Electrólisis

La electrólisis es el paso de una corriente eléctrica directa a través de un electrolito que produce reacciones químicas en los electrodos y la descomposición de los materiales.

los principales componentes necesarios para lograr la electrólisis son un electrolito, electrodos y una fuente de alimentación externa. Una partición (por ejemplo, una membrana de intercambio iónico o un puente salino) es opcional para evitar que los productos se difundan a la vecindad del electrodo opuesto.

el electrolito es una sustancia química iónica conductora que contiene iones libres y transporta corriente eléctrica (p. ej., un polímero conductor de iones, solución o compuesto iónico líquido). Si los iones no son móviles, como en la mayoría de las sales sólidas, entonces la electrólisis no puede ocurrir. Un electrolito líquido se produce por:

• solvatación o reacción de un compuesto iónico con un solvente (como el agua) para producir iones móviles
• Un compuesto iónico fundido por calentamiento

Los electrodos se sumergen separados por una distancia tal que una corriente fluye entre ellos a través del electrolito y se conectan a la fuente de energía que completa el circuito eléctrico., Una corriente continua suministrada por la fuente de energía impulsa la reacción causando que los iones en el electrolito sean atraídos hacia el respectivo electrodo con carga opuesta.

Los electrodos de metal, grafito y material semiconductor son ampliamente utilizados. La elección del electrodo adecuado depende de la reactividad química entre el electrodo y el electrolito y el costo de fabricación. Históricamente, cuando se deseaban ánodos no reactivos para la electrólisis, se elegía grafito (llamado plumbago en la época de Faraday) o platino. Se encontró que eran algunos de los materiales menos reactivos para los ánodos., El platino se erosiona muy lentamente en comparación con otros materiales, y el grafito se desmorona y puede producir dióxido de carbono en soluciones acuosas, pero por lo demás no participa en la reacción. Los cátodos pueden estar hechos del mismo material, o pueden estar hechos de uno más reactivo ya que el desgaste del ánodo es mayor debido a la oxidación en el ánodo.

proceso de electrolisiseditar

el proceso clave de electrólisis es el intercambio de átomos e iones por la eliminación o adición de electrones debido a la corriente aplicada., Los productos deseados de la electrólisis a menudo están en un estado físico diferente del electrolito y se pueden eliminar por procesos físicos (por ejemplo, recogiendo gas por encima de un electrodo o precipitando un producto fuera del electrolito).

la cantidad de los productos es proporcional a la corriente, y cuando dos o más celdas electrolíticas están conectadas en serie a la misma fuente de alimentación, los productos producidos en las celdas son proporcionales a su peso equivalente. Estas son conocidas como las leyes de la electrólisis de Faraday.

cada electrodo atrae iones que son de la carga opuesta., Los iones cargados positivamente (cationes) se mueven hacia el cátodo (negativo) que proporciona electrones. Los iones cargados negativamente (aniones) se mueven hacia el ánodo de extracción de electrones (positivo). En este proceso, los electrones se introducen efectivamente en el cátodo como un reactivo y se eliminan en el ánodo como un producto. En química, la pérdida de electrones se llama oxidación, mientras que la ganancia de electrones se llama reducción.

cuando los átomos o moléculas neutrales, como las de la superficie de un electrodo, ganan o pierden electrones se convierten en iones y pueden disolverse en el electrolito y reaccionar con otros iones.,

cuando los iones ganan o pierden electrones y se vuelven neutros, pueden formar compuestos que se separan del electrolito. Los iones metálicos positivos como Cu2+ se depositan en el cátodo en una capa. Los términos para esto son galvanoplastia, electrorefinación y electrorefinación.

Cuando un ion gana o pierde electrones sin volverse neutral, su carga electrónica se altera en el proceso.

por ejemplo, la electrólisis de la salmuera produce gases de hidrógeno y cloro que burbujean del electrolito y se recogen., La reacción general inicial es así:

2 NaCl + 2 H2O → 2 NaOH + H2 + Cl2

la reacción en el ánodo resulta en gas de cloro a partir de iones de cloro:

2 Cl− → Cl2 + 2 E−

la reacción en el cátodo resulta en iones de gas hidrógeno e hidróxido:

2 H2O + 2 e− → H2 + 2 OH−

sin una partición entre los electrodos, los iones OH− producidos en el cátodo son libres de difundir a través del electrolito a la ánodo., A medida que el electrolito se vuelve más básico debido a la producción de OH−, menos Cl2 emerge de la solución a medida que comienza a reaccionar con el hidróxido que produce hipoclorito en el ánodo:

Cl2 + 2 NaOH → NaCl + NaClO + H2O

cuanto más oportunidad tiene el Cl2 de interactuar con NaOH en la solución, menos Cl2 emerge en la superficie de la solución y más rápido avanza la producción de hipoclorito. Esto depende de factores como la temperatura de la solución, la cantidad de tiempo que la molécula de Cl2 está en contacto con la solución y la concentración de NaOH.,

asimismo, a medida que aumenta la concentración del hipoclorito, se producen cloratos a partir de ellos:

3 NaClO → NaClO3 + 2 NaCl

se producen otras reacciones, como la auto ionización del agua y la descomposición del hipoclorito en el cátodo, la tasa de este último depende de factores como la difusión y la superficie del cátodo en contacto con el electrolito.,

potencial de Descomposicióneditar

el potencial de descomposición o voltaje de descomposición se refiere al voltaje mínimo (diferencia en el potencial del electrodo) entre el ánodo y el cátodo de una celda electrolítica que se necesita para que ocurra la electrólisis.

la tensión a la que se prefiere termodinámicamente la electrólisis es la diferencia de los potenciales de electrodo calculados utilizando la ecuación de Nernst. La aplicación de voltaje adicional, denominado sobretensión, puede aumentar la velocidad de reacción y, a menudo, se necesita por encima del valor termodinámico., Es especialmente necesario para las reacciones de electrólisis que involucran gases, como oxígeno, hidrógeno o cloro.

oxidación y reducción en el electrodeseditar

la oxidación de iones o moléculas neutras ocurre en el ánodo. Por ejemplo, es posible oxidar iones ferrosos a iones férricos en el ánodo:

Fe2 +
(AQ) → Fe3+
(aq) + E−

La reducción de iones o moléculas neutras ocurre en el cátodo. Es posible reducir los iones de ferricianuro a iones de ferrocianuro en el cátodo:

Fe(CN)3-
6 + E− → Fe(CN)4-
6

Las moléculas neutras también pueden reaccionar en cualquiera de los electrodos., Por ejemplo: la P-benzoquinona se puede reducir a hidroquinona en el cátodo:

+ 2 e – + 2 H + →

en el último ejemplo, los iones H + (iones hidrógeno) también participan en la reacción y son proporcionados por el ácido en la solución, o por el propio disolvente (agua, metanol, etc.). Las reacciones de electrólisis que involucran iones H + son bastante comunes en soluciones ácidas. En soluciones alcalinas acuosas, las reacciones que implican Oh – (iones hidróxido) son comunes.

A veces los disolventes mismos (generalmente agua) se oxidan o reducen en los electrodos., Incluso es posible tener electrólisis con gases, por ejemplo, mediante el uso de un electrodo de difusión de gas.

cambios de energía durante la electrolisiseditar

la cantidad de energía eléctrica que se debe agregar es igual al cambio en la energía libre de Gibbs de la reacción más las pérdidas en el sistema. Las pérdidas pueden (en teoría) ser arbitrariamente cercanas a cero, por lo que la eficiencia termodinámica máxima es igual al cambio de entalpía dividido por el cambio de energía libre de la reacción., En la mayoría de los casos, la entrada eléctrica es mayor que el cambio de entalpía de la reacción, por lo que se libera algo de energía en forma de calor. En algunos casos, por ejemplo, en la electrólisis del vapor en hidrógeno y oxígeno a alta temperatura, ocurre lo contrario y se absorbe la energía térmica. Este calor se absorbe de los alrededores, y el valor de calentamiento del hidrógeno producido es mayor que la entrada eléctrica.

Variacioneseditar

la corriente pulsante resulta en productos diferentes de DC., Por ejemplo, la pulsación aumenta la relación de ozono a oxígeno producido en el ánodo en la electrólisis de una solución ácida acuosa como el ácido sulfúrico diluido. La electrólisis del etanol con corriente pulsada evoluciona un aldehído en lugar de principalmente un ácido.

técnica Relacionadaeditar

las siguientes técnicas están relacionadas con la electrólisis:

• Las celdas electroquímicas, incluida la celda de combustible de hidrógeno, utilizan diferencias en el potencial de electrodo estándar para generar un potencial eléctrico que proporciona energía útil., Aunque está relacionado con la interacción de iones y electrodos, la electrólisis y el funcionamiento de las células electroquímicas son bastante distintos. Sin embargo, no se debe considerar que una célula química realice la electrólisis al revés.