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• OscarJoseMena

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Celda Voltaica La energía se libera de la reacción Redox espontánea El sistema realiza trabajo sobre la carga/medio circundante

Celda Electrolítica La energía se absorbe para producir una reacción Redox no espontánea El medio circundante (fuente de energía) realiza trabajo sobre el sistema (celda)

Construcción y operación de-una celda electrolítica:  Considere una celda voltaica de estaño- cobre.

Por tanto la reacción de la celda inversa no es espontánea y nunca sucede por si misma, como lo indica el potencial de celda negativo y el ΔGo positivo:

Se puede llevar a cabo un proceso inverso suministrando un potencial eléctrico, mayor al Eocelda , de una fuente externa .

Ahora hemos convertido la celda voltaica en una celda electrolítica y cambiado la naturaleza de los electrodos el ánodo es ahora el cátodo y el cátodo es ahora el ánodo:

Observe que en una celda electrolítica, como en una celda voltaica, la oxidación se lleva a cabo en el ánodo, y la reducción se lleva a cabo en el cátodo, pero la dirección del flujo de electrones y el signo de los electrodos se invierte.

Causa del flujo de electrones:  En una celda voltaica, los electrones se generan en el ánodo, así que éste es negativo, y los electrones se consumen en el cátodo, así que éste es positivo.  En una celda electrolítica, los electrones provienen de una fuente de poder externa, que los suministra al cátodo, así que éste es negativo, y los retira del ánodo. así que éste es positivo.

Es un método de separación de los elementos que forman un compuesto aplicando electricidad. Es el rompimiento de una sustancia por efecto de energía eléctrica, se usa a menudo para separar un compuesto en sus elementos. En algunas células electrolíticas las reacciones químicas no espontáneas son forzadas a producirse debido al paso de energía eléctrica.

 Electrólisis

de sales fundidas puras: Muchas aplicaciones electrolíticas requieren el aislamiento de un metal o no metal a partir de una sal fundida. La predicción del producto en cada electrodo es simple si la sal es pura, porque el catión se reduce y el anión se oxida. El electrolito es la misma sal fundida y los iones se mueven a través de la celda, atraídos por los electrodos de carga opuesta.

Considerese la electrólisis de Cloruro de calcio fundido, las dos especies presentes son: Ca2+ y Cl- , así que el ion Ca2+ se reduce y el ion Cl- se oxida. ánodo; oxidación

Cátodo; reducción

global

El calcio metálico se prepara industrialmente de esta manera, asi como otros metales activos como. Na, Mg y los halógenos Cl2 y Br2.

 Electrólisis

de sales fundidas mezcladas:

El electrolito es una mezcla de sales fundidas, que se somete a electrólisis para obtener un metal particular. Cuando podemos elegir el producto, ¿Cómo podemos decir cuál especie reaccionará en cuál electrodo? La regla general para todas las celdas electrolíticas es que la especie más fácilmente oxidable (el agente reductor más fuerte) reacciona en el ánodo , y la especie más fácilmente reducible (el agente oxidante más fuerte) reacciona en el cátodo.

Para la electrólisis de mexclas de sales fundidas no podemos usar valores en tablas de Eo para decir la fuerza relativa de los agentes y reductores. Estos valores se refieren al cambio del ion acuoso al elemento libre, Mn+(ac) + ne-  M(s), bajo condidiones de estado estandar, pero en una sal fundida no hay iones acuosos. En vez de ello, nos basamos en nuestro conocimiento de las tendencias atómicas periódicas para predecir cuál de los iones presentes gana o pierde electrones más facilmente.

Energía de Ionización: Mínima cantidad de energía necesaria para separar el electrón menos fuertemente unido de un atomo, para formar un ión con carga +1. Los elementos con energías de ionización (EI) bajas, pierden electrones fácilmente para formar cationes.





Electronegatividad: es la medida de la capacidad de un átomo para atraer hacia él los electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula.

 ACTIVIDAD

DE UN METAL: se dice que un metal es más activo cuando se oxida con facilidad. Los metales más activos desplazan a los metales menos activos o al hidrogeno de sus compuestos en disolución acuosa para dar la forma oxidada del metal más activo y la forma reducida (metal libre) del otro metal

 Una

ingeniera química funde una mezcla natural de NaBr y MgCl2 y la separa en una celda electrolítica. Pronostique la sustancia que se forma en cada electrodo y escriba las semireacciones balanceadas y la reaccion global de la celda. Planteamiento: Hay que determinar cual metal o no metal se formarán más fácilmente en los electrodos

Continuación - Planteamiento: NaBr y MgCl2

Seleccionemos los iones como agentes oxidantes y reductores.  Considerando la Energía de Ionización (EI) Si un metal atrae a sus electrones más fuertemente que otro, tiene una EI más alta. Por tanto como catión , gana electrones más facilmente; es el agente oxidante más fuerte y se reduce en el cátodo.

Na Mg

Agentes Oxidantes: Débil  Na+ Fuerte  Mg+2

(Cátodo)

Continuación - Planteamiento: NaBr y MgCl2



Seleccionemos los iones como agentes oxidantes y reductores. Considerando la Electronegatrividad (EN) Si un no metal atrae a sus electrones con menos fuerza que otro, tiene menor electronegatividad; por tanto, como anión, pierde electrones más fácilmente, es el agente reductor más fuerte y se oxida en el ánodo..

Cl Br

Agentes Reductores: Débil  ClFuerte  Br-

(ánodo)

Continuación – solución : Mezcla de NaBr y MgCl2

Agentes Oxidantes: Débil  Na+ Fuerte  Mg+2

(Cátodo)

Agentes Reductores: Débil  ClFuerte  Br- (ánodo) Mg2+ (l)+ 2 e-  Mg (l) (Catodo - Reducción) 2Br - (l)  Br2(g) + 2 e(Anodo - Oxidación) _______________________ Mg2+ (l)+ 2Br - (l)  Mg (l) + Br2(g)

Cátodo

Anodo

Considera una célula en la cual se conecta una fuente de corriente continua mediante dos cables a dos electrodos inertes de grafito. Están inmersos en el recipiente de cloruro sódico fundido.

Cuando pasa la corriente, observamos lo siguiente:  Un gas verde pálido, que es cloro, Cl2, se libera en un electrodo.  Se forma sodio metálico fundido, Na, de aspecto blanco-plateado en el otro electrodo y flota sobre el cloruro sódico fundido.

e-

eCátodo

Anodo Cl2

Na+

Cl-

NaCl Fundido

Pantalla de hierro Cátodo de hierro en forma de anillo

Anodo de grafito

Considera la electrólisis de una disolución moderadamente concentrada de cloruro sódico en agua, usando electrodos inertes. Se hacen las siguientes observaciones experimentales cuando se aplica un voltaje suficientemente elevado a través de los electrodos de una célula apropiada. 1. Se libera H2 gaseoso en un electrodo. La disolución se hace más básica en esa vecindad. 2. Se libera Cl2 gaseoso en el otro electrodo.

Electrólisis de una disolución acuosa de NaCl. A pesar de que tienen lugar varias reacciones tanto en el ánodo como en el cátodo, el resultado neto es la producción de H2 (g) y NaOH en el cátodo y Cl2 (g) en el ánodo. Se añadieron unas cuantas gotas del indicador fenolftaleína a la disolución. La disolución se vuelve rosa en el cátodo, donde se forman iones OH-.

Las semi-reacciones y la reacción global de la célula para esta electrólisis son:

La reacción global de la célula produce H2 y Cl2 gaseosos y una disolución acuosa de NaOH , denominada sosa cáustica. El NaOH sólido se obtiene después por evaporación de la disolución residual. Esta es la preparación industrial más importante de cada una de estas sustancias. Es mucho menos costosa que la electrólisis del NaCl fundido, porque no es necesario calentar la disolución.

En la electrólisis del sulfato sódico acuoso Na2SO4 usando electrodos inertes, observamos lo siguiente: 1. Se produce H2 gaseoso en un electrodo. La disolución se hace básica en el entorno de ese electrodo. 2. Se produce O2 gaseoso en el otro electrodo. La disolución se hace ácida en el entorno de ese electrodo. En el cátodo el agua se reduce con preferencia al Na+. La observación 2 sugiere que en el ánodo se oxida preferentemente el agua en relación con 1os iones sulfato.

La electrolisis del Na2SO4 acuoso produce H2 (g) en el cátodo y O2 en el ánodo. Se ha añadido a la disolución el indicador azul de bromotimol. Este indicador se vuelve azul en la disolución básica cercana al cátodo (donde se produce OH ), y amarillo en la disolución acídica cercana al ánodo (donde se produce H+).

Las semi-reacciones y la reacción global de la célula para esta electrólisis son:

El resultado neto es la electrólisis del agua. Esto sucede porque el H2O se reduce más fácilmente que el Na+ y se oxida más fácilmente que el SO4-2. Los iones del Na2SO4 conducen la corriente a través de la disolución, pero no toman parte en la reacción.

REFINADO ELECTROLÍTICO Y ELECTRODEPOSICIÓN DE METALES

ELECTRODEPOSICIÓN DE METALES

ELECTRODEPOSICIÓN DE METALES El método electrolítico para refinamiento de metales se conoce también como electrodeposición cuando se emplea para depositar un metal sobre una superficie. Por ejemplo, el cobre metálico impuro obtenido en la reducción química del Cu2S y CuS se purifica usando una célula electrolítica como la que se muestra en la Figura 21.5. Se usa como cátodo películas finas de cobre muy puro conectándolas al terminal negativo del generador de corriente continua. Como ánodos se conectan trozos de cobre impuro al terminal positivo . Los electrodos se introducen en una disolución de sulfato de cobre (II) y ácido sulfúrico.

ELECTRODEPOSICIÓN DE METALES Cuando la célula está operativa, el Cu de los ánodos impuros se oxida y va a la disolución en forma de iones ; los iones de la disolución se reducen y se depositan como Cu metal sobre los cátodos de Cu puro. Otros metales activos de las barras impuras también pasan a la disolución después de la oxidación. No se depositan sobre las barras del cátodo de Cu puro debido a la concentración mucho mayor del ya en la disolución y que se reduce más fácilmente. En total, no hay reacción neta, simplemente hay una transferencia de Cu del ánodo a la disolución y de la disolución al cátodo.

que se retiran de la disolución en forma de placas de Cu sobre el cátodo.

El cobre se puede electrodepositar sobre otros objetos por el mismo mecanismo El ánodo está hecho de cobre puro, que se disuelve durante el proceso de electrodeposición. Esto repone los iones Cu2+ que se retiran de la disolución en forma de placas de Cu sobre el cátodo.

Puente Salino

Considera una célula normal constituida por dos semicélulas, una de ellas, una tira de Cu metálico introducido en disolución de CuSO4 1.0 M y la otra una tira de Zn introducida en una disolución de ZnSO4 1.0 M. Esta célula se denomina Pila de Daniell. Se han realizado las siguientes observaciones: 1. El voltaje inicial de la célula es 1.10 voltios. 2. La masa del electrodo de cinc disminuye. La concentración de ion Zn2+ aumenta en la disolución del electrodo de cinc a medida que funciona la célula. 3. La masa del electrodo de cobre aumenta. La concentración de ion Cu2+ disminuye en la disolución de este electrodo a medida que funciona la célula.

Deducimos que la semi-reaccion del catodo es la reduccion de iones cobre (II) a Cu metal. Este se deposita en el electrodo de cobre. El electrodo de Zn es el ánodo. Pierde masa porque el Zn metal se oxida a inoes Zn2+ que pasan a la disolución.

Las células voltaicas para la célula de cinc – cobre se pueden representar como sigue:

Considera una célula voltaica estándar que consiste en una tira de Cu sumergida en disolución de CuSO4 1.0 M y una tira de Ag sumergida en una disolución de AgNO3 1.0 M. Un cable y un puente salino completan el circuito. Se han realizado las siguientes observaciones: 1. El voltaje inicial de la célula es 0.46 voltios. 2. La masa del electrodo de cobre disminuye. La concentración de ion Cu2+ aumenta en la disolución alrededor del electrodo de cobre. 3. La masa del electrodo de plata aumenta. La concentración de ion Ag+ disminuye en la disolución alrededor del electrodo de plata.