Bloque IV: Electrolisis. Prof. Dr. Mª del Carmen Clemente Jul


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1 Bloque IV: Electrolisis Prof. Dr. Mª del Carmen Clemente Jul

2 ELECTROLISIS PROCESO EN EL QUE SE UTILIZA LA ENERGÍA ELÉCTRICA PARA PROVOCAR UNA REACCIÓN QUÍMICA (REDOX) NO ESPONTÁNEA ELECTROLISIS DEL NaCl FUNDIDO (CELDA DE DOWNS) ANODO (OXIDACIÓN): Cl - Cl + e - CÁTODO (REDUCCIÓN): Na + + 1e - Na GLOBAL: Cl - + Na + Na + Cl ELECTROLISIS DEL AGUA PARA PODER CONDUCIR LA ELECTRICIDAD SE UTILIZA UNA DISOLUCIÓN DILUIDA ANODO (OXIDACIÓN) H O(l) O (g) + 4H + (ac) + 4e - CATODO (REDUCCION) 4H + (ac) + 4e - H (g) GLOBAL: H O O + H

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5 ELECTROLISIS DE UNA DISOLUCION ACUOSA DE NaCl ANODO (OXIDACION) * Cl - Cl + e - Eº Cl /Cl - 1,36 V H O O + 4H + + 4e - Eº O /H O 1,3 V CATODO (REDUCCION) Na + + e - Na Eº Na + /Na -,71V * H O +e - H +OH - Eº H O/H -0,83 V H + + e - H Eº H + /H 0,00V GLOBAL: Cl - + H O Cl + H +OH - (NaOH)

6 ELECTROLISIS: LEYES DE FARADAY LA MASA DEL PRODUCTO FORMADO ( O DEL REACTIVO CONSUMIDO) ES PROPORCIONAL A LA CANTIDAD DE ELECTRICIDAD TRANSFERIDA AL ELECTRODO Y A LA MASA MOLAR DE LA SUSTANCIA CORRIENTE I x t (A) x (S) (C) CARGA ELECTRICA (C) NUMERO DE FARADAYS MOLES DE SUSTANCIA REDUCIDA U OXIDADA g. DE SUSTANCIA REDUCIDA U OXIDADA

7 OBJETIVO: SABER APLICAR LAS LEYES DE FARADAY 4.10 AL ANODO (OXIDACION): Cu Cu + +e - CATODO (REDUCCION): Cu + +e - Cu GLOBAL: Cu + Cu + LEY DE FARADAY: Cu + + Cu PARA REDUCIR 1 MOL DE IONES Cu + ES NECESARIO FARADAYS LA CORRIENTE QUE HA CIRCULADO POR LA CELDA CORRESPONDE A UNA CARGA ELECTRICA DE CARGA INTENSIDAD (A) x TIEMPO (s) 10(A) x4h x g Cu 1, s 1h 6 x 1, F 96500C 6 C 1mol Cu x F + 63,54gCu x + 1mol Cu 569g de Cu

8 4.13 MEZCLA FUNDIDA DE Al O 3 Y Na 3 AlF 6 ELECTRÓLISIS CORRIENTE DE 100 A OBJETIVO: PRODUCIR 1 Kg de Al (Pa Al 6,98) a) CÁLCULO DEL NÚMERO DE FARADAYS Y EL NÚMERO DE CULOMBIOS CÁTODO (REDUCCIÓN): Al e g Al x 1, culombios Al 1F 1mol Al x C 96500C 3F 7 7 1, C numero de Faradays 96500C 3+ 6,98g Al 3 1mol Al + 111,7F

9 4.13. cont. b) PARA PRODUCIR 1 Kg DE Al HACE FALTA 1, C SI LA CORRIENTE SUMINISTRADA TIENE UNA INTENSIDAD DE 100 A, EL TIEMPO DE ELECTRÓLISIS SERÁ t CARGA INTENSIDAD 1, s <> 7 1, CULOMBIOS 100 AMPERIOS 9,8h c) PARA PRODUCIR 1 Kg de Al EN 5 MINUTOS, EL CÁLCULO DE LA INTENSIDAD DE CORRIENTE NECESARIA ES I(A) CARGA(C). t(s) 1, C.(5.60)s 3, A

10 CORROSIÓN DEL HIERRO ANODO (ZONA DE LA SUPERFICIE DE HIERRO): OXIDACIÓN Fe Fe + + e - CÁTODO (OTRA ZONA DE LA SUPERFICIE DE HIERRO): REDUCCIÓN GLOBAL: Fe + O +4H + O ATM + 4H + + 4e - H O CO (ATMOSFÉRICO) + H O Fe + + H O (Fe O 3 ) ÓXIDO POROSO NO DETIENE LA CORROSIÓN

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12 CORROSIÓN DEL ALUMINIO ANODO: Al Al e - CATODO: O + 4H + +4e - H O GLOBAL: 4Al + 3O + 1H + 6H O + 4Al 3+ (Al O 3 IMPIDE AVANCE CORROSIÓN) CORROSIÓN DE LA PLATA ANODO: Ag Ag + + 1e - CATODO: O + 4H + +4e - GLOBAL: 4Ag + O +4H + CORROSIÓN DEL COBRE H O 4Ag + +H O (AgS IMPIDE AVANCE CORROSIÓN) ANODO: Cu Cu + +e - CATODO: O + 4H + +4e - H O GLOBAL: Cu + O +4H + Cu + + H O (CuCO 3 IMPIDE AVANCE CORROSIÓN)

13 MÉTODOS PARA DISMINUIR LA CORROSIÓN DEL HIERRO ALEACIÓN CON OTROS METALES (Cr, Ni) RECUBRIMIENTO CON Sn RECUBRIMIENTO CON Zn (GALVANIZADO) PROTECCIÓN CATÓDICA (EL HIERRO ES EL CATODO QUE UNE A UN ANODO DE UN METAL COMO Mg)

14 4.35 OPERACIÓN DE NIQUELADO POR ELECTROLISIS DE UNA DISOLUCIÓN DE NiSO 4 CATODO: PRODUCCIÓN DE Ni E H (Pa Ni 58,69; Pa H ) EFICACIA DE LA CORRIENTE ELECTRICA EN LA FORMACIÓN DEL Ni: 60 % (I 15 A) a) CALCULAR LOS GRAMOS DE NIQUEL SE DEPOSITAN POR HORA EN EL CATODO CATODO (REDUCCION): Ni + + e - PARA REDUCIR 1 MOL DE Ni + SE NECESITA UNA CARGA DE FARADAYS + 1F 1MOL Ni 58,69gr gr Ni 96500C F 1MOL Ni ( 15A 3600s) C 0,6 9,85gr + Ni

15 4.35. cont. b) CALCULAR EL ESPESOR DEL DEPÓSITO. EL CÁTODO ES UNA CHAPA METÁLICA CUADRADA DE 4 cm DE LADO. EL DEPÓSITO DE Ni SE FORMA POR AMBAS CARAS DE LA CHAPA DENSIDAD DEL Ni 8,9 g cm -3 LOS 9,85 g DE Ni SE DEPOSITAN POR LAS DOS CARAS DE LA CHAPA, LUEGO EN CADA CARA SE DEPOSITARÁN 4,95 g EL AREA DE CADA CARA ES 4 16 cm LUEGO SE HABRÁ DEPOSITADO 4,95 0,308g / cm 16 EL ESPESOR DEL DEPÓSITO SERÁ 0,308g / cm 3 8,9g / cm 0,035cm

16 4.35 cont. c) CALCULAR EL VOLUMEN DE HIDROGENO EN C.N QUE SE PRODUCE POR HORA g H ( 15A 3600s) C 0,4 1F 96500C 1 MOL H F gh 1MOL H ( SI LA EFICACIA DE LA CORRIENTE ELÉCTRICA ES 60 % EN LA PRODUCCIÓN DE Ni, EN LA PRODUCCION DE H SERÁ 40%) 4 5,4.10 0,4 MOLES DE H 0,119MOLES EN C.N.: P 1 atm; T 98 K; R 0,08 atm.l/k.mol nrt P 0,119MOLES 0,08 1atm atm.l K.MOL 98K VH,5L

17 0,06pH 1,3 H 1 log 4 0,06 Eº E 1,3V Eº : 4e 4H O O H ,06pH ph) 0,06(14 0,83 0,06pOH 0,83 1 OH log 0,06 Eº E 0,83V Eº : OH H e O H

18 ELECTROLISIS DE KBr (1M) CON ph NEUTRO (ph 7) 1) O + 4H + + 4e - H O Eº +1,3 V ) Br + e - Br - Eº +1,09 V 3) H + + e - H Eº 0,00 V 4) K + + 1e - K Eº -,93 V 1) E 1,3-0,06pH 0,81 V 3) E -0,06 ph -0,4 V y 4) E Eº ANÓDICAS H O O + 4H + + 4e - E 0-0,81 V MÁS FAVORABLE POSIBLES Br - Br + e - E -1,09 V MENOS FAVORABLE CATÓDICAS H + + e - H E -0,4 V MÁS FAVORABLE POSIBLES K + + 1e - K E -,93 V MENOS FAVORABLE GLOBAL: H O (E< 0; REACCIÓN NO ESPONTÁNEA) O + H ; E -0,81 + (0,4) -1,3 V

19 SEMIELEMENTO a) V 0,1 L; Fe 3+ 0,1 M y Fe + 1M Y UN ELECTRODO Pt SEMIELEMENTO b) V 0,1 L; Ag + 0,1 M Y UN ELECTRODO Ag Eº Fe 3+ / Fe + 0,77 V ; Eº Ag + /Ag 0,80 V Eº Eº Fe Ag 3+ + (0,1M)/Fe (0,1M)/Ag + (1M) 0,6 0,80 V - 1 0,06 0,77 V - 1 log 1 0,1 log 1 0,1 0,741V 0,711V ANODO: Fe + Fe e - CATODO: Ag + + 1e - Ag REACCIÓN GLOBAL: Ag + + Fe + Ag + Fe 3+ ; E 0,03 V b) CALCULAR LA CONSTANTE DE EQUILIBRIO K 10 En/0, ,03.1/0,06 3,

20 c) CALCULAR LAS CONCENTRACIONES EN EL EQUILIBRIO Ag + (aq) + Fe + (aq) Ag (s) + Fe 3+ (aq) I) 0,1 M 1M 0,1M C) -x M -x M +x M E) (0,1-x)M (1-x)M (0,1 +x) M Ag Fe 3+ eq K + + eq Fe eq (0,1 + x) (0,1 x)(1 x) 3, x 5, M Ag + eq 0,1 x 0,049M Fe 3+ eq 0,1+x 0,151M Fe + eq 1-x 0,949 M d) Q 5,07x10 - M x 0,1L x 1eq/mol x C/mol e C

21 4.19 a) Fe + H SO 4 FeSO 4 + H + + e - 50 g 500 ml 1M MOLES DE Fe 50g Fe 1mol Fe 55,85g Fe 1mol MOLES DE H SO4 0,5L 0,5 1L 0,895 CONCLUSIÓN: 0,5 MOLES DE Fe REACCIONAN (QUEDAN 0,395 MOLES DE Fe SIN REACCIONAR) CON LOS 0,5 MOLES DE H SO 4 PARA DAR 0,5 MOLES DE FeSO 4 CUYA: 0,5moles 1000mL [ Fe + ] 1M 500mL 1L b) DIAGRAMA DE LA PILA:

22 4.19. cont b) DIAGRAMA DE LA PILA: S (0,5L, 1M) S(s) KCl (s) Fe + (0,5L,1M) Fe(s) ANODO (OXIDACIÓN): S Sº + e - Eº S/S - -0,51 V CATODO (REDUCCIÓN): Fe + + e - Fe Eº Fe + /Fe -0,44 V GLOBAL: S + Fe + Sº + Fe Eº EºS /S + Eº Fe + n Eº 0,07 log K 0,0591 0,0591 / Fe ( 0,51) 0,44,3689;K 36 0,07V

23 4.19 (cont) c) COMO REACCIONAN MOL A MOL Y LAS DOS CONCENTRACIONES INICIALES DE Fe + y S - SON IGUALES (1M), LAS CONCENTRACIONES E EL EQUILIBRIO TAMBIÉN LO SERÁN [Fe + ]eq [S - ]eq x 1 + [ Fe ][ S ] x 0,065M 1 x K 36 d) 1F 1MOL DE Fe MOLES DE Fe CARGA(C) 96500C F (*) SI [Fe + ] inicial 1M; [Fe + ] equilibrio 0,065M la [Fe + ] reducida (1-0,065) x 0,5 L 0,4675 moles SUSTITUYENDO EN (*) 0,4675 CARGA CARGA 9,0x C 1

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