Apuntes de Electrolisis PDF

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Apuntes de quimica de electrolisis con ejemplos para llevarlos a la practica de 2 de bachillerato...

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ELECTROLISIS Proceso en el que se utiliza una corriente eléctrica a través de una disolución o de un electrolito fundido para producir una reacción redox no espontánea.

En el apartado de pilas voltaicas vimos que el voltaje generado por una pila Daniell es: Zn (s) │ Zn2+ (aq, 1 M) ││ Cu2+ (aq,1M) │ Cu (s) EO= 1,103 V En una electrolisis, para que se produzca la reacción inversa : Cu (s) + Zn 2+ (aq)  Cu2+ (aq) + Zn (s) Se necesitará aportar un voltaje externo superior a 1,103 V. Simplemente invirtiendo el sentido del flujo de los electrones transformamos la célula voltaica en electrolítica.

Cuba electrolítica: contiene la disolución.

ÁNODO---Se produce la oxidación. Se conecta al polo positivo de la fuente CÁTODO—Se produce la reducción. Se conecta al polo negativo de la fuente 2 H2O(l)  O2 (g) + 4 H+ + 4 e- Oxidación Ánodo Ag + + e-  Ag

Reducción Cátodo

ELECTROLISIS DEL CLORURO DE SODIO FUNDIDO

El NaCl es un cristal iónico que no conduce la corriente eléctrica. Para realizar la electrolisis hay que fundirlo a T= 808ºC . De esta forma Na+ y Cl- están libre y conducen la corriente eléctrica. Al sumergir los electrodos y conectarlos a una corriente continua , los iones Cl- se oxidan en el ánodo y los iones Na+ se desplazan al polo negativo (cátodo) y se descargan en él, se reducen. POLO POSITIVO + (ÁNODO) OXIDACIÓN 2 Cl-  Cl2 (g) + 2 e-

POLO NEGATIVO - (CÁTODO) REDUCCIÓN 2 Na++ 2 e- Na (l) La reacción global será: 2 NaCl  2 Na (l) + Cl2 (g)

ELECTROLISIS DEL AGUA La reacción de descomposición del agua no es espontánea. Para que se produzca es necesario un aporte de energía haciendo una electrolisis. Como el agua pura tiene muy baja conductividad, es necesario añadir un poco de H2SO4 o de NaOH. Al sumergirlos electrodos y conectar la fuente de corriente lo que ocurre es: POLO POSITIVO (ÁNODO) / OXIDACIÓN 2 H2O (l)  O2(g) + 4 H+(aq) + 4 ePOLO NEGATIVO (CÁTODO) / REDUCCIÓN 4 H+ (aq) + 4 e-  2 H2(g) REACCIÓN GLOBAL será: 2 H2O (l)  2 H2(g) + O2 (g)

ELECTROLISIS DEL CLORURO DEE SODIO EN DISOLUCIÓN. La electrolisis es un método útil para obtener metales, pero si trabajamos con sales del metal en disolución acuosa el agua presente compite con los iones provenientes del cloruro de sodio y la electrolisis sufre algunas modificaciones. En disolución tenemos : Cl-, Na+ y H2O Existen dos posibles reacciones de oxidación: 2 Cl- (aq)  Cl2 (g) + 2 e2 H2O ( l)  O2(g) + 4 H+ (aq) + 4 e-

EO = -1,36 v E0= -1,23 v

Al ser menor el potencial de oxidación del cloruro, será esta semirreacción la que se produzca. También existe la posibilidad de dos reacciones de reducción: 2 Na+ (aq) + 2 e-  Na (s)

EO= -2,71 v

2 H2O (l) + 2 e-  H2(g) + 2 OH- (aq)

EO= -0,83 v

En este caso el menos negativo es el de reducción del agua, siendo esta la semirreacción que se produce. Polo positivo- ánodo / oxidación 2 Cl-  Cl2 (g) + 2 ePolo negativo- cátodo / reducción 2 H2O (l) + 2 e-  H2(g) + 2 OH- (aq)

Esto nos permite unas sencillas reglas:

-

-

Si los metales ( alcalinos, alcalinotérreos y aluminio) tienen potenciales de reducción menores de -0,80 V no pueden obtenerse por electrolisis de sus sales en disolución acuosa Si los metales tienen potencial de reducción positivo ( metales nobles) pueden obtenerse por electrolisis de sus sales en disolución acuosa a cualquier pH El resto de los metales, a determinados valores de Ph

LEYES DE FARADAY. ASPECTOS CUANTITATIVOS DE LA ELECTROLISIS.

En una electrolisis es importante saber la cantidad de masa de un metal que se deposita o el volumen de gas que se desprende en un electrodo. Faraday llegó a la siguiente conclusión: “La cantidad de sustancia que sufre oxidación o reducción en cada electrodo durante una electrolisis depende de la cantidad de electricidad que pasa a través de la disolución” Esto se formula en dos leyes: 1ª Ley de Faraday La masa de la sustancia depositada o liberada en un electrodo es proporcional a la cantidad de corriente eléctrica que circula por la disolución o el electrolito fundido.

2ª Ley de Faraday Para una misma cantidad de carga eléctrica, la masa de las sustancias depositadas o liberadas en los electrodos es proporcional su masa atómica (Ma) y al número de electrones intercambiados por cada una de ellas según la expresión:

Q=z

m M

m(g) =

M z.F

Q

F 

M= Masa atómica z= Nº electrones intercambiados m = masa depositada o liberada ( g) Q = carga que circula (culombios, C) F = cte de Faraday = 96500 Culombios / mol

Q , es la carga eléctrica, se puede expresar en función de la intensidad de corriente carga eléctrica es intensidad de corriente por tiempo Q=It

EJEMPLO RESUELTO Se hace pasar una corriente eléctrica de 5 amperios durante 2,5 horas por una celda electrolítica que contiene una disolución acuosa de CuCl2. Calcule a) La masa de cobre metálico depositado en el cátodo b) El volumen de Cl2 medidos en condiciones normales que se genera en el ánodo. Datos: F =96500 C

Cu= 63,5

a) Las semirreacciones que tienen lugar son: Polo positivo- ánodo- oxidación 2 Cl- (aq) Cl2(g) + 2 ePolo negativo-cátodo-reducción Cu2+(aq) + 2 e-  Cu (s)

Reacción global : CuCl2  Cu + Cl2 m(g) =

M z.F

63,5 5 . 2,5 .3600 = 14,8 g 2 .96500

Q =

2,5 h = 2,5 . 3600 s

b) De igual manera calculamos la masa de cloro en gramos y la pasamos a volumen.

m(g) =

16,55 g .

1 mol . 71 g

M z .F

Q

22,4 L 1 mol

=

71 g/mol 2. 96500

5 . 2,5 . 3600 = 16.55 g

= 5, 22 L

Ejercicio 1-Dos cubas electrolíticas que contienen disoluciones acuosas de AgNO 3 y Cu (NO3)2, respectivamente, están montada en serie (pasa la misma intensidad por ambas). Si en 1 hora se deposita en la segunda 54,5 g de cobre, calcule: a) La intensidad de corriente que atraviesa las cubas b) Los gramos de plata que se depositarán en la primera cuba tras 2h de paso de la misma intensidad de corriente.

Datos: F= 96500 C

Ag: 107,9

Cu = 63,5

2- Determina la carga de un ión estaño si al hacer pasar una carga de 24125 culombios por una disolución de estaño se obtienen 14,84 g de ese metal Sn: 118,7 1 F= 96500 C Sol: z=2

3-En una cuba electrolítica se hace pasar una corriente de 0,7 amperios ha través de 1 litro de disolución de AgNO3 0,15 M durante 3 horas. a) ¿Cuál es el peso de plata metálica depositada en el cátodo? ¿Cuál es la concentración de ión plata que queda en la disolución? b) Si en el ánodo se desprende oxígeno, dibuje el esquema de la cuba, el sentido de la corriente, y calcule cuál es el volumen de este gas medido en condiciones normales, que se desprende durante el proceso. Datos: Ag: 107,8 1 F=96500 C Sol: a) 8,44 g 0,42 M b) 437 ml OJO!!! Ánodo : 2 H2O  O2 + 4 H+ + 4 eAPLICACIONES DE LA ELECTROLISIS Sus aplicaciones en la industria son importantes a pesar del gran consumo de energía eléctrica. -

Producción de elementos químicos altamente reactivos Es el caso de metales alcalinos (Na y K), alcalinotérreos (Ca y Mg), aluminio, halógenos, etc, que por su alta reactividad no pueden obtenerse en reacciones químicas comunes. La electrolisis del óxido de aluminio fundido es una de las de mayor importancia en la actualidad 2 Al2O3  4 Al + 3 O2

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Recubrimientos metálicos Consiste en realizar un baño de un metal sobre otro metal más barato (recubrimientos de oro o plata). El procedimiento consiste en utilizar como cátodo el objeto a bañar.

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Para purificar metales, para producir compuestos químicos de gran importancia comercial....