Para calcular el potencial cuando la concentración de la solución de la semicelda no es 1 M, se usa la ecuación de Nernst:
E = Eo + 0.0592 Log [reduce]
n [Oxida]
Eo = potencial de la semicelda de reducción (tablas)
n = número de electrones transferidos
Ejercicios:
Calcule el potencial estándar de la siguiente celda galvánica
a) Mgº /Mg+2 // H+/ H2 /Pt . dibújela indicando el ánodo, el cátodo y signo de los electrodos.
b) Znº /Zn+2 // Cl-/ Cl2 /Pt, dibuje la celda indicando el ánodo, el cátodo y signo de los electrodos
c) Simbolice la celda galvánica de acuerdo a las siguientes reacciones
Ca +2H+ Ca+2 + H2
Cu +Ag+1 Cu+2 + Agº
ELECTROLISIS
La electrolisis es la descomposición de una sustancia o solución electrolítica por medio de la corriente eléctrica. La energía eléctrica induce una reacción química que no es espontánea y se lleva a cabo en una celda electrolítica. La electrólisis se puede realizar por vía seca y por vía húmeda.
ELECTRÓLISIS POR VÍA SECA: electrólisis del NaCl fundido
En estos casos la electrólisis se realiza en ausencia de agua, se trabaja con electrolitos anhidros y para realizar la electrolisis es necesario fundir el electrolito.
2 NaCl (l)? 2Na (l) +Cl2 (g)
(-) Cátodo: 2Na+ (l) +2e- ? 2 Na (l)
(+) Ánodo: 2Cl- (l) ? Cl2 (g) + 2e-
Global: 2Na+ (l) + 2Cl- (l) ? 2 Na (l) + Cl2 (g)
ELECTROLISIS POR VÍA HÚMEDA:
En este caso la electrolisis se realiza para electrolitos disueltos en agua, es decir son procesos electrolíticos que tienen lugar en disolución acuosa.
Cuando se usa una solución acuosa en una celda electrolítica, debemos considerar si es el agua o el soluto el que se va a oxidar o reducir en los electrodos. Dependerá de los valores de E°red.
El agua se puede oxidar para formar oxigeno o reducirse para formar hidrógeno.
? Electrólisis del Agua
Cuando el anión de la disolución es muy difícil de oxidar (el SO42- de H2SO4), se oxidan las moléculas de agua, formando oxigeno e hidrogeno.
Un anión de difícil descarga da lugar a la oxidación del agua en el ánodo
ELECTROLISIS. LEYES DE FARADAY
La electrolisis tiene lugar en las cubas electrolíticas.
que son
Recipientes que contienen un electrolito con dos electrodos: ánodo y cátodo. Los electrodos se conectan a una fuente de corriente continua; el ánodo es el polo positivo y el cátodo el negativo .
como sabemos en ellas
Se transforma energía eléctrica en energía química.
o sea
Proceso inverso al que se da en una célula, celda o pila galvánica.
esquema
el estudio cuantitativo de la electrolisis se debe a
Faraday
quien dedujo
Primera Ley: la cantidad de sustancia que se oxida o se reduce en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que la atraviesa (Q).
Segunda ley: la cantidad de electricidad necesaria (Q) para liberar un equivalente de cualquier sustancia es de 96 500 C, o sea, 1 Faraday (F).
combinando ambas leyes obtenemos
teniendo en cuenta que
En la electrólisis del agua, se electroliza una disolución 0,1M de H2SO4 (los iones H+ y SO42- conducen la electricidad ).
En el ánodo se pueden oxidar SO42- o H2O. Observando los valores de los potenciales se deduce que lo hará el agua. En el cátodo se reducen los H+.
Ánodo: 2H2O (l) ? O2 (g) +4H+ (ac) +4e-
Cátodo: 2(2H+ (ac) + 2e- ? H2 (g)
Global: 2H2O (l) ? O2 (g) + H2 (g)
no hay consumo neto de H2SO4
?E° = E°C – E°A = 0 – 1,23V = -1,23 V
H2SO4
O2
H2
Bateria
Electrólisis de una solución acuosa de NaCl (un catión de difícil descarga da lugar a la reducción del agua en el cátodo )
Los iones Na+ y Cl- conducen la corriente eléctrica. Las reacciones posibles en el cátodo son la reducción del ion Na+ o del agua:
2H2O (l) +2e- ? H2 (g) + 2OH- (ac) E°red = -0,826V
Na+ (ac) + e- ? Na (s) E°red = -2,71V
La reducción es más favorable para el agua (E° más positivo o menos negativo).En el cátodo de la celda electrolítica se produce hidrógeno gaseoso y no sodio metálico.
En el ánodo, las reacciones posibles son la oxidación del ion cloruro o del agua.
2Cl- (ac) ? Cl2 (g) + 2e- E°ox = -1,36V
2H2O (l) ? 4H+ (ac) + O2 (g) +4e- E°ox = -1,23V
Estos potenciales sugieren que el agua se debe oxidar más fácilmente que el ion cloruro. Sin embargo, el voltaje efectivo que se requiere para una electrólisis es a veces mucho mayor que el voltaje teórico basado en los potenciales de electrodo. El voltaje adicional que se requiere para provocar la electrólisis se denomina sobrevoltaje
RC: 2H2O (l) +2e- ? H2 (g) + 2OH- (ac)
RA: 2Cl- (ac) ? Cl2 (g) + 2e-
RG: 2H2O (l) + 2Cl- (ac) ? H2 (g) + Cl2 (g) + 2OH- (ac)
?E° = E°C – E°A = (-0, 83 – 1, 36) V = -2,19V
?E°< 0 por lo tanto ?G°> 0: reacción no espontánea
Se trata de una celda electrolítica
El sobre voltaje para la formación de oxigeno es por lo común suficientemente elevado lo que favorece la oxidación del cloruro respecto a la oxidación del agua, por lo que se produce cloro gaseoso en el ánodo y no oxígeno .
Obtención de metales activos mediante
electrólisis de sólidos
Ejemplo: descomposición de NaCl
C: 2 Na+ (ac) + 2e- 2Naº Eºred= -2,71 V
Reducción
A: 2 Cl- (ac) Cl2º(g) + 2e- Eºoxi= -1,36 V
Oxidación
2Na+(ac)+ 2Cl-(ac) 2Naº+ Cl2º(g) ?Eº = – 4,07 V
La palabra electrólisis procede de dos radicales:
Electro que hace referencia a electricidad
lisis que quiere decir ruptura.
En definitiva lo que ha ocurrido es una reacción de oxidación-reducción, donde la fuente de alimentación eléctrica ha sido la encargada de aportar la energía necesaria
Electrólisis
La electrólisis es un proceso donde la energía eléctrica cambiará a energía química.
El proceso sucede en un electrólito, una solución acuosa o sales disueltas que den la posibilidad a los iones de ser transferidos entre dos electrodos. El electrolito es la conexión entre los dos electrodos que también están conectados con una corriente directa.
ELECTROLISIS
Electrólisis y cambios de masa
Carga (C) = corriente (A) x tiempo (s)
1 mol de e- = 96 500 C
Un equivalente electroquímico corresponde a la masa de una substancia que cede o acepta un mol de electrones (1 Faraday) en una reacción redox.
Electrodepositación
La electrodepositación es una técnica de análisis, en la que se deposita el metal a analizar por electrólisis y por peso se determina la cantidad de este. La cantidad de metal depositado se rige por la ley de Faraday.
Ley de Faraday.- La masa del producto formado o el reactivo consumido en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad transferida al electrodo y a la masa molar de la sustancia en cuestión.
Por consiguiente; y a manera de ejemplo se dice que:
1F reduce un mol de Na+
2F reducen un mol de Mg2+
3F reducen un mol de Al3+
Experiencia a realizar en el laboratorio.
Se colocan clavos en gel de agar que contiene fenolftaleína y ferrocianuro potásico K3[Fe(CN)6].
Se produce Fe2+ a medida que se corroe los clavos en los extremos y el doblez. Los iones Fe2+ reaccionan con los iones [Fe(CN)6]3- para formar Fe3[Fe(CN)6]2 (azul intenso). El resto de cada clavo es el cátodo, en el que se reduce H2O a H2 y a iones OH-. Los iones OH— vuelven rosada la fenolftaleína
Electroquímica
Todos los dispositivos de medida de voltaje lo que miden es diferencia de potencial.
Estos potenciales son útiles para calcular las constantes de equilibrio en procesos de oxidación – reducción
Electroquímica
Desde el punto de vista Fisicoquímico los conductores más importantes son los del tipo electrolíticos, es decir los electrolitos; estos se distinguen de los conductores electrónicos, como los metales, por el hecho de que el paso de una corriente eléctrica va acompañada por el transporte de materia
Electroquimica
Los electrólitos a su vez se clasifican en:
I) Fuertes: Los electrólitos que proporcionan disoluciones altamente conductoras se llaman electrólitos fuertes (como el ácido nítrico o el cloruro de sodio).
II) Débiles: Los que producen disoluciones de baja conductividad reciben el nombre de electrólitos débiles como el cloruro mercurioso (HgCl2) o el ácido etanoico (CH3-COOH).
Electroquímica
El químico sueco Armenias fue el primero en descubrir que algunas sustancias en disolución se encuentran en forma de iones y no de moléculas, incluso en ausencia de una diferencia de potencial eléctrico.
Cuando un electrolito se introduce en una disolución, se disocia parcialmente en iones separados, y que el grado de disociación depende de la naturaleza del electrolito y de la concentración de la disolución.
Electroquímica
La constante dieléctrica del disolvente es otro factor importante en las propiedades de la disolución. La ionización es mayor en un disolvente como el agua, que tiene una constante dieléctrica elevada.
Aplicaciones de la Electroquímica
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