En qué consiste la electrólisis. Cómo es una cuba ...
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UNIDAD DIDÁCTICA 8: REDOX (2ª PARTE) APARTADO 11 - ELECTRÓLISIS QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA 1 QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA UNIDAD DIDÁCTICA 8 REACCIONES DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN PARTE 2: ELECTROQUÍMICA 11.- ELECTRÓLISIS ESTUDIA / APRENDE En qué consiste la electrólisis. Cómo es una cuba electrolítica. Las analogías y diferencias entre una pila galvánica y una cuba electrolítica. Cómo son las electrolisis de las sales fundidas, del agua y de las sales disueltas. Al estudiar este apartado te vas a encontrar con un fenómeno que habíamos estudiado ya en los primeros temas: la conducción eléctrica iónica o conducción electrolítica. Recuerda que decíamos que a aquellas sustancias que al disolverse en agua forman iones se les llama ELECTROLITOS. Estas sustancias son los compuestos iónicos y los ácidos. Al haber iones en la disolución, en el momento que establecemos una diferencia de potencial entre dos lugares de la disolución, los iones positivos o cationes se encaminarán hacia el cátodo (electrodo negativo) y los iones negativos o aniones hacia el ánodo (electrodo positivo). Este movimiento de iones en la que los de un signo lo hacen en un sentido y los del otro signo en el sentido contrario es una corriente eléctrica. Es a este tipo de conducción a lo que llamamos CONDUCCIÓN IÓNICA O ELECTROLÍTICA. (Es de gran importancia que observes cómo es una cuba electrolítica, e incluso que la sepas dibujar, por lo que te sugiero que te detengas en las figuras de las cubas electrolíticas. También debes intentar comprender las diferencias y analogías que existen entre una pila galvánica (ya estudiada) y una cuba electrolítica). En una reacción redox espontánea el agente reductor cede electrones al agente oxidante de forma espontánea. Así, en la reacción 2 Na + Cl2 2 NaCI G < 0 o bien E > 0 (luego es espontánea) cada átomo de sodio cede, espontáneamente, un electrón a un átomo de cloro. La transferencia de electrones es un proceso que ocurre espontáneamente. Evidentemente, la reacción anterior no ocurre espontáneamente en el sentido contrario: 2 NaCI 2 Na + Cl2 G > 0 o bien E < 0 (no es espontánea) Sin embargo, se puede forzar esta reacción no espontánea. ELECTRÓLISIS DE SUSTANCIAS FUNDIDAS Por ejemplo, si en un recipiente que contenga NaCl fundido, esto es, iones Na + más iones Cl – , se introducen dos electrodos, unidos a los polos de una pila de voltaje adecuado, se producen los siguientes procesos: Los iones Na + son atraídos por el electrodo negativo y, una vez allí, reciben un electrón, reduciéndose a átomos neutros (metal sodio). Los iones Cl – son atraídos por el electrodo positivo, que les quita un electrón, oxidándose a átomos de cloro neutros; éstos se unen por parejas dando moléculas de Cl2. Un proceso donde se consigue forzar una reacción redox no espontánea, mediante la aplicación de una f.e.m. adecuada, se denomina ELECTRÓLISIS.
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UNIDAD DIDÁCTICA 8: REDOX (2ª PARTE)
APARTADO 11 - ELECTRÓLISIS
QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA
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QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO
PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA
UNIDAD DIDÁCTICA 8
REACCIONES DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN
PARTE 2: ELECTROQUÍMICA
11.- ELECTRÓLISIS
ESTUDIA / APRENDE
En qué consiste la electrólisis.
Cómo es una cuba electrolítica.
Las analogías y diferencias entre una pila galvánica y una cuba electrolítica.
Cómo son las electrolisis de las sales fundidas, del agua y de las sales disueltas.
Al estudiar este apartado te vas a encontrar con un fenómeno que habíamos estudiado ya en los primeros temas: la conducción eléctrica iónica o conducción electrolítica. Recuerda que decíamos que a aquellas sustancias que al disolverse en agua forman iones se les llama ELECTROLITOS. Estas sustancias son los compuestos iónicos y los ácidos.
Al haber iones en la disolución, en el momento que establecemos una diferencia de potencial entre dos lugares de la disolución, los iones positivos o cationes se encaminarán hacia el cátodo (electrodo negativo) y los iones negativos o aniones hacia el ánodo (electrodo positivo). Este movimiento de iones en la que los de un signo lo hacen en un sentido y los del otro signo en el sentido contrario es una corriente eléctrica. Es a este tipo de conducción a lo que llamamos CONDUCCIÓN IÓNICA O ELECTROLÍTICA.
(Es de gran importancia que observes cómo es una cuba electrolítica, e incluso que la sepas dibujar, por lo que te sugiero que te detengas en las figuras de las cubas electrolíticas. También debes intentar comprender las diferencias y analogías que existen entre una pila galvánica (ya estudiada) y una cuba electrolítica).
En una reacción redox espontánea el agente reductor cede electrones al agente oxidante de forma espontánea. Así, en la reacción
2 Na + Cl2 2 NaCI G < 0 o bien E > 0 (luego es espontánea)
cada átomo de sodio cede, espontáneamente, un electrón a un átomo de cloro. La transferencia de electrones es un proceso que ocurre espontáneamente. Evidentemente, la reacción anterior no ocurre espontáneamente en el sentido contrario:
2 NaCI 2 Na + Cl2 G > 0 o bien E < 0 (no es espontánea)
Sin embargo, se puede forzar esta reacción no espontánea.
ELECTRÓLISIS DE SUSTANCIAS FUNDIDAS
Por ejemplo, si en un recipiente que contenga NaCl fundido, esto es, iones Na+ más iones Cl–, se introducen dos electrodos, unidos a los polos de una pila de voltaje adecuado, se producen los siguientes procesos:
Los iones Na+ son atraídos por el electrodo negativo y, una vez allí, reciben un electrón, reduciéndose a átomos neutros (metal sodio).
Los iones Cl– son atraídos por el electrodo positivo, que les quita un electrón, oxidándose a átomos de cloro neutros; éstos se unen por parejas dando moléculas de Cl2.
Un proceso donde se consigue forzar una reacción redox no espontánea, mediante la aplicación de una f.e.m. adecuada, se denomina ELECTRÓLISIS.
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IMPORTANTE: Igual que en una pila galvánica, el electrodo donde se produce la reducción se llama cátodo y el electrodo donde se produce la oxidación se llama ánodo. Sin embargo, ahora el cátodo es negativo y el ánodo positivo.
Al ánodo se dirigen los aniones y es donde se lleva a cabo la oxidación de los mismos.
Al cátodo se dirigen los cationes y es donde se lleva a cabo la reducción de los mismos.
Por tanto en la electrólisis del NaCl fundido, con ayuda de una pila se fuerzan las semirreacciones:
Ánodo: 2 Cl– Cl2 + 2 e–
Cátodo: 2 Na+ + 2 e– 2 Na
La reacción global es:
2 Na+ + 2 Cl– Cl2 + 2 Na Como
E0 Na+/Na = –2,71 V y E0 Cl2/ Cl– = + 1,36 V
se cumple que:
E0 = E0cát – E0
án = –2,71 V – 1,36V = –4,07 V
El valor negativo de E0 indica que la reacción no es espontánea. Para forzar la electrólisis del NaCl fundido es necesario utilizar una pila cuya f.e.m. sea mayor de 4,07 V.
Con la ayuda de una pila de f.e.m. adecuada se puede llevar a cabo la electrólisis de una sal iónica cualquiera.
De forma general, en la electrólisis de una sal fundida cuya fórmula sea MmYn (M es el metal cuyo ion tiene carga +n e Y es un no metal cuyo ion tiene carga –m):
Los cationes metálicos Mn+ viajan al cátodo, donde recogen los electrones necesarios para su reducción a metal libre.
Los aniones Ym– se dirigen al ánodo, donde entregan electrones, oxidándose al estado elemental.
En la figura que aparece a continuación tenemos la electrólisis de una sal MXn fundida: suponemos un metal M cuyo ion tiene carga +n y un no metal halógeno X (carga del ion –1). Los electrones son bombeados desde los iones X– hasta los Mn+ a través de un circuito, gracias a la pila.
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EJEMPLOS:
Indica en qué electrodos se produce la electrolisis del cloruro de cinc fundido. Determina el valor mínimo de la f.e.m. de una pila necesaria para llevar a cabo dicha electrólisis.
Ánodo: 2 Cl– Cl2 + 2 e–
Cátodo: Zn2+ + 2 e– Zn
La reacción global es:
Zn2+ + 2 Cl– Cl2 + Zn Para poder calcular este valor necesitamos conocer los potenciales de reducción normales del cloro y del ion cinc. Los consultamos y vemos que sus valores son:
E0 Cl2/ Cl– = + 1,36 V y E0 Zn2+/Zn = –0,76 V
Como: E0 = E0cát – E0
án = –0,76 V – 1,36V = –2,12 V
El valor negativo de E0 indica que la reacción no es espontánea. Para forzar la electrólisis del ZnCl2 fundido es necesario utilizar una pila cuya f.e.m. sea mayor de 2,12 V.
ELECTRÓLISIS DEL AGUA
Es posible descomponer el agua en hidrógeno y oxígeno por electrólisis. Como el agua está débilmente ionizada y es muy mala conductora de la electricidad, para que tenga lugar la electrólisis se le añade una pequeña cantidad de ácido sulfúrico. En la cuba electrolítica se van a obtener los gases hidrógeno y oxígeno debido a los siguientes procesos:
Ánodo (oxidación): 2 H2O (l) O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4 e– siendo E0 (O2/H2O) = +1,23V
Cátodo (reducción): 2 H2O (l) + 2 e– H2 (g) + 2 OH– (aq) siendo E0 (H2O/ H2) = –0,83V
El proceso global se obtiene sumando ambas semirreacciones una vez igualado el número de electrones:
(2 H2O (l) O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4 e–)
+ 2 · (2 H2O (l) + 2 e– H2 (g) + 2 OH– (aq))
________________________________________
6 H2O (l) 2 H2 (g) + O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4 OH– (aq)
6 H2O (l) 2 H2 (g) + O2 (g) + 4 H2O (l)
2 H2O (l) 2 H2 (g) + O2 (g)
El potencial de la pila asociado a la descomposición es: E0 = E0cát – E0
án = –0,83 V – 1,23V = –2,06 V
Con el valor negativo obtenido comprobamos que el proceso no es espontáneo y que es necesaria, para forzar la electrólisis, una pila externa cuya f.e.m. sea mayor que 2,06V.
ELECTRÓLISIS DE SUSTANCIAS DISUELTAS
Cuando se electroliza una sal en disolución acuosa tenemos que darnos cuenta que en la disolución están los cationes y aniones procedentes de la sal pero que también se encuentran las moléculas de agua y que estas a su vez pueden experimentar electrólisis.
Esto significa que pueden ocurrir los siguientes procesos:
En el cátodo pueden reducirse el catión de la sal y también el hidrógeno del agua.
En el ánodo pueden oxidarse el anión de la sal y también el oxígeno del agua:
En estos casos de electrólisis de disoluciones acuosas se pueden dar en el ánodo y en el cátodo las reacciones expuestas (dos en el ánodo y dos en el cátodo) o sólo alguna de ellas.
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En general:
En el cátodo se producirá la reducción de la especie cuyo potencial de reducción sea mayor, es decir la especie química que sea más fácil de reducir.
Hay cationes que se reducen muy difícilmente. Esto ocurre con los cationes de los metales muy activos (alcalinos y alcalino-térreos). Metales menos activos como el Cu, Cr, Pb, Ag, Ni, Zn... se reducen más fácilmente, razón por la que en la electrolisis de sus sales se depositan en el cátodo en su forma metálica.
En el ánodo se producirá la oxidación de la especie cuyo potencial de reducción sea menor, es decir la especie química que sea más fácil de oxidar.
Hay aniones que no son oxidables. Esto ocurre cuando el átomo central está en su estado de oxidación más alto. Ocurre esto en los siguientes aniones: NO3
–; SO42−; CO3
2–, HCO3–, MnO4
–
Por ejemplo, en la electrólisis del NaCI disuelto en agua tienen lugar las siguientes reacciones:
En el cátodo se reduce, pues, el agua y no los iones Na+. ¿Por qué? Porque la reducción del agua es más fácil que la de los iones Na+, ya que E0 (H2O/H2+OH–) es mayor que E0 (Na+/Na).
Estos valores son: E0 (H2O/H2+OH–) = –0,83V y E0 (Na+/Na) = –2,71V
Por tanto:
Cátodo: 2 H2O (l) + 2 e– H2 (g) + 2 OH– (aq)
En el ánodo pueden oxidarse los iones Cl– para dar cloro o las moléculas de agua para dar O2. Los valores de los potenciales estándar de reducción están muy próximos y por tanto los valores de los potenciales de reducción pueden cambiar con la concentración (ecuación de Nernst). Estos valores son:
E0 (Cl2/Cl–) = +1,36
E0 (O2/H2O) = +1,23V
De manera general podemos decir que se desprenderá oxígeno en disoluciones diluidas, mientras que si la disolución es concentrada la tendencia es a que se desprenda cloro.
Por tanto:
Ánodo (disoluciones concentradas): 2 Cl– Cl2 + 2 e–
Ánodo (disoluciones diluidas): 2 H2O (l) O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4 e–
EJEMPLOS:
Indica cuáles son los productos de la electrólisis de una disolución acuosa de NaHCO3.
La sal se encuentra ionizada de acuerdo con la ecuación:
NaHCO3 HCO3–(aq) + Na+(aq)
En el cátodo se producirá la reducción de la especie cuyo potencial de reducción sea mayor, es decir la especie química que sea más fácil de reducir.
Como: E0 (H2O/H2+OH–) = –0,83V y E0 (Na+/Na) = –2,71V
Cátodo: 2 H2O (l) + 2 e– H2 (g) + 2 OH– (aq)
En el ánodo se producirá la oxidación de la especie cuyo potencial de reducción sea menor, es decir la especie química que sea más fácil de oxidar.
Como el carbono está en su estado de oxidación más alto no podrá oxidarse y por tanto:
Ánodo: 2 H2O (l) O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4 e–
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Conociendo los potenciales normales de electrodo de las siguientes reacciones:
2 H2O (l) + 2 e– H2 (g) + 2 OH– (aq) E° = –0,8 V
Na+(aq) + e– Na(s) E ° = –2,7 V
2 H2O (l) O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4 e– E0 (O2/H2O) = +1,23V
Cl2 + 2 e– 2 Cl−(aq) E ° = +1,36 V
¿Qué semirreacciones tienen lugar cuando se introducen dos electrodos inertes en una disolución concentrada de cloruro de sodio en agua y se conectan a los terminales de una batería de 2,0 V?
El NaCl en disolución acuosa se encuentra disociado de acuerdo con la ecuación:
NaCl (aq) Na+ (aq) + Cl– (aq)
Conocidos los potenciales normales de electrodo, las semirreacciones que tienen lugar en los electrodos son:
En el cátodo por ser mayor el potencial de reducción del hidrógeno del agua:
Cátodo (reducción): 2 H2O(l) + 2 e– H2(g) + 2 OH−(aq)
En el ánodo, aunque los valores del potencial de reducción son próximos nos indican que la disolución es concentrada, luego:
Ánodo (oxidación): 2 Cl−(aq) → Cl2(g) + 2 e–
CONTESTA Y REPASA
Indica en qué electrodos se produce la electrolisis de yoduro de cobre(II) fundido. Determina el valor mínimo de la f.e.m. de una pila necesaria para llevar a cabo dicha electrólisis.
En el laboratorio se desea realizar la deposición electrolítica de cobre a partir de una disolución acuosa de sulfato de cobre(II). Dibuja un esquema completo de la cuba electrolítica, indicando el material de laboratorio utilizado.
