Rosa multimedia fisica y quimica: 5. ELECTROLISIS. LEYES DE FARADAY

La electrólisis es el proceso que separa los elementos de un compuesto por medio de la electricidad. Se aplica una corriente eléctrica continua mediante un par de electrodos conectados a una fuente de alimentación eléctrica y sumergidos en la disolución. El electrodo conectado al polo positivo se conoce como ánodo y el conectado al negativo como cátodo de forma que cada electrodo atrae a los iones de carga opuesta.

Vamos a ver el ejemplo de la Electrólisis del agua.

Se utiliza el ácido sulfúrico para aportar los iones H+ necesarios para hacer el agua conductora de la electricidad (el agua pura no lo es) y así liberar hidrógeno en el cátodo(polo negativo) y oxígeno en el ánodo(polo positivo). Es decir, los electrolitos permiten que se produzca la electrólisis. Suelen ser compuestos iónicos fundidos o disueltos.

Como se puede ver en la reacción total de la celda se recogen 2 volúmenes de H2 por cada 1 volumen de O2

Normalmente para producir la electrólisis del agua, se utiliza una pila de 4.5 V, pues si consultamos una tabla de potenciales normales de reducción, en la reacción de oxidación el potencial es Eº= -1.23 V y en la de reducción el Eº=0; POR LO TANTO EL Ecelda = -1.23V. Quiere decir que por no ser la reacción espontánea necesitamos aplicar electricidad para que se produzcan dichas reacciones, y por lo tanto para que se produzca electrólisis debemos aplicar una ddp mayor que la ddp de la reacción espontánea; en este caso concreto y en la práctica, se necesita una fem de 1.6 a 1.8 V. Es por ello que para mejorar los resultados la pila más conveniente será de 4.5V.

Es muy importante diferenciar entre celda electroquímica (PILA) y celda electrolítica (electrólisis). Os dejo un esquema para comprenderlo mejor:

LEYES DE FARADAY

1ª Ley de Faraday de la electrólisis: La masa de una sustancia depositada en un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad transferida a este electrodo (Q = I.t). La cantidad de electricidad se refiere a la cantidad de carga eléctrica, que en general se mide en coulombs.

2ª Ley de Faraday de la electrólisis: Para una determinada cantidad de electricidad, la masa depositada de una especie química en un electrodo, es directamente proporcional a su equivalente químico, es decir a su masa molar dividido por el nº de e- transferidos en la reacción (M/z)

3ª Ley de Faraday de la elecrólisis: La cantidad de electricidad necesaria para depositar o liberar un equivalente químico de cualquier sustancia es siempre constante e igual a 96.487 culombios. Esta cantidad recibe el nombre de constante de Faraday (F = 96.487 C·mol-1). En los cálculos, este valor se aproximará a 96.500 C·mol-1.

En términos generales, el proceso de deposición de un metal por procedimientos electrolíticos se ciñe a la ecuación:

Xz+ (aq) + Z e- → X (s) Por ejemplo: Cu²⁺ + 2e- → Cu(s)

Esto significa que, por cada mol de X que se deposita, circularán z moles de electrones. De este modo, si hacemos circular una carga Q, se depositará una masa (m) del metal. En consecuencia a esto:

Número de moles del metal = m/M → número de moles de electrones = z.m/M ;

Q = z.F.m/M

Y, si en dicha expresión, despejamos la masa, obtenemos:

m= M.Q/zF;

Q = I.t (Cantidad de electricidad que ha pasado durante un tiempo y que es directamente proporcional a la Intensidad de la corriente)

· De donde m, es la masa del elemento depositado · Q, es la carga que circula (C) · M, es la masa molar del elemento, · F, es la constante de Faraday

Como hemos dicho la carga que es transportada por un mol de electrones, es igual a 1 Faraday, que equivale a 96484,5561 C/mol; se le llama constante de Faraday, que viene representada con una F, siendo usada en sistemas electroquímicos para poder calcular la masa de los elementos que forman los electrodos.

1 F = 96500C = NA . qe- = 6.022.10²³ iones/ mol . 1,602 . 10^-19C/e-

Finalmente combinando las Leyes obtenemos la expresión matemática que nos servirá para calcular la masa de un elemento depositada sobre el electrodo.