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electrolisis
1- definición
Es el proceso por el que se utiliza el paso de la corriente
eléctrica a través de una disolución o de un electrolito fundido
para producir una reacción redox no espontánea
La electrolisis transforma la energía eléctrica en energía
química, es por tanto el proceso inverso al que tiene lugar en
una celda galvánica
La electrolisis 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 que
se conecta al polo + de la batería y el
cátodo que se conecta al polo –
Cuando se conecta la batería , en los electrodos tienen lugar
semirreacciones redox análogas a las de las celdas
galvánicas ; en el ánodo se produce la oxidación y en el
cátodo la reducción
Para que se produzca la
electrolisis 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
funcionase con los mismos
iones y procesos inversos
2.- Electrolisis del agua
La reacción de descomposición del agua no es espontánea:
para que se produzca es necesario un aporte de energía.
Esta energía se puede suministrar mediante la electrolisis,
pero como el agua pura tiene una conductividad muy baja
es necesario añadir un poco de ácido sulfúrico o de
hidróxido sódico para que el agua sea lo suficientemente
conductora. La reacción sería
3.- electrolisis del cloruro de sodio fundido
La reacción: 2 Na + Cl2  2 NaCl es una reacción
espontánea puesto que E(Cl2/2Cl–) > E(Na+/Na)
Lógicamente, la reacción contraria será no espontánea:
2 NaCl 2 Na + Cl2
Red. (cát,): 2 Na+(aq) + 2e–  2 Na (s)
Oxid. (ánodo): 2Cl–(aq)  Cl2(g) + 2e–
Epila = Ecatodo – Eánodo = –
2,71 V – 1,36 V = – 4,07 V
El valor negativo de
Epila reafirma que la reacción
no es espontánea. Pero
suministrando un voltaje
superior a 4,07 V se podrá
descomponer el NaCl en sus
elementos: Na y Cl2.
4.- electrolisis del cloruro de sodio en disolución acuosa
En este caso tenemos Cl-, Na+ y H2O.
Existen dos posibles semirreacciones de oxidación:
de donde se deduce que en el ánodo deberían oxidarse antes
las moléculas de agua, sin embargo, debido a la sobretensión
en el agua, se oxidan los iones ClLas dos semirreaciones de reducción son:
en el cátodo se
reducen antes las
moléculas de agua.
LEYES DE FARADAY
Faraday , en le siglo XIX , estudió experimentalmente la
electrolisis
Dedujo las siguientes dos leyes:
La cantidad de sustancia que se oxida o se reduce en los
electrodos de una cuba electrolítica es proporcional a la
cantidad de electricidad que la atraviesa
La cantidad de electricidad necesaria para liberar un
equivalente de cualquier sustancia en una cuba
electrolítica es de 96500Culombios
Matemáticamente ambas leyes se resumen con la
siguiente ecuación:
m (g) =
Meq  I  t
96500
Problema
Selectividad
(Junio 98)
Ejercicio F: 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
b)
Meq · I · t
(63,5/2) g/eq·4 A· 4200 s
m (Cu) = ————— = ——————————— = 5,53
g
96500 C/eq
96500 C/eq
Meq · I · t
(27,0/3) g/eq·4 A· 4200 s
m (Al) = ————— = ——————————— = 1,57
g
96500 C/eq
96500 C/eq
Aplicaciones de la electrólisis.
Se utiliza industrialmente para obtener metales a partir
de sales de dichos metales utilizando la electricidad como
fuente de energía.
Realización de recubrimientos metálicos o depósitos
electrolíticos
Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir un objeto
metálico con una capa fina de otro metal
Electrodeposición de Ag.
Purificación electrolítica de diversos metales o afino
electrolítico
Electrorrefinado del Cu.
© Editorial ECIR. Química 2º Bachillerato.
Corrosión.
• 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+ :
Fe2+(aq)
4
+ O2(g) + 4 H2O(l)
 2 Fe2O3(s) + 8 H+(aq)
Gota de agua corroyendo
una superficie de hierro.
© Ed. Santillana. Química 2º
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 que
quien se oxida es el
Mg.
Tubería protegida por un
ánodo de Magnesio.
© Grupo ANAYA S.A. Química 2º.