Células Electrolíticas y Electrólisis

La energía eléctrica juega un papel importante en grandes cantidades de reacciones químicas. El campo de la ciencia que involucra la producción de electricidad a partir de la energía liberada durante reacciones químicas espontáneas y el uso de energía eléctrica para lograr cambios químicos no espontáneos se llama electroquímica . 

La base de este tipo de procesos son las reacciones redox, que hemos aprendido en la clase anterior. Un gran número de reacciones químicas y biológicas son reacciones redox. Se utilizan para obtener energía para fines domésticos, de transporte o industriales, para quemar combustible para la digestión de los alimentos en los animales; Varios procesos industriales de fotosíntesis para obtener energía del sol, extrayendo metales de sus minerales y fabricando sustancias químicas importantes, operando baterías secas y húmedas, celdas de combustible, etc.

Las reacciones se llevan a cabo electroquímicamente, por lo que son energéticamente eficientes y menos contaminantes. Por lo tanto, el estudio de la electroquímica es importante para la creación de nuevas tecnologías respetuosas con el medio ambiente. Por lo tanto, la electroquímica es un tema muy masivo e interdisciplinario. Las reacciones redox nos mantienen vivos.

Celdas electrolíticas

La electrólisis es el procedimiento de descomposición de un electrolito por el paso de electricidad a través de su solución acuosa o el estado fundido de una corriente eléctrica. Esta celda se utiliza para realizar la electrólisis, que son celdas de electrolitos .

El agua, por ejemplo, se puede electrolizar (con la ayuda de una celda electrolítica) para producir oxígeno e hidrógeno gaseosos. Esto se logra utilizando el flujo de electrones (hacia el entorno de reacción) para superar la barrera de energía de activación de la reacción redox no espontánea.

Los siguientes son los tres componentes principales de las celdas electrolíticas:

1. El cátodo (que tiene carga negativa para las celdas electrolíticas)
2. El áNode es un tipo de áNode que es (que está cargado positivamente para las celdas electrolíticas)
3. Electrolito: El electrolito sirve como conducto para que los electrones fluyan entre el cátodo y el áNode. El agua (que contiene iones disueltos) y el cloruro de sodio fundido son electrolitos comunes en las celdas electrolíticas.

Funcionamiento de una celda electrolítica

• El proceso de electrólisis se realiza tomando una solución de electrolito en un recipiente adecuado. El recipiente se llama tanque electrolítico. Está hecho de vidrio o de un material que es un mal conductor de electricidad. Dos barras o placas de metal están suspendidas en una solución electrolítica. Estos están conectados a los terminales de la batería con la ayuda de cables metálicos. Estas varillas o placas metálicas permiten el paso de la corriente eléctrica y se denominan electrodos. El electrodo asociado con el terminal positivo de la batería se denomina áNode, mientras que el electrodo conectado al terminal negativo de la batería se denomina cátodo.
• Cuando un electrolito se disuelve en agua, se divide en iones negativos y positivos. Los iones con carga positiva se denominan cationes y los iones con carga negativa se denominan aniones. Al pasar una corriente eléctrica por toda la disolución. Los iones son atraídos por los electrodos de carga opuesta. Por esa razón, los cationes se mueven hacia el cátodo mientras que los aniones se mueven hacia el áNode. Este movimiento de iones en la solución se conoce como conducción electrolítica o iónica y es el flujo de corriente a través de la solución.
• Al llegar al áNode, los iones ceden sus electrones (que son expulsados ​​de la disolución). Por el contrario, los cationes toman el electrón del cátodo. Por lo tanto, el catión y el anión se descargan nuevamente en el electrodo y se convierten en partículas neutras. Esto se conoce como cambio primario. Los productos primarios pueden agregarse de esta manera o pueden transformarse más en moléculas o compuestos. Estos se conocen como productos secundarios y el cambio se denomina cambio secundario.
• El proceso de electrólisis fue explicado por el principio de ionización. Según la teoría iónica, los electrolitos existen como iones en solución y la función de la electricidad es simplemente dirigir estos iones hacia su respectiva electricidad. Los electrolitos se pueden electrolizar solo en estado disuelto o fundido.
• Una de las celdas electrolíticas sencillas consta de dos varillas de cobre sumergidas en una solución acuosa de sulfato de cobre. Cuando se aplica una corriente eléctrica (voltaje de CC) a los dos electrodos, los iones Cu ²⁺ se descargan en el cat (electrodo con carga negativa) y ocurre la siguiente reacción:

En el cátodo:

Cu ²⁺ (aq) + 2e ^– ⇒ Cu(s)

• El cobre metálico se deposita en el cátodo. En modo, el cobre se convierte en Cu ²⁺ por la reacción

Cu(s) ⇒ Cu ²⁺ (aq) + 2e ^–

• Así, el cobre se disuelve en el áNode. En términos de oxidación y reducción, podemos decir que el cobre se oxida en el áNode mientras que se reduce en el cátodo. Son la base de un importante proceso industrial en el que el cobre impuro se convierte en cobre de alta pureza con muchos otros metales como Na, Mg, Al, etc. También se generan a gran escala por reducción electroquímica de sus respectivos cationes donde no se dispone de agentes reductores químicos adecuados para la reducción. Este es uno de los métodos importantes en la metalurgia.
• A modo de ilustración, los metales sodio y magnesio se producen mediante la electrólisis de sus cloruros fusionados, y el aluminio se produce mediante la electrólisis del rust de aluminio en presencia de ergolina (Na ₃ AIF ₆ ).

Electrólisis

La celda que convierte la energía eléctrica en energía química se llama celda electrolítica. Esta oxidación ocurre en el áNode y es una placa positiva mientras que la reducción ocurre en el cátodo y es una placa negativa. En las celdas electrolíticas se utiliza energía eléctrica para realizar reacciones químicas no espontáneas y el proceso que se lleva a cabo en una celda electrolítica se denomina electrólisis .

Electrólisis de solución de NaCl

Los iones Na ⁺ , Cl ^– , H ⁺ y OH ^– están presentes en la solución acuosa de NaCl debido a la ionización del agua y la presencia de NaCl. El agua tiene una baja población de iones porque es un electrolito débil. Cuando se alcanza una diferencia de potencial entre los dos electrodos durante una reacción, los iones Na ⁺ y H ⁺ migran hacia el electrodo negativo, el cátodo, mientras que los iones Cl ^– y OH ^– se mueven hacia el electrodo positivo, el áNode.

Entre los iones H ⁺ y Na ⁺ en el cátodo, se descargan iones H+, pero los iones Cl ^– se descargan con preferencia a los iones OH ^– en el mismo terreno.

NaCl ⇌ Na ⁺ + Cl ^–

H ₂ O ⇌ H ⁺ + OH ^–

En el cátodo: 

• H ⁺ + mi ^– → H
• 2H → _H2   

En el áNode: 

• Cl ^– → Cl + mi ^–  
• 2Cl → _Cl2

Como resultado, los iones Na ⁺ y OH ^– permanecen intactos en la solución acuosa, lo que da como resultado cristales de NaOH cuando la solución se evapora.

Leyes de Faraday de la Electrólisis

Primera ley de la electrólisis de Faraday

La cantidad de reacción química que se manifiesta al pasar corriente a cualquier electrodo durante la electrólisis es proporcional a la cantidad de electricidad que fluye a través del electrolito (en solución o en estado fundido).

w ∝ Q 

Q = ZQ 

w = Zit

dónde,

• Q = cantidad de electricidad
• t = corriente (A),
• t = tiempo (seg), 
• Z=proporcionalidad constante denominada equivalente electroquímico.

Segunda ley de la electrólisis de Faraday

La cantidad de sustancias disociadas que pueden pasar a través de la misma cantidad de electricidad usando una solución electrolítica es proporcional a su masa química equivalente, es decir-

 W ₁ / E ₁ = W ₂ / E ₂ = W ₃ / E ₃ …….

dónde

• W ₁ = masa de sustancia 1 depositada
•  E ₁ = peso equivalente

Aplicaciones de la Electrólisis

• La soda cáustica es prefabricada por electrólisis de solución de cloruro de sodio
• fabricación de O ₂ y H ₂
• Súplica terapéutica
• electrometalurgia

Problemas de muestra

Problema 1. ¿Cuántos culombios se necesitan para que reaccionen 40,5 g de aluminio cuando el electrodo está:

Al ³⁺ + 3e ^– ⇒ Al

Solución:

1 mol de Al requiere 3 mol de electrones o 3 × 96500 C

1 mol de Al = 27g

27g de Al requieren =3 × 96500 C

40,5 g de Al requieren = (3*96500C × 40,5)/27 = 434.250 C

Problema 2. En la electrólisis de aguas ácidas se desea obtener hidrógeno a 1cc seg en la posición STP. ¿Cuál debería ser el pase actual?

Solución:

2H ⁺ + 2e ^– ⇒ H ₂

1 mol de H ₂ o 22400 cc de H ₂ en STP requiere = 2 × 96500 C

1cc de H ₂ en NTP requiere = (2×96500)/22400 = 8.616 C

Ahora, Q = I × t

I = Q/t = 8.616/1s

= 8.616 amperios

Problema 3. ¿Cuántos moles de mercurio se producirán con soluciones de aislamiento galvánico de 1,0 M Hg(NO ₃ ) ₂ con una corriente de 2,00 A durante 3 horas?

Solución:

Hg ²⁺ + 2e ^– ⇒ Hg

Calidad de la electricidad pasada = I × t(seg)

 = 2,0 A × 3,0 × 60 × 60 = 21600 C

2 × 96500 C de electricidad producen mercurio = 1 mol

21600 C de electricidad producirán mercurio = 1× 21600 / (2×96500) = 0.112mol

Problema 4. Una solución de CuSO se electroliza durante 10 minutos con una corriente de 1,5 amperios. ¿Cuál es la masa de cobre depositada en el cátodo?

Solución:

Intensidad de corriente (I) = 1,5 A

Tiempo (t) = 10 min = 10 x 60 = 600 s 

cantidad de electricidad pasada = I xt = (1.5 A) x (600 s) = 900 C (A s = C)

El cobre se deposita como: Cu +2e7 → Cu(s)

2 mol de electrones o 2 x 96500 C de depósito actual de cobre = 63,56 g

900 C de corriente depositarán cobre = 63,56/(2 ×96500) = 0,296 g

Problema 5. Calcular cuánto tardará en depositarse 1,0 g de cromo cuando circula una corriente de 1,25 A por una disolución de sulfato de cromo (III). (Masa molar de Cr=62).

Solución:

Cr ³⁺ +3e ^– → Cr(s) 

Se necesitan 3 mol de electricidad para depositar 1 mol de Cr,

52 g de Cr requieren corriente = 3 x 96500 C

1g de Cr requerirá corriente = (3 x 96500)/52 =5567.3 C

número de culombios = Corriente xt

Tiempo (s) requerido = No. de culombios / Corriente 

Tiempo (s) requerido = 5567.3 C / 1.25 (Amperios)

= 4453.8s o 1.24hr

Problema 6. ¿Cuántas horas se tarda en reducir 3 mol de a Fe con una corriente de 2,0 A? (F= 96500 C) Solución: Reducción de Fe³ ⁺ a Fe² ⁺ .

Solución:

Fe ³⁺ +e ^– →Fe² ⁺ 

La reducción de 1 mol de Fe ³⁺ requiere = 96500 C

Reducción de 3 mol de Fe³ ⁺ requiere = 3 × 96500 C = 2,895 x 10°C

Cantidad de electricidad = Corriente × Tiempo

2.895 x 10 = 2 x Tiempo

Tiempo = 2.895×10 ⁵ =14475×10 ⁵ s

Tiempo= (14475 x 10 ⁵ )/(60 x 60) = 40,21 horas