celdas electrolítica 2015-1.ppt

Celdas Electroquímicas

1 Ing. Clara Turriate M

Celdas electrolíticas

Ing. Clara Turriate M

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ElectrólisisEs el proceso que utiliza energía eléctrica para inducir una reacción redox que no es espontánea.

Es la descomposición de una sustancia o solución Es la descomposición de una sustancia o solución electrolítica por medio de la corriente eléctricaelectrolítica por medio de la corriente eléctrica..

Aplicaciones


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La electrólisis es un proceso que se aplica a muchos procesos industriales, por ejemplo:revestimiento de autopartesjoyeríarefinamiento de metalesgalvanoplastia en general

producción de aluminio, litio, sodio, potasio y magnesio.

producción de hidrógeno producción de cloro, hidróxido de sodio, clorato de

sodio y clorato de potasio. anodización.(usado para proteger los metales de la

corrosión)

http://www.raulybarra.com/cursos/cursos_descripcion/clases_joyeria_dorado.htm

http://www.bigcountry.com.mx/nosotros.aspx

Tipo de electrólisis

Electrólisis de sales fundidasElectrólisis del aguaElectrólisis de disoluciones acuosas

Ing. Clara Turriate M4


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Electrólisis de sales fundidas

Importante

La convención de signos para los electrodos de una celda electrolítica es opuesta a la correspondiente a las celdas galvánicas: el cátodo de la celda electrolítica es negativo porque los electrones están siendo forzados hacia él por la fuente externa de voltaje, mientras que el ánodo es positivo porque la fuente externa le esta quitando electrones.

Batería+- Fuente de poder

(f.e.m.)

e-

e-

NaCl (aq)

(-) (+)Cátodo

NaCl acuoso

ánodo2Cl- Cl2 + 2e-

Na+

Cl-

H2O

¿Qué se reduciría en el

cátodo?

6Ing. Clara Turriate M

ELECTROLISIS DE

DISOLUCIONES ACUOSAS

Celda electrolítica con NaCl acuoso

Semi celda catódica (-)

REDUCCION Na+ + e- Na

2H20 + 2e- H2 + 2OH-

Semi celda anódica (+)

OXIDACION 2Cl- Cl2 + 2e-

2H2O O2 + 4H+ + 4e-

Reacción global

2Cl- + 2H20 H2 + Cl2 + 2OH-


-2,71V

-0,83V

-1,36V

-1,23V

E°


Bajo condiciones no estándar, la concentración o la presión, de las especies presentes alteran los potenciales necesarios para la electrólisis. Mediante las siguientes ecuaciones de Nernst:

Los productos de la electrólisis de una solución diluida de NaCl serán la oxidación y la reducción del agua.Los productos de la electrólisis de una disolución saturada de NaCl, salmuera, serán la oxidación del cloruro y la reducción del agua.

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Electrólisis del agua

2H2O(l) ---- O2 (g) + 2 H2(g) °= -1,23 V

Sobrepotencial (sobrevoltaje) = 0,06 V

Tensión total = 0,06 V + 1,23 V= 1,29 V

Aspéctos cuantitativos de la Electrólisis


3) Cuando una fuente fuerza a los electrones a circular por un conductor, se presenta una resistencia al flujo de corriente y se produce una caída de potencial. La resistencia eléctrica se mide en Ohms,y la diferencia de potencial en Voltios.

E = i.R [E] = V y [R] = ohm (Ω)10

1) La cantidad de electrones (electricidad) que circulan por un conductor se mide en Coulomb.

q = carga [q] = coul

2) La intensidad de la corriente (caudal de electrones) expresa la cantidad de electricidad que circula por un conductor por unidad de tiempo. La intensidad de la corriente se mide en Amperes(A).

i = q/t q = i.t [i] = A

Aspéctos cuantitativos de la Electrólisis

carga (C) = intensidad de corriente (A) x tiempo (s)

1F = 96 500 C= carga de 1 mol de electrones

La estequiometría de las semi-reacciones nos dicen cuantos electrones se necesitan para lograr un proceso electrolítico

Na + + e- → Na

Un mol de electrones depositará un mol de sodio metálico

Al+3 + 3e- → Al Tres mol de electrones depositará un mol de aluminio metálico.


e-

Ag+

Ag

Por cada electrón, un mol de plata se deposita en el

electrodo

Ag+ + e- Ag

1 amp = 0,001118 g Ag/segundo


q = I x t

Michael Faraday (derecha) en su laboratorio con Davy

Investigaciones experimentales sobre Química y Física


LEYES DE FARADAYEntre los años 1833 y 1836 el físico y químico inglés Michael Faraday desarrolló las leyes de la electrólisis que llevan su nombre. Leyes de Faraday


La cantidad de sustancia oxidada o reducida durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de corriente eléctrica continua que pasa a través de la celda electrolíticam = q. K

Sabiendo que:

q = i .t

K = M/n F

m = i t (M / n F)

Leyes de FaradayLeyes de Faraday

Primera ley

Leyes de Faraday (Miguel Fadaray, en 1834 )


La eficiencia de todo proceso electrolítico industrial es un poco

menor que la unidad, debido a los procesos secundarios que

consumen corriente eléctrica.

i: intensidad de corriente en amperios

t: tiempo en segundosm: masa de material

depositado o disueltoM : masa atómica de la

sustancian: valencia

m = ε i t M F n

F: constante de Faraday

ε : eficiencia del proceso

DONDE:

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m1 = Ee1 .q F

m2 = Ee2 .q Fy

m1

m2

= Ee1

Ee2Ing. Clara Turriate M

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Leyes de FaradayLeyes de Faraday

Segunda ley:

La misma cantidad de corriente que circula a través de varias celdas electroquímicas conectadas en serie, deposita, disuelve o libera sobre los electrodos masas de sustancias que son directamente proporcionales a sus respectivos equivalentes químicos (Ee).

Demuestre que las masas de plata y de cobre depositadas en los electrodos se hallan en relación de: 107,8 /31,75.


m Ag+ / m Cu++ = Eq Ag/ Eq Cu

m Ag+ / m Cu++ = 107,8/31,75

Corriente continua

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¿Cuánto Mg se producirá en una celda electrolítica de MgCl2 fundido si una corriente de 0.452 coul/seg

se pasa a través de la celda durante 1.5 horas?

Ánodo :

Cátodo : Mg2+ (l) + 2e- Mg (s)

2Cl- (l) Cl2 (g) + 2e-

Mg2+ (l) + 2Cl- (l) Mg (s) + Cl2 (g)

2 mol e- = 1 mol Mg

mol Mg = 0.452Csx 1.5 hr x 3600

shr 96,500 C

1 mol e-

x2 mol e-

1 mol Mgx

= 0.0126 mol Mg

= 0.307 g Mg



ProblemaPara la electrólisis de CuSO4:a. Escribe las reacciones que se llevan a cabo en cada uno de los electrodos; b. Determina qué masa de cobre se deposita sobre el cátodo ante el paso de 0,750 A, que fluyen durante 10 minutosc. Si el volumen de la solución es de 1 L, determina ¿cuál será el pH al final del proceso?. Solución:

Ánodo: oxidación del agua: 2 H2O(l) → O2(g) + 4 H+

(ac) + 4 e–

Cátodo: reducción del Cu2+: Cu2+

(ac) + 2 e– → Cu(s)


Donde E es el potencial de celda calculado.

En la practica, siempre necesitamos emplear más de la cantidad mínima, debido a las ineficiencias en el proceso es decir un sobrevoltaje.

1 wat(W) = 1J/s

1kWh = 103 W(3600s)(1J/s) = 3,6x106 J 1 hr 1W

El gasto de energía eléctrica en un proceso industrial (KW-h)

Wmin = - n F E = q E

(J) = (mol) (C/mol) (J/C)

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• Ejemplo.A través de una serie de soluciones pasan 50000 coulombs, si las soluciones fueran de Au+3, Zn+2 y Ag+, y si Au, Zn y Ag se depositaran respectivamente, calcule cantidad de metal depositado en cada ánodo.

battery- +

+ + +- - -

1,0 M Au+3 1,0 M Zn+2 1,0 M Ag+

Au+3 + 3e- Au Zn+2 + 2e- Zn Ag+ + e- Ag

e-

e- e- e-


El Proceso Hall-Héroult (Obtención de Aluminio)

• Electrólisis Al2O3 fundido mezclado con cryolite Na3AlF6 – baja el punto de fusión

• La celda opera a alta temperatura – 1000oC

• El aluminio era un metal precioso en 1886.


Recipiente de acero, revestido con carbon – actúa como cátodo

Burbujasde CO2

Al (l)Al2O3 (l)

Sangría de Al (l)

-

+

Cátodo: Al+3 + 3e- Al (l)

Anodo: 2 O-2 + C (s) CO2 (g) + 4e-

Desde la f.e.m.

Al+3

O-2O-2

Al+3

O-2

Ánodos de grafito

e-

e-

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Obtención de Al(l)

El Proceso Hall

Cátodo: Al+3 + 3e- Al (l)

Anodo: 2 O-2 + C (s) CO2 (g) + 4e-

4 Al+3 + 6 O-2 + 3 C (s) 4 Al (l) + 3 CO2 (g)

x 4

x 3

Los ánodos de grafito se consumen durante el proceso


La electrodepositación

Usos: En parachoques de automóviles (para hacerlos más atractivos y para evitar la corrosión).

En joyería (el oro y la plata se utilizan como recubrimiento de metales menos valiosos (Cu por ejemplo))

La plata se aplica en el recubrimiento de cuchillos, cucharas, tenedores, etc.

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Es la aplicación por electrólisis de una capa delgada de un metal sobre otro metal (generalmente de 0,03 a 0,05 mm de espesor).

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http://www.youtube.com/watch?v=nzmu1pEUQYo

1.Una celda electrolítica para la producción industrial de soda caustica (NaOH) requiere un voltaje de 3,5 V y trabaja con 300 A. Si el rendimiento de corriente es 92%, calcular:

a. La producción diaria de NaOH (kg) (considerar 24 horas).

b. El gasto de energía eléctrica (Kw-h ) por kg de NaOH

2. Una cuba electrolítica esta constituida por dos electrodos de Pt y contiene 1 L de disolución acuosa 1 M de CoCl2. Dicha celda electrolítica funciona durante 15 minutos y se han recogido en el cátodo 2,3 g de producto.

a. Explique los procesos que tienen lugar en la celda electroquímica y determina su potencial

b. ¿Cuál es intensidad de corriente durante la electrolisis?

c. Determina el volumen de sustancia que se recoge en el ánodo a 740 mm Hg y 25°C.

2Co+2 (ac) + 2H2O(l) →2 Co(s) + O2(g) + 4H+(ac)


Ejemplos de aplicación

Ejemplos de aplicación 3. El método industrial de preparación de lejía concentrada consiste en

hacer pasar cloro (gas) a través de hidróxido de sodio (en disolución acuosa), para dar hipoclorito de sodio (lejía), cloruro de sodio y agua.

a. Escribir la semireacciones que describe el proceso.

b. Se quiere preparar lejía mediante el método descrito, haciendo pasar 20 L de cloro a 4 atm y 300 K, a través de 4L de una solución acuosa de hidróxido de sodio 1,25M. Si el rendimiento de la reacción es del 80% y se separa el hipoclorito de sodio producido; ¿Qué concentración molar de hipoclorito de sodio tendrá una lejía preparada con dicho hipoclorito de sodio disuelto en agua hasta un volumen de un litro.

c. Suponiendo que se separa el cloruro sódico formado en la reacción anterior y se prepara una disolución añadiendo 1 L de agua a dicha sal; ¿Es suficiente la cantidad de cloruro de sodio formado para que la temperatura de congelación del disolvente descienda 5°C?. Considerar que el cloruro de sodio se disocia totalmente.

NaOH(ac) + Cl2(g) →NaClO(ac) + NaCl(ac) + H2O(l)




4. Se desea obtener 7,07 litros de “gas detonante”, que es la mezcla de hidrógeno y oxigeno en la proporción molar 2:1 lista para reaccionar a partir de agua acidulada con ácido sulfúrico y electrodos de platino. El gas esta medido al estado seco a 27ºC y 740 torr. Calcular el tiempo que se requiere para este proceso si la corriente que circula tiene una intensidad de 10 amperios. Rta. 0,9972 h

5. Calcula el gasto de la energía eléctrica en Kw.-h para refinar un kilogramo de cobre en una celda electrolítica que contiene una solución de sulfato de cobre al 10,0 %, cuya resistencia específica es de 31,3 ohmio-cm, usando electrodos de un área de 900cm2 que se encuentran apartados 10,0 cm. entre sí. La intensidad de la corriente es de 5,00A y su rendimiento de 85%. Rta.1,7282 Kw.-h./Kg de Cu

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6. El peróxido de hidrógeno (H2O2) se obtiene por reacciones sucesivas:

2 NH4HSO4 H2 + (NH4)2S2O8

(NH4)2S2O8 + 2H2O 2NH4HSO4 + H2O2

La primera reacción es una reacción electrolítica y la segunda una destilación de vapor de agua. ¿Que corriente tendría que utilizarse en la primera reacción de modo que se obtenga suficiente producto intermedio para producir 100 g de H2O2 pura por hora?. Suponer un rendimiento de 50%.7. Un joyero dispone exclusivamente de 350 g. de nitrato de plata de una pureza del 96%. Con ello, y mediante la electrólisis pertinente, desea platear por ambas caras una bandeja rectangular de 40 cm de largo, 25 cm de ancho y 3 mm de alto. a) Calcule el espesor del baño de plata conseguido en estas condiciones, supuesto un rendimiento del 100%. b) Determine la intensidad de corriente aplicada, si el tiempo de operación fue 3.5 horas.

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Ele

ctro

lisis

del K

I acu

oso

s


Las posibles reacciones de oxidación en el ánodo (+) son:

-2

+ -2 2

2 ac I s + 2e

2 O + 4H + 4e

I

H O l g ac

-

- -2 2

K (ac) + e K s

2 ( )+ 2e g + 2OH (ac)H O l H

Las electrólisis de soluciones acuosas son más complejas que las de sales fundidas, porque hay agua. El agua es una sustancia electro-activa; puede oxidarse o reducirse en un proceso electroquímico.Las posibles reacciones de reducción en el cátodo (-) incluyen:

En la electrólisis de KI acuoso


En la electrólisis de KI acuoso, los experimentos demuestran que se forma H2 (g) y OH- (ac) por reducción de agua, en el cátodo, y se forma yodo en el ánodo.

- -2 2

-2

2

Re cátodo (-):

2 ( )+ 2e g + 2OH (ac)

Oxidación ánodo (+):

2 ac I s + 2e

___________________________________________

2 ( ) 2 ac

ducción

H O l H

I

H O l I

-2 2 I s + g + 2OH (ac)H



Ejercicios adicionales1. Explica por qué el ácido nítrico (HNO3) puede oxidar al cubre metálico (Cu) a Cu2+, pero el ácido clorhídrico (HCl) no lo puede hacer. Balancea ambas semirreacciones y propón la ecuación global balanceada.

2. Para la siguiente celda galvánica a 25°C:

Zn(s) / ZnSO4(ac) // CdSO4(ac) / Cd(s) a. Escribe las semireacciones balanceadas y la reacción global. b. Calcula el potencial estandar de la celda. c. Estima el valor del ∆G° a 25°C.

3. Explica cuál forma del oxígeno es un agente oxidante más poderoso a 25°C y condiciones de estado normal: O2 en medio ácido, u O2 en medio alcalino.

4. Calcula el potencial de la reacción siguiente:

2 Al(s) + 3 I2(s)→ 2 Al3+(ac) + 6 I-(ac) cuando las concentraciones en la solución acuosa a 25°C del Al3+ es 0,1 M y del I- es 0,01 M. Rta. 2,33V5. Cuando una corriente circula por disoluciones diluidas de nitrato de plata (Ag+NO3

-) y ácido sulfúrico (H2SO4) dispuestas en serie, en el cátodo de la primera disolución se depositan 0,25 g de plata (Ag). Calcular el volumen de H2 recogido a 20°C y 1 atm de presión. Rta. V =27,8 mL

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