Electrolisis 1

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Electrolisis 1

  1. 1. electrolisis
  2. 2. 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 –
  3. 3. 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
  4. 4. 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
  5. 5. 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.
  6. 6. 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 Cl- Las dos semirreaciones de reducción son: en el cátodo se reducen antes las moléculas de agua.
  7. 7. 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:
  8. 8. 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 <ul><li>a) Cu 2+ + 2 e –  Cu ; Al 3+ + 3 e –  Al </li></ul><ul><li>b) M eq · I · t (63,5/2) g/eq·4 A· 4200 s m (Cu) = ————— = ——————————— = 5,53 g 96500 C/eq 96500 C/eq </li></ul><ul><li> M eq · I · t (27,0/3) g/eq·4 A· 4200 s m (Al) = ————— = ——————————— = 1,57 g 96500 C/eq 96500 C/eq </li></ul>Problema Selectividad (Junio 98)
  9. 9. Aplicaciones de la electrólisis . Se utiliza industrialmente para obtener metales a partir de sales de dichos metales utilizando la electricidad como fuente de energía.
  10. 10. 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.
  11. 11. Purificación electrolítica de diversos metales o afino electrolítico © Editorial ECIR. Química 2º Bachillerato. Electrorrefinado del Cu.
  12. 12. Corrosión. <ul><li>Un problema muy importante es la corrosión de los metales; por ejemplo, el hierro: </li></ul><ul><li>Oxid. (ánodo): </li></ul><ul><li>Fe (s)  Fe 2+ (aq) + 2e – </li></ul><ul><li>Red . (cátodo): </li></ul><ul><li>O 2 (g) + 4 H + (aq) + 4e –  2 H 2 O(l) </li></ul><ul><li>En una segunda fase el Fe 2+ se oxida a Fe 3+ : </li></ul><ul><li>4 Fe 2+ (aq) + O 2 (g) + 4 H 2 O(l)  2 Fe 2 O 3 (s) + 8 H + (aq) </li></ul>Gota de agua corroyendo una superficie de hierro. © Ed. Santillana. Química 2º
  13. 13. Protección catódica. <ul><li>Sirve para prevenir la corrosión. </li></ul><ul><li>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. </li></ul>Tubería protegida por un ánodo de Magnesio. © Grupo ANAYA S.A. Química 2º.

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