Electrolisis

ELECTROLISIS

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 ser transferidos entre dos electrodos. El electrolito es la conexión entre los dos electrodos que también están conectados con una corriente directa. Esta unidad se llama célula de electrolisis y se muestra en el cuadro de abajo:

Si usted aplica una corriente eléctrica, los iones positivos migran al cátodo mientras que los iones negativos migrarán al ánodo. Los iones positivos se llaman cationes y son todos los metales. Debido a su valencia perdieron electrones y pueden tomar electrones. Los aniones son iones negativos. Llevan normalmente los electrones y entonces tienen la oportunidad de cederlos. Si los cationes entran en contacto con el cátodo, captan de nuevo los electrones que perdieron y pasan al estado elemental. Los aniones reaccionan de una manera opuesta. Si entran en contacto con el ánodo, ceden sus electrones y pasan al estado elemental. En el electrodo, los cationes serán reducidos y los aniones serán oxidados.

Para controlar las reacciones en la célula usted puede elegir entre diversos materiales para el electrodo. Así como usted puede utilizar varios electrólitos para las reacciones y los efectos especiales. El electrolito contiene los iones, que conducen la corriente.

Por ejemplo, si usted desea galvanizar, como cátodo se utiliza un pedazo de metal. Los iones del metal del ánodo migran al cátodo y se convierten en una capa delgada en la superficie de la pieza que necesita ser galvanizada.

Para producir cobre muy puro usted tiene que elegir un ánodo de cobre contaminado, que será limpiado por electrólisis. El cobre se consigue como iones de Cu2+ en la solución y precipita en el cátodo como capa de cobre más pura que antes. La contaminación del ánodo no reaccionará con el cobre. Los metales con un carácter más noble que el cobre no reaccionarán. Los metales con un potencial estándar más o menos igual que el cobre también sufren electrolisis y migran al cátodo.

También la plata es limpiada de esta manera.

Para predecir las reacciones de la electrólisis se utiliza la serie electromotriz-electroquímica. Usted puede encontrar en esta tabla (véase un fragmento abajo) los elementos periódicos por sus potenciales estándares (E0). El potencial estándar demuestra la capacidad, con respecto a los iones de hidrógeno, para ceder electrones. En esta tabla el potencial estándar del hidrógeno es 0. Los otros elementos tienen un potencial estándar positivo o negativo. Eso significa que los elementos con un potencial negativo serán más fáciles de oxidar que el hidrógeno y los elementos con un potencial positivo serán más difíciles de oxidar que el hidrógeno.

Li/Li+ -3.04 mV Co/Co2+ -0.28 mV

K/K+ -2.92 mV Ni/Ni2+ -0.23 mV

Ca/Ca2+ -2.87 mV Sn/Sn2+ -0.14 mV

Na/Na+ -2.71 mV Pb/Pb2+ -0.13 mV

Mg/Mg2+ -2.37 mV H 2 /2H+ ± 0.00 mV

Mn/Mn2+ -1.18 mV Cu/Cu+ +0.34 mV

2H2O/H2 + OH- -0.83 mV 2Hg/Hg2 2+ +0.79 mV

Zn/Zn2+ -0.76 mV Ag/Ag+ +0.80 mV

Cr/Cr3+ -0.74 mV Hg/Hg2+ +0.85 mV

Fe/Fe2+ -0.56 mV Pt/Pt 2+ +1.20 mV

Fe/Fe3+ -0.44 mV Cl2/2Cl - +1.36 mV

Cd/Cd2+ -0.40 mV Au/Au+ +1.50 mV

Ti/Ti2+ -0.34 mV F2 /2F- +2.87 mV

La tabla arriba demuestra la serie electromotora-electroquímica (potencial estándar a 25ºC) .

Generalmente metales positivos son metales nobles en contra de los metales negativos. A excepción de algunos elementos usted puede predecir con el potencial estándar qué ocurre en la corteza terrestre. Los metales nobles están generalmente en un estado de metal puro mientras que los metales no nobles se encuentran normalmente como compuesto.

Siguiendo con el pensamiento de arriba la posibilidad de oxidar y también de reducir es función del potencial estándar. De esta forma los fuertes oxidantes (que serán reducidos) tienen un potencial estándar negativo y los fuertes agentes reductores tienen un alto potencial estándar positivo.

Los procesos de electrolisis son difíciles de controlar. El proceso galvánico de la corrosión es normalmente una reacción indeseada, que causa daños en tuberías, marcos y en muchas otras cosas de metal. El proceso es convertir la técnica de electrólisis que apunta las diferencias potenciales de diversos metales usados. Para reducir el daño usted puede utilizar por ejemplo otro ánodo, que será oxidado más fácilmente que el material. También usted puede utilizar una Unidad de eliminación de iones.

Ejemplos de Electrolisis:

1. La electrolisis del agua para producir hidrogeno y oxigeno

2 H2O ---------------- 2 H2 + O2

2. La electrolisis del cloruro de sodio para generar sodio y cloro

2 NaCl ----------------- 2 Na + Cl2

3. La electrolisis del cloruro de sodio acuoso para generar hidroxido de sodio y acido clorhidrico.

NaCl + H2O -------------- NaOH + HCl

CELDAS ELECTROQUÍMICAS

Una celda electroquímica de corriente continua es un dispositivo capaz de obtener energía eléctrica a partir de reacciones químicas o bien de producir reacciones químicas a través de la introducción de energía eléctrica. Consta de dos conductores eléctricos llamados electrodos, cada uno sumergido en una disolución adecuada de electrólito. Para que circule una corriente en una celda es necesario:

1º Que los electrodos se conecten externamente mediante un conductor metálico.

2º Que las dos disoluciones de electrólito estén en contacto para permitir el movimiento de los iones de una a otra

3º Que pueda tener lugar una reacción de transferencia de electrones en cada uno de los dos electrodos.

En la siguiente figura se esquematiza una celda electroquímica sencilla:

Consiste en dos electrodos uno de zinc y otro de cobre, sumergidos en sus respectivas disoluciones de sulfato (el electrodo de Zinc sumergido en una disolución de sulfato de Zinc y el de cobre en una de sulfato de cobre). Ambas disoluciones se unen por un puente salino, que consiste en un tubo relleno de una disolución saturada de cloruro de potasio (se puede emplear otro electrólito). Los extremos del tubo se tapan con unos tapones porosos que permiten el paso de iones pero no de líquido. De esta forma,

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