Resumenes 
Flashcards 
StudySmarter AI 
Apuntes 
Plan de estudios 
Sets de estudio 
Repeticion espaciada 
Exámenes 
Magazine 
Hacer carrera 
Formacion Profesional 
Mobile App 
Saltar a un capítulo clave
Fig. 1: Bauxita o mineral de aluminio.
- En primer lugar, hablaremos de las celdas electroquímicas.
- Luego, veremos la definición de electrólisis, así como los distintos tipos que podemos encontrar.
- Después, aprenderemos sobre la electrolisis del agua y la electrolisis alcalina.
- Antes de finalizar, explicaremos qué son las cubas electrolíticas.
- Por último, veremos dos de las leyes más importantes para la electrolisis: las dos leyes de Faraday.
Celdas electroquímicas
Antes de adentrarnos en el mundo de la electrólisis, recordemos los fundamentos de las celdas electroquímicas.
Las celdas electroquímicas son sistemas que integran reacciones redox para producir o utilizar energía eléctrica. Hay dos tipos: las celdas galvánicas (o voltaicas) y las celdas electrolíticas.
En las celdas electroquímicas podemos encontrar varios elementos:
- Dos cubetas con disoluciones: se pueden conocer, también ,como semiceldas. Cada una contiene una disolución acuosa diferente.
- Ánodo: es el polo positivo de la celda.
- Cátodo: es el polo negativo de la celda.
- Puente salino: es el medio por el cual se unen las dos cubetas, o semiceldas, para poner en contacto las dos disoluciones.
- Voltímetro: es un aparato que sirve para medir la diferencia de energía entre dos puntos.
Fig. 2: Representación gráfica de una celda electroquímica. Se puede observar el ánodo, el cátodo, las dos disoluciones, el voltímetro y el puente salino; Además, se ve cómo el flujo de electrones circula desde el ánodo hasta el cátodo.
Las celdas galvánicas producen energía en forma de electricidad; además, son espontáneas.
Los procesos espontáneos son aquellos que se ven favorecidos termodinámicamente para ocurrir sin el aporte de energía del entorno externo.
Durante un proceso espontáneo, el cambio en la energía libre de Gibbs es negativo (ΔG < 0) y el potencial celular (Ecell) supera el cero, Ecel > 0.
El potencial celular (Ecel) es una medida de la diferencia de potencial entre dos electrodos.
El potencial de la célula, también, puede denominarse tensión de la célula o fuerza electromotriz (emf).
Las celdas electrolíticas, en cambio, implican procesos no espontáneos y consumen energía. Por esto, necesitan una fuente de energía para forzar que se produzca una reacción no espontánea.
- Aquí, el cambio en la energía libre de Gibbs es positivo (ΔG > 0), ya que la célula electrolítica requiere la entrada de energía libre del entorno.
- Estas celdas también tienen un potencial celular negativo, Ecel < 0. Las celdas electrolíticas
Hagamos una tabla para resumir la relación entre ΔG, Ecel y las reacciones espontáneas o no espontáneas.
| Cambio en la energía libre de Gibbs (ΔG) | Potencial celular (Ecell) | ¿Espontáneo o no espontáneo? |
| ΔG < 0 | Ecel > 0 | Espontáneo |
| ΔG > 0 | Ecel < 0 | No espontáneo |
Si no estás seguro de lo que esto significa, consulta Energía libre de Gibbs.
Ánodos y cátodos
Las celdas electroquímicas tienen dos electrodos: el ánodo y el cátodo.
- En el ánodo se produce la oxidación.
- En el cátodo tiene lugar la reducción.
- La oxidación es la pérdida de electrones.
- La reducción es la ganancia de electrones.
Los electrones siempre tienden a fluir, a través del cable, desde el ánodo hasta el cátodo. En otras palabras, los electrones se transfieren de donde se pierden adonde se ganan.
- En las celdas galvánicas (voltaicas), el ánodo es negativo y el cátodo positivo. Como los electrones están cargados negativamente, quieren alejarse del electrodo negativo.
- En las celdas electrolíticas, es al revés: el ánodo es positivo y el cátodo negativo.
Esto tiene sentido porque estamos añadiendo energía externa al compartimento que contiene el electrodo catódico y, en realidad, los electrones preferirían viajar en la dirección opuesta (lejos de los electrones negativos añadidos). En el caso de una célula electrolítica, estamos forzando que se produzca una reacción no espontánea, al añadir energía del entorno externo en forma de corriente eléctrica.
Algo importante que hay que saber sobre los ánodos y los cátodos es que, en el caso de las celdas voltaicas de metal/sal, el cátodo gana masa mientras que el ánodo la pierde.
¿Qué es la electrólisis?
Ahora que ya sabemos más sobre las celdas voltaicas y electrolíticas, hablemos de la electrólisis. La electrólisis es un proceso que ocurre en las celdas electrolíticas, normalmente para producir ciertos elementos. Más específicamente:
Se denomina electrólisis al proceso en el que se utiliza la energía eléctrica para provocar una reacción química no espontánea.
Hay dos tipos de electrólisis con los que debes estar familiarizado: la electrólisis de sales fundidas y la acuosa.
La electrólisis de sales fundidas
La electrólisis de sales fundidas sólo puede producirse a temperaturas muy altas, debido a los altos puntos de fusión de los compuestos iónicos.
Veamos un ejemplo de su utilidad:
El bromuro de sodio (NaBr): en este caso, el sodio (Na) tiene una carga +1, mientras que el bromo (Br) tiene una carga -1.
Veamos las dos semirreacciones que se llevan a cabo:
Semirreacción en el ánodo (oxidación):
$$Na^{+}+e^{-}\rightarrow Na$$
Semirreacción del cátodo (reducción):
$$2Br^{-}\rightarrow Br_{2}+2e^{-}$$
De esta manera, podemos utilizar la electrólisis para convertir el Na+ en Na elemental, y el Br- en Br elemental.
La electrólisis acuosa
La electrolisis acuosa implica agua, como es de esperar. Cuando llevamos a cabo una electrolisis acuosa, es un poco más difícil predecir los productos, porque el agua también puede oxidarse y reducirse. Por tanto, tenemos que averiguar qué reacción se producirá en el cátodo y en el ánodo.
Algo que te puede ayudar mucho es saber que sólo puede ocurrir una reacción en cada electrodo.
Veamos un ejemplo similar, ahora con la sal acuosa y el bromuro de sodio acuoso (NaBr (aq)).
En este ejemplo, se nos dan los potenciales de reducción de varias semirreacciones:
$$Na^{+}+e^{-}\rightarrow Na$$
Eºred=-2.7V
$$2H_{2}O+2e^{-}\rightarrow H_{2}+2OH^{-}$$
Eºred=-0.83V
$$Br_{2}+2e^{-}\rightarrow 2Br^{-}$$
Eºred=+1.07V
$$O_{2}+4H^{+}+4e^{-}\rightarrow 2H_{2}O$$
Eºred=+1.23V
En el cátodo, podríamos tener una de estas dos reacciones:
$$Na^{+}+e^{-}\rightarrow Na$$
$$2H_{2}O+2e^{-}\rightarrow H_{2}+2OH^{-}$$
En el ánodo, podríamos tener una de las siguientes reacciones:
$$2Br^{-}\rightarrow Br_{2}+2e^{-}$$
$$O_{2}+4H^{+}+4e^{-}+2H_{2}O$$
La regla general es que la reacción con el potencial de reducción menos negativo será la que ocurra en el cátodo. En este caso, el potencial de reducción de la reacción del sodio es de -2,71 V, y el potencial de reducción de la reacción del agua es de -0,83 V. Por lo tanto, en el cátodo, la única semirreacción que se producirá es la que implica la reducción del agua.
En el ánodo se produce la oxidación, por lo que hay que invertir los valores del potencial de reducción. En otras palabras: si el potencial de reducción de la reacción del bromo es de + 1,07 V, entonces el potencial de oxidación será de -1,07 V. Del mismo modo, la reacción con el potencial de oxidación menos negativo será la que ocurra en el ánodo. Por lo tanto, en el ánodo, la única semirreacción que se producirá es la que implica la oxidación del ion bromo.
Si se calcula el potencial global de la célula (E°célda) en este ejemplo, sería E°célda = -0,83 + -1,07 = -1,90 V. Como este valor es negativo, entonces podemos decir con precisión que se trata de una reacción no espontánea. Por lo tanto, esto significa que la fuente de energía para que se produzca esta electrólisis tiene que ser capaz de suministrar al menos 1,90 voltios.
Electrólisis del agua (H2O)
El hidrógeno y el oxígeno se combinan espontáneamente para formar agua. La electrólisis puede utilizarse para romper inicialmente las moléculas de H2O en iones de hidrógeno e hidróxido; esto produce gas hidrógeno (H₂) y gas oxígeno (O2).
En este caso, el agua es el electrolito. Cuando los dos electrodos se conectan a una fuente de energía (como una pila) mediante un cableado impermeable, los iones de hidrógeno positivos estarán en atracción con el cátodo negativo y se formará gas hidrógeno en el cátodo negativo. Los iones negativos serán atraídos por el ánodo. Así, el gas oxígeno se formará en el ánodo positivo y se recogerá en un tubo de ensayo.
Las semirreacciones que se producen durante la electrolisis del agua son las siguientes:
Semirreacción del ánodo (oxidación):
$$2H_{2}O\rightarrow O_{2}+4H^{+}+4e^{-}$$
Semirreacción del cátodo (reducción):
$$4H_{2}O+2e^{-}\rightarrow 2H_{2}+4OH^{-}$$
Por lo tanto, la reacción neta es la siguiente:
$$2H_{2}O\rightarrow 2H_{2}+O_{2}$$
Electrolisis de hidrógeno (H2)
El hidrógeno es el elemento más abundante en el universo y el tercer elemento más abundante en la Tierra. Es muy utilizado en los campos químico e industrial. Por lo tanto, es necesario producir hidrógeno a gran escala.
El hidrógeno puede sintetizarse de diferentes maneras; por ejemplo, a través de la electrólisis del agua (como hemos visto en el anterior apartado). En este caso se presenta la reformación al vapor de los hidrocarburos y la reacción de cambio de gas a agua.
El proceso de reformado por vapor de hidrocarburos consiste en calentar un hidrocarburo (normalmente metanol o metano) con agua, en presencia de un catalizador de hierro (Fe) o cobre (Cu). A altas temperaturas, la mezcla de vapor se somete a una reacción química y produce gas de síntesis o syngas, que es una mezcla que contiene H₂, CO y CO2.
La reacción de cambio de gas a agua utiliza el monóxido de carbono (CO), subproducto del proceso de reformación de vapor. Esto conduce a un aumento de la concentración de H₂ gaseoso en el sistema.
Electrólisis alcalina
La electrólisis alcalina es un tipo de electrolisis en la que los dos electrodos se encuentran en una disolución formada por agua y un electrolito en estado líquido.
En este caso, cuando suministramos la electricidad a la celda, se forman iones OH- a partir de las moléculas de agua (H2O) y una molécula de hidrógeno (H2).
Cuba electrolítica
Una cuba electrolítica es el recipiente en el se dan las reacciones para que la energía eléctrica se convierta en energía química.
Por lo tanto, en una cuba electrolítica se produce el proceso inverso al que se da en las celdas electroquímicas
- Las cubas en la energía eléctrica se convierte en energía química. mientras que, por el contrario.
- En las celdas electroquímicas, la energía química se convierte en energía eléctrica.
- Además, las reacciones en las celdas ocurren espontáneamente, mientras que en las cubas electrolíticas hay que provocar que los electrones circulen en sentido contrario; es decir, tienen que hacer lo contrario a lo que tienden a hacer naturalmente.
Las leyes de Faraday: electrólisis
Veamos ahora qué son las leyes de Faraday y cómo se relacionan con la electroquímica; en particular, con la electrólisis. Tenemos en total dos leyes que rigen la electrólisis cuantitativa: la primera y la segunda ley de Faraday.
La primera ley de Faraday
La primera ley de la electrólisis, propuesta por Faraday, es el concepto más sencillo que se puede tener sobre la electrólisis.
Según la primera ley de Faraday, la cantidad de reacción que se produce en los electrodos es proporcional al flujo de electrones.
Esto significa básicamente que el flujo de electrones en el circuito externo es determinante para la reacción que se produce dentro de la célula electrolítica. Por tanto, la reacción que se produce —que, a menudo, está determinada por la deposición química del electrolito a través de la descarga de electrones— es proporcional al flujo de electrones que se produce junto a la reacción.
En términos sencillos, esto se puede visualizar por la cantidad de carga eléctrica que se introduce en el sistema y que tiene una salida proporcional a través de la masa de la deposición química de la reacción electrolítica.
La segunda ley de Faraday
La segunda ley de la electrólisis propuesta por Faraday se refiere a la naturaleza química de los reactivos y los electrolitos.
Según la segunda ley de Faraday, la misma cantidad de electricidad, a través de diferentes electrolitos, producirá una masa diferente de deposición química.
¿Pero qué significa esto, exactamente? Tomemos, por ejemplo, dos soluciones diferentes que contengan distintos iones metálicos:
Si se aplica la misma cantidad de corriente a través de ambas, ¿se esperan los mismos resultados?
La respuesta es: no, porque las dos soluciones difieren en sus propiedades químicas y físicas, en función de los iones metálicos.
La segunda ley de Faraday sobre la electrólisis profundiza en este fenómeno. Es lo que Faraday denomina "Equivalente Químico” o "Peso Equivalente". Básicamente, lo que nos dice este fenómeno es que diferentes iones requerirán una cantidad diferente de electricidad para ser depositados, debido a la diferencia en los electrones necesarios para ser descargados. Esto será equivalente a la composición química del átomo que, a menudo, se resume en la valencia.
LA segunda ley de Faraday también propone que diferentes iones requerirán una cantidad diferente de electricidad para ser depositados, debido a la diferencia en los electrones necesarios para ser descargados.
En este caso, la masa de deposición química que se produce será diferente, en función de la cantidad de electrones necesarios para ser descargados. Esto, incluso si la cantidad de electricidad que pasa por el sistema sigue siendo la misma para dos electrolitos diferentes.
Fórmula de la segunda ley de Faraday
Veamos la fórmula de la segunda ley de Faraday:
$$m\ (g)= \frac{M\cdot Q}{numero\ de\ electrones \cdot 96500\frac{C}{mol}}$$
Donde:
- m: es la masa de la sustancia que se deposita o que se libera. Se mide en gramos (g).
- M: es la masa atómica.
- Q: es la carga que circula por el circuito; se mide en Coulomb (C).
- Número de electrones: es el número de electrones que se intercambian.
- 96500: es la constante de Faraday.
Ejemplo de cálculos usando la ley de Faraday
Veamos, ahora, un ejemplo en el que puedes observar cómo aplicar la ley de Faraday en los cálculos:
Imagínate que estamos llevando a cabo una electrólisis en una disolución de tricloruro de hierro (FeCl3) y hacemos pasar una corriente de una intensidad de 10A, durante 3 horas.
Calcula qué cantidad de hierro se depositará en el cátodo, teniendo en cuenta que la masa atómica del hierro (Fe) es de 55,8uma.
Para resolver esto, tenemos que utilizar la fórmula de la segunda ley de Faraday que acabamos de ver:
$$m\ (g)= \frac{M\cdot Q}{numero\ de\ electrones \cdot 96500\frac{C}{mol}}$$
El hierro se depositará en el cátodo del circuito, por lo que la reacción que se llevará a cabo será la siguiente:
$$Fe^{3+} + 3 e^{-} \rightarrow Fe$$
Teniendo en cuenta esto y sustituyendo los datos en la fórmula anterior, tenemos lo siguiente:
$$m(Fe)=\frac{55.8\cdot 10\cdot 3\cdot 3600}{3\cdot96500 }$$
$$m(Fe)=20.82\ g$$
Por lo tanto, nuestra respuesta es que se depositarán 20.82 gramos de hierro en el cátodo.
Electrólisis - Puntos clave
- Se denomina electrolisis al proceso en el que se utiliza la energía eléctrica para provocar una reacción química no espontánea.
- La electrolisis se produce en celdas electrolíticas, donde el ánodo es positivo y el cátodo negativo.
- Los iones con carga negativa son atraídos por el cátodo positivo, mientras que los iones con carga positiva son atraídos por el cátodo negativo.
- Las celdas galvánicas son espontáneas. Durante un proceso espontáneo, el cambio en la energía libre de Gibbs es negativo (ΔG < 0) y el potencial de la célula (Ecel) supera el cero, Ecel > 0. Producen energía en forma de electricidad.
- Una cuba electrolítica es el recipiente en el se dan las reacciones para que la energía eléctrica se convierte en energía química.
- Las leyes de Faraday son dos leyes muy importantes para la electrolisis:
- Primera ley de Faraday. la cantidad de reacción que se produce en los electrodos es proporcional al flujo de electrones.
- Segunda ley de Faraday. Diferentes iones requerirán una cantidad diferente de electricidadpara ser depositados, debido a la diferencia en los electrones necesarios para ser descargados.
Aprende con 11 tarjetas de Electrólisis en la aplicación StudySmarter gratis
¿Ya tienes una cuenta? Iniciar sesión
Preguntas frecuentes sobre Electrólisis
¿Qué es y para qué sirve la electrólisis?
La electrólisis es el proceso en el que se utiliza la energía eléctrica para provocar una reacción química no espontánea y, así, separar elementos de un compuesto.
Este proceso de electrólisis permite la transferencia de electrones entre el cátodo y el ánodo.
¿Dónde se produce la electrólisis?
La electrólisis se produce en celdas electrolíticas, donde el ánodo es positivo y el cátodo negativo.
¿Cuál es el proceso de la electrólisis del agua?
La electrólisis puede utilizarse para romper inicialmente las moléculas de H2O en iones de hidrógeno e hidróxido. Esto produce gas hidrógeno (H₂) y gas oxígeno (O2).
¿Cuáles son los elementos principales de la electrólisis?
Los elementos principales de la electrolisis son:
- Energía
- Celdas electrolíticas: ánodo (+) y cátodo (-)
- Altas temperaturas (para la electrólisis fundida)
- Agua (para la electrólisis acuosa)
¿Qué se necesita para hacer la electrólisis?
Se necesitan celdas electrolíticas y energía, para que se produzca la reacción no espontánea.
- En el caso de la electrólisis fundida se requiere temperaturas muy altas debido a los altos puntos de fusión de los compuestos iónicos.
- Mientras que en la electrólisis acuosa se requiere un electrolito; que, en este caso, es agua.
¿Cuáles son los tipos de electrólisis?
Hay dos tipos de electrólisis con los que debes estar familiarizado: la electrólisis fundida y la acuosa.
Pon a prueba tus conocimientos con tarjetas de opción múltiple
TU PUNTUACIÓN
Tu puntuación
¡Únete a la aplicación StudySmarter y aprende de manera eficiente con millones de tarjetas y mucho más!
Aprende con 11 tarjetas de Electrólisis en la aplicación StudySmarter gratis
¿Ya tienes una cuenta? Iniciar sesión
Acerca de StudySmarter
StudySmarter es una compañía de tecnología educativa reconocida a nivel mundial, que ofrece una plataforma de aprendizaje integral diseñada para estudiantes de todas las edades y niveles educativos. Nuestra plataforma proporciona apoyo en el aprendizaje para una amplia gama de asignaturas, incluidas las STEM, Ciencias Sociales e Idiomas, y también ayuda a los estudiantes a dominar con éxito diversos exámenes y pruebas en todo el mundo, como GCSE, A Level, SAT, ACT, Abitur y más. Ofrecemos una extensa biblioteca de materiales de aprendizaje, incluidas tarjetas didácticas interactivas, soluciones completas de libros de texto y explicaciones detalladas. La tecnología avanzada y las herramientas que proporcionamos ayudan a los estudiantes a crear sus propios materiales de aprendizaje. El contenido de StudySmarter no solo es verificado por expertos, sino que también se actualiza regularmente para garantizar su precisión y relevancia.
Aprende más