Este documento resume los principales conceptos de la electrolisis. Explica que la electrolisis es un proceso en el que se utiliza la energía eléctrica para provocar una reacción química no espontánea. Describe varios ejemplos de electrolisis como la del NaCl fundido, el agua y disoluciones acuosas. También explica las leyes de Faraday que relacionan la corriente eléctrica, la carga y la masa de sustancias producidas o consumidas.

1. Bloque IV: Electrolisis
Prof. Dr. Mª del Carmen Clemente Jul

2. ELECTROLISIS
PROCESO EN EL QUE SE UTILIZA LA ENERGÍA ELÉCTRICA PARA
PROVOCAR UNA REACCIÓN QUÍMICA (REDOX) NO ESPONTÁNEA
ELECTROLISIS DEL NaCl FUNDIDO (CELDA DE DOWNS)
ANODO (OXIDACIÓN): 2Cl- Cl2 + 2e-
CÁTODO (REDUCCIÓN): Na+ + 1e- Na
GLOBAL: 2Cl- + 2Na+ 2Na + Cl2
ELECTROLISIS DEL AGUA
PARA PODER CONDUCIR LA ELECTRICIDAD SE UTILIZA UNA
DISOLUCIÓN DILUIDA
ANODO (OXIDACIÓN) 2H2O(l) O2(g) + 4H+ (ac) + 4e-
CATODO (REDUCCION) 4H+ (ac) + 4e- 2H2(g)
GLOBAL: 2H2O O2 + 2H2

5. ELECTROLISIS DE UNA DISOLUCION ACUOSA DE NaCl
ANODO (OXIDACION)
* 2Cl- Cl2 + 2e- Eº Cl2/Cl- = 1,36 V
2H2O O2 + 4H+ + 4e- Eº O2/H2O = 1,23 V
CATODO (REDUCCION)
Na+ + e- Na Eº Na+/Na = -2,71V
* 2H2O +2e- H2 +2OH- Eº H2O/H2 = -0,83 V
2H+ + 2e- H2 Eº H+/H2 = 0,00V
GLOBAL: 2Cl- + 2H2O Cl2 + H2 +2OH-
(NaOH)

6. ELECTROLISIS: LEYES DE FARADAY
LA MASA DEL PRODUCTO FORMADO ( O DEL REACTIVO CONSUMIDO)
ES PROPORCIONAL A LA CANTIDAD DE ELECTRICIDAD TRANSFERIDA
AL ELECTRODO Y A LA MASA MOLAR DE LA SUSTANCIA
CORRIENTE
I x t
(A) x (S) = (C)
CARGA
ELECTRICA
(C)
NUMERO DE
FARADAYS
MOLES DE
SUSTANCIA
REDUCIDA U
OXIDADA
g. DE
SUSTANCIA
REDUCIDA U
OXIDADA

7. OBJETIVO: SABER APLICAR LAS LEYES DE FARADAY 4.10 AL 4.17
4.9
ANODO (OXIDACION): Cu Cu2+ +2e-
CATODO (REDUCCION): Cu2+ +2e- Cu
GLOBAL: Cu + Cu2+ Cu2+ + Cu
LEY DE FARADAY: PARA REDUCIR 1 MOL DE IONES Cu2+ ES
NECESARIO 2 FARADAYS
LA CORRIENTE QUE HA CIRCULADO POR LA CELDA
CORRESPONDE A UNA CARGA ELECTRICA DE CARGA =
INTENSIDAD (A) x TIEMPO (s) =
Cudeg569
Cumol1
gCu54,63
x
F2
Cumol1
x
C96500
F1
x10.728,1Cug
C10.728,1
h1
s3600
xh4x)A(120
2
2
6
6
==
==
+
+

8. 4.13
MEZCLA FUNDIDA DE Al2O3 Y Na3AlF6
ELECTRÓLISIS
CORRIENTE DE 100 A
OBJETIVO: PRODUCIR 1 Kg de Al (Pa Al = 26,98)
a) CÁLCULO DEL NÚMERO DE FARADAYS Y EL NÚMERO DE
CULOMBIOS
CÁTODO (REDUCCIÓN): Al3+ + 3e- Al
F7,111
C96500
C10.0730,1
Faradaysdenumero
culombios10.0730,1x
Almol1
Alg98,26
F3
Almol1
C96500
F1
CxAlg1000
7
7
3
3
==
=
×××= +
+

9. 4.13. cont.
b) PARA PRODUCIR 1 Kg DE Al HACE FALTA 1,07330.107 C SI LA
CORRIENTE SUMINISTRADA TIENE UNA INTENSIDAD DE 100 A, EL
TIEMPO DE ELECTRÓLISIS SERÁ
c) PARA PRODUCIR 1 Kg de Al EN 5 MINUTOS, EL CÁLCULO DE LA
INTENSIDAD DE CORRIENTE NECESARIA ES
I(A) = CARGA(C) . t(s) = 1,0730.107 C.(5.60)s = 3,5767.105 A
h8,29s10.0730,1
AMPERIOS100
CULOMBIOS10.0730,1
INTENSIDAD
CARGA
t
5
7
<>=
===

10. CORROSIÓN DEL HIERRO
ANODO (ZONA DE LA SUPERFICIE DE HIERRO): OXIDACIÓN
Fe Fe2+ + 2e-
CÁTODO (OTRA ZONA DE LA SUPERFICIE DE HIERRO): REDUCCIÓN
O2 ATM + 4H+ + 4e- 2H2O
CO2 (ATMOSFÉRICO) + H2O
GLOBAL: 2Fe + O2 +4H+ 2Fe2+ + H2O
(Fe2O3)
ÓXIDO POROSO NO DETIENE LA
CORROSIÓN

12. CORROSIÓN DEL ALUMINIO
ANODO: Al Al3+ + 3e-
CATODO: O2 + 4H+ +4e- 2H2O
GLOBAL: 4Al + 3O2 + 12H+ 6H2O + 4Al3+
(Al2O3 IMPIDE AVANCE CORROSIÓN)
CORROSIÓN DE LA PLATA
ANODO: Ag Ag+ + 1e-
CATODO: O2 + 4H+ +4e- 2H2O
GLOBAL: 4Ag + O2 +4H+ 4Ag+ +2H2O
(AgS2 IMPIDE AVANCE CORROSIÓN)
CORROSIÓN DEL COBRE
ANODO: Cu Cu2+ +2e-
CATODO: O2 + 4H+ +4e- 2H2O
GLOBAL: 2Cu + O2 +4H+ 2Cu2+ + 2H2O
(CuCO3 IMPIDE AVANCE CORROSIÓN)

13. MÉTODOS PARA DISMINUIR LA CORROSIÓN DEL HIERRO
• ALEACIÓN CON OTROS METALES (Cr, Ni)
• RECUBRIMIENTO CON Sn
• RECUBRIMIENTO CON Zn (GALVANIZADO)
• PROTECCIÓN CATÓDICA (EL HIERRO ES EL CATODO QUE UNE A UN
ANODO DE UN METAL COMO Mg)

14. 4.35
OPERACIÓN DE NIQUELADO POR ELECTROLISIS DE UNA
DISOLUCIÓN DE NiSO4
• CATODO: PRODUCCIÓN DE Ni E H2 (Pa Ni = 58,69; Pa H2 = 2)
• EFICACIA DE LA CORRIENTE ELECTRICA EN LA FORMACIÓN DEL
Ni: 60 % (I = 15 A)
a) CALCULAR LOS GRAMOS DE NIQUEL SE DEPOSITAN POR HORA
EN EL CATODO
CATODO (REDUCCION): Ni2+ + 2e- Ni
PARA REDUCIR 1 MOL DE Ni2+ SE NECESITA UNA CARGA DE 2
FARADAYS
( ) gr85,9
NiMOL1
gr69,58
F2
NiMOL1
C96500
F1
6,0Cs3600A15Nigr 2
2
=•••••= +
+

15. 4.35. cont.
b) CALCULAR EL ESPESOR DEL DEPÓSITO. EL CÁTODO ES UNA CHAPA
METÁLICA CUADRADA DE 4 cm DE LADO.
EL DEPÓSITO DE Ni SE FORMA POR AMBAS CARAS DE LA CHAPA
DENSIDAD DEL Ni = 8,9 g cm-3
• LOS 9,85 g DE Ni SE DEPOSITAN POR LAS DOS CARAS DE LA CHAPA,
LUEGO EN CADA CARA SE DEPOSITARÁN 4,925 g
• EL AREA DE CADA CARA ES 42 = 16 cm2 LUEGO SE HABRÁ
DEPOSITADO
• EL ESPESOR DEL DEPÓSITO SERÁ
2
cm/g308,0
16
925,4
=
cm035,0
cm/g9,8
cm/g308,0
3
2
=

16. 4.35 cont.
c) CALCULAR EL VOLUMEN DE HIDROGENO EN C.N QUE SE PRODUCE
POR HORA
( SI LA EFICACIA DE LA CORRIENTE ELÉCTRICA ES 60 % EN LA
PRODUCCIÓN DE Ni, EN LA PRODUCCION DE H2 SERÁ 40%)
EN C.N.: P = 1 atm; T = 298 K; R = 0,082 atm.L/K.MOL
( )
2
22
2
HMOL1
gH2
F2
HMOL1
C96500
F1
4,0Cs3600A15Hg •••••=
MOLES119,0
296500
4,010.4,5
HDEMOLES
4
2 =
•
•
=
L5,2
atm1
K298
MOL.K
L.atm
082,0MOLES119,0
P
nRT
V 2H =
••
==

17. pH06,023,1
H
1
log
4
06,0
ºEE
V23,1ºE:e4H4OOH2
4
22
−=−=
=++→
+
−+
pH06,0)pH14(06,083,0
pOH06,083,0
1
OH
log
2
06,0
ºEE
V83,0ºE:OH2He2OH2
2
22
−=−+−=
+−=−=
−=+→+
−
−−

18. ELECTROLISIS DE KBr (1M) CON pH NEUTRO (pH = 7)
1) O2 + 4H+ + 4e- H2O Eº = +1,23 V
2) Br2 + 2e- 2Br- Eº = +1,09 V
3) 2H+ + 2e- H2 Eº = 0,00 V
4) K+ + 1e- K Eº = -2,93 V
1) E = 1,23 - 0,06pH = 0,81 V
3) E= -0,06 pH = -0,42 V
2 y 4) E = Eº
ANÓDICAS 2H2O O2 + 4H+ + 4e- E 0 -0,81 V MÁS FAVORABLE
POSIBLES 2Br- Br2 + 2e- E = -1,09 V MENOS FAVORABLE
CATÓDICAS 2H+ + 2e- H2 E = -0,42 V MÁS FAVORABLE
POSIBLES K+ + 1e- K E = -2,93 V MENOS FAVORABLE
GLOBAL: 2H2O O2 + 2H2; E = -0,81 + (0,42) = -1,23 V
(E< 0; REACCIÓN NO ESPONTÁNEA)

19. SEMIELEMENTO a) V = 0,1 L; |Fe3+| = 0,1 M y |Fe2+| = 1M Y UN
ELECTRODO Pt
SEMIELEMENTO b) V = 0,1 L; |Ag+| = 0,1 M Y UN ELECTRODO Ag
Eº Fe3+ / Fe2+ = 0,77 V ; Eº Ag+/Ag = 0,80 V
ANODO: Fe2+ Fe3+ + 1e-
CATODO: Ag+ + 1e- Ag
REACCIÓN GLOBAL: Ag+ + Fe2+ Ag + Fe3+; E = 0,03 V
b) CALCULAR LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO
K = 10En/0,06 = 100,03.1/0,06 = 3,22
0,741V
0,1
1
log
1
0,6
-V0,80AgM)/(0,1AgEº
0,711V
0,1
1
log
1
0,06
-V0,77(1M)M)/Fe(0,1FeEº 23
==
==
+
++

20. c) CALCULAR LAS CONCENTRACIONES EN EL EQUILIBRIO
Ag+ (aq) + Fe2+ (aq) Ag (s) + Fe3+ (aq)
I) 0,1 M 1M 0,1M
C) -x M -x M +x M
E) (0,1-x)M (1-x)M (0,1 +x) M
x = 5,07.10-2 M
|Ag+|eq = 0,1 –x = 0,049M
|Fe3+|eq = 0,1+x = 0,151M
|Fe2+|eq = 1-x = 0,949 M
d) Q = 5,07x10-2M x 0,1L x 1eq/mol x 96500 C/mol e- = 489 C
22,3
)x1)(x1,0(
)x1,0(
eqFeeqAg
eqFe
K 2
3
=
−−
+
== ++
+

21. 4.19
a) Fe + H2SO4 FeSO4 + 2H+ + 2e-
50 g 500 mL 1M
5,0
L1
mol1
L5,0SOHDEMOLES
895,0
Feg85,55
Femol1
Feg50FeDEMOLES
42 =×=
=×=
CONCLUSIÓN: 0,5 MOLES DE Fe REACCIONAN (QUEDAN 0,395
MOLES DE Fe SIN REACCIONAR) CON LOS 0,5
MOLES DE H2SO4 PARA DAR 0,5 MOLES DE FeSO4
CUYA:
[ ] M1
L1
mL1000
mL500
moles5,0
Fe2
=×=+
b) DIAGRAMA DE LA PILA:

22. b) DIAGRAMA DE LA PILA: S= (0,5L, 1M) | S(s) | KCl (s) | Fe2+(0,5L,1M)| Fe(s)
ANODO (OXIDACIÓN): S= Sº + 2e- Eº S/S2- = -0,51 V
CATODO (REDUCCIÓN): Fe2+ + 2e- Fe Eº Fe2+/Fe = -0,44 V
GLOBAL: S= + Fe2+ Sº + Fe
236K;3689,2
0591,0
07,02
0591,0
ºEn
Klog
V07,044,0)51,0(Fe/FeºES/SºEºE 2
==
×
=
×
=
=−−−=+= +=
4.19. cont

23. 4.19 (cont)
c) COMO REACCIONAN MOL A MOL Y LAS DOS CONCENTRACIONES
INICIALES DE Fe2+ y S2- SON IGUALES (1M), LAS CONCENTRACIONES E
EL EQUILIBRIO TAMBIÉN LO SERÁN
[Fe2+]eq = [S2-]eq = x
d)
SI [Fe2+] inicial = 1M; [Fe2+] equilibrio = 0,065M
la [Fe2+] reducida = (1-0,065) x 0,5 L = 0,4675 moles
SUSTITUYENDO EN (*)
[ ][ ]
M065,0x
236
x
1
SFe
1
K 222
=
=== −+
(*)
F2
FeDEMOL1
C96500
F1
)C(CARGAFeDEMOLES ××=
C10x02,9CARGA
2
1
96500
1
CARGA4675,0
4
=
××=