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I.E.P. “JAMES CLERK MAXWELL”

Química

ELECTRÓLISIS La Electrólisis o Electrolisis es una Reacción Redox (OxidaciónReducción) producida al pasar corriente eléctrica por los electrolitos en disolución. Tiene como resultado la separación de los elementos del compuesto disuelto. Nota: los electrolitos son sustancias que en disolución se separan en iones y permiten el paso de la corriente eléctrica. Las Cuba Electrolítica:

La Cuba Electrolítica o Célula Electrolítica es el dispositivo donde se produce la electrólisis. Consta de: a) Electrodos: dos varas de metal introducidas en la disolución (ánodo y cátodo) b) Electrodo positivo (Ánodo): está conectado al positivo de la batería. Realiza la oxidación del anión. c) Electrodo negativo (Cátodo): conectado al negativo de la batería. Realiza la reducción del cátodo. d) Circuito eléctrico: conecta los electrodos a la batería de corriente continua e) Electrolito: sustancia ionizada en la disolución

Cuba electrolítica para la electrólisis del Cloruro Sódico (NaCl)

4to de Secundaria

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Consideremos la electrólisis del Cloruro Sódico (NaCl) de la imagen. Al estar disuelta en medio acuoso, se separa en:  Aniones (iones negativos) de Cl Cationes

(iones positivos) de Na+ El Ánodo que se encuentra cargado positivamente atrae hacia su superficie los iones negativos (aniones) de Cl-. Este cede un electrón al electrodo por lo que se oxida para formar un átomo de cloro que tiende a formar moléculas de Cl2por enlace covalente:  Ecuación de Oxidación: 2 Cl- → Cl2 + 2 eEl Cátodo cargado negativamente atrae los iones positivos del Na+. Este recibe un electrón del electrodo por lo que se reduce para formar un átomo de sodio neutro:  Ecuación de Reducción: 2 Na+ + 2 e- → 2 Na La reacción global Redox es por lo tanto: 2 Cl- + 2 Na+ → Cl2 + 2 Na APLICACIONES DE LA ELECTRÓLISIS: La Electrólisis es un proceso químico con multitud de aplicaciones industriales. Por ejemplo:  Obtención de diferentes metales como son el Aluminio, Litio, Sodio, Potasio, Magnesio, etc. 

Obtención de Hidrógeno



Obtención del Ácido Clorídico HCl



Galvanoplastia para el recubrimiento de metales

PRINCIPALES REACCIONES QUÍMICAS:  Reacción Ácido-Base: un ácido y una base dan lugar a una sal y agua: HCl + NaOH → NaCl + H2O  Reacción

de Adición: los átomos se unen a una molécula que posee un enlace múltiple destruyéndolo.  Reacción

en Cadena: los productos de la reacción provocan nuevas reacciones

 Reacción

de Combinación: el producto es la reagrupación de átomos iniciales (A+B→AB): N2+3H2 → 2NH3  Reacción

de Condensación: dos moléculas se unen para dar un único producto

más agua.

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 Reacción

de Descomposición: a partir de un compuesto se forman dos o más sustancias (AB → A + B)

 Reacción

de Desplazamiento: un elemento es sustituido por otro que está presente en la reacción  Reacción

de Dismutación: un elemento es simultáneamente oxidado y reducido: 2 H2O2 → 2 H2O + O2  Reacción

de Doble Sustitución: dos compuestos intercambian elementos (AB + CD → CB + AD)  Reacción

Elemental: se produce en un único paso sin etapas intermedias o estados de transición.  Reacción

de Eliminación: es lo contrario a la reacción de adición: R-CH2-CH2X → R-CH=CH2 + H-X  Reacción

Exorgónica: reacción química donde la variación de la energía libre de

Gibbs  Reacción

Iónica: interacción eléctrica de especies iónicas dispersos en el disolvente: Ag+ + Cl-- → AgCl  Reacción

Limitante: reacción que se produce más lentamente limitando la velocidad de la reacción global.  Reacción

Orgánica: son las reacciones de los compuestos orgánicos

 Reacción

Redox: reacción en la que existe una transferencia electrónica entre los

reactivos.

Leyes de Faraday de la Electrólisis

Leyes de Faraday: Las Leyes de Faraday o Leyes de la Electrólisis son fórmulas que expresan de manera cuantitativa las cantidades depositadas en los electrodos. Estas leyes fueron enunciadas por Michael Faraday en 1834. 1ª Ley de Faraday de la Electrólisis: La cantidad de masa depositada en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que ha circulado por el electrodo: masa desprendida = k (constante) · Q = k · I · t donde Q es la carga en culombios, I la intensidad en amperios y t el tiempo en segundos.

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2ª Ley de Faraday de la Electrólisis: La cantidad de masa depositada de un elemento en un electrodo es proporcional a su peso equivalente (peso atómico dividido entre su número de oxidación): masa desprendida = k (constante)· peso atómico / nº oxidación 3ª Ley de Faraday de la Electrólisis: La cantidad de electricidad que es necesaria para que se deposite 1 equivalente gramo de un elemento es F = 96500 culombios (constante de Faraday). Como 1 equivalente gramo es igual al peso atómico / nº de oxidación en gramos: masa desprendida = I · t · (peso atómico / nº de oxidación) / 96500 donde I es la intensidad en amperios y t el tiempo en segundos.

Ejercicios Resueltos de las Leyes de Faraday: En una electrólisis de 3 disoluciones de CuCl2 , NaCl y FeCl3 , calcular la cantidad de cobre, sodio e hierro que se depositan en los electrodos por el paso de una corriente de 3 Amperios durante 5 minutos. Solución: En las cubas o celdas electrolíticas las sustancias se encuentran disueltas en iones: 

CuCl2 → Cu+2 + 2 Cl-



NaCl → Na+ + ClFeCl3 → Fe+3 + 3 Cl-



Aplicando la fórmula de la 3ª Ley de Faraday de la Electrólisis obtenemos las masas depositadas en los electrodos negativos (cátodos): 

masa depositada de cobre = [3 amperios · 300 segundos · (65,55 / 2)] / 96500 = 0,3 gramos.  masa depositada de sodio = [3 amperios · 300 segundos · (22,99 / 1)] / 96500 = 0,21 gramos. 

masa depositada de hierro = [3 amperios · 300 segundos · (55,84 / 3)] / 96500 = 0,17 gramos. 4to de Secundaria

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