítica, es necesario aplicar una tensión mayor de 4,07 V Electrolisis del NaCl fundido
  • 10. 10 Electrolisis del agua ánodo: 2 H2O  O2+ 4 H+ + 4 e- E0= -1,23V cátodo: 4 H2O + 4 e-  2 H2+ 4 OH- E0= -0,8V 2 H2O  2 H2+ O2 E0 = -2.01 V
  • 11. 11 Electrolisis en disolución acuosa Cuando se realiza la electrolisis de una sal en disolución acuosa es más difícil predecir qué reacciones se producirán en los electrodos. En el cátodo (reducción) además del catión de la sal también puede reducirse el agua produciéndose un desprendimiento de hidrógeno. M+n  M ó H+  H2 En el ánodo (oxidación) además del anión de la sal puede oxidarse el agua produciéndose un desprendimiento de gas oxígeno ¿Cómo saber qué proceso ocurre en cada electrodo? En el ánodo se producirá la oxidación más favorable. En el cátodo se producirá la reducción más favorable
  • 12. 12 Electrolisis en disolución acuosa Si el anión es menos oxidable que el agua, en el ánodo se oxida el agua SO4 2- , NO3 -, Si el catión es menos reducible que el agua, en el cátodo se reduce el agua Li+,Ca+2 alcalinos y alcalinotérreos En los demás casos en el ánodo se oxida el anión de la sal y en el cátodo se reduce el catión del electrolito
  • 13. 13 Electrolisis de NaCl en agua Posibles reacciones en el ánodo: 2 H2O → O2+ 4 H+ + 4e- - E0 = -1.36 V 2 Cl- → Cl2 + 2e- - E0 = -1.23 V  El ión cloruro se oxida con mayor facilidad. Es el que se desprende en el ánodo. Posibles reacciones en el cátodo: 4 H2O + 4 e- → 2 H2+ 4 OH- E0 = -0,8 V Na+ + 1 e- → Na E0 = -2,71 V  En el cátodo se reduce el agua y no los iones Na+ al ser el potencial del H2O/H2+OH- mayor que el del Na+/Na
  • 14. 14 Aplicaciones de la electrólisis. Se utiliza industrialmente para obtener metales a partir de sales de dichos metales utilizando la electricidad como fuente de energía. Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir un objeto metálico con una capa fina de otro metal: Ejemplo: Zn2+ + 2 e–  Zn (cincado) animación
  • 15. 15 Aplicaciones de la electrólisis. Electrorrefinado del Cu. Electrodeposición de Ag.
  • 16. 16 Electrólisis. Ecuación de Faraday. Las relaciones cuantitativas entre la energía eléctrica y las cantidades de sustancia que se obtienen en los electrodos durante una electrolisis fueron enunciadas por Michael Faraday en 1832. La carga de un electrón es de 1’6 x 10–19 C y la de 1 mol de electrones (6’02 x 1023) es el producto de ambos números: 96500 C= 1 F. 1 faraday = 96500 Culombios Intensidad = carga / tiempo Carga = intesidad. tiempo Carga (culombios) = Intensidad (amperios). tiempo (segundos)
  • 17. 17 Electrólisis. Ecuación de Faraday. Ag+ + 1 e- Ag Con 1 F se depositan 107,9 g de Ag Cu+2 + 2 e-  Cu Con 1 F se depositan 63,5/2 g de Cu Al+3 + 3 e-  Al Con 1 F se depositan 27/3 g de Al Con un mol de electrones se es capaz de reducir 1 mol de metal monovalente o ½mol de metal divalente, es decir, a una masa de (Mat/n), siendo n el nº de electrones ganados por la especie que estamos considerando (o perdidos si la especie se oxida).
  • 18. 18 Electrólisis. Ecuación de Faraday. Con 96500 C se depositan ( Mat/n) gramos Con I.t C se depositarán m (g)       - ( ) 96500 º 96500 eq at M I t M I t m g n e
  • 19. 19 Se realiza la electrólisis de un disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la cantidad de hierro depositado en el cátodo. El tricloruro en disolución estará disociado: FeCl3  3 Cl– + Fe3+ La reducción será: Fe3+ + 3 e–  Fe Meq x I x t (55,8/3) g/eq x 10 A x 3 x 3600 s m (g) = ————— = ————————————— 96500 C/eq 96500 C/eq m (g) = 20,82 g Con 96500 C se depositan ( Mat/n) gramos Con I.t C se depositarán m (g) Con 3.96500 C se depositan ( 55,8) gramos de Fe Con (10A.3.3600 s) C se depositarán m (g)
  • 20. 20 Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio, a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas. b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq-1 a) Cu2+ + 2 e–  Cu ; Al3+ + 3 e–  Al Meq · I · t 63,5g/mol·4 A· 4200 s m (Cu) = ————— = ——————————— = 5,53 g 96500 C/eq 2. 96500 C Meq · I · t (27,0·4 A· 4200 s m (Al) = ————— = ——————————— = 1,57 g 96500 C/eq 3. 96500 C/eq
  • 21. 21 Corrosión. Gota de agua corroyendo una superficie de hierro. Un problema muy importante es la corrosión de los metales; por ejemplo, el hierro: Oxid. (ánodo): Fe (s)  Fe2+(aq) + 2e– Red. (cátodo): O2(g) + 4 H+(aq) + 4e–  2 H2O(l) En una segunda fase el Fe2+ se oxida a Fe3+ : 4 Fe2+(aq) + O2(g) + 4 H2O(l)  2 Fe2O3(s) + 8 H+(aq)
  • 22. 22 Protección catódica. Sirve para prevenir la corrosión. Consiste en soldar a la tubería de hierro a un ánodo de Mg que forma una pila con el Fe y evita que éste se oxide, ya que quien se oxida es el Mg. Tubería protegida por un ánodo de Magnesio.
  • 23. 23 La figura adjunta representa una celda para la obtención de cloro mediante electrólisis. Conteste a las siguientes cuestiones: a) Escriba las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo. b)Señale cuál es la de oxidación y cuál la de reducción. c)La disolución inicial de cloruro sódico tiene un pH = 7. Se produce modificación del pH durante la electrólisis? ¿Por qué? d) ¿Por qué se obtiene hidrógeno en lugar de sodio metálico?
  • 24. 24 Solución: a) Ánodo: 2 Cl– (aq)  Cl2 (g) + 2 e– (1) Cátodo: 2 H+ (aq) + 2 e–  H2 (g) (2) b) Oxidación: ánodo (1). Reducción: cátodo (2). c) Al ir disminuyendo [H+ ], el pH va aumentando puesto que los OH– traspasan el diafragma poroso para compensar la perdida de Cl–. d) Porque el potencial de reducción del H2 es mayor que el del Na. y se precisa menos voltaje para que se produzca la electrólisis. El del H2 [2 H+ (aq) + 2e–  H2 (g)] es 0,0 V y se toma como unidad, mientras que el del Na [Na+ (aq) + 1e–  Na (s)] es negativo (el Na, al ser un metal alcalino es muy fácilmente oxidable).
  • 25. 25 TIPOS DE ELECTRODOS. 5.1. Electrodos activos. • Participan en la reacción química de la pila. • Se consumen o forman a medida que se produce la reacción. p.ej.: pila Daniell Þ Varillas de Zn y Cu (Zn + Cu2+ ® Zn2+ + Cu) 5.2. Electrodos inertes. • No participan en la reacción química de la pila. • Sólo proporcionan el soporte donde ocurre la transferencia de e- p.ej.: Varilla de Pt (Cu + 2 Fe3+ ® Cu2+ + 2 Fe2+) 5.3. Electrodos de gas. • En él participa una especie gaseosa. p.ej.: electrodo de hidrógeno
  • 26. 26 Resumen de las reacciones de electrodo La reacción implica al ánodo cátodo 1. electrólito Se oxidan aniones Se oxidan cationes 2. disolvente Se oxida el disolvente Se reduce el disolvente 3. electrodo Se oxida el ánodo Se reduce el cátodo