Electrólisis Electroquímica

Electrólisis
Electroquímica
Parte de la Química que estudia e interpreta la generación de una corriente eléctrica provocada por una reacción
química (pilas), y el proceso inverso, la reacción generada por paso de una corriente eléctrica a través de una
disolución apropiada (electrólisis).
Se fundamenta en la existencia de moléculas (XM) formadas por partículas cargadas eléctricamente, los iones, los
cuales están unidos entre si por la atracción de sus cargas opuestas. Estos iones, fundidos o en solución, son móviles.
La electroquímica investiga 2 fenómenos:
La electrólisis es un proceso químico mediante el cual, al hacer pasar una corriente eléctrica a través de una sustancia
(en solución o fundida) se separa en los iones que la forman, este proceso se utiliza para descomponer una sustancia
en sus elementos, para purificar metales y para aplicar una capa metálica externa a un objeto. Esta última aplicación es
muy utilizada en procesos como la galvanoplastia, la galvanostegia y el niquelado, los cuales tienen gran importancia
en la industria, ya que mediante ellos se fabrican latas para envasar alimentos y se hacen el cromado y el chapeado,
entre otros.
La Reacción Electroquímica
Cuando un electrolito se disuelve en agua, la solución conduce la electricidad. La conductividad de la sustancia es
explicada en términos de 3 procesos.
1º La carga es transferida a través de la solución por la migración de los iones positivos hacia el cátodo y de los iones
negativos hacia el ánodo.
2º La reacción ocurre en el electrodo negativo (ánodo), lo que permite que los electrones fluyan en el electrodo desde
una fuente externa y que sean consumidos allí.
3º La reacción que ocurre en el electrodo positivo (cátodo) produce electrones que pueden fluir hacia otro circuito
externo.
La electroquímica no solo se limita a las soluciones acuosas, algunas sales como el cloruro de sodio puede servir como
un electrolito si se ponen un par de electrodos sobre el.
La corriente eléctrica es un flujo de electrones; por lo tanto, existe una estrecha relación entre la química y la
electricidad.
En cualquier proceso electroquímico se necesita una corriente eléctrica, que puede ser producida por una pila
fotovoltaica o por cualquier otro tipo de fuente de energía eléctrica que se encuentre disponible
El proceso de la electrólisis se divide en 2 tipos de reacciones, de las cuales una siempre es de oxidación que es donde
se pierden electrones y la otra de reducción, en la cual se ganan los electrones perdidos en la reacción de oxidación,
Los Métodos Modernos
El potencial eléctrico de una sustancia (Voltaje) puede ser medido con un aparato llamado voltímetro, la carga
transferida por cada segundo también puede ser medida, en la
actualidad se usan métodos como lo son la coulometría,
potentiometría, amperometría y electrólisis.
Electrólisis:
Es todo cambio químico provocado por el paso de electricidad a
través de la disolución de un electrolito. En la electrolisis tienen lugar
dos tipos de fenómenos claramente diferenciados: el transporte de la
carga eléctrica a través de la disolución y la descarga de los iones
portadores de la carga en los electrodos. Este segundo fenómeno es
propiamente el electroquímico.
Descomposición de una sustancia en disolución o fundida llamada
electrolito, por el paso de una corriente eléctrica; el electrodo de
entrada de los electrones es el cátodo que atrae a los iones positivos
del electrolito, mientras que el ánodo o electrodo de salida atrae a los
iones negativos como los de los metaloides y radicales de valencia
negativa.
El paso de la corriente por un electrolito de cobre, cinc, níquel, plata,
plomo, etc., hace que el metal se deposite en el cátodo el metal puro;
esto es en esencia la galvanoplastia.
La electrólisis se utiliza dentro de la electroquímica para la extracción de metales puros para la rama industrial.
Célula electrolítica o celda electrolítica.
Cuando un proceso rédox no es espontáneo, puede ser forzado mediante la aplicación de un trabajo externo de tipo
eléctrico; al proceso así realizado, se le llama electrólisis. El recipiente en el que se realiza el proceso recibe el
nombre de célula electrolítica o celda electrolítica o cuba electrolítica o cuba electrolítica. Una cuba electrolítica está
compuesta por dos electrodos de un material conductor sólido, generalmente un metal o grafito; uno se llama cátodo y
en él tiene lugar la reducción, el otro se llama ánodo y en él tiene lugar la oxidación. El cátodo se conecta al polo
negativo (–) de una fuente de corriente continua y el ánodo al polo positivo (+). Los dos electrodos se sumergen en el
electrolito que es un conductor iónico, generalmente una disolución acuosa de iones o una sal fundida.
Por ejemplo la electrólisis fundida del NaCl :
e–
•–
generador
cátodo (-)
ánodo (+)
e
–
•+
NaCl ( fund )
Cl –
Na +
célula o cuba electrolítica
La célula o cuba electrolítica es el recipiente que contiene los electrodos y al NaCl fundido.
El cátodo es el electrodo negativo y en él ocurre la reducción.
El ánodo es el electrodo positivo y en él se produce la oxidación.
Na +
2 Cl –
Reducción:
Oxidación:
+ e–
Na°(s)
Cl2(g)
+ 2e–
Como el número de e – debe ser igual al número de e – ganados que el número de e
amplificar por 2 la primera ecuación:
2 Na + + 2 e –
Reducción:
–
perdidos ; entonces se debe
2 Na°(s)
Combinando ambas ecuaciones:
2 Na + + 2 Cl – = 2 Na°(s) + Cl2(g)
Finalmente tenemos que el sodio metálico ( Na° ) se deposita en el cátodo y el cloro gaseoso ( Cl2(g) ) burbujea y
escapa en el ánodo.
Productos de la electrólisis acuosa.
Al electrolizar una disolución acuosa de una sal AB en agua podemos tener los siguientes
procesos de electrodo:
Reducción:
A+
+ 1e–
Oxidación:
B–
+ 4e–
A
B + 1e–
o bien
2H2O(l) + 2e–
H2(g)
o bien
2H2O(l)
O2(g)
2OH–
+
+
4H+
Aspectos cuantitativos de la electrólisis.
Las leyes de la electrólisis fueron desarrolladas por Faraday en el siglo XIX antes de que se conociera la naturaleza
eléctrica de la materia y ayudaron a descubrirla:
1. El paso de la misma cantidad de electricidad a través de una célula produce siempre la misma cantidad de
transformación química para una reacción dada. La masa de un elemento depositada o liberada en un electrodo es
proporcional a la cantidad de electricidad que pase por él.
2. Se han de emplear 96 485 culombios de electricidad para depositar o liberar 1 mol de una sustancia que fije o ceda
un electrón durante la reacción de la célula. Si en la misma reacción intervienen n electrones, entonces se requieren 96
485n culombios de electricidad para liberar un mol de producto.
El fundamento de estas leyes es fácilmente entendible a la luz del conocimiento actual de la naturaleza de la materia.
La relación entre la cantidad de corriente y el número de moles de electrones es Q = n (e–)F, donde n (e–) es el número
de moles de electrones y F es la constante de Faraday (96 485 C mol –1).
lectura.ilce.edu.mx:3000/.../ curso3/htmlb/sec_83.html
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http://www.eneayudas.cl
http://www.unalmed.edu.co/~cgpaucar/redox.pdf
http://www.geocities.com/Colosseum/Loge/3802/LaElectroquimica.html