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Cálculos estequiométricos en procesos electrolíticos

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Cálculos estequiométricos en procesos electrolíticos

  1. 1. De acuerdo con las observaciones que realizo Michael Faraday, el paso de 96500 coulomb entre los electrodos de una celda electrolítica equivalen al paso de 1 mol de electrones que participa en la formación de los productos de oxidación y reducción que se forman en cada uno de los electrodos de una celda electrolítica es necesario conocer dos parámetros: © La cantidad de carga que pasa a través de la celda y © Las reacciones de óxido-reducción que se llevan a cabo en cada uno de los electrodos.
  2. 2.  La cantidad de carga (Q) se obtiene al multiplicar la intensidad de corriente eléctrica (/) que pasa a través de la celda por el tiempo (t) que se aplica dicha corriente eléctrica:  Q = / x t.
  3. 3.  Es importante mencionar que al utilizar la ecuación anterior, la corriente eléctrica debe expresarse en ampares y el tiempo en segundos. Así, por ejemplo, si a través de una celda electrolítica se hace pasar una corriente eléctrica de 750mA durante 25 minutos, la cantidad de carga (Q) se deberá calcular considerando los valores de 750mA durante 25 minutos debemos expresarlos en sus equivalencias de ampares y segundos, como se muestra a continuación:  750mA x (1 A /1000 mA) =0.75A  25 min x (60 s / 1min) =1500 s  De esta manera, la corriente eléctrica es de 0.75 ampares y el tiempo de 1500 segundos.  Por tanto, la cantidad de carga que pasa por la celda se calcula con la ecuación:  Q = / x t
  4. 4.  Entonces:  Q = 0.75 ampares x 1500 segundos = 1125 ampares por segundo.  Recordemos que: 1 coulomb = ampares x segundo  Por lo tanto: = 1125 coulomb  A través de la celda pasan 1125 coulomb de carga eléctrica.  Una vez conocida la cantidad de energía eléctrica, podemos calcular los moles de electrones que cruzan la celda aplicando la siguiente ecuación:
  5. 5.  En el ejemplo anterior, la cantidad de carga eléctrica que pasa por la celda es de 1125 coulomb y por lo tanto las moles de electrones se calculan como sigue: Esto quiere decir que los moles de electrones que circulan a través de la celda equivalen a 0.0116 mol. A partir de los moles de electrones (Ne), que circulan por la celda, se calcula la cantidad de sustancias producidas en cada electrodo. Para ello se necesita: 1. conocer l reacción química que ocurre en cada electrodo. 2. considerar que los moles de electrones que circulan a través de la celda intervienen en los procesos de ambos electrodos.
  6. 6.  Al conocer la reacción química que ocurre en cada electrodo, tenemos información estequiometria útil que nos permite conocer la relación entre los moles de sustancia producidos y los moles de electrones que participan en cada reacción. Así, por ejemplo, en un proceso de electrolisis del agua en el ánodo y la reducción del agua en el cátodo. La ecuación química que describe la oxidación del agua es:  Oxidación del agua (ánodo) 2H2O--->O2 (+)4H+ (+)4e-
  7. 7.  Y nos indica para formar 1 mol de O2 participaran 4 moles de electrones esta información es la que utilizaremos para establecer la siguiente relación estequiometria para la oxidación:  4 moles de e- > 1 mol de O2 Que se lee "4 moles de e- participan en la formación de 1mol de O2". Por otra parte, la ecuación química que describe la reducción del agua:  Reducción del agua (cátodo) 2H2O+ 2e- ---> H2+ 2OH-  Indica que al formarse 1 mol de H2 participa 2 moles de electrones. Por lo que la relación estequiometria para la reducción es:  2 moles de e- > 1mol de H2
  8. 8.  Que deberá leerse como "2 moles de e- participan en la formación de 1 mol de H2". Con estas relaciones estequiometrias y las moles de electrones que pasan por la celda es posible calcular la cantidad de producto que se forma en cada electrodo. Un ejemplo de electrolisis de agua que se realiza con una celda electrolítica a través de la cual circulan 0.0116 moles de electrones. Las reacciones como ya sabemos son:  Oxidación (en el ánodo) 2H2O-->O2 (+) 4H+ (+) 4e-  Reducción (en el cátodo) 2H2+ 2e- --->H2 +2OH-
  9. 9.  Ahora calculemos la cantidad de oxigeno (O2) que debe formarse. La relación estequiometria de la producción de oxigeno es:  4 moles de e- -- 1 mol de O2  Lo que significa que para formar 1 mol de O2 se necesitan 4 moles de electrones. Como en la celda solo circulan 0.0116 moles se establece la siguiente regla de tres:  4 moles de e- -- 1 mol de O2  0.0116 mol de e- -- x Y se calculan las moles de oxigeno (O2):
  10. 10.  De esta manera se producen 0.009 moles de O2. Para calcular la cantidad de hidrogeno (H2), se sigue un procedimiento similar. La relación estequiometria en este caso es:  2 moles de e- -- 1 mol de H2   Esto nos indica que para formar un mol de H2 deberá participar 2 moles de electrones. Como en la celda circulan 0.0116 moles de electrones se establece la siguiente regla de tres: 2 moles de e- --1 mol de H2 0.0116 mol de e- -- x

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