Electrólisis

1
REACCIONES DE
TRANSFERENCIA DE
ELECTRONES
(electrolisis)

2
Electrólisis
Aplicando una f.e.m. adecuada se puede
conseguir que tenga lugar una reacción redox en
el sentido que no es espontánea.
En una cuba electrolítica se utiliza energía
eléctrica para producir un cambio químico.
Durante la electrolisis se hace pasar una
corriente eléctrica para producir un cambio
químico cuyo potencial de celda es negativo.

3
Célda galvánica cuba electrolítica
Zn + Cu+2  Zn+2 + Cu Zn+2 + Cu  Zn +Cu+2

4
Comparación de la polaridad de los
electrodos en pilas y electrólisis.

5
Dado que la electrólisis es el proceso en el que se consigue forzar
una reacción redox no espontánea mediante la aplicación de una fem
adecuada, es necesario que el sistema al que se realiza la electrolisis
sea conductor de la corriente. En caso contrario el circuito estaría
abierto y la corriente no fluiría.
El recipiente donde se
realiza la electrólisis
se denomina cuba
electrolítica
Al igual que en la pila galvánica se
produce la reducción en el cátodo y la
oxidación en el ánodo, pero en la
electrólisis, el cátodo es negativo y el
ánodo es positivo
Los compuestos iónicos, como el cloruro de sodio sólo conducen la
corriente eléctrica cuando se encuentran fundidos o disueltos en
agua. Estudiaremos primero la electrolisis del NaCl fundido y a
continuación la compararemos con su electrolisis disuelto en agua.

6
Se puede obligar a que los iones Cl- cedan 1e- a un ion Na+, con una
pila de f.e.m adecuada
Por ejemplo
2 Na + Cl2  2 NaCl G  0  espontánea
2 NaCl  2 Na + Cl2 G  0  no espontánea
Electrolisis del NaCl fundido
El cloruro de sodio fundido está disociado en sus iones. Los
electrodos inertes se introducen en el electrolito y se conectan a
una fuente de corriente continua. Los iones se mueven hacia los
electrodos de signo contrario al suyo: los Cl- al ánodo (+) donde se
oxidan y los Na+ al cátodo (-) donde se reducen.

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2 Na2 Na+ + 2e-
2 Cl- Cl2 + 2e-Ánodo (+) Oxidación
Cátodo (-) Reducción
Reacción global
2 Na+ + 2 Cl- Cl2 + 2 Na
º
ánE === - 2,71V - 1,36V - 4,07 V
º
cátE
º
pilaE -
El valor negativo del
potencial indica que la
reacción no es espontánea;
para forzar la electrólisis
es necesario utilizar una pila
cuya fem sea > 4,07 V
En la práctica, debido a la resistencia de los hilos conductores y de
la propia cuba electrolítica, es necesario aplicar una tensión mayor
de 4,07 V
Electrolisis del NaCl fundido

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Electrolisis del agua
ánodo: 2 H2O  O2+ 4 H+ + 4 e- E0= -1,23V
cátodo: 4 H2O + 4 e-  2 H2+ 4 OH- E0= -0,8V
2 H2O  2 H2+ O2 E0 = -2.01 V

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Electrolisis en disolución acuosa
Cuando se realiza la electrolisis de una sal en
disolución acuosa es más difícil predecir qué
reacciones se producirán en los electrodos.
En el cátodo (reducción) además del catión de la sal
también puede reducirse el agua produciéndose un
desprendimiento de hidrógeno. M+n  M ó H+  H2
En el ánodo (oxidación) además del anión de la sal
puede oxidarse el agua produciéndose un
desprendimiento de gas oxígeno
¿Cómo saber qué proceso ocurre en cada electrodo?
En el ánodo se producirá la oxidación más favorable.
En el cátodo se producirá la reducción más favorable

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Electrolisis en disolución acuosa
Si el anión es menos oxidable que el agua, en el
ánodo se oxida el agua
SO4
2- , NO3
-,
Si el catión es menos reducible que el agua, en
el cátodo se reduce el agua
Li+,Ca+2 alcalinos y alcalinotérreos
En los demás casos en el ánodo se oxida el
anión de la sal y en el cátodo se reduce el
catión del electrolito

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Electrolisis de NaCl en agua
Posibles reacciones en el ánodo:
2 H2O → O2+ 4 H+ + 4e- - E0 = -1.36 V
2 Cl- → Cl2 + 2e- - E0 = -1.23 V
 El ión cloruro se oxida con mayor facilidad. Es el que se
desprende en el ánodo.
Posibles reacciones en el cátodo:
4 H2O + 4 e- → 2 H2+ 4 OH- E0 = -0,8 V
Na+ + 1 e- → Na E0 = -2,71 V
 En el cátodo se reduce el agua y no los iones Na+ al ser el
potencial del H2O/H2+OH- mayor que el del Na+/Na

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Aplicaciones de la
electrólisis.
Se utiliza industrialmente para obtener
metales a partir de sales de dichos
metales utilizando la electricidad como
fuente de energía.
Se llama galvanoplastia al proceso de
recubrir un objeto metálico con una capa
fina de otro metal:
Ejemplo: Zn2+ + 2 e–  Zn (cincado)
animación

15
Aplicaciones de la electrólisis.
Electrorrefinado del Cu. Electrodeposición de Ag.

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Electrólisis. Ecuación de Faraday.
Las relaciones cuantitativas entre la energía eléctrica y
las cantidades de sustancia que se obtienen en los
electrodos durante una electrolisis fueron enunciadas
por Michael Faraday en 1832.
La carga de un electrón es de 1’6 x 10–19 C y la de 1 mol de
electrones (6’02 x 1023) es el producto de ambos
números: 96500 C= 1 F.
1 faraday = 96500 Culombios
Intensidad = carga / tiempo
Carga = intesidad. tiempo
Carga (culombios) = Intensidad (amperios). tiempo (segundos)

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Ag+ + 1 e- Ag Con 1 F se depositan 107,9 g de Ag
Cu+2 + 2 e-  Cu Con 1 F se depositan 63,5/2 g de Cu
Al+3 + 3 e-  Al Con 1 F se depositan 27/3 g de Al
Con un mol de electrones se es capaz de reducir
1 mol de metal monovalente o ½mol de metal
divalente, es decir, a una masa de (Mat/n), siendo
n el nº de electrones ganados por la especie que
estamos considerando (o perdidos si la especie
se oxida).

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Con 96500 C se depositan ( Mat/n) gramos
Con I.t C se depositarán m (g)
   
 
-
( )
96500 º 96500
eq at
M I t M I t
m g
n e

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Se realiza la electrólisis de un disolución de tricloruro de
hierro, haciendo pasar una corriente de 10 A durante 3
horas. Calcula la cantidad de hierro depositado en el
cátodo.
El tricloruro en disolución estará disociado:
FeCl3  3 Cl– + Fe3+
La reducción será: Fe3+ + 3 e–  Fe
Meq x I x t (55,8/3) g/eq x 10 A x 3 x 3600 s
m (g) = ————— = —————————————
96500 C/eq 96500 C/eq
m (g) = 20,82 g
Con 96500 C se depositan ( Mat/n) gramos
Con I.t C se depositarán m (g)
Con 3.96500 C se depositan ( 55,8) gramos de Fe
Con (10A.3.3600 s) C se depositarán m (g)

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Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a
través de dos células electrolíticas que contienen, respectivamente,
sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio, a) Escriba las reacciones
que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.
b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán
depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante
de Faraday : F = 96500 C·eq-1
a) Cu2+ + 2 e–  Cu ; Al3+ + 3 e–  Al
Meq · I · t 63,5g/mol·4 A· 4200 s
m (Cu) = ————— = ——————————— = 5,53 g
96500 C/eq 2. 96500 C
Meq · I · t (27,0·4 A· 4200 s
m (Al) = ————— = ——————————— = 1,57 g
96500 C/eq 3. 96500 C/eq

21
Corrosión.
Gota de agua corroyendo
una superficie de hierro.
Un problema muy importante es la
corrosión de los metales; por
ejemplo, el hierro:
Oxid. (ánodo):
Fe (s)  Fe2+(aq) + 2e–
Red. (cátodo):
O2(g) + 4 H+(aq) + 4e–  2 H2O(l)
En una segunda fase el Fe2+ se
oxida a Fe3+ :
4 Fe2+(aq) + O2(g) + 4 H2O(l)  2
Fe2O3(s) + 8 H+(aq)

22
Protección catódica.
Sirve para prevenir la
corrosión.
Consiste en soldar a la
tubería de hierro a un
ánodo de Mg que forma
una pila con el Fe y
evita que éste se
oxide, ya que quien se
oxida es el Mg. Tubería protegida por un ánodo
de Magnesio.

23
La figura adjunta representa una celda para la obtención de
cloro mediante electrólisis. Conteste a las siguientes
cuestiones: a) Escriba las reacciones que tienen lugar en el
ánodo y en el cátodo. b)Señale cuál es la de oxidación y cuál
la de reducción. c)La disolución inicial de cloruro sódico
tiene un pH = 7. Se produce modificación del pH durante la
electrólisis? ¿Por qué? d) ¿Por qué se obtiene hidrógeno en
lugar de sodio metálico?

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Solución:
a) Ánodo: 2 Cl– (aq)  Cl2 (g) + 2 e– (1)
Cátodo: 2 H+ (aq) + 2 e–  H2 (g) (2)
b) Oxidación: ánodo (1). Reducción: cátodo (2).
c) Al ir disminuyendo [H+ ], el pH va aumentando
puesto que los OH– traspasan el diafragma poroso
para compensar la perdida de Cl–.
d) Porque el potencial de reducción del H2 es mayor
que el del Na. y se precisa menos voltaje para que se
produzca la electrólisis.
El del H2 [2 H+ (aq) + 2e–  H2 (g)] es 0,0 V y se
toma como unidad, mientras que el del Na
[Na+ (aq) + 1e–  Na (s)] es negativo (el Na, al ser un
metal alcalino es muy fácilmente oxidable).

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TIPOS DE ELECTRODOS.
5.1. Electrodos activos.
• Participan en la reacción química de la pila.
• Se consumen o forman a medida que se produce la reacción.
p.ej.: pila Daniell Þ Varillas de Zn y Cu (Zn + Cu2+ ® Zn2+ +
Cu)
5.2. Electrodos inertes.
• No participan en la reacción química de la pila.
• Sólo proporcionan el soporte donde ocurre la transferencia de e-
p.ej.: Varilla de Pt (Cu + 2 Fe3+ ® Cu2+ + 2 Fe2+)
5.3. Electrodos de gas.
• En él participa una especie gaseosa. p.ej.: electrodo de hidrógeno

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Resumen de las reacciones de electrodo
La reacción
implica al
ánodo cátodo
1. electrólito
Se oxidan
aniones
Se oxidan
cationes
2. disolvente
Se oxida el
disolvente
Se reduce el
disolvente
3. electrodo
Se oxida el
ánodo
Se reduce el
cátodo

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