introducció per batxillerat

1. ELECTRÒLISI

2. Reacció Zn+2
/ Cu+2
 Dades:
 Eº (Zn+2
/Zn) = -0,76 V
 Eº (Cu+2
/Cu) = +0,34 V
 Per tant, la reacció espontània és:
Cu+2
+ Zn → Cu + Zn+2
Eº = 0,34 + 0,76 = 1,10 V
∆G = -2·96500·1,10 = -2,12·105
J/mol

3. Reacció Zn+2
/ Cu+2
 La reacció inversa no és espontània, però la
podem provocar amb un corrent elèctric
extern:
Zn+2
+ Cu → Zn + Cu+2
 Aquest és el procés que anomenem
electròlisi.

4. Electròlisi
 L’electròlisi és un procés pel qual es
produeix una reacció redox que no és
espontània quan passa corrent elèctric a
través de l’electròlit.

5. Muntatge d’una electròlisi
 Cel·la electrolítica, amb
la dissolució de
l’electròlit.
 Dos elèctrodes,
habitualment inerts
químicament (grafit o
platí), que serveixen per
establir contacte elèctric
amb un generador
extern de corrent
continu.

6. Semireaccions
 Ànode: elèctrode en el qual es produeix
l’oxidació, però amb signe +.
 Càtode: elèctrode en el qual es produeix la
reducció, però amb signe -.
 La polaritat és inversa perquè ara els
elèctrodes estan connectats a una pila
externa.

7. Reacció redox electrolítica
 Si hi ha diverses possibilitats, la reacció
redox que es produeix és sempre la que
requereix una diferència de potencial més
petita.

8. Electròlisi d’una sal fosa
 Tenim una cel·la electrolítica amb clorur de
sodi fos, per tant tenim les espècies
químiques Na+
i Cl-
. Les reaccions són:
Na+
+ e-
→ Na
2Cl-
→ Cl2 + 2e-
 La reacció global és:
2 Na+
+ 2Cl-
→ Cl2 + 2Na

9. Electròlisi d’una dissolució
 Si tenim una dissolució de clorur de sodi, les
espècies químiques presents són: Na+
, Cl-
,
H20, H+
, OH-
. Les reaccions que requereixen
una menor ddp són:
2H2O + 2e-
→ H2 + 2OH-
2Cl-
→ Cl2 + 2e-
 La reacció global és:
2H2O + 2Cl-
→ H2 + 2OH-
+ Cl2

10. Electròlisi de l’aigua
 En una cel·la amb aigua pura tenim les subtàncies:
H2O, H+
i OH-
. Mitjançant electròlisi podem
provocar la reacció redox no espontània:
2H2O + 2e-
→ 2 OH-
+ H2
2OH-
→ 1/2O2 + H2O + 2e-
 Reacció global:
H2O → H2 + 1/2O2
 En el càtode es desprén hidrogen i en l’ànode es
desprén oxigen.

11. Electròlisi de l’aigua

12. Lleis de Faraday
 Va estudiar la massa dipositada en un elèctrode al
pas de corrent elèctric i va trobar:
 La massa dipositada és directament proporcional a la
quantitat de càrrega elèctrica que ha circulat per la cel·la
electrolítica.
 Les masses dipositades de cada substància són
directament proporcionals a la seva massa molar i
inversament proporcionals a la càrrega dels seus ions.

13. Estequiometria de l’electròlisi
 El nombre d’electrons que s’intercanvien en
la reacció redox és:
n = q/F = I·t/F