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ELECTROLISIS

ELECTROLISIS. QUÍMICA 2º bachillerato. ESQUEMA GENERAL. Definición - Diferencias con una pila (1) Descripción cualitativa: Electrolisis de una sal fundida Electrolisis del agua Electrolisis de una sal disuelta. Descripción cuantitativa: Primera ley de Faraday Segunda ley de Faraday

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Presentation Transcript

  1. ELECTROLISIS QUÍMICA 2º bachillerato

  2. ESQUEMA GENERAL • Definición - Diferencias con una pila (1) • Descripción cualitativa: • Electrolisis de una sal fundida • Electrolisis del agua • Electrolisis de una sal disuelta. • Descripción cuantitativa: • Primera ley de Faraday • Segunda ley de Faraday • Diferencias con una pila (2) • Ejemplos

  3. DEFINICIÓN - DIFERENCIAS Consiste en la realización de una reacción química gracias al paso de corriente eléctrica, pues de lo contrario la reacción no se desarrollaría espontáneamente.

  4. CARACTERÍSTICAS GENERALES • En el electrodo negativo, cátodo, se produce la reducción. • En el electrodo positivo, ánodo, se produce la oxidación. • La polaridad es la opuesta a la de las pilas. • Ánodo: salen electrones. • Cátodo: llegan electrones Electrolisis de MgCl2 fundido

  5. ELECTROLISIS DE UNA SAL FUNDIDA • La reacción no es espontánea. • Iones Na+: son atraídos por el cátodo. Allí reciben un electrón. • Iones Cl-: son atraídos por el ánodo. Allí se les quita un electrón.

  6. ELECTROLISIS DEL AGUA • Hay que aplicar una ddp > 1’23 V. • Se produce el doble de H2 que de O2 • Para facilitar el proceso hay que añadir un poco de ácido sulfúrico (no volátil) ELECTROLISIS DEL AGUA

  7. ELECTROLISIS DE UNA SAL DISUELTA • Según el potencial de reducción del catión puede que en el cátodo ocurra una reacción inesperada. • Si Ered catión < Ered de hidrógeno, será éste último el que se reduzca Como se reducen los H+ quedan los OH-

  8. ELECTROLISIS DE UNA SAL DISUELTA (2) • Caso 1: electrolisis del cloruro de cobre (II) • Caso 2: electrolisis del cloruro de sodio ¿Por qué? ELECTROLISIS DEL AGUA

  9. LEYES CUANTITATIVAS DE LA ELECTROLISIS Faraday (1791 - 1867)

  10. LEYES DE FARADAY • Primera ley: Las masas de las sustancias depositadas o liberadas en cada electrodo durante una electrolisis son proporcionales a la cantidad de electricidad que ha pasado a través de la celda electrolítica. • Segunda ley: Para una misma cantidad de corriente eléctrica, las masas depositadas en los electrodos son proporcionales a los equivalentes químicos de las sustancias.

  11. LEYES DE FARADAY: RELACIONES CUANTITAIVAS • Eq: es el equivalente electroquímico, que es la masa de sustancia liberada por el paso de 1 culombio (1 C) • El equivalente químico de una sustancia es la masa que se deposita de dicha sustancia cuando pasa 1 mol de electrones, es decir, 1 Faraday (96485 culombios) 1 Eq ----------------- 1 Cul 1 Eq Quim ----------- 9’6485309.104 C

  12. Transformaciones a: De la relación anterior se deduce que: resulta Para resolver problemas

  13. Diferencias con una pila (2)

  14. EJEMPLO C Determine la cantidad de cobre que deposita, durante 30 min., una corriente de 10 A, que circula por una disolución de sulfato de cobre (II) Solución: 5’93 g SOLUCIÓN

  15. EJEMPLO D En la electrolisis del bromuro de cobre (II) en agua, en uno de los electrodos se depositan 0’500 g. De cobre. ¿Cuántos gramos de bromo se formarán en el otro electrodo?. Escriba las reacciones anódica y catódica. Solución: 1’26 g. de bromo. SOLUCIÓN

  16. EJEMPLO E Exprese el valor del equivalente-gramo y del equivalente electroquímico de la plata, cobre y aluminio. Las masas atómicas respectivas de estos elementos son: 107’87 , 63’45 y 26’98 respectivamente. SOLUCIÓN

  17. ¿POR QUÉ HAY DIFERENCIAS ENTRE SALES • Esto es debido a que el potencial de reducción del sodio (e=-2’71 V) es menor que el del hidrógeno (e =0’00 V). Es decir, los iones H+ tienen más avidez por los electrones que los iones Na+ y, por eso se reducen aquellos y no estos. • Sin embargo, el potencial de reducción del cobre es superior al del hidrógeno, y por eso se reduce el cobre.

  18. ECUACIONES DE ELECTROLISIS DEL AGUA

  19. Para resolver problemas A) Se pueden utilizar las fórmulas escritas en las diapositivas anteriores. B) Se pueden resolver utilizando el concepto de que un mol de electrones ( 1 Faraday) deposita siempre un equivalente químico de cualquier sustancia.

  20. SOLUCIÓN EJEMPLO C

  21. SOLUCIÓN EJEMPLO D 96500 cul --------------- 31’77 g Cu x --------------- 0’500 g Cu 79’9 gr Br2 ----------- 96500 C x ----------- 1518’7 C

  22. SOLUCIÓN EJEMPLO E Por lo tanto el paso de 1 mol de electrones producirá: 1 mol Ag=107’87 g de Ag: 1/2 mol de Cu=31’77 g Cu: 1/3 mol de Al = 8’99 g Al:

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