UNIVERSIDAD DE EL SALVADOR

FACULTAD DE INGENIERÍA Y ARQUITECTURA

ESCUELA DE INGENIERÍA QUÍMICA E INGENIERÍA DE ALIMENTOS

QUÍMICA GENERAL II

CICLO I-2014

TAREA EXAULA

“CELDAS ELECTROLÍTICAS”

PRESENTADO POR:

AB13002 ALVARENGA BERNAL, KEVIN REMBERTO

BC12022 BARRERA CABRERA, ARMANDO JOSÉ

ES13001 ECHEVERRÍA SERRANO, EDUARDO BENJAMÍN

HB13004 HERNÁNDEZ BÁTRES, JENNIFER ALEXANDRA

MA13001 MEDINA ALAS, DIANA GABRIELA

PROFESORA: ING. ANA CECILIA DÍAZ DE FLAMENCO

CIUDAD UNIVERSITARIA, JUEVES 19 DE JUNIO DE 2014

ÍNDICE

Contenido Pag

I. INTRODUCCIÓN................................................................................. 1

II. RESUMEN............................................................................................. 2

III. OBJETIVOS .......................................................................................... 3

IV. MARCO TEÓRICO ............................................................................. 3

V. PROCEDIMIENTOS ............................................................................. 8

VI. ANÁLISIS Y COMENTARIO DE RESULTADOS (APLICACIONES) .... 11

VII. BIBLIOGRAFÍA .................................................................................... 14

VIII. ANEXOS ............................................................................................. 15

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I. INTRODUCCIÓN

A principios del siglo XIX, Michael Faraday, científico inglés que descubrió

que las soluciones acuosas de ciertas sustancias conducían la corriente

eléctrica, mientras que el agua pura y las soluciones de otras no la

conducían. Faraday llamo electrolitos a las sustancias cuyas soluciones

acuosas conducen la corriente y no-electrolitos a las sustancias que no son

descompuestas por la electricidad.

En 1830 Faraday comenzó sus experimentos para determinar los principios

que relacionan la cantidad de material que se remueve o se deposita

durante la electrolisis, entendiéndose que entre más tiempo se le aplique la

corriente a la solución, más grande es la cantidad de iones separados,

mientras que la masa que se acumula en el electrodo debe ser igual a la

masa atómica del mismo electrodo, pero inversamente proporcional en las

valencias entre ion y electrodo.

Las leyes que rigen los procesos electrolíticos fueron establecidas por

Michael Faraday. En esta ocasión nuestro trabajo de investigación está

enfocado a las celdas electrolíticas, las cuales explicaremos y describiremos

con detalle a lo largo de la presente exposición.

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II. RESUMEN

En el presente reporte exponemos los resultados de una investigación

teórica sobre las celdas electrolíticas y los principios que permiten su

funcionamiento, para lo cual fue necesario hacer una lectura metódica y

una revisión de libros de Química y documentos confiables para

comprender los procesos electroquímicos involucrados en las celdas en

estudio.

Todas las reacciones electroquímicas comprenden la transferencia de

electrones y por tanto son reacciones de oxidación-reducción. En los

procesos electroquímicos se requiere algún método para introducir una

corriente de electrones en algún sistema químico de reacción o de algún

medio para retirar electrones. En algunas celdas electroquímicas se hace

que ocurran reacciones químicas no espontaneas (que favorecen la

formación de reactivos) por suministro de corriente eléctrica.

La principal limitante en la realización de esta investigación fue limitarnos a

los aspectos teóricos, ya que no hubo oportunidad de comprobar los

resultados en laboratorio, pero nos referimos a fuentes bibliográficas

confiables para la exposición de los contenidos.

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III. OBJETIVOS

Objetivo general:

Reconocer tipos de celdas electrolíticas y sus aplicaciones

Objetivos específicos:

Explicar que es una celda electrolítica

Identificar las partes de una celda electrolítica

Describir los procesos químicos involucrados en el funcionamiento de

una celda electrolítica

Describir algunos ejemplos y aplicaciones industriales de la electrolisis

IV. MARCO TEÓRICO

DEFINICIÓN DE TERMINOS

ELECTROQUIMICA

El área de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y

energía química es la electroquímica. Los procesos electroquímicos son

reacciones redox en donde la energía liberada por una reacción

espontánea se transforma en electricidad, o la electricidad se utiliza para

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inducir una reacción química no espontanea. A este último proceso se le

conoce como electrolisis.

REACCIONES REDOX

Los procesos electroquímicos son reacciones redox (oxidación - reducción).

En las reacciones redox se transfieren electrones de una sustancia a otra. La

pérdida de electrones durante la oxidación de un elemento se distingue por

un aumento en su número de oxidación, la reducción de un elemento

implica disminución en su número de oxidación debido a la ganancia de

electrones

ELECTROLISIS

En la electrolisis se utiliza la energía eléctrica para inducir una reacción

química no espontanea, este proceso se lleva a cabo en un dispositivo que

se conoce como: celda electrolítica. A diferencia de una celda galvánica

para que una celda electrolítica funcione se requiere de una fuente externa

de corriente eléctrica, por ejemplo una batería la que fuerza a la reacción

no espontanea a ocurrir.

Para que se produzca una electrolisis se debe aplicar una diferencia de

potencial mayor que la diferencia de potencial de la reacción espontanea.

Por ejemplo si el ∆𝐸° de la reaccion espontanea, con reactivos y productos

en estado estándar, es + 0.42 V, se deberá aplicar una diferencia de

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potencial mayor que ese valor a fin de lograr invertir el sentido de la

corriente.

De esta manera se invierten las reacciones en los electrodos forzando la

oxidación en el ánodo y la reducción en el cátodo. La fuente externa es la

que proporciona la corriente necesaria para que los electrones circulen a

través del alambre externo desde el ánodo hacia el cátodo. En el medio

conductor los cationes migran hacia el ánodo, cerrando de esa manera el

circuito.

Se debe tener presente que para este tipo de celdas, donde el proceso no

es espontaneo, el signo de ∆𝐸° debe ser negativo. En otras palabras el signo

negativo de ∆𝐸° nos indica que la reaccion no es espontanea.

CELDA ELECTROLITICAS

Se denomina celda electrolítica al dispositivo utilizado para la

descomposición mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas

denominadas electrolitos. Los electrolitos pueden ser ácidos, bases o sales.

Al proceso de disociación o descomposición realizado en la celda

electrolítica se le llama electrólisis.

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En la electrólisis se pueden distinguir tres fases:

Ionización - Es una fase previa antes de la aplicación de la corriente y

para efectuar la sustancia a descomponer ha de estar ionizada, lo que

se consigue disolviéndola o fundiéndola.

Orientación - En esta fase, una vez aplicada la corriente los iones se

dirigen, según su carga eléctrica, hacia los polos (+) ó (-)

correspondiente

Descarga - Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (-)

y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (+).

Para que los iones tengan bastante movilidad, la electrólisis se suele llevar a

cabo en disolución o en sales. Salvo en casos como la síntesis directa

del hipoclorito sódico los electrodos se separan por un diafragma para

evitar la reacción de los productos formados.

PRODUCTOS DE LA ELECTRÓLISIS - LEYES DE FARADAY

Para calcular la cantidad de producto formado por el pasaje de una

dada cantidad de electricidad se emplean las leyes de Faraday. Estas

establecen una relación precisa entre la cantidad de cambio químico

producido por la energía eléctrica y la cantidad de esta última empleada

para tal fin.

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• Primera Ley: la masa de un elemento depositada en un electrodo es

proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la

solución del electrolito o del electrolito fundido:

𝑚 = 𝜀. 𝑞 (1)

Dónde: m = masa depositada, ε = equivalente electroquímico y q =

cantidad de carga o de electricidad. Como la cantidad de electricidad

es: q = i.t, la expresión anterior (1) puede escribirse también como:

𝑚 = 𝜀. 𝑖. 𝑡 (2)

Dónde: i = intensidad de corriente eléctrica y t = tiempo de pasaje de la

corriente eléctrica.

La intensidad de corriente (i) es la cantidad de carga eléctrica (q) que

circula por un conductor en la unidad de tiempo (t), es decir: i = q/t . Se

expresa en Amperes (A), cuando el tiempo se mide en segundos (s) y la

cantidad de carga eléctrica (q) que pasa por el conductor se mide en

Coulombs (C). (Unidades: A = C/s).

ε (equivalente electroquímico) es la masa de un elemento depositada en

el electrodo por el pasaje de un coulomb de carga.

ε =𝑚

𝑞=

𝑚

𝑖𝑡

8

V. PROCEDIMIENTOS

PARTES ELEMENTALES DE UNA CELDA ELECTROLÍTICA

Para entender el funcionamiento de una celda electrolítica hay que

identificar sus partes y que ocurre en cada una de ellas.

Celda o cuba electrolítica: Es el recipiente donde se lleva a cabo el proceso

de electrólisis

Electrolito: Sustancia capaz de descomponerse al estar en contacto con la

corriente eléctrica. Usualmente son sustancias iónicas, así como sales, ácidos

y bases que se disocian en iones al estar en solución o fundidos.

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Electrodo: Son barras o placas generalmente metálicas que al estar en

contacto con el electrolito, logran que éste entre en reacción, puesto que

actúan como conductores de la energía de una batería.

Pueden ser activos cuando además de conducir corriente eléctrica son

parte del proceso y reaccionan con el electrólito, tal es el caso del Zinc,

Cobre, Plata, etc. También pueden ser inertes si su única función es conducir

la corriente, sin sufrir cambios químicos, como el caso del grafito.

En función del proceso desarrollado en él, un electrodo puede ser un cátodo

si lleva electrones a la solución y es donde ocurre la reducción; o un ánodo

si es donde ocurre la oxidación.

Fuente de energía: puede tratarse de una batería o pila que suministre una

corriente eléctrica al sistema.

Según la ley de Faraday para la electrólisis.

La masa de un elemento depositado o disuelto en un electrodo es

directamente proporcional a la cantidad de electricidad que circuló en la

celda. Se puede expresar mediante la igualdad

𝐼 ∗ 𝑡

𝐹=

𝑚 ∗ 𝑣

𝑀

Donde

I= Intensidad de Corriente Eléctrica (En Amperios o Culombio/segundo)

T= tiempo (segundos)

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F= Constante de Faraday (96485 C/mol)

m= masa depositada

v= valencia

M= Masa molar

Esta relación nos permite predecir de forma aproximada la masa que se

depositaría al realizar un proceso electrolítico, dependiendo del amperaje

suministrado.

Por ejemplo:

Se hace pasar una corriente de 0.5 A durante 2 horas, a través de 1 litro de

disolución de nitrato de plata 0.1 M. Una vez finalizada la electrolisis y

sabiendo que la masa atómica de la plata es igual a 107.9 g/mol. Determine

la masa de plata depositada en el cátodo.

SOLUCIÓN

La cantidad de plata depositada por esa corriente de 0,5 A durante 2

horas se calcula aplicando las Leyes de Faraday al proceso de reducción

de la plata: Ag+ + 1 e- Ag en el cual la valencia es 1

𝐼 ∗ 𝑡

𝐹=

𝑚 ∗ 𝑣

𝑀

Despejando m (masa depositada)

𝑀(𝐼 ∗ 𝑡)

𝐹 ∗ 𝑣= 𝑚

107.9 𝑔/𝑚𝑜𝑙(0.5 𝐴 ∗ 2(3600 𝑠))

96485 𝐶/𝑚𝑜𝑙 ∗ 1= 𝑚 𝑑𝑒 𝐴𝑔 𝑑𝑒𝑝𝑜𝑠𝑖𝑡𝑎𝑑𝑎

4.026 𝑔 = 𝑚 𝑑𝑒 𝐴𝑔 𝑑𝑒𝑝𝑜𝑠𝑖𝑡𝑎𝑑𝑎

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VI. ANÁLISIS Y COMENTARIO DE

RESULTADOS

APLICACIONES DE LAS CELDAS ELECTROLÍTICAS

Sucede muchas veces que los electrodos por si mismos participan en el

proceso de electrolisis, por ejemplo cuando las disoluciones acuosas se

electrolizan utilizando electrodos de metal, el electrodo puede oxidarse si su

potencial de oxidación es mayor que el del agua.

LA ELECTROMETALURGIA

Se refiere al empleo de los métodos de electrolisis para obtener el metal puro

a partir de cualquiera de sus compuestos o de la purificación de una forma

bruta de metal. Los procedimientos electrometalúrgicos se pueden

diferenciar a grandes rasgos de acuerdo a que la electrólisis se aplique a

una sal fundida o a una disolución acuosa.

Los métodos electrolíticos son importantes para obtener los metales más

activos, como sodio, magnesio y aluminio. Estos metales no se pueden

obtener de soluciones acuosas porque el agua se reduce con más facilidad

que los iones metálicos.

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ELECTROMETALURGIA DEL SODIO

En la preparación comercial de sodio, se electroliza NaCl fundido en una

celda de diseño especial llamada celda de Downs (ver anexo 1). Se agrega

cloruro de calcio (CaCl2) para mover el punto de fusión del NaCl, del punto

de fusión normal de 804°C, a alrededor de 600°C. Se impide que el Na(l) y el

Cl2(g) producidos en la electrólisis entren en contacto y formen de nuevo

NaCl. Además, es necesario evitar que el Na tenga contacto con oxígeno

porque el metal se oxidaría rápidamente en las condiciones de alta

temperatura de la reacción de la celda.

ELECTROMETALURGIA DEL ALUMINIO

El proceso electrolítico que se utiliza en escala comercial para producir

aluminio se conoce como proceso Hall, así llamado en honor a su inventor,

Charles M. Hall. El Al2O3 purificado se disuelve en criolita fundida (Na3AlF6),

que tiene un punto de fusión de 1012°C y es un eficaz conductor de la

corriente eléctrica. (En el anexo 2 se muestra un diagrama esquemático de

la celda de electrólisis). Se emplean barras de grafito como ánodos, las

cuales se consumen en el proceso electrolítico.

Las reacciones de electrodo son las siguientes:

Ánodo: C(s) + 2O2(l) —: CO2(g) +4e- [23.17]

Cátodo: 3e-+ Al3+(l) —:Al(l)

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ELECTRORREFINACIÓN DEL COBRE

El cobre se purifica por electrólisis. Grandes planchas de cobre crudo sirven

como ánodos de la celda, en tanto que los cátodos son láminas delgadas

de cobre puro.(Ver anexo 3) El electrólito es una disolución ácida de CuSO4.

La aplicación de un voltaje apropiado a los electrodos provoca la oxidación

del cobre metálico del ánodo y la reducción del Cu2+ para formar cobre

metálico en el cátodo.

Esta estrategia es factible porque el cobre se oxida y se reduce con más

facilidad que el agua. La facilidad relativa de reducción del Cu2+ y del

agua se aprecia al comparar sus potenciales estándar de reducción:

Cu+2(ac) + 2e- Cu(s) E°red=+0.34 V

2H2O(l) + 2e- —:H2(g) + 2OH(ac) E°red=-0.83 V

Las impurezas del ánodo de cobre incluyen plomo, zinc, níquel, arsénico,

selenio, telurio y varios metales preciosos, entre ellos oro y plata. Las

impurezas metálicas, más activas que el cobre, se oxidan fácilmente en el

ánodo, pero no se depositan en el cátodo porque sus potenciales de

reducción son más negativos que el del Cu+2. En cambio, los metales menos

activos no se oxidan en el ánodo, sino que se acumulan debajo del ánodo

en forma de lodos que se recogen y se tratan para recuperar los metales

valiosos.

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VII.BIBLIOGRAFÍA

BROWN, Theodore L.; LeMAY JR. H. Eugene; BURSTEN, Bruce; MURPHY,

Catherine. “QUÍMICA, LA CIENCIA CENTRAL”. 12° Edición. PEARSON

EDUCATION, México 2014.

CHANG, Raymond. ''QUÍMICA''. 10° Edición. MCGRAW HILL. México

2014.

Petrucci, Ralph. “QUÍMICA GENERAL”. 10ª Ed. PEARSON EDUCATION,

Madrid 2011

REFERENCIAS EN LÍNEA

ELECTROQUÍMICA III: CELDAS ELECTROLÍTICAS- ELECTRÓLISIS- LEYES DE

FARADAY. Departamento de Química. Facultad de Ciencias Exactas.

Universidad Nacional de La Plata, Argentina. (Actualizado al 18 de junio

de 2014)

http://catedras.quimica.unlp.edu.ar/correlacion/TP/25Electro3Faraday.pdf

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VIII. ANEXOS

Anexo 1: Celda de Down para la electrometalurgia del Sodio

Anexo 2: Celda electrolítica del proceso Hall para obtención del aluminio

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Anexo 3: Celda electrolítica para la refinación del cobre