BAC2 - Química

Electrólise é un proceso físico-químico que utiliza a enerxia eléctrica dunha fonte calquera (como pila ou batería) para forzar a ocorrencia dunha reacción química. Adoita ser empregada na industria para a produción de substancias que non poden ser encontradas na natureza ou que non son encontradas en gran cantidade.

Polo tanto, electrólise é todo proceso químico non espontáneo provocado por unha corrente eléctrica. 

Durante a electrólise, un catión sofre redución no cátodo, e un anión sofre oxidación no ánodo. Iso acontece por medio da descarga eléctrica fornecida por unha fonte externa. Así, temos na electrólise unha reacción de oxidación e redución non espontânea, xusto o contrario do que acontece na pilas.

Existen dous tipos de electrólise: electrólise ígnea (ou de sales fundidos) e electrólise acuosa. A diferenza entre elas é que a primeira ocorre coa substancia iónica en estado líquido e a segunda co composto iónico disolto en auga.

A electrólise ten unha enorme importancia práctica. Ten grande utilidade na industria, na produción de muitas substancias, metais alcalinos (p. ex. electrólise ígnea de NaCl para a obtención de sodio), alcalino-terrosos, gas hidróxeno ou gas cloro.

A electrólise é moi utilizada na galvanoplastia, isto é, no recubrimento de obxectos cunha fina capa de metal. Os catións metálicos, após a súa redución, fican adheridos no cátodo, o que provoca a formación desa capa de metal. Por exemplo:

Niquelado: recubrimento dun obxecto con níquel.
Cromado: recubrimento dun obxecto con cromo.

Podemos calcular de xeito sinxelo a cantidade de metal depositada no cátodo nunha electrólise. Tamén, e de xeito análogo, podemos calcular a cantidade dun gas liberado no ánodo. Vexamos un exemplo:

1. Faise pasar durante 2,5 horas unha corrente de 2,0 A a través dunha cela electroquímica que contén unha disolución de SnI₂.Dato: Cte. de Faraday = 96500 C.

a) Calcula a masa de estaño metálico depositada no cátodo.

Nunha disolución de SnI₂, o composto iónico estará disociado nos seus ións:

${\mathrm{SnI}}_2 \to {\mathrm{Sn}}^{2+} +2 {\mathrm{I}}^{-}$

Se temos o tempo e a intensidade da corrente aplicada, podemos calcular a carga eléctrica que se fixo pasar pola disolución de ioduro de estaño (II):

$Q = I\times t = 2 A \times 2,5h\times \frac{3,6\times {10}^3 s}{1h} = 1,8\times {10}^4 C$

Temos como dato a constante de Faraday, que non é outra cousa que a cantidade de carga eléctrica que hai nun mol de electróns, así que podemos saber cantos electróns se mobilizaron coa cantidade de carga aplicada:

$1,8 \times {10}^4 C \times \frac{1 mol de e^{-}}{9,65\times {10}^4 C} = 0,19 mol de e^{-}$

Da que sabemos cantos moles de electróns tomaron parte do proceso, podemos calcular a cantidade de estaño depositada no cátodo:

$0,19 mol de e^{-}\times \frac{1 mol de Sn}{2 mol de e^{-} }\times \frac{119 g}{1 mol de Sn}=11 g de Sn$

Unha aclaración sobre este cálculo. O 1º factor de conversión empregado, $\frac{1 mol de Sn}{2 mol de e^{-}}$, resulta de termos en conta que na disolución temos Sn²⁺, polo que:

${\mathrm{Sn}}_{\left(\mathrm{aq}\right)}^{2+} + 2 {\mathrm{e}}^{-} \to {\mathrm{Sn}}_{\left(\mathrm{s}\right)}$, así que para formar un mol de estaño precisamos 2 moles de electróns. Obviamente, se tivésemos outro metal con distinto número de oxidación, esta relación varía. Así, por exemplo para o Fe³⁺, precisariamos 3 moles de electróns para formar un mol de ferro ou para o Cu⁺, sería preciso un mol de electróns para obtermos un mol de cobre.

A constante de Faraday é un dato do problema, non hai que sabela. O seu valor provén de multiplicar a carga eléctrica dun electrón polo número de Avogadro, por iso representa a cantidade de carga eléctrica dun mol de electróns.