ELECTROLISIS. QUÍMICA 2º bachillerato. 29/05/201

Transcripción

1 ELECTROLISIS QUÍMICA 2º bachillerato 29/05/

2 ESQUEMA GENERAL Definición - Diferencias con una pila (1) Descripción cualitativa: Electrolisis de una sal fundida Electrolisis del agua Electrolisis de una sal disuelta. Descripción cuantitativa: Primera ley de Faraday Segunda ley de Faraday Diferencias con una pila (2) Ejemplos 29/05/201 2

3 DEFINICIÓN - DIFERENCIAS una ELECTROQUÍMICA Una REACCIÓN QUÍMICA produce CORRIENTE ELÉCTRICA CORRIENTE ELÉCTRICA produce REACCIÓN QUÍMICA PILAS Consiste en la realización de una reacción química gracias al paso de corriente eléctrica, pues de lo contrario la reacción no se desarrollaría espontáneamente. 29/05/201 3

4 CARACTERÍSTICAS GENERALES En el electrodo negativo, cátodo, se produce la reducción. En el electrodo positivo, ánodo, se produce la oxidación. La polaridad es la opuesta a la de las pilas. Ánodo: salen electrones. Cátodo: llegan electrones Electrolisis de MgCl 2 fundido 29/05/201 4

5 ELECTROLISIS DE UNA SAL FUNDIDA 2 NaCl 2Na Cl G 0 2 La reacción no es espontánea. Iones Na + : son atraídos por el cátodo. Allí reciben un electrón. Iones Cl - : son atraídos por el ánodo. Allí se les quita un electrón. o o cátodo o ánodo o Na o /Na Cl / Cl Ánodo( ): 2Cl Cl 2e Cátodo ( ): 2Na 2e 2Na E E E E E 271 ' 136 ' 4' 70V 29/05/

6 ELECTROLISIS DEL AGUA Cátodo( ):Reducción 2H 2e H Ánodo( ): Oxidación 2OH 1 2 O H O 2e Re acción global: H O l H g 1 2 ( ) 2( ) 2 O2( g) Hay que aplicar una ddp > 1 23 V. Se produce el doble de H 2 que de O 2 Para facilitar el proceso hay que añadir un poco de ácido sulfúrico (no volátil) 29/05/ ELECTROLISIS DEL AGUA

7 ELECTROLISIS DE UNA SAL DISUELTA Según el potencial de reducción del catión puede que en el cátodo ocurra una reacción inesperada. Si E red catión < E red de hidrógeno, será éste último el que se reduzca Como se reducen los H + quedan los OH - 29/05/201 7

8 ELECTROLISIS DE UNA SAL DISUELTA (2) Caso 1: electrolisis del cloruro de cobre (II) Cátodo( ). Reducción Cu 2e 2Cu Ánodo( ). Oxidación 2Cl Cl 2e Re acción global: CuCl2( aq) 2Cu( s) Cl2( g) Caso 2: electrolisis del cloruro de sodio Cátodo ( ). Re ducción 2H 2e H ( 2H O 2e H 2OH ) Ánodo( ). Oxidación 2Cl Cl 2e 29/05/ Re acción global: 2H O 2Cl H Cl 2OH Por qué? 2 2 2( g) 2 2 2( g) 2( g) 2 ELECTROLISIS DEL AGUA

9 LEYES CUANTITATIVAS DE LA ELECTROLISIS Faraday ( ) 29/05/

10 LEYES DE FARADAY Primera ley: Las masas de las sustancias depositadas o liberadas en cada electrodo durante una electrolisis son proporcionales a la cantidad de electricidad que ha pasado a través de la celda electrolítica. Segunda ley: Para una misma cantidad de corriente eléctrica, las masas depositadas en los electrodos son proporcionales a los equivalentes químicos de las sustancias. 29/05/201 10

11 LEYES DE FARADAY: RELACIONES CUANTITAIVAS M Eq I t Eq: es el equivalente electroquímico, que es la masa de sustancia liberada por el paso de 1 culombio (1 C) El equivalente químico de una sustancia es la masa que se deposita de dicha sustancia cuando pasa 1 mol de electrones, es decir, 1 Faraday (96485 culombios) 1 Eq Cul 1 Eq Quim C 29/05/201 11

12 Transformaciones a: M Eq It De la relación anterior se deduce que: Eq Eq químico de donde ' 10 4, : m como Eq quim M siendo z la valencia z, " " Eq químico I t ' 10 4 resulta m M z I t F Para resolver problemas 29/05/201 12

13 Diferencias con una pila (2) Ox. Red. Positivo Neg. Movimiento de aniones Movimiento de cationes PILA Ánodo Cátodo Cátodo Ánodo Ánodo Cátodo EL.LISIS Ánodo Cátodo Ánodo Cátodo Ánodo Cátodo 29/05/201 13

14 EJEMPLO C Determine la cantidad de cobre que deposita, durante 30 min., una corriente de 10 A, que circula por una disolución de sulfato de cobre (II) Solución: 5 93 g SOLUCIÓN 29/05/201 14

15 EJEMPLO D En la electrolisis del bromuro de cobre (II) en agua, en uno de los electrodos se depositan g. De cobre. Cuántos gramos de bromo se formarán en el otro electrodo?. Escriba las reacciones anódica y catódica. Solución: 1 26 g. de bromo. SOLUCIÓN 29/05/201 15

16 EJEMPLO E Exprese el valor del equivalente-gramo y del equivalente electroquímico de la plata, cobre y aluminio. Las masas atómicas respectivas de estos elementos son: , y respectivamente. SOLUCIÓN 29/05/201 16

17 POR QUÉ HAY DIFERENCIAS ENTRE SALES Esto es debido a que el potencial de reducción del sodio (e=-2 71 V) es menor que el del hidrógeno (e =0 00 V). Es decir, los iones H + tienen más avidez por los electrones que los iones Na + y, por eso se reducen aquellos y no estos. Sin embargo, el potencial de reducción del cobre es superior al del hidrógeno, y por eso se reduce el cobre. 29/05/201 17

18 ECUACIONES DE ELECTROLISIS DEL AGUA 2 2( g) 2 2( g) OXIDACIÓN: 2H O O 4H 4e e 162 ' V REDUCCIÓN: 2H O 2e H 2OH e 0' 83V Se recuerda que: 2H2O 2H 2OH o o 29/05/201 18

19 Para resolver problemas A) Se pueden utilizar las fórmulas escritas en las diapositivas anteriores. B) Se pueden resolver utilizando el concepto de que un mol de electrones ( 1 Faraday) deposita siempre un equivalente químico de cualquier sustancia. 29/05/201 19

20 SOLUCIÓN EJEMPLO C 2 Re acción del cátodo: Cu 2e Cu reducción ( ) Masa depositada: m 635 ' 2 g mol 10 A1800 s c mol M z Cu I t F 5' 93 g de Cu 29/05/201 20

21 SOLUCIÓN EJEMPLO D Anodo( ) 2 Br Br2 2e 6354 ' 2 Eq gr Cu 31' 77g. Cátodo ( ) Cu 2e Cu( s ) cul g Cu x g Cu x ' ' ' 7 C 79' 92 Eq gr Br2 79' 9 g gr Br C x C x 1518' 7 79' ' g Br2 29/05/201 21

22 SOLUCIÓN EJEMPLO E Ag e Ag 2 Cu 2e Cu 3 Al 3e Al Por lo tanto el paso de 1 mol de electrones producirá: 1 mol de Ag 1 eq gr 1 2 mol de Cu 1 eq gr 1 3 mol de Al 1 eq gr 1 mol Ag= g de Ag: ' g Ag C 1118 ' 10 3 gag C 1/2 mol de Cu=31 77 g Cu: 31' 77 g Cu C 329 ' 10 4 gcu C 1/3 mol de Al = 8 99 g Al: 8' 99 g Al C 9316 ' 10 5 gal C 29/05/201 22