Electrolisis 1
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Electrolisis 1 Presentation Transcript

  • 1. electrolisis
  • 2. 1- definiciónEs el proceso por el que se utiliza el paso de la corrienteeléctrica a través de una disolución o de un electrolito fundidopara producir una reacción redox no espontáneaLa electrolisis transforma la energía eléctrica en energíaquímica, es por tanto el proceso inverso al que tiene lugar enuna celda galvánicaLa electrolisis tiene lugar en unosdispositivos que se llaman cubaselectrolíticasUna cuba electrolítica es un recipienteque contiene un electrolito en el que sesumergen dos electrodos: el ánodo quese conecta al polo + de la batería y elcátodo que se conecta al polo –
  • 3. Cuando se conecta la batería , en los electrodos tienen lugarsemirreacciones redox análogas a las de las celdasgalvánicas ; en el ánodo se produce la oxidación y en elcátodo 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. 2.- Electrolisis del aguaLa 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 bajaes necesario añadir un poco de ácido sulfúrico o dehidróxido sódico para que el agua sea lo suficientementeconductora. La reacción sería
  • 5. 3.- electrolisis del cloruro de sodio fundidoLa reacción: 2 Na + Cl2  2 NaCl es una reacciónespontánea puesto que E(Cl2/2Cl–) > E(Na+/Na)Lógicamente, la reacción contraria será no espontánea: 2 NaCl 2 Na + Cl2Red. (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. 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 anteslas moléculas de agua, sin embargo, debido a la sobretensiónen el agua, se oxidan los iones Cl-Las dos semirreaciones de reducción son: en el cátodo se reducen antes las moléculas de agua.
  • 7. LEYES DE FARADAYFaraday , en le siglo XIX , estudió experimentalmente laelectrolisisDedujo las siguientes dos leyes:La cantidad de sustancia que se oxida o se reduce en loselectrodos de una cuba electrolítica es proporcional a lacantidad de electricidad que la atraviesaLa cantidad de electricidad necesaria para liberar unequivalente de cualquier sustancia en una cubaelectrolítica es de 96500CulombiosMatemáticamente ambas leyes se resumen con lasiguiente ecuación: Meq × × I t m (g) = 96500
  • 8. ProblemaSelectividad Ejercicio F: Una corriente de 4 amperios (Junio 98) 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-1a) Cu2+ + 2 e– → Cu ; Al3+ + 3 e– → Alb) Meq · I · t (63,5/2) g/eq·4 A· 4200 sm (Cu) = ————— = ——————————— = 5,53g 96500 C/eq 96500 C/eq Meq · I · t (27,0/3) g/eq·4 A· 4200 sm (Al) = ————— = ——————————— = 1,57g 96500 C/eq 96500 C/eq
  • 9. Aplicaciones de la electrólisis.Se utiliza industrialmente para obtener metales a partirde sales de dichos metales utilizando la electricidad comofuente de energía.
  • 10. Realización de recubrimientos metálicos o depósitoselectrolíticosSe llama galvanoplastia al proceso de recubrir un objetometálico con una capa fina de otro metal Electrodeposición de Ag.
  • 11. Purificación electrolítica de diversos metales o afinoelectrolítico Electrorrefinado del Cu. © Editorial ECIR. Química 2º Bachillerato.
  • 12. 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 Gota de agua corroyendo una superficie de hierro. Fe2+ se oxida a Fe3+ : © Ed. Santillana. Química 2º 4 Fe2+(aq) + O2(g) + 4 H2O(l) → 2 Fe O (s) + 8 H+(aq)
  • 13. 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 Tubería protegida por un quien se oxida es el ánodo de Magnesio. Mg. © Grupo ANAYA S.A. Química 2º.