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Electrolisis jano

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ELECTROLISIS

QUÍMICA2º bachillerato

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ESQUEMA GENERAL

Definición - Diferencias con una pila (1) Descripción cualitativa:

Electrolisis de una sal fundidaElectrolisis del aguaElectrolisis de una sal disuelta.

Descripción cuantitativa:Primera ley de FaradaySegunda ley de Faraday

Diferencias con una pila (2)Ejemplos

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DEFINICIÓN - DIFERENCIASDEFINICIÓN - DIFERENCIAS

ELECTROQUÍ MI CA

REACCI ÓN QUÍ M I CA

REACCI ÓN QUÍ M I CA

CORRI ENTE ELÉCTRI CA

CORRI ENTE ELÉCTRI CA

P I LA S

una Una

produce produce

Consiste en la realización de una reacción química gracias al paso de corriente eléctrica, pues de lo contrario la reacción no se desarrollaría espontáneamente.

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CARACTERÍSTICAS GENERALES

En el electrodo negativo, cátodo, se produce la reducción.

En el electrodo positivo, ánodo, se produce la oxidación.

La polaridad es la opuesta a la de las pilas.

Ánodo: salen electrones.

Cátodo: llegan electrones

Electrolisis de MgCl2 fundido

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ELECTROLISIS DE UNA SAL FUNDIDA

La reacción no es espontánea.Iones Na+: son atraídos por el cátodo. Allí reciben un electrón.Iones Cl-: son atraídos por el ánodo. Allí se les quita un electrón.

2 2 02NaCl Na Cl G

Ánodo Cl Cl e

Cátodo Na e Na

( ):

( ):

2 2

2 2 22

E E E E E Vocátodoo

ánodoo

Nao

Cl Clo / Na /

' ' '2

271 136 4 70

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ELECTROLISIS DEL AGUA

Hay que aplicar una ddp > 1’23 V.Se produce el doble de H2 que de O2

Para facilitar el proceso hay que añadir un poco de ácido sulfúrico (no volátil)

Cátodo ducción H e H

Ánodo Oxidación OH O H O e

acción global H O H Ol g g

( ):Re

( ):

Re : ( ) ( ) ( )

2 2

2 12 2

12

2

2 2

2 2 2

ELECTROLISIS DEL AGUA

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ELECTROLISIS DE UNA SAL DISUELTA

Según el potencial de reducción del catión puede que en el cátodo ocurra una reacción inesperada.Si Ered catión < Ered de hidrógeno, será éste último el que se reduzca

Como se reducen los H+ quedan los OH-

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ELECTROLISIS DE UNA SAL DISUELTA (2)

Caso 1: electrolisis del cloruro de cobre (II)

Caso 2: electrolisis del cloruro de sodio

Cátodo ducción Cu e Cu

Ánodo Oxidación Cl Cl e

acción global CuCl Cu Claq s g

( ). Re

( ).

Re : ( ) ( ) ( )

2

2

2 2

2 2

2 2

2

Cátodo ducción H e H H O e H OH

Ánodo Oxidación Cl Cl e

acción global H O Cl H Cl OH

g

g g

( ). Re ( )

( ).

Re :

( )

( ) ( )

2 2 2 2 2

2 2

2 2 2

2 2 2

2

2 2 2

¿Por qué? ELECTROLISIS DEL AGUA

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LEYES CUANTITATIVAS DE LA ELECTROLISIS

Faraday (1791 - 1867)

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LEYES DE FARADAY

Primera ley: Las masas de las sustancias depositadas o liberadas en cada electrodo durante una electrolisis son proporcionales a la cantidad de electricidad que ha pasado a través de la celda electrolítica.Segunda ley: Para una misma cantidad de corriente eléctrica, las masas depositadas en los electrodos son proporcionales a los equivalentes químicos de las sustancias.

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LEYES DE FARADAY: RELACIONES CUANTITAIVAS

M Eq I t

Eq: es el equivalente electroquímicoequivalente electroquímico, que es la masa de sustancia liberada por el paso de 1 culombio (1 C)El equivalente químicoequivalente químico de una sustancia es la masa que se deposita de dicha sustancia cuando pasa 1 mol de electrones, es decir, 1 Faraday (96485 culombios)1 Eq ----------------- 1 Cul

1 Eq Quim ----------- 9’6485309.104 C

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Transformaciones a:M Eq I t

De la relación anterior se deduce que:

EqEq químico

de donde96485309 104'

, : mEq químico I t

946485309 104'

como Eq quimMz

siendo z la valencia , " "

resulta

mMz

I tF

Para resolver problemas

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Diferencias con una pila (2)

Ox. Red.Positiv

oNeg.

Movimientode

aniones

Movimiento de

cationes

PILA ÁnodoCátod

oCátod

oÁnodo Ánodo Cátodo

EL.LISIS ÁnodoCátod

oÁnodo

Cátodo

Ánodo Cátodo

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EJEMPLO C

Determine la cantidad de cobre que deposita, durante 30 min., una corriente de 10 A, que circula por una disolución de sulfato de cobre (II)

Solución: 5’93 g

SOLUCIÓN

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EJEMPLO D

En la electrolisis del bromuro de cobre (II) en agua, en uno de los electrodos se depositan 0’500 g. De cobre. ¿Cuántos gramos de bromo se formarán en el otro electrodo?. Escriba las reacciones anódica y catódica.

Solución: 1’26 g. de bromo.

SOLUCIÓN

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EJEMPLO E

Exprese el valor del equivalente-gramo y del equivalente electroquímico de la plata, cobre y aluminio. Las masas atómicas respectivas de estos elementos son: 107’87 , 63’45 y 26’98 respectivamente.

SOLUCIÓN

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¿POR QUÉ HAY DIFERENCIAS ENTRE SALES

Esto es debido a que el potencial de reducción del sodio (=-2’71 V) es menor que el del hidrógeno ( =0’00 V). Es decir, los iones H+ tienen más avidez por los electrones que los iones Na+ y, por eso se reducen aquellos y no estos.Sin embargo, el potencial de reducción del cobre es superior al del hidrógeno, y por eso se reduce el cobre.

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ECUACIONES DE ELECTROLISIS DEL AGUA

OXI DACI ÓN H O O H e V

REDUCCI ÓN H O e H OH Vg

o

go

: '

: '( )

( )

2 4 4 162

2 2 2 083

2 2

2 2

Se recuerda que

H O H OH

:

2 2 22

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Para resolver problemas

A) Se pueden utilizar las fórmulas escritas en las diapositivas anteriores.

B) Se pueden resolver utilizando el concepto de que un mol de electrones ( 1 Faraday) deposita siempre un equivalente químico de cualquier sustancia.

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SOLUCIÓN EJEMPLO C

Re : ( )acción del cátodo Cu e Cu reducción2 2

Masa depositada mM

zI tF

A sg de Cu

Cu

gmol

cmol

:

''

635

210 180096500

593

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SOLUCIÓN EJEMPLO D

Anodo Br Br e

Cátodo Cu e Cu s

( )

( ) ( )

2 2

22

2 Eq gr Cu g 6354

23177

'' .

96500 cul --------------- 31’77 g Cu

x --------------- 0’500 g Cux C

96500 05003177

15187'

''

Eq gr Br g

2799 2

2799

''

79’9 gr Br2 ----------- 96500 C

x ----------- 1518’7 Cx g Br

15187 79996500

126 2' '

'

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SOLUCIÓN EJEMPLO E

Ag e Ag

Cu e Cu

Al e Al

2

32

3

1 112 1

13 1

mol de Ag eq gr

mol de Cu eq gr

mol de Al eq gr

Por lo tanto el paso de 1 mol de electrones producirá:

1 mol Ag=107’87 g de Ag:10787

965001118 10 3''

g AgC

gAgC

1/2 mol de Cu=31’77 g Cu: 317796500

329 10 4''

g CuC

gCuC

1/3 mol de Al = 8’99 g Al: 89996500

9316 10 5''

g AlC

gAlC