CELDAS ELECTROLÍTICAS.pdf

UNIVERSIDAD DE EL SALVADOR FACULTAD DE INGENIERÍA Y ARQUITECTURA ESCUELA DE INGENIERÍA QUÍMICA E INGENIERÍA DE ALIMENTOS QUÍMICA GENERAL II CICLO I-2014

TAREA EXAULA “CELDAS ELECTROLÍTICAS”

PRESENTADO POR: AB13002

ALVARENGA BERNAL, KEVIN REMBERTO

BC12022

BARRERA CABRERA, ARMANDO JOSÉ

ES13001

ECHEVERRÍA SERRANO, EDUARDO BENJAMÍN

HB13004

HERNÁNDEZ BÁTRES, JENNIFER ALEXANDRA

MA13001

MEDINA ALAS, DIANA GABRIELA

PROFESORA: ING. ANA CECILIA DÍAZ DE FLAMENCO

CIUDAD UNIVERSITARIA, JUEVES JUEVES 19 DE JUNIO DE 2014

ÍNDICE Contenido

Pag

I.

INTRODUCCIÓN................................................................................. 1

II.

RESUMEN............................................................................................. 2

III.

OBJETIVOS .......................................................................................... 3

IV.

MARCO TEÓRICO ............................................................................. 3

V.

PROCEDIMIENTOS ............................................................................. 8

VI.

ANÁLISIS Y COMENTARIO DE RESULTADOS (APLICACIONES) .... 11

VII.

BIBLIOGRAFÍA .................................................................................... 14

VIII.

ANEXOS ............................................................................................. 15

I. INTRODUCCIÓN A principios del siglo XIX, Michael Faraday, científico inglés que descubrió que las soluciones acuosas de ciertas sustancias conducían la corriente eléctrica, mientras que el agua pura y las soluciones de otras no la conducían. Faraday llamo electrolitos a las sustancias cuyas soluciones acuosas conducen la corriente y no-electrolitos a las sustancias que no son descompuestas por la electricidad. En 1830 Faraday comenzó sus experimentos para determinar los principios que relacionan la cantidad de material que se remueve o se deposita durante la electrolisis, entendiéndose que entre más tiempo se le aplique la corriente a la solución, más grande es la cantidad de iones separados, mientras que la masa que se acumula en el electrodo debe ser igual a la masa atómica del mismo electrodo, pero inversamente proporcional en las valencias entre ion y electrodo. Las leyes que rigen los procesos electrolíticos fueron establecidas por Michael Faraday. En esta ocasión nuestro trabajo de investigación está enfocado a las celdas electrolíticas, las cuales explicaremos y describiremos con detalle a lo largo de la presente exposición.

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II. RESUMEN En el presente reporte exponemos los resultados de una investigación teórica sobre las celdas electrolíticas y los principios que permiten su funcionamiento, para lo cual fue necesario hacer una lectura metódica y una revisión de libros de Química y documentos confiables para comprender los procesos electroquímicos involucrados en las celdas en estudio. Todas las reacciones electroquímicas comprenden la transferencia de electrones y por tanto son reacciones de oxidación-reducción. En los procesos electroquímicos se requiere algún método para introducir una corriente de electrones en algún sistema químico de reacción o de algún medio para retirar electrones. En algunas celdas electroquímicas se hace que ocurran reacciones químicas no espontaneas (que favorecen la formación de reactivos) por suministro de corriente eléctrica. La principal limitante en la realización de esta investigación fue limitarnos a los aspectos teóricos, ya que no hubo oportunidad de comprobar los resultados en laboratorio, pero nos referimos a fuentes bibliográficas confiables para la exposición de los contenidos.

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III. OBJETIVOS Objetivo general: Reconocer tipos de celdas electrolíticas y sus aplicaciones

Objetivos específicos: 

Explicar que es una celda electrolítica



Identificar las partes de una celda electrolítica



Describir los procesos químicos involucrados en el funcionamiento de una celda electrolítica



Describir algunos ejemplos y aplicaciones industriales de la electrolisis

IV. MARCO TEÓRICO DEFINICIÓN DE TERMINOS 

ELECTROQUIMICA

El área de la química que estudia la conversión entre la energía eléctrica y energía química es la electroquímica. Los procesos electroquímicos son reacciones redox en donde la energía liberada por una reacción espontánea se transforma en electricidad, o la electricidad se utiliza para

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inducir una reacción química no espontanea. A este último proceso se le conoce como electrolisis. 

REACCIONES REDOX

Los procesos electroquímicos son reacciones redox (oxidación - reducción). En las reacciones redox se transfieren electrones de una sustancia a otra. La pérdida de electrones durante la oxidación de un elemento se distingue por un aumento en su número de oxidación, la reducción de un elemento implica disminución en su número de oxidación debido a la ganancia de electrones 

ELECTROLISIS

En la electrolisis se utiliza la energía eléctrica para inducir una reacción química no espontanea, este proceso se lleva a cabo en un dispositivo que se conoce como: celda electrolítica. A diferencia de una celda galvánica para que una celda electrolítica funcione se requiere de una fuente externa de corriente eléctrica, por ejemplo una batería la que fuerza a la reacción no espontanea a ocurrir. Para que se produzca una electrolisis se debe aplicar una diferencia de potencial mayor que la diferencia de potencial de la reacción espontanea. Por ejemplo si el ∆ °  de la reaccion espontanea, con reactivos y productos en estado estándar, es + 0.42 V, se deberá aplicar una diferencia de

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potencial mayor que ese valor a fin de lograr invertir el sentido de la corriente. De esta manera se invierten las reacciones en los electrodos forzando la oxidación en el ánodo y la reducción en el cátodo. La fuente externa es la que proporciona la corriente necesaria para que los electrones circulen a través del alambre externo desde el ánodo hacia el cátodo. En el medio conductor los cationes migran hacia el ánodo, cerrando de esa manera el circuito. Se debe tener presente que para este tipo de celdas, donde el proceso no es espontaneo, el signo de ∆ °  debe ser negativo. En otras palabras el signo negativo de ∆ °  nos indica que la reaccion no es espontanea. 

Se

CELDA ELECTROLITICAS denomina celda

electrolítica al

dispositivo

utilizado

para

la

descomposición mediante corriente eléctrica de sustancias ionizadas denominadas electrolitos. Los electrolitos pueden ser ácidos, bases o sales. Al proceso de disociación o descomposición realizado en la celda electrolítica se le llama electrólisis.

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En la electrólisis se pueden distinguir tres fases:



Ionización - Es una fase previa antes de la aplicación de la corriente y para efectuar la sustancia a descomponer ha de estar ionizada, lo que se consigue disolviéndola o fundiéndola.



Orientación - En esta fase, una vez aplicada la corriente los  iones se dirigen, según su carga eléctrica, hacia los polos (+) ó (-) correspondiente



Descarga - Los iones negativos o aniones ceden electrones al ánodo (-) y los iones positivos o cationes toman electrones del cátodo (+).

Para que los iones tengan bastante movilidad, la electrólisis se suele llevar a cabo en disolución o en sales. Salvo en casos como la síntesis directa del hipoclorito sódico los electrodos se separan por un diafragma para evitar la reacción de los productos formados.

PRODUCTOS DE LA ELECTRÓLISIS - LEYES DE FARADAY Para calcular la cantidad de producto formado por el pasaje de una dada cantidad de electricidad se emplean las leyes de Faraday. Estas establecen una relación precisa entre la cantidad de cambio químico producido por la energía eléctrica y la cantidad de esta última empleada para tal fin.

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• Primera Ley: la masa de

un elemento depositada en un electrodo es

proporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la solución del electrolito o del electrolito fundido:  = .

(1)

Dónde: m = masa depositada, ε = equivalente electroquímico y q = cantidad de carga o de electricidad. Como la cantidad de electricidad es: q = i.t, la expresión anterior (1) puede escribirse también como:  = ..  (2)

Dónde: i = intensidad de corriente eléctrica y t = tiempo de pasaje de la corriente eléctrica. La intensidad de corriente (i) es la cantidad de carga eléctrica (q) que circula por un conductor en la unidad de tiempo (t), es decir: i = q/t . Se expresa en Amperes (A), cuando el tiempo se mide en segundos (s) y la cantidad de carga eléctrica (q) que pasa por el conductor se mide en Coulombs (C). (Unidades: A = C/s). ε (equivalente electroquímico) es la masa de un elemento depositada en el electrodo por el pasaje de un coulomb de carga. ε=





=  

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 V. PROCEDIMIENTOS PARTES ELEMENTALES DE UNA CELDA ELECTROLÍTICA Para entender el funcionamiento de una celda electrolítica hay que identificar sus partes y que ocurre en cada una de ellas.

Celda o cuba electrolítica: Es el recipiente donde se lleva a cabo el proceso de electrólisis

Electrolito: Sustancia capaz de descomponerse al estar en contacto con la corriente eléctrica. Usualmente son sustancias iónicas, así como sales, ácidos y bases que se disocian en iones al estar en solución o fundidos.

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Electrodo:  Son barras o placas generalmente metálicas que al estar en contacto con el electrolito, logran que éste entre en reacción, puesto que actúan como conductores de la energía de una batería. Pueden ser activos cuando además de conducir corriente eléctrica son parte del proceso y reaccionan con el electrólito, tal es el caso del Zinc, Cobre, Plata, etc. También pueden ser inertes si su única función es conducir la corriente, sin sufrir cambios químicos, como el caso del grafito. En función del proceso desarrollado en él, un electrodo puede ser un cátodo si lleva electrones a la solución y es donde ocurre la reducción; o un ánodo si es donde ocurre la oxidación.

Fuente de energía:  puede tratarse de una batería o pila que suministre una corriente eléctrica al sistema. 

Según la ley de Faraday para la electrólisis.

La masa de un elemento depositado o disuelto en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que circuló en la celda. Se puede expresar mediante la igualdad ∗ 

=

∗ 

Donde I= Intensidad de Corriente Eléctrica (En Amperios o Culombio/segundo) T= tiempo (segundos)

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F= Constante de Faraday (96485 C/mol) m= masa depositada v= valencia M= Masa molar Esta relación nos permite predecir de forma aproximada la masa que se depositaría al realizar un proceso electrolítico, dependiendo del amperaje suministrado.

Por ejemplo: Se hace pasar una corriente de 0.5 A durante 2 horas, a través de 1 litro de disolución de nitrato de plata 0.1 M. Una vez finalizada la electrolisis y  sabiendo que la masa atómica de la plata es igual a 107.9 g/mol. Determine la masa de plata depositada en el cátodo.

SOLUCIÓN La cantidad de plata depositada por esa corriente de 0,5 A durante 2 horas se calcula aplicando las Leyes de Faraday al proceso de reducción de la plata: Ag+ + 1 e-  Ag en el cual la valencia es 1 ∗ 

=

∗ 

Despejando m (masa depositada) ( ∗ ) ∗

=

107.9 /(0.5  ∗ 2(3600 )) 96485 / ∗ 1

=    

4.026  =    

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 VI. ANÁLISIS Y COMENTARIO DE RESULTADOS APLICACIONES DE LAS CELDAS ELECTROLÍTICAS Sucede muchas veces que los electrodos por si mismos participan en el proceso de electrolisis, por ejemplo cuando las disoluciones acuosas se electrolizan utilizando electrodos de metal, el electrodo puede oxidarse si su potencial de oxidación es mayor que el del agua.

LA ELECTROMETALURGIA Se refiere al empleo de los métodos de electrolisis para obtener el metal puro a partir de cualquiera de sus compuestos o de la purificación de una forma bruta de metal. Los procedimientos electrometalúrgicos se pueden diferenciar a grandes rasgos de acuerdo a que la electrólisis se aplique a una sal fundida o a una disolución acuosa. Los métodos electrolíticos son importantes para obtener los metales más activos, como sodio, magnesio y aluminio. Estos metales no se pueden obtener de soluciones acuosas porque el agua se reduce con más facilidad que los iones metálicos.

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ELECTROMETALURGIA DEL SODIO En la preparación comercial de sodio, se electroliza NaCl fundido en una celda de diseño especial llamada celda de Downs (ver anexo 1) . Se agrega cloruro de calcio (CaCl 2) para mover el punto de fusión del NaCl, del punto de fusión normal de 804°C, a alrededor de 600°C. Se impide que el Na (l) y el Cl2(g) producidos en la electrólisis entren en contacto y formen de nuevo NaCl. Además, es necesario evitar que el Na tenga contacto con oxígeno porque el metal se oxidaría rápidamente en las condiciones de alta temperatura de la reacción de la celda.

ELECTROMETALURGIA DEL ALUMINIO El proceso electrolítico que se utiliza en escala comercial para producir aluminio se conoce como proceso Hall, así llamado en honor a su inventor, Charles M. Hall. El Al 2O3 purificado se disuelve en criolita fundida (Na 3AlF6), que tiene un punto de fusión de 1012°C y es un eficaz conductor de la corriente eléctrica. (En el anexo 2 se muestra un diagrama esquemático de la celda de electrólisis). Se emplean barras de grafito como ánodos, las cuales se consumen en el proceso electrolítico. Las reacciones de electrodo son las siguientes: Ánodo: C(s ) + 2O2(l) —: CO2( g ) +4e- [23.17] Cátodo: 3e-+ Al3+(l ) —:Al(l )

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ELECTRORREFINACIÓN DEL COBRE El cobre se purifica por electrólisis. Grandes planchas de cobre crudo sirven como ánodos de la celda, en tanto que los cátodos son láminas delgadas de cobre puro.(Ver anexo 3) El electrólito es una disolución ácida de CuSO 4. La aplicación de un voltaje apropiado a los electrodos provoca la oxidación del cobre metálico del ánodo y la reducción del Cu 2+  para formar cobre metálico en el cátodo. Esta estrategia es factible porque el cobre se oxida y se reduce con más facilidad que

el agua. La facilidad relativa de reducción del Cu 2+  y del

agua se aprecia al comparar sus potenciales estándar de reducción: Cu+2(ac ) + 2e- Cu(s )

E °red=+0.34 V

2H2O(l ) + 2e- —:H2( g ) + 2OH(ac )

E °red=-0.83 V

Las impurezas del ánodo de cobre incluyen plomo, zinc, níquel, arsénico, selenio, telurio y varios metales preciosos, entre ellos oro y plata. Las impurezas metálicas, más activas que el cobre, se oxidan fácilmente en el ánodo, pero no se depositan en el cátodo porque sus potenciales de reducción son más negativos que el del Cu +2. En cambio, los metales menos activos no se oxidan en el ánodo, sino que se acumulan debajo del ánodo en forma de lodos que se recogen y se tratan para recuperar los metales valiosos.

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 VII.BIBLIOGRAFÍA 

BROWN, Theodore L.; LeMAY JR. H. Eugene; BURSTEN, Bruce; MURPHY, Catherine. “QUÍMICA, LA CIENCIA CENTRAL” . 12° Edición. PEARSON EDUCATION, México 2014.

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CHANG, Raymond. ''QUÍMICA''. 10° Edición. MCGRAW HILL. México 2014.

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Petrucci, Ralph. “QUÍMICA GENERAL”. 10ª Ed. PEARSON EDUCATION, Madrid 2011 

REFERENCIAS EN LÍNEA

ELECTROQUÍMICA III: CELDAS ELECTROLÍTICAS- ELECTRÓLISIS- LEYES DE FARADAY . Departamento de Química. Facultad de Ciencias Exactas. Universidad Nacional de La Plata, Argentina. (Actualizado al 18 de junio de 2014) http://catedras.quimica.unlp.edu.ar/correlacion/TP/25Electro3Faraday.pdf

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 VIII. ANEXOS Anexo 1: Celda de Down para la electrometalurgia del Sodio

Anexo 2: Celda electrolítica del proceso Hall para obtención del aluminio

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Anexo 3: Celda electrolítica para la refinación del cobre

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