Electrolisis

INTRODUCCION

La electroquímica, es una parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las reacción químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica viceversa. En un sentido más amplio, la electroquímica es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes. Una de las aplicaciones más importantes de la electroquímica es el aprovechamiento de la energía producida en las reacciones químicas mediante su utilización como energía eléctrica, proceso que se lleva a cabo en las baterías.

Las baterías poseen una fuerza electromotriz que esta da por la diferencia algebraica de los potenciales de electrodos en condiciones estándar. Esto nos lleva al proceso entre 2 electrodos produciéndose una reacción oxido-reducción, esta última consiste en reacciones de transferencia de electrones, en donde una sustancia se oxida cuando los pierde y se reduce cuando los gana, ambos procesos son dependientes.

OBJETIVOS

Experimentar un proceso electrolítico, que tiene tanta aplicación industrial.

Efectuar la electrólisis de un electrolito en solución acuosa.

Observar el comportamiento de la solución y los electrodos durante el proceso.

Identificar los productos de la electrólisis e inferir la naturaleza de las transformaciones que tienen lugar.

Interpretar, por medio de ecuaciones parciales de oxidación y reducción los procesos que han tenido lugar.

MARCO TEORICO

ELECTROLISIS

Los elementos que permiten el pasaje de la corriente eléctrica se denominan conductores

(ej: metales, electrolitos) y los que no permiten dicho pasaje se denominan malos conductores o aislantes (ej: madera, vidrio, goma).

Los electrolitos son sustancias que, disueltas en agua o fundidas, conducen la corriente eléctrica (algunos ácidos, hidróxidos y sales) y la diferencia entre los metales y los electrolitos, en cuanto a sus características como conductores de la electricidad, es que los primeros dejan pasar la electricidad sin sufrir ninguna alteración en su estructura, ya que la conducción se debe al flujo de electrones a través de los mismos (electrones de valencia), generando la corriente electrónica. En cambio, los electrolitos se descomponen en iones (aniones y cationes) y generan una reacción química denominada electrólisis y son estos iones los responsables de la conducción eléctrica (corriente electrolítica).

Para realizar una electrólisis se debe contar con un aparato o recipiente, llamado cuba electrolítica, el cual sirve para contener a la solución electrolítica (electrolito en medio acuoso) y a los dos electrodos; también hay que tener una fuente de energía eléctrica, a la que se conectarán los electrodos.

Los electrodos son conductores metálicos que recibirán su nombre según cual sea el polo del generador al que estén conectados, así, el electrodo que se encuentra unido al polo positivo recibirá el nombre de ánodo y el que se halla unido al polo negativo será llamado cátodo. Ambos se encuentran sumergidos en la solución en contacto con el electrolito y es en su superficie donde se producirán reacciones con liberación o consumo de electrones, generando el intercambio de corriente electrónica y corriente electrolítica. La reacción de consumo de electrones se verifica en el cátodo y es una reducción, mientras que la reacción que libera electrones tiene lugar en el ánodo y es una oxidación.

Cuando se enciende el generador, se produce alrededor de los electrodos un campo eléctrico provocando la migración de los iones hacia ellos, debido a que los iones, son átomos o grupos de átomos con carga eléctrica positiva (cationes) o negativas (aniones).

Cátodo Reducción: consumo de electrones

Especie oxidada + electrones especie reducida

Ánodo Oxidación: liberación de electrones

Especie reducida + electrones especie oxidada

Migración Electrónica: ánodo e– cátodo (flujo de electrones)

Es importante destacar que en la electrólisis se genera energía química a partir de energía eléctrica (corriente eléctrica), al contrario de lo generado en una pila o celda galvánica donde se transforma energía química en eléctrica.

Faraday, tras realizar estudios cuantitativos referentes a la relación entre la cantidad de electricidad que circula por la solución electrolítica y la cantidad de sustancia depositada y/o liberada en los electrodos, enunció las siguientes leyes:

“La cantidad de un elemento dado que se libera en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electrones que pasa a través de la solución.”

“Los pesos de los distintos elementos liberados por la misma cantidad de electricidad son directamente proporcional a sus equivalentes-químicos.”

Relacionando ambas expresiones se deduce la siguiente expresión matemática:

Dónde: w: peso del elemento liberado o depositado en el electrodo (g)

I: intensidad de corriente eléctrica (amp) t: tiempo trascurrido (seg) Eq: equivalente químico (g/eq-q)

F: constante de Faraday = 1 F = 96500 coul/eq-q = 96500 amp.seg/eq-q (la cantidad de electricidad que libera un equivalente químico de cualquier elemento es igual a 96500 coulomb)

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