Procesos Electrolitor

Contenido

Introducción 4

Objetivos 5

a) General 5

b)Especifico 5

Procesos electrolíticos 6

proceso de electrólisis 6

1. Aspectos cualitativos de la electrólisis 9

a)Electrólisis ígnea 9

b) Electrólisis en disolución. 10

2. Aspectos cuantitativos de la electrólisis. 11

Aplicaciones. Procesos Electrolíticos comerciales 12

1.Obtención del Aluminio 13

2. Electro refinado de metales 13

3. Electrodeposición 13

Otras Aplicaciones 14

a) La galvanoplastia 14

b) La galvanostegia 14

ejemplos de electrólisis 15

conclusiones 16

Introducción

Los procesos electrolíticos son aquellos en donde el flujo de cargas a través de las disoluciones produce el rompimiento de enlaces y la formación de nuevas especies.

Se lleva a cabo de la siguiente manera:

Se disuelve una sustancia en un determinado disolvente, para que los iones que constituyen dicha sustancia estén presentes en la disolución. Luego se le aplica una corriente eléctrica a un par de electrodos conductores colocados en la disolución.

La electrólisis no depende de la transferencia de calor, aunque éste puede ser producido en un proceso electrolítico, por tanto, la eficiencia del proceso puede ser cercana al 100%.

Objetivos

Objetivo general

• Conocer los procesos electrolíticos y tener un buen manejo sobre el tema

Objetivos específicos

• Conocer las aplicaciones y Procesos Electrolíticos que se tienen la vida cotidiana, y de una forma comercial también

PROCESOS ELECTROLITICOS

La electrólisis consiste en la descomposición química de una sustancia por medio de la electricidad (electro = electricidad y lisis = destrucción).

El paso de la corriente eléctrica as través de un electrólito (en disolución o fundido), por ejemplo, NaCl fundido, nos demuestra que en el cátodo o polo negativo el catión sodio (Na+) se reduce a Na0 por ganancia, en cambio en el ánodo o polo positivo los aniones cloruro (Cl-) entregan sus electrones oxidándose a Cl2 (gaseoso).

En resumen, el proceso de electrólisis se caracteriza porque:

a) Es un fenómeno redox no espontáneo producido por una corriente eléctrica

b) La reducción se lleva a efecto en el polo negativo o cátodo y la oxidación en el ánodo o polo positivo.

El proceso electrolítico se realiza debido a que, la corriente eléctrica circula desde el cátodo hacia el ánodo, siempre que entre ellos esté presente una sustancia conductora (electrólito)

En algunas electrólisis, si el valor de la diferencia de potencial aplicada están sólo ligeramente mayor que el calculado teóricamente, la reacción es lenta o no se produce, por lo que resulta necesario aumentar el potencial aplicado. Este fenómeno se da, sobre todo, cuando en algunos e los electrodos se produce algún desprendimiento gaseoso. El potencial añadido en exceso en estos casos recibe el nombre de sobretensión.

La cantidad de producto que se forma durante una electrólisis depende de los 2 factores siguientes:

a) De la cantidad de electricidad que circula a través de la pila electrolítica.

b) De la masa equivalente de la sustancia que forma el electrólito.

La cantidad de electricidad que circula por una cuba electrolítica puede determinarse hallando el producto de la intensidad de la corriente, expresada en amperios por el tiempo transcurrido, expresado en segundos. Es decir, Q (culombios) = I • t.

Tras efectuar múltiples determinaciones, Faraday enunció las 2 leyes que rigen la electrólisis y que son las siguientes:

a) Primera Ley de Faraday: La cantidad de sustancias que se depositan (o altera su número de oxidación) en un electrodo, es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por el sistema.

Lo anterior significa que a mayor Faraday mayor cantidad de sustancia depositada. Así, por ejemplo, para libera 96 gramos de oxígeno se necesitan 12 Faraday de electricidad.

Se denomina equivalente electroquímico de una sustancia a la masa en gramos de dicha sustancia depositada por el paso de un culombio.

De a cuerdo con esta definición podemos escribir la expresión:

Donde:

m : masa en gramos que se ha depositado

P : peso atómico del elemento

n : número de electrones intercambiados

I : intensidad de la corriente expresada en amperios

t : tiempo en segundos

96500 : factor de equivalencia entre el Faraday y el culombio, ya que 1F = 96500C.

b) Segunda Ley de Faraday: La cantidad de diferentes sustancias depositadas o disueltas por una misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a sus respectivos pesos equivalentes.

Por ejemplo, si la corriente eléctrica se hace pasar por una serie de celdas electrolíticas que contienen distintas sustancias, la cantidad de electricidad que circula a través de cada electrodo es la misma y las cantidades de elementos liberados son proporcionales a sus respectivos pesos equivalentes.

Como la cantidad de electricidad en Coulomb es igual al producto de la intensidad de la corriente I en ampere por el tiempo t en segundos que ha pasado la corriente, combinando las dos leyes resulta que la masa m de material depositado o disuelto en cada electrodo será igual a lo siguiente:

Donde:

I: ampere.

t: tiempo en segundos.

A: peso atómico.

F: Faraday.

n: valencia.

Una celda electroquímica es un dispositivo capaz de obtener energía eléctrica a partir de reacciones químicas, o bien, de producir reacciones químicas a través de la introducción de energía eléctrica. Un ejemplo común de celda electroquímica es la "pila" estándar de 1,5 voltios. En realidad, una "pila" es una celda galvánica simple, mientras una batería consta de varias celdas conectadas en serie.

Hay dos tipos fundamentales de celdas y en ambas tiene lugar una reacción redox, y la conversión o transformación de un tipo de energía en otra:

Cuba electrolítica, mostrando los electrodos y la fuente de alimentación que genera la corriente eléctrica.

La celda voltaica transforma una reacción química espontánea en una corriente eléctrica, como las pilas y baterías. También reciben los nombres de celda galvánica, pila galvánica o pila voltaica. Son muy empleadas por lo que la mayoría de los ejemplos e imágenes de este artículo están referidos a ellas.

La celda electrolítica transforma una corriente eléctrica en una reacción química de oxidación-reducción que no tiene lugar de modo espontáneo. En muchas de estas reacciones se descompone una sustancia química por lo que dicho proceso recibe el nombre de electrolisis. También reciben los nombres de celda electrolítica o cuba electrolítica. A diferencia de la celda voltaica, en la célula electrolítica, los dos electrodos no necesitan estar separados, por lo que hay un sólo recipiente en el que tienen lugar las dos semirreacciones.

1. Aspectos cualitativos de la electrólisis

a) Electrólisis ígnea

La electrólisis ígnea, tiene el problema de que se debe superar el punto de fusión de la sal sometida a electrólisis, el cual suele ser elevado, con lo cual se está trabajado a altas temperaturas, con el consiguiente deterioro del material empleado. La cubeta electrolítica suele ser única a diferencia de las empleadas en las pilas, todo lo mas separadas la zona del cátodo y del ánodo por un tabique poroso. Los electrodos o terminales de la pila empleada, deberán ser de un material inerte.

Ejemplo 1:

Caso del cloruro sódico fundido Una vez fundida la sal siempre que se caliente el sistema por encima del punto de fusión de la sal (1000º), los aniones cloruro (anión significa paseante hacia el ánodo), se descargan en el ánodo, oxidándose al perder dos electrones y formándose cloro gas que se desprende burbujeando. Los cationes sodio, anulan su carga en el cátodo, de forma que se reducen ganando electrones y depositándose sodio metálico como se observa (fig.12). Los procesos serían:

Para que este proceso se produzca hace falta que la diferencia de potencial se la pila, supere la diferencia de los potenciales normales de los pares formados (ver la tabla de potenciales normales): 1,36V-(2,71V)=4,07V Por lo tanto se podría

conseguir con una pila seca de 4,5V

b) Electrólisis en disolución.

En disolución el proceso es más complejo, porque coexisten más iones, estableciéndose una competencia entre ellos, para conseguir descargarse en los electrodos respectivos. Por lo general los iones positivos que son más estables, porque adquieren la configuración de gas noble (alcalinos y alcalinotérreos), no se descargan fácilmente en el cátodo, y si los de los metales más nobles (Au, Ag, Cu etc). En el caso de los aniones, cuanto más complejidad tengan en su fórmula más difícil es llegar al ánodo (sulfatos, nitratos, percloratos, acetatos, etc),

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