18.10
La Electrólisis
En una celda galvánica, el trabajo eléctrico es hecho por un sistema redox en su entorno mientras los electrones producidos por las reacciones espontá…
Las reacciones redox espontáneas en las células voltaicas convierten la energía química en energía eléctrica. Alternativamente, la energía eléctrica externa impulsa reacciones redox no espontáneas en un proceso llamado electrólisis, que tiene lugar en una celda electrolítica. Una celda electrolítica tiene un ánodo para la oxidación y un cátodo para la reducción.
Sin embargo, a diferencia de la celda voltaica, donde el ánodo cargado negativamente es la fuente de electrones, la celda electrolítica tiene una fuente externa de electrones como una batería. La batería extrae electrones del ánodo conectado a su terminal positivo y conduce electrones hacia el cátodo, que está conectado a su terminal negativo. Por lo tanto, los electrones fluyen desde el terminal positivo al negativo de la fuente de alimentación externa.
La electrólisis se utiliza para separar compuestos iónicos en sus elementos constituyentes. En su estado fundido o acuoso, los iones constituyentes son libres de conducir la electricidad. Como el bromuro de potasio que se derrite a una temperatura de 734 grados Celsius.
Aquí, los iones de bromuro y potasio están presentes en su estado de oxidación más bajo o más alto, respectivamente. Con energía, los iones de bromuro se oxidan a gas bromo en el ánodo, y los iones de potasio se reducen a potasio sólido en el cátodo. En mezclas iónicas fundidas como el yoduro de sodio y el bromuro de potasio, los potenciales de los electrodos estándar se utilizan para predecir qué sustancia reaccionará.
Generalmente, los aniones con un potencial de electrodo más bajo se oxidan, y los cationes con un potencial de electrodo más positivo se reducen. Curiosamente, la electrólisis del bromuro de potasio acuoso produce diferentes productos a partir de sales fundidas debido a la posible electrólisis del agua. Por lo tanto, podrían producirse dos reacciones en cada electrodo;la oxidación de iones de bromuro o agua en el ánodo y la reducción de iones de potasio o agua en el cátodo.
Dado el potencial de electrodo más bajo, se favorece la oxidación de iones de bromuro a bromo, mientras que el potencial de electrodo más positivo del agua impulsa la reducción a gas hidrógeno. La estequiometría de las semirreacciones se puede utilizar para calcular la cantidad de sustancias producidas o consumidas durante la electrólisis. Por ejemplo, la electrólisis del bromuro de potasio fundido usa un electrón para formar un átomo de potasio.
Así, por cada mol de electrones o 96, 485 culombios de carga que pasan a través de la celda se produce un mol o casi 39 gramos de potasio sólido.
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Q1: How does electrolysis differ from a voltaic cell?
Electrolysis uses external electrical energy to drive nonspontaneous redox reactions, while voltaic cells convert spontaneous chemical reactions into electrical energy. In electrolysis, an external power source like a battery supplies electrons to the cathode and draws them from the anode. This reverses the natural electron flow, enabling separation of ionic compounds into their constituent elements.
Q2: What determines which ions are oxidized or reduced during electrolysis?
Standard electrode potentials predict which substance reacts during electrolysis. Anions with lower electrode potentials are oxidized at the anode, while cations with more positive electrode potentials are reduced at the cathode. In aqueous solutions, water may also participate, competing with dissolved ions based on their relative electrode potentials.
Q3: Why does electrolysis of aqueous potassium bromide produce different products than molten potassium bromide?
In molten potassium bromide, only bromide and potassium ions are present. In aqueous solution, water molecules can also be oxidized or reduced. Bromide oxidation to bromine is favored at the anode due to lower electrode potential, while water reduction to hydrogen gas is favored at the cathode, producing different products than the molten salt.
Q4: How is electrical current related to the amount of substance produced in electrolysis?
Electrical current measures the rate of electron flow in amperes (coulombs per second). The total charge transferred equals current multiplied by time. Using stoichiometry of half-reactions and Faraday's constant (96,485 coulombs per mole of electrons), you can calculate the moles of substance produced or consumed during electrolysis.
Q5: What is the role of the anode and cathode in an electrolytic cell?
The anode is connected to the positive terminal of the battery and is where oxidation occurs. The cathode is connected to the negative terminal and is where reduction occurs. The external power source draws electrons from the anode and drives them toward the cathode, forcing nonspontaneous redox reactions to proceed.
Q6: How much potassium metal is produced from electrolysis of molten potassium bromide?
One mole of electrons produces one mole of potassium atoms through reduction at the cathode. Since one mole of electrons equals 96,485 coulombs of charge, passing this amount of charge through the cell produces approximately 39 grams of solid potassium metal.
Q7: What are practical applications of electrolysis?
Electrolysis is used to separate ionic compounds into constituent elements, refine metallic ores, manufacture commodity chemicals, and electroplate metallic coatings onto objects like jewelry and utensils. Battery recharging also uses electrolysis, driving the discharge reaction in reverse to restore the battery's composition and voltage.