Procesos Voltaicos y Electroliticos-corrosión

PROCESOS VOLTAICOS Y

ELECTROLITICOS EN

MATERIALES

INTRODUCCIÓN A LA CIENCIA DE MATERIALES

Nelson J. Castellanos

Departamento de Química

Facultad de Ciencias

Universidad Nacional de Colombia

INTRODUCCIÓN

El deterioro de los materiales con el tiempo de exposición a un medio determinado es evidente y genera pérdidas a nivel industrial, comercial y doméstico.

Múltiples fallas de materiales en funcionamiento se presentan por deterioro o corrosión, causando pérdidas económicas, y a veces humanas.

Por qué se envejecen los materiales?

Cómo ocurre el envejecimiento de los materiales?

Cómo puede prevenirse la corrosión?



¿QUÉ ES LA CORROSIÓN?

En general, es el deterioro o degradación de los materiales

cuando se les expone a ciertos agentes químicos presentes

en el medio que los rodea.

Aunque es muy frecuente referirnos a la corrosión de los

metales, el término corrosión se emplea para designar el

deterioro de cualquier material: plásticos, metales,

cerámicos, etc.

Los plásticos se deterioran por el oxígeno del aire y por la radiación.

Los materiales (polímeros, pinturas, pigmentos) se decoloran por la luz.

Los cerámicos se deterioran por la humedad y por medios ácidos.

El hierro se deteriora por el oxígeno del aire y la humedad.



La corrosión altera las propiedades físicas y químicas de

los materiales, debilitando su resistencia mecánica y

cambiando su comportamiento químico, lo cual finalmente

disminuye el rendimiento de los materiales en su

funcionamiento



LA CORROSIÓN DE

LOS METALES SE

DESARROLLA

MEDIANTE PROCESOS

TÍPICOS DE OXIDO-

REDUCCIÓN

PRINCIPIOS DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

• Qué es una reacción de oxidación-Reducción?

• Cuándo un elemento se oxida?

• Cuándo un elemento se reduce?

• Qué le ocurre al número de oxidación de un

elemento cuando éste se oxida?

• Qué le ocurre al número de oxidación de un

elemento cuando éste se reduce?

NO PUEDE HABER OXIDACIÓN SIN QUE OCURRA UNA

REDUCCIÓN SIMULTÁNEA EN EL MEDIO DE REACCIÓN



CONCEPTOS BÁSICOS

• Oxidación:

– Aumento del e.o. o pérdida de electrones

• Reducción:

– Disminución del e.o. o ganancia de electrones

• Reacción redox o de oxidación-reducción:

– Reacción de transferencia de electrones, en la que algunos elementos se oxidan y otros se reducen

• Agente Oxidante:

– Reactivo que gana electrones y se reduce

• Agente Reductor:

– Reactivo que cede electrones y se oxida

CONCEPTOS BÁSICOS

• OXIDACIÓN: Pérdida de electrones (o aumento en el número de oxidación).

• Ejemplo: Cu – 2e Cu2+

• REDUCCIÓN: Ganancia de electrones (o disminución en el número de oxidación).

• Ejemplo: Ag+ + 1e– Ag

• Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción.

• Cada una de estas reacciones se denomina semirreacción.

CONCEPTOS BÁSICOS

Reacción de oxidación-reducción o REDOX

3 2 2 2 0 4 2

2 3 23 2 3Fe O CO Fe CO

gana electrones pierde electrones Fe Cy se reduce de +3 a 0

y se oxida de +2 a +4

es el oxidante es el reductor CO2 3Fe O

se reduce a se oxida a CO2 3Fe O 2COFe

1 20 02

( ) ( ) ( ) ( )2 2s ac ac sCu Ag Cu Ag

gana electrones pierde electrones Ag Cuy se reduce de +1 a 0

y se oxida de 0 a +2

es el oxidante es el reductor CuAg

se reduce a se oxida a CuAg 2Cu Ag

Ejemplo: Cu +AgNO3

• Introducimos un electrodo de cobre en una disolución de AgNO3,

• De manera espontánea el cobre se oxidará pasando a la disolución como Cu2+.

• Mientras que la Ag+ de la misma se reducirá pasando a ser plata metálica:

• a) Cu Cu2+ + 2e– (oxidación)

• b) Ag+ + 1e– Ag (reducción).

Ejemplo: Zn + Pb(NO3)2

• Al introducir una lámina de cinc en una disolución de Pb(NO3)2.

• La lámina de Zn se recubre de una capa de plomo:

• a) Zn Zn2+ + 2e– (oxidación)

• b) Pb2+ + 2e– Pb (reducción).

Ejemplo: Zn + HCl(aq)

• Al añadir HCl(ac) sobre Zn(s) se produce ZnCl2 y se desprende H2(g) que, al ser un gas inflamable, produce una pequeña explosión al acercarle un cerilla encendida.

../../../2007_2008/Videoclips/Zn+HCl.mpg

OXIDANTES Y REDUCTORES

• OXIDANTES: El la sustancia capaz de oxidar a otra, con lo que ésta se reduce.

• REDUCTORES: El la sustancia capaz de reducir a otra, con lo que ésta se oxida.

• Ejemplo:

• Zn + 2Ag+ Zn2+ + 2Ag

• Oxidación: Zn (reductor) Zn2+ + 2e–

• Reducción: Ag+ (oxidante) + 1e– Ag

OXIDANTES Y REDUCTORES

Zn + 2Ag+ Zn2+ + 2Ag Oxidación: Zn (reductor) Zn2+ + 2e–

Reducción: Ag+ (oxidante) + 1e– Ag

Ejercicio A: Formule, complete y ajuste las siguientes

reacciones, justificando de que tipo son: a)Cloruro de hidrógeno más amoniaco. b)Carbonato cálcico más calor. c) Cloro más sodio. d) Ácido sulfúrico más zinc metal

a) HCl + NH3 NH4Cl

Ácido-base. No cambia ningún N.O.

b) CaCO3 CaO + CO2 (H<0)

Descomposición. No cambia ningún N.O.

c) ½ Cl2 + Na NaCl

N.O.: 0 0 +1 –1 Redox

d) H2SO4 + Zn ZnSO4 + H2

N.O.: +1 +6 –2 0 +2 +6 –2 0 Redox

Balance en reacciones redox (método del ion-electrón)

• Se basa en la conservación tanto de la masa como de la carga (los electrones que se pierden en la oxidación son los mismos que los que se ganan en la reducción).

• Se trata de escribir las dos semirreacciones que tienen lugar y después igualar el nº de e– de ambas, para que al sumarlas los electrones desaparezcan.

Al + 2H+ Al+3 + H2 Analicemos

este caso:

Balance en reacciones redox (método del ion-electrón)

Escribimos la ecuación en forma iónica e identificamos las especies que cambian de número de oxidación:

Multiplicamos cada semirreacción por un número para igualar la cantidad de electrones transferidos. Sumamos las semirreacciones para obtener la ecuación iónica global ajustada.

Escribimos la ecuación en forma iónica e identificamos las especies que cambian de número de oxidación:

Pesos equivalentes de agentes oxidantes y reductores

Es de utilidad para los cálculos estequiometricos donde se involucran reacciones redox

Peso equivalente de una sustancia

Masa de un equivalente expresada en gramos

Masa de un equivalente que reacciona con 1

mol de electrones

Masa de un equivalente que

produce 1 mol de electrones

Ejemplo: Calcule el peso equivalente del K2Cr2O7 y de acido sulfhídrico H2S de acuerdo con la siguiente ecuación:

K2Cr2O7 + H2S + H2SO4 Cr2(SO4)2 + K2SO4 + S(s) + H2O

Cr2O7 -2 + S -2 Cr +2 + S(s)

Ejemplo: Calcule el peso equivalente del acido oxálico H2C2O4.2H2O y del permanganato de potasio KMnO4 con base en la siguiente ecuación:

MnO4 - + C2O4

-2 Mn +2 + CO2

Calculo del numero de equivalentes en procesos redox

Calcule el numero de equivalentes en 16.23 gramos de permanganato de potasio KMnO4 cuando se utiliza como agente oxidante a) en medio acido y b) en medio básico

MnO4 - Mn +2 Reacción en medio acido

MnO4 - MnO2

Reacción en medio básico

Aplicación: Titulaciones redox

El objetivo es determinar la concentración de una solución mediante la adición cuidadosa de una cantidad definida de una solución patrón de un agente oxidante o reductor

# de equivalentes del ag. reductor = # de equivalentes del ag oxidante

V x N ag. reductor = V x N ag oxidante

Para titular 30 mL de una solución de KMnO4 se necesitaron 25.4 mL de solución 0.150 N de FeSO4. Calcule: a) La normalidad de la solución de KMnO4 b) Los gramos de KMnO4 contenidos en 500 mL de la solución

de KMnO4 La reacción tiene lugar en medio acido según la siguiente ecuación: MnO4

- + Fe +2 Mn +2 + Fe +3

Una muestra de 0.43 gramos de un mineral de hierro se disuelve en un

poco de acido sulfúrico para convertir todo el hierro a Fe +2. La solución

resultante de este proceso requiere para su titulación 28.35 mL de solución

0.1274 N de KMnO4. Calcule el % de Fe en el mineral.

La reacción que tiene lugar es:

MnO4 - + Fe +2 Mn +2 + Fe +3

Estequiometria en reacciones redox

Los cálculos de las cantidades de reactivos y productos involucrados en reacciones REDOX se realizan de manera similar a los cálculos en otro tipo de reacciones

Cuantos gramos de acido oxálico H2C2O4.2H2O al 80.1% de pureza y cuantos gramos de permanganato de potasio KMnO4 al 92.3% de pureza se requieren para generar 1.56 litros de CO2 medidos a 680 mm Hg y 25°C si el rendimiento de la reacción es del 85%?? La reacción que ocurre es con base en la siguiente ecuación:

MnO4 - + C2O4

-2 Mn +2 + CO2

Electroquímica

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2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s)

2Mg 2Mg2+ + 4e-

O2 + 4e- 2O2-

Oxidación media reacción

(pierde e-)

Reducción media reacción

(gana e-)

19.1

Los procesos electroquímicos son las reacciones de

oxidación-reducción en que:

• la energía liberada por una reacción espontánea se

convierte en electricidad o ( procesos voltaicos)

• la energía eléctrica se usa para causar una reacción no

espontánea ( procesos electrolíticos)

0 0 2+ 2-

Celdas electroquímicas

19.2

Reacción redox

espontánea

oxidación

ánodo

Reducción

cátodo

Voltímetro

Cátodo

de cobre

Ánodo

de zinc

Puente

salino

Solución

de CuSO4

Solución

de ZnSO4

El Zinc se oxida

a Zn2+ en el ánodo El Cu2+ se reduce

a Cu en el cátodo

Reacción neta

Tapones

de

algodón

Zn(s) Zn2+(ac) + 2e-

Zn(s) + Cu2+ (ac) Zn2+(ac) + Cu(s)

2e- + Cu2+(ac) Cu(s)

Celdas electroquímicas

19.2

La diferencia en el potencial

eléctrico entre el ánodo y el

cátodo se llama:

voltaje de la celda

• fuerza electromotriz (fem)

• potencial de celda

Diagrama de celda

Zn (s) + Cu2+ (ac) Cu (s) + Zn2+ (ac)

[Cu2+] = 1 M & [Zn2+] = 1 M

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)

ánodo cátodo

Potenciales estándares del electrodo

19.3

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)

2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm)

Zn (s) Zn2+ (1 M) + 2e- Ánodo (oxidación):

Cátodo (reducción):

Zn (s) + 2H+ (1 M) Zn2+ + H2 (1 atm)

Voltímetro

Puente salino

Electrodo de zinc Electrodo de hidrógeno

Electrodo de Pt

Gas H2 a 1 atm


19.3

El potencial estándar de reducción (E0) es el voltaje

secundario a una reacción de reducción en un electrodo cuando

todos los solutos son 1 M y todos los gases están a 1 atm.

E0 = 0 V

Electrodo estándar de hidrógeno (EEH)

2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm)

Reacción de reducción

Electrodo de Pt

Gas H2 a 1 atm

19.3

E0 = 0.76 V celda

Estándar fem (E0 ) cell

0.76 V = 0 - EZn /Zn 0

2+

EZn /Zn = -0.76 V 0 2+

Zn2+ (1 M) + 2e- Zn E0 = -0.76 V

E0 = EH /H - EZn /Zn celda 0 0

+ 2+ 2


E0 = Ecátodo - Eánodo celda 0 0

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)

Gas H2 a 1 atm

Electrodo de Pt

Electrodo de hidrógeno Electrodo de zinc

Puente salino

Voltímetro


19.3

Pt (s) | H2 (1 atm) | H+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)

2e- + Cu2+ (1 M) Cu (s)

H2 (1 atm) 2H+ (1 M) + 2e- Ánodo (oxidación):


H2 (1 atm) + Cu2+ (1 M) Cu (s) + 2H+ (1 M)

E0 = Ecátodo - Eánodo celda

0 0

E0 = 0.34 V celda

Ecelda = ECu /Cu – EH /H 2+ +

2

0 0 0

0.34 = ECu /Cu - 0 0 2+

ECu /Cu = 0.34 V 2+ 0

Voltímetro

Puente salino

Electrodo de hidrógeno Electrodo de cobre

Gas H2 a 1 atm

Electrodo de Pt

19.3

• E0 es para la reacción como

lo escrito

• Cuanto más positivo E0

mayor será la tendencia de

la sustancia a reducirse

• Las reacciones de

semicelda son reversibles

• El signo de E0 cambia

cuando la reacción se

invierte

• Si se cambia los

coeficientes

estequiométricos de una

reacción de semicelda no

cambia el valor de E0

¿Cuál es el fem estándar de una celda electroquímica

formada de un electrodo de Cd en una disolución 1.0 M de

Cd (NO3)2 y un electrodo de Cr en una disolución 1.0 M de

Cr(NO3)3?

Cd2+ (ac) + 2e- Cd (s) E0 = -0.40 V

Cr3+ (ac) + 3e- Cr (s) E0 = -0.74 V

Cd es el oxidante más

fuerte

Cd oxidará Cr

2e- + Cd2+ (1 M) Cd (s)

Cr (s) Cr3+ (1 M) + 3e- Ánodo (oxidación):


2Cr (s) + 3Cd2+ (1 M) 3Cd (s) + 2Cr3+ (1 M)

x 2

x 3

E0 = Ecátodo - Eánodo celda 0 0

E0 = -0.40 – (-0.74) celda

E0 = 0.34 V celda

19.3

Calcule el potencial estándar de la siguiente reacción:

Cr2+ (aq) + Cl2(g) Cr3+ (ac) + Cl-1(aq)

19.4

Espontaneidad de las reacciones redox

G = -nFEcell

G0 = -nFEcell 0

n = número de moles de electrones en reacción

F = 96,500 J

V • mol = 96,500 C/mol

G0 = -RT ln K = -nFEcell 0

Ecell 0 =

RT

nF ln K

(8.314 J/K•mol)(298 K)

n (96,500 J/V•mol) ln K =

= 0.0257 V

n ln K Ecell

0

= 0.0592 V

n log K Ecell

0

Espontaneidad de las reacciones redox

19.4

2e- + Fe2+ Fe

2Ag 2Ag+ + 2e- Oxidación :

Reducción :

¿Cuál es la constante de equilibrio para la reacción

siguiente a250C? Fe2+ (ac) + 2Ag (s) Fe (s) + 2Ag+ (ac)

= 0.0257 V

n ln K Ecell

0

19.4

E0 = -0.44 – (0.80)

E0 = -1.24 V

0.0257 V

x n E0 cell exp K =

n = 2

0.0257 V

x 2 -1.24 V = exp

K = 1.23 x 10-42

E0 = EFe /Fe – EAg /Ag 0 0

2+ +

Efecto de la concentracion en fem de la celda

G = G0 + RT ln Q G = -nFE G0 = -nFE 0

-nFE = -nFE0 + RT ln Q

E = E0 - ln Q RT

nF

La ecuación de Nernst

A 298

19.5

- 0.0257 V

n ln Q E 0 E = -

0.0592 V n

log Q E 0 E =

Ocurrirá la siguiente reacción en forma espontánea a 250C

si [Fe2+] = 0.60 M y [Cd2+] = 0.010 M?

Fe2+ (aq) + Cd (s) Fe (s) + Cd2+ (aq)

2e- + Fe2+ 2Fe

Cd Cd2+ + 2e- Oxidación :

Reducción : n = 2

E0 = -0.44 – (-0.40)

E0 = -0.04 V

E0 = EFe /Fe – ECd /Cd 0 0

2+ 2+

- 0.0257 V

n ln Q E 0 E =

- 0.0257 V

2 ln -0.04 V E =

0.010

0.60

E = 0.013

E > 0 Espontánea

19.5

Baterías

19.6

Celda de Leclanché

Zn (s) Zn2+ (ac) + 2e- Ánodo:

Cátodo: 2NH4 (aq) + 2MnO2 (s) + 2e- Mn2O3 (s) + 2NH3 (aq) + H2O (l) +

Zn (s) + 2NH4 (ac) + 2MnO2 (s) Zn2+ (ac) + 2NH3 (ac) + H2O (l) + Mn2O3 (s)

Separador de papel

Pasta húmeda de ZnCl2 y NH4Cl

Capa de MnO2

Cátodo de grafito

Ánodo de zinc

El ánodo es la cubierta exterior de cinc que está en contacto con dióxido de manganeso (MnO2) y un electrolito. El electrolito contiene cloruro de amonio (NH4Cl) y cloruro de cinc (ZnCl2

) disueltos en agua a la cual se le agrega almidón para que la solución adquiera consistencia pastosa y no se escurra. El cátodo es una barra de grafito que está inmersa en la solución de electrolito en el centro de la pila.

Pilas comunes-pilas secas

Pila seca alcalina

Baterías

Zn(Hg) + 2OH- (ac) ZnO (s) + H2O (l) + 2e- Ánodo :

Cátodo : HgO (s) + H2O (l) + 2e- Hg (l) + 2OH- (ac)

Zn(Hg) + HgO (s) ZnO (s) + Hg (l)

Batería de mercurio

19.6

Cátodo de acero

Aislante

Ánodo (contenedor de Zinc)

Solución electrolítica de KOH, pasta de Zn(OH)2 y HgO

Baterías

19.6

Ánodo :

Cátodo :

Batería o cumulador

de plomo

PbO2 (s) + 4H+ (ac) + SO2- (ac) + 2e- PbSO4 (s) + 2H2O (l) 4

Pb (s) + SO2- (ac) PbSO4 (s) + 2e- 4

Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ (aq) + 2SO2- (ac) 2PbSO4 (s) + 2H2O (l) 4

Ánodo Cátodo

Tapa removible

Electrólito de H2SO4

Placas negativas (planchas de plomo llenas con plomo esponjoso)

Placas positivas (planchas de plomo llenas con PbO2

Batería de litio

• A diferencia de las baterías anteriores, la batería de litio tiene un conductor sólido en lugar de una solución de electrolito como conexión entre los electrodos. El ánodo es de litio metálico y el cátodo es de sulfuro de titanio (TiS2). El electrolito sólido es un polímero orgánico que permite el paso de los iones pero no de los electrones. Las reacciones que ocurren son:

Batería de litio

Cuando la batería funciona, los iones Li+ migran del ánodo al cátodo a través del electrolito sólido, mientras que los electrones circulan externamente del ánodo hacia el cátodo para completar el ciruito. El voltaje que puede alcanzar esta batería es de 3V y se puede recargar lo mismo que el acumulador de plomo.

Baterías

19.6 Batería de estado sólido de litio

Ánodo Cátodo

Electrólito sólido

Baterías

19.6

Una celda de

combustible es

una celda

electroquímica que

requiere un aporte

continuo de

reactivos para su

funcionamiento

Ánodo :

Cátodo : O2 (g) + 2H2O (l) + 4e- 4OH- (ac)

2H2 (g) + 4OH- (ac) 4H2O (l) + 4e-

2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)

Ánodo Cátodo

Electrodo de carbón poroso con Ni

Oxidación

Electrodo de carbón poroso con Ni y NiO

Reducción

Corrosión

19.7

Cátodo Ánodo

Aire

Agua

Hierro

Herrumbre

Distintos tipos de pilas

Pilas comunes

Batería de plomo

Procesos electrolíticos

Utilizadas en varios procesos industriales importantes

19.8

Electrólisis Es el proceso en el cual la energía eléctrica se

usa para inducir una reacción química no espontánea .

Ánodo Cátodo

Batería

Oxidación Reducción

Na Líquido Na Líquido

Ánodo de carbón

Cátodo de hierro Cátodo de hierro

NaCl fundido

Electrólisis

• La electrólisis es la descomposición de una sustancia o solución electrolítica por medio de la corriente eléctrica.

• La energía eléctrica induce una reacción química que no es espontánea y se lleva a cabo en una celda electrolítica.

• La reducción ocurre en el cátodo y la oxidación en el ánodo (igual que en las pilas).

• En las celdas electrolíticas el cátodo es negativo y el ánodo es positivo (al revés que en las pilas).

Posibles usos de las celdas electrolíticas

batería + -

Electrodos inertes

fem

Recipiente

e- e-

Medio conductor

La Celda

Signo o polaridad de los electrodos

(-) (+)

¿Qué especies químicas estarían presentes en una celda que contiene cloruro de sodio

fundido, NaCl (l)?

Na+ Cl-

Examinando la celda electrolítica que contiene NaCl fundido.

ELECTRÓLISIS POR VÍA SECA

En estos casos la electrólisis se realiza en ausencia de agua, se trabaja con electrolitos anhidros y para realizar la electrolisis es necesario fundir el electrolito.

Ejemplo: electrólisis del NaCl fundido

(l) Cl Na (s) Cl Na -

2 NaCl (ℓ) 2Na (ℓ) +Cl2 (g)

(-) Cátodo: 2 Na+(ℓ) +2e- 2 Na (ℓ) (+) Ánodo: 2Cl- (ℓ) Cl2 (g) + 2e-

Global: 2Na+(ℓ) + 2Cl-(ℓ) 2 Na(ℓ) + Cl2(g)

+ - batería

Na (l)

Semi celda Semi celda

NaCl fundido

Na+

Cl-

Cl- Na+

Na+

Na+ + e- Na 2Cl- Cl2 + 2e-

Cl2 (g) escapa

Observe las reacciones que ocurren en los electrodos

NaCl (l)

(-)

Cl-

(+)

+ - Batería

e-

e-

NaCl (l)

(-) (+)

cátodo ánodo

NaCl fundido

Na+

Cl-

Cl-

Cl-

Na+

Na+

Na+ + e- Na 2Cl- Cl2 + 2e-

cationes migran hacia el electrodo (-)

aniones migran hacia el electrodo (+)

A nivel microscópico

Celda electrolítica con NaCl fundido

Semi reacción catódica (-) REDUCCION Na+ + e- Na Semi reacción anódica (+) OXIDACION 2Cl- Cl2 + 2e-

Reacción global 2Na+ + 2Cl- 2Na + Cl2

Reacción no espontánea !

X 2

¿Qué especies química deberían estar presentes en un recipiente que contiene

cloruro de sodio en solución, NaCl (acuoso)?

Na+ Cl-

H2O

¿Serán las semi reacciones iguales o distintas de las anteriores?

• ELECTROLISIS POR VÍA HÚMEDA: La electrólisis se realiza para electrolitos disueltos en agua, es decir son procesos electrolíticos que tienen lugar en disolución acuosa.

• Cuando se usa una solución acuosa en una celda electrolítica, debemos considerar si es el agua o el soluto el que se va a oxidar o reducir en los electrodos. Dependerá de los valores de E°red.

• El agua se puede oxidar para formar oxígeno o reducirse para formar hidrógeno.

Electrólisis

Batería + - Fuente de poder

(f.e.m.)

e- e-

NaCl (aq)

(-) (+) Cátodo Semi celda diferente

NaCl acuoso

ánodo

2Cl- Cl2 + 2e-

Na+

Cl-

H2O

¿Qué se reduciría en el cátodo

Celda electrolítica con NaCl acuoso

Semi celda catódica posible (-) REDUCCION Na+ + e- Na 2H20 + 2e- H2 + 2OH-

Semi celda anódica posible (+) OXIDACION 2Cl- Cl2 + 2e-

2H2O O2 + 4H+ + 4e-

Reacción global 2Cl- + 2H20 H2 + Cl2 + 2OH-

Electrólisis del agua

19.8

Batería

Ánodo Cátodo

Oxidación Reducción

Solución de H2SO4 diluido

• Cuando el anión de la disolución es muy difícil de oxidar (el SO42-

de H2SO4), se oxidan las moléculas de agua, formando oxigeno e hidrogeno.

• Un anión de difícil descarga da lugar a la oxidación del agua en el ánodo

• En la electrólisis del agua, se electroliza una disolución 0,1M de H2SO4 (los iones H+ y SO4

2- conducen la electricidad ).

Productos de la electrólisis

En el ánodo se pueden oxidar SO42- o H2O. Observando los valores

de los potenciales se deduce que lo hará el agua. En el cátodo se reducen los H+.

Ánodo: 2H2O (ℓ) O2 (g) + 4H+ (ac) + 4e-

Cátodo: 2(2H+ (ac) + 2e- H2(g) )

Global: 2H2O (ℓ) O2 (g) + H2 (g)

no hay consumo neto de H2SO4

ΔE° = E°C – E°A

= 0 – 1,23V = -1,23 V


• Electrólisis de una solución acuosa de NaCl (un catión de difícil descarga da lugar a la reducción del agua en el cátodo).

• Los iones Na+ y Cl- conducen la corriente eléctrica.

• Las reacciones posibles en el cátodo son la reducción del ion Na+ o del agua:

2H2O (ℓ) + 2e- H2(g) + 2OH-(ac) E°red = -0,826V

Na+(ac) + e- Na (s) E°red = -2,71V


El paso de la misma cantidad de electricidad a través de una celda produce siempre la misma cantidad de transformación química para una reacción dada.

La masa de un elemento que se deposita o libera en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por él.

Deben pasar 96485 C de electricidad para depositar o liberar 1 mol de una sustancia que fije o ceda un electrón durante la reacción de la celda.

Aspectos cuantitativos de la electrólisis

Leyes de la electrólisis o de Faraday

• Si en una reacción intervienen n electrones, entonces se requieren 96485n C para liberar un mol de producto. La relación entre la cantidad de corriente y el número de moles de electrones es Q = n(e-)F, donde n(e-) es el Nº de moles de electrones y F es la constante de Faraday (96485 C/mol).

Aspectos cuantitativos de la electrólisis

La Ley de Faraday La masa que se deposita (o que se corroe) en un electrodo depende de la cantidad de corriente y al tiempo que dura la electrolisis.

Q = It coulomb

Intensidad de la Corriente en amperes (amp)

Tiempo en segundos

Para una cierta carga electrica, la cantidad de un metal que se deposita es proporcional a su peso equivalente ( peso atomico dividido por la carga del ion)

La Ley de Faraday Q es el producto de la corriente (en amperes) que pasa por unidad de tiempo (en segundos)

Q = It coulomb

Corriente en amperes (amp)

Tiempo en segundos

96500 coulomb = 1 equiv de cualquier sustancia 96500 coulomb = 1 Faraday= 1 equivalente 1 Faraday= 1 mol de electrons= 6,02 x 1023 e-

Electrólisis y cambios de masa

carga (C) = corriente (A) x tiempo (s)

1 mol e- = 96,500 C

19.8

Corriente

(amperios) y

tiempo

Carga en

culombios

Número de

moles de

electrones

Moles de

sustancia

reducida u

oxidada

Granos de

sustancia

reducida u

oxidada

¿Cuánto Ca se producirá en una celda electrolítica de

CaCl2 fundido si una corriente de 0.452 A se pasa a través

de la celda durante 1.5 horas?

Ánodo :

Cátodo : Ca2+ (l) + 2e- Ca (s)

2Cl- (l) Cl2 (g) + 2e-

Ca2+ (l) + 2Cl- (l) Ca (s) + Cl2 (g)

2 mol e- = 1 mol Ca

mol Ca = 0.452 C

s x 1.5 hr x 3600

s

hr 96,500 C

1 mol e- x

2 mol e-

1 mol Ca x

= 0.0126 mol Ca

= 0.50 g Ca

19.8

Ejemplos en los que se aplica La Ley de Faraday

• ¿Cuántos gramos de Cu se depositarán en 3,00 horas cuando se hace pasar una corriente de 4,00 amperes?

Cu+2 + 2e- Cu

• La carga de un electrón es 1,6021 x 10-19 coulomb. Calcular el número de Avogadro a partir del hecho que 1 F = 96487 coulombs/mol e-.

Formas comerciales de la Energía

La energía eléctrica suele expresarse comercialmente como Kilowatios-hora( kWh)

Relación entre Watios y Julios

1J = 1W.1s julios

watios Tiempo en segundos

1J = 1V.1C julios

Voltios

Columbios

Relación entre Julios y Voltios

Formas comerciales de la Energía

La energía eléctrica suele expresarse comercialmente como Kilowatios-hora( kWh)

Relación entre KWh y Julios

1kWh =1000W-1h

1W = 1J/s

1kWh =3,6 x 106J

Trabajo en clase

Procesos Voltaicos y Electroliticos-corrosión

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