Pilas y Electrólisis
Pilas
Son aquellos instrumentos
que producen energía eléctrica mediante reacciones redox espontaneas.
Al igual que la cuba electrolítica, las pilas
están compuestas por dos electrodos, cátodo y ánodo, conectados a dos
terminales. En el cátodo se produce la reducción y en el ánodo la oxidación.
La diferencia es que aquí, el cátodo es positivo y el ánodo negativo. Aparte el sentido del proceso es inverso, ya que no se aplica energía eléctrica para producir iones sino que la reacción redox es la que provee energía eléctrica. Esta energía se cuantifica a través de la diferencia de potencial generada por la pila, la cual se mide en Volt (V).
El potencial estándar de
la pila (E0) será:
Símbolo: E0
E0 pila = E0
cátodo – E0 ánodo
Este potencial tiene que ser siempre positivo.
Un puente salino, que
contiene un electrolito inerte, como el cloruro de potasio. Su misión es
mantener constante la neutralidad de las dos disoluciones, la anódica y la
catódica.
Generalmente los
electrodos están formados por metales o no metales en contacto directo con sus
iones. Todos los valores de potenciales de reducción de los elementos e iones
se encuentran tabulados en condiciones estándar.
Para expresar la
composición de las pilas se emplea una notación abreviada. Por convenio, si la
concentración es 1M (mol), la notación de esta pila será:
Zn(s) / Zn+2 (aq 1M) // Cu+2 (aq. 1M) / CU (s)
Ánodo disolución
Puente salino Cátodo disolución
Donde las especies se escriben en el orden en que tiene lugar el proceso.
Electrodo estándar del hidrógeno
Todos los potenciales de los distintos electrodos se miden comparándolos con el llamado: Electrodo estándar de hidrógeno, al que se le ha asignado el potencial estándar E0 = 0,00 V. Este electrodo consiste en una lámina de platino sumergida en una disolución de ácido clorhídrico 1,0 M a 250C, por la que se burbujea H2 gas a presión de 1 atmosfera.
En la superficie de
platino se darán las siguientes reacciones:
- Cuando el H2 actúa como ÁNODO: H2(g) +2 e- ----> 2H+(aq).
- Cuando el H2 actúa como CÁTODO: 2H+(aq) + 2e- ----> H2(g).
Actuará como ánodo,
cuando los potenciales de los otros electrodos sean positivos, ya que estos
serán siempre superiores a 0 V y actuará como cátodo, cuando los potenciales de
los otros electrodos sean negativos, ya que el 0 será siempre superior a cualquier
valor negativo.
EJEMPLO:
Se forma una pila
voltaica con el electrodo estándar de hidrógeno y el electrodo estándar de
cinc. Indica el potencial de la pila y el esquema de esta.
DATOS:
Zn+2 / Zn E0
= - 0,76 V
SOLUCIÓN:
Como me dicen que se forma la pila, el
electrodo de hidrógeno tendrá que ser el cátodo y el electrodo de cinc el
ánodo, para que el potencial de la pila salga positivo, por tanto:
Zn ------ ->
Zn2+ + 2e- ÁNODO --->
2 H+ + 2e- ------ -> H2 CÁTODO --->
E° pila = E° cátodo – E° ánodo = 0 – (-0,76 V) = 0,76 V
Electrólisis
Es el proceso en el que el paso de la corriente eléctrica
por una disolución o por un electrolito fundido que produce una reacción de
óxido-reducción no espontánea.
Básicamente hay dos tipos de electrolitos, los llamados
fuertes y débiles. Los utilizados en la electrolisis son los electrolitos
fuertes. Esta familia está formada por todas las sales, ácidos fuertes e
hidróxidos fuertes. Como bases fuertes podemos citar a las de los metales
alcalinos y alcalinotérreos como los hidróxidos de Sodio, Potasio, Calcio y
Magnesio. Como ejemplos de ácidos fuertes tenemos al ácido clorhídrico,
sulfúrico, nítrico y perclórico.
El recipiente donde
se realiza este proceso se llama cuba electrolítica. Esta cuba contiene la
disolución donde se sumergen los electrodos conectados a una fuente de
corriente continua de la que la cuba recibe los electrones.
Este proceso no es espontáneo, como indica el potencial
negativo. Por eso se tiene que aplicar electricidad, para obligar a esta
reacción química a que se produzca en el sentido no espontáneo.
Analogías y diferencias entre una cuba y una pila.
a) ANALOGÍAS:
• En
ambas se dan procesos redox.
• En
ambas en el ánodo se da la oxidación y en el cátodo la reducción.
b) DIFERENCIAS:
- En las pilas una reacción química espontánea produce corriente eléctrica. En la cuba el paso de la corriente eléctrica, produce una reacción química que sin ella no sería espontánea.
- En las pilas el ánodo es – y el cátodo + y en las cubas El ánodo es + y el cátodo – .
Aplicaciones industriales de la electrolisis:
La electrólisis tiene numerosas aplicaciones como:
a) La
obtención de metales como los alcalinos y alcalino-térreos, así como el Al.
También la obtención de algunos no metales, como el hidrógeno y el cloro.
b) La
obtención de compuestos como el NaOH.
c) Los
recubrimientos metálicos.
d) La
purificación de metales, como por ejemplo el cobre.
Leyes de Faraday:
Entre la cantidad de electricidad que pasa a través de un
electrolito y la cantidad de productos liberados en los electrodos, existe una
relación expresada mediante estas leyes:
1ª Ley: La masa de un elemento liberado en un electrodo, es
directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través del
electrolito.
2ª Ley: Las masas de los diferentes elementos liberados por
la misma cantidad de electricidad son proporcionales a los pesos equivalentes
de los elementos.
La carga de un electrón = 1,602 x 10-19 C, eso determina que la carga de 1 mol de
electrones será 1,602 x 10-19 x 6,023 x 1023 = 96487 C
que aproximamos a 96500 C.
A
la carga de un mol de electrones se le llama 1 Faraday.
1 Faraday = 96500 C
Para una mejor comprensión podes mirar los siguientes videos:
Ejemplo:
Se pasa una corriente de 1,5 A durante 30 minutos a través
de una cuba electrolítica donde está disuelto cloruro sódico.
a) Plantea
el proceso redox que se da en ambos electrodos.
b) Calcula
la cantidad de sodio depositada en él cátodo.
c) Calcula
el volumen de cloro depositado en él ánodo, suponiendo condiciones normales.
DATOS:
1 F = 96500 C;
M. atm Na = 23
SOLUCIÓN:
a)
Q
I = ; Q = I · t = 1,5 · 30 · 60 =2700 C
t
Es mejor realizar la operación con el factor de conversión
Ejemplo:
La electrólisis de una disolución acuosa de BiCl3 en
medio neutro origina Bi (s) y Cl2(g).
a) Escriba
las semirreacciones iónicas en el cátodo y en el ánodo y la reacción global del
proceso y calcule el potencial correspondiente a la reacción global.
b) Calcule
la masa de bismuto metálico y el volumen de cloro gaseoso, medido a 25 ºC y 1
atm, obtenidos al cabo de 2 horas, cuando se aplica una corriente de1,5 A.
DATOS:
Masa atómica: Bi = 209,0 Cl =
35,5 F = 96485 C;
Eº (Bi3+ /Bi) = 0,29 V Eº
(Cl2 /Cl-) = 1,36 V
SOLUCIÓN:
Como se ve, el potencial sale negativo, ya que esta reacción no es
espontánea y por tanto para que se lleve a cabo será necesario aplicar
electricidad (electrólisis)
c) Calculamos la cantidad de carga que ha pasado por la celda electrolítica.
Como nos piden volumen y en las condiciones que nos da el problema debemos saber que 1 mol ocupa 24,4 L, se puede multiplicar directamente sin necesidad de aplicar la fórmula de los gases. Por tanto:
Ejemplo:
Una corriente de 4 A fluye durante 30 minutos a través de
tres cubas (células) electrolíticas en serie. Una contiene iones plata, la otra
iones cinc y la tercera iones Fe+3. Suponiendo que en cada cuba la
única reacción catódica sea la reducción del ión a metal, ¿cuántos gramos de
cada metal se depositarán?
DATOS:
1Faraday = 96500C
Masa Atómica:
Ag = 107,9;
Fe =55,8;
Zn = 65,8
SOLUCIÓN:
Para realizar este tipo de problemas será necesario utilizar la fórmula que nos relaciona la carga, el tiempo y la intensidad de corriente:
𝑸
𝑰=
𝒕
I = Nos indica la intensidad de corriente y se mide en amperios (A).
Q = Nos indica la cantidad de carga y se mide en culombios (C).
t = Nos indica
el tiempo que está pasando la corriente y se mide en s.
El problema nos indica que la intensidad de corriente es de
4 A y fluye durante30 minutos, por tanto de estos datos se puede deducir la
carga que ha pasado durante este tiempo
POR LAS TRES CUBAS ELECTROLÍTICAS.
En la 1ª cuba:
Cuando pasa un mol de electrones (96500 C), se deposita en el
cátodo1 mol de plata (que equivale a su masa atómica, es decir 107,9 gramos).
De esta forma con una simple regla de tres se podrá saber la cantidad de plata
depositada cuando la carga que pasa es de 7200 C.
--------------------->96500 C 107,9 g de Ag
--------------------->7200 C X g de Ag; X = 8,05 g de Ag depositada
Mucho mejor con el
factor de conversión
En la 2ª cuba:
Cuando pasan 2 moles de electrones (2 · 96500 C), se
deposita 1 mol de Zn en él cátodo (que equivale a su masa atómica, 65,8 g)
2 · 96500 65,8 g de Zn
7200 C X g de
Zn; X = 2,45g de Zn
65,8 g Zn
Mucho mejor con el factor de conversión: 722 C · = 2,45 g de Zn
2· 96500 C
En la 3ª cuba:
Cuando pasan 3 moles de electrones (3 · 96500 C), se
deposita 1 mol de Fe en él cátodo (que equivale a su masa atómica, 55,8 g)
3·
96500 C 55,8 g de Fe
7200 C X g de
Fe; X = 1,39 g de Fe
Ejemplo:
La electrólisis de una disolución acuosa de sulfato de
cobre (II) se efectúa según la reacción iónica neta siguiente:
2 Cu2+(ac) + 2 H2O (l) 2 Cu (s) + O2(g)
+ 4 H+(ac)
Calcule:
a) La
cantidad (en gramos) que se necesita consumir de sulfato de cobre (II) para
obtener 4,1 moles de O2.
b) ¿Cuántos
litros de O2 se han producido en el apartado anterior a 25 ºC y 1
atm de presión?
c) ¿Cuánto
tiempo es necesario (en minutos) para que se depositen 2,9 g de cobre con una
intensidad de corriente de 1,8 A?
DATOS:
Faraday = 96485 C·mol-1
Masa Atómica:
Cu = 63,5
S = 32
O = 16
