Tema 25 - Electrólisis

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112UNI SEMESTRAL 2013 - III QUÍMICA TEMA 25
ELECTRÓLISIS
QUÍMICA
ELECTROQUÍMICA Y ELECTRÓLISIS
CELDA ELECTROLÍTICA
Llamada también cuba electrolítica o voltámetro, es el
recipiente o dispositivo donde la energía eléctrica se trans-
forma en energía química. Posee cinco componentes: la
cubeta, que está hecha de un material aislante o inerte
respecto de la electricidad; los electrodos, que son ma-
teriales a los que llega la corriente eléctrica desde fuera y
que internamente atraen a los iones que están sumergidos
en la solución; el electrolito, que es la sustancia que está
en solución y cuyos iones por efecto de la corriente eléctri-
ca, se dirigen a los electrodos, (barras metálicas que se
conectan mediante un conductor metálico a los bordes de
una fuente externa llamada fuente electromotriz o celda
galvánica que a su vez, es la que hace transportar los
electrones hacia la celda electrolítica, para generar un
fenómeno químico).
Y el conductor metálico, que es el medio por donde circu-
lan los electrones; este es un conductor de primer orden,
en cambio, el electrolito es un conductor de segundo or-
den. Si en el proceso la masa de los electrodos no varía,
estos son inertes; pero, si la masa de los electrodos varía,
estos son activos.
Observación:
A. Electrólisis del NaCl fundido
Veamos:
• Cátodo: (L) (L)Na 1e Na
  
• Ánodo: (L) 2(g)2C 2e Cl
  
______________________________
Reacción neta: (L) (L) 22Na 2C 2Na C 
    
(L) (L) 2(g)2NaC 2Na C   
B. Electrólisis en solución acuosa
Cuando el electrolito no está puro, sino en solución
acuosa concentrada, entonces hay que tomar en cuenta
algunas observaciones:
1. Si el catión es un metal muy activo (los del grupo
IA), estos elementos no se pegan en el cátodo, sino
más bien provocan la disociación del agua, de tal ma-
nera que en dicho electrodo se libera gas hidrógeno
(H2) en medio básico, y luego el catión forma el
hidróxido respectivo.
DESARROLLO DEL TEMA
113UNI SEMESTRAL 2013 - III QUÍMICA TEMA 25
ELECTRÓLISIS
 
o
2
2 2
o
1. : Na H O ...
2H O 2e H 2 OH
2. : Na OH NaOH

 
 
   
 
Observación:
En el cátodo hay reducción y agente oxidante.
2. Algunos metales, generalmente los de la familia B,
por ejemplo el cobre, la plata, el oro, poseen ma-
yor potencial de reducción que el agua, y, por ello,
se pegan de frente al cátodo.
2 0
(s)Cu 2e Cu
   
3. Los aniones oxigenados (oxianiones), por ejemplo,
el sulfato, el nitrato, el carbonato, tienen fuerte
atracción sobre los electrones ganados y menor po-
tencial de oxidación que el agua, por lo que, cuan-
do se van al ánodo, descomponen el agua en me-
dio ácido liberando gas oxígeno, para poder neu-
tralizarse con los protones.
• 24 2SO H O ...
  
• 2 22H O 4e O 4H
    
• 24 2 4SO 2H H SO
  
4. Los aniones provenientes de hidruros, por ejemplo
el cloruro, el yoduro, el sulfuro, no tienen fuerte
atracción sobre sus electrones ganados y poseen
mayor potencial de oxidación que el agua, por lo que
pueden pegarse fácilmente al ánodo cediendo los
electrones requeridos y liberándose como gas.
Ejemplo:
22C 2e C
    
C. Electrólisis de la solución concentrada de NaCl
(salmuera)
En el cátodo: (–)
 2 22H O 2e H 2 OH
   
Na OH NaOH  
En el ánodo: (+)
22Cl 2e Cl
  
Conclusiones: _______________________________
___________________________________________
D. Electrólisis de la solución de H2SO4
En el cátodo: (–)
22H 2e H
   
En el ánodo: (+)
2 2
1H O 2e O 2H
2
   
2
2 44SO 2H H SO
   
Conclusiones: _______________________________
__________________________________________
E. Electrólisis de la solución de AgNO3
En el cátodo: (–)
(s)Ag 1e Ag
  
En el ánodo: (+)
2 2
1H O 2e O 2H
2
    
3 3NO H HNO
  
Conclusiones: _______________________________
_________________________________________
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ELECTRÓLISIS
TEMA 25
Exigimos más!
F. Electrólisis de la solución de K2SO4
En el cátodo: (–)
2 22H O 2e H 2(OH)
    
RELACIONES FÍSICO-QUÍMICAS Y LEYES DE FARADAY
I. COULOMB (C)
Cantidad de carga eléctrica que se necesita para que
se deposite o libere en uno de sus electrodos de la
celda electrolítica un equivalente electroquímico o
electroequivalente de alguna sustancia:
(sust)1C 1Eq equim 
II. FARADAY (F)
Cantidad de carga eléctrica necesaria para que se
deposite o libere en uno de los electrodos de una
celda un equivalente o equivalente químico de alguna
sustancia.
(sust)1 F 1 Eq
Pero por física:
Ejercicio:
Halla el valor de 1 Eq– equim de oro en mg/C.
Solución: _________________________________
_________________________________________
_________________________________________
K (OH) KOH  
En el ánodo: (+)
2 22H O 4e O 4H
   
2
2 44SO 2H H SO
  
Conclusiones:
• La cantidad de H2O va disminuyendo.
• La [KOH] y 2 4H SO   aumenta.
• En el ánodo, el pH disminuye.
• En el cátodo, el pH aumenta.
Relaciones físicas Análisis
 
Observación:
 1F <>1Eq <>96 500C <>96 500Eq -equim
- -<>N e <>1mol deeA
III. LEYES DE MICHAEL FARADAY
A. Primera ley
La masa de toda sustancia depositada o liberada es
directamente proporcional a la cantidad de carga eléc-
trica que circula por la celda electrónica.
(sust)m K q(en C) 
   sust sust
K
m 1Eq equim q   

... (I)
 
 sust
sust
1Eq
m q
96500
   ... (II)
 sust
q# Eq
96500
  ... (III)
B. Segunda ley
Si se tienen 2 o más celdas conectadas en serie y
por ellas circula la misma cantidad de corriente y
carga eléctrica, entonces se descompone, deposita
o libera igual número de equivalentes de cualquiera
de las sustancias de cada celda.
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ELECTRÓLISIS
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Problema 1
¿Qué intensidad de corriente, en am-
perios, se requiere aplicar durante 44,9
minutos para producir 1,33 g de co-
bre a partir de una solución de cloruro
de cobre (I)?
1 Faraday = 96 500 C
Masa molar atómica: Cu = 63,5 g/mol
A) 0,5 B) 1,3
C) 1,5 D) 2,3
E) 0,75
Resolución:
1 equivalente de:
63,5Cu 63,5g
1
 
t = 44,9 min = 44,9(60 s) = 2694 s
m = 1,33 g
meq x I x tm
96500

63,5 x I x 26941,33
96 500

De donde: I = 0,75
Respuesta: E) 0,75
Se cumplirá lo siguiente:
3# Eq(NaC ) #Eq[Au(CN) ] #Eq(Na )
 
3
2# Eq(C ) #Eq(Au ) # Eq(C )
   
Observación:
   
Sto
(Sto) Sto Sto SOL SOL L
Sto
m q(c)# Eq = = n = N .V
P Eq 96 500
Problema 2
¿Cuántos gramos de calcio se deposi-
tarán en el cátodo de una celda elec-
trolítica que contiene cloruro de calcio
fundido 2(CaC ( ))  , si se suministra una
corriente de 0,452 amperios durante
1,5 horas?
Masa atómica: Ca = 40
A) 0,50 B) 0,75
C) 1,00 D) 1,45
E) 1,60
Resolución:
1 equivalente de calcio: 40 20
2

I = 0,452 A
t = 1,5 x 3600 = 5400 s
meq x I x Tm
96500

20 x 0,452 x 5400m
96500

m = 0,5 g
Respuesta: A) 0,5
Problema 3
Se disponen 3 celdas electrolíticas co-
nectadas en serie con AgNO3, CuSO4
y FeC3. Si se depositan 0,054 g de pla-
ta, ¿cuántos gramos de cobre se de-
positan en la otra celda?
mA(Cu = 63,5 Ag= 108, Fe = 56).
A) 0,0150 B) 0,1500
C) 0,0159 D) 0,054
E) 0,5601
Resolución:
En celdas conectadas en series se cumple:
cu Ag#Eq #Eq
(cu) (Ag)
(cu) (Ag)
m m
mEq mEq

 
cum 0,054
10863,5
12

   
(Ca)
0,054 x 63,5m
2 x108

(Ca)m 0,01587
Cum 0,0159 g 
Respuesta: C) 0,0159
problemas resueltos