Electrolisis y Pilas

Las Pilas Electroquímicas

Las reacción redox que ocurren espontáneamente son conocidas como pilas. Las Pilas Electroquímicas, también llamadas celdas galvánicas es un dispositivo experimental para generar electricidad mediante una reacción redox espontánea. (Se le llama así en honor de los científicos Luigi Galvani y Alessandro Volta, quienes fabricaron las primeras celdas de este tipo).

En una celda el agente reductor pierde electrones por tanto se oxida, en donde el electrodo en donde sucede esta reducción de electrones (oxidación)  se llama ánodo. En el otro electrodo la sustancia oxidante gana electrones y por tanto se reduce, en este  electrodo en donde se gana electrones (reducción) se llama cátodo.

La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque hay una diferencia de energía potencial entre los electrodos.

Una celda voltaica aprovecha la electricidad de la reacción química espontánea para encender una lamparita, es decir, convierte energía potencial química en energía eléctrica. Las tiras de Zinc y Cobre, dentro de disoluciones de ácido sulfúrico diluido y sulfato de cobre respectivamente, actúan como electrodos (el derecho actúa como cátodo y el izquierdo como ánodo). El puente salino (en este caso cloruro de potasio) permite a los electrones fluir entre las cubetas sin que se mezclen las disoluciones. Cuando el circuito entre los dos sistemas se completa (como se muestra a la derecha), la reacción genera una corriente eléctrica.

El metal de la tira de zinc se consume (oxidación) y la tira desaparece. La tira de cobre crece al reaccionar los electrones con la disolución de sulfato de cobre para producir metal adicional (reducción). Si se sustituye la lamparita por una batería la reacción de una se invertirá, creando una celda electrolítica, convirtiendo energía eléctrica en energía potencial química.

Electrolisis

A diferencia de las reacciones redox espontáneas, que convierten la energía química en energía eléctrica, en la electrólisis se utiliza la energía eléctrica para inducir una reacción química no espontánea. Este proceso se lleva a cabo en un dispositivo que se conoce como celda electrolítica. La electrólisis es el proceso que separa los elementos de un compuesto por medio de la electricidad. En ella ocurre la captura de electrones por los cationes en el cátodo (una reducción) y la liberación de electrones por los aniones en el ánodo (una oxidación).

Originalmente Faraday desarrolló el tratamiento cuantitativo de la electrólisis. Él observó que la masa del producto formado (o de reactivo consumido) en un electrodo era proporcional a la cantidad de electricidad transferida al electrodo y a la masa molar de la sustancia en cuestión. Por ejemplo, en la electrólisis de NaCl fundido, la reacción en el cátodo indica que se produce un átomo de Na cuando un ion Na⁺ acepta un electrón del electrodo. Para reducir un mol de iones Na⁺ debemos suministrar un número de Avogadro (6.02 × 1023) de electrones al cátodo. Por otra parte, la estequiometria de la reacción en el ánodo muestra que la oxidación de dos iones Cl– genera una molécula de cloro.

 Ahora  veremos breves ejemplos basados en este principio.

Ø  Electrólisis del agua

Si el agua no es destilada, la electrólisis no sólo separa el oxígeno y el hidrógeno, sino los demás componentes que estén presentes como sales, metales y algunos otros minerales (lo que hace que el agua conduzca la electricidad no es el puro H₂O, sino que son los minerales. Si el agua estuviera destilada y fuera 100 % pura, no tendría conductividad).

 El agua contenida en un vaso en condiciones atmosféricas (1 atm y 25°C) no se descompone de manera espontánea en hidrógeno y oxígeno gaseoso porque el cambio de energía libre estándar de la reacción es una cantidad positiva grande: 2H₂O(l)      2H₂(g) + O₂(g).

Sin embargo, esta reacción se puede inducir en una celda. Esta celda electrolítica está formada por un par de electrodos de un metal inerte, como el platino, sumergidos en agua. Cuando los electrodos se conectan a la batería no sucede nada, porque en el agua pura no hay suficientes iones para que lleven una buena cantidad de corriente eléctrica. (Recuerde que a 25°C, en el agua pura sólo hay 1 × 10–7 M de iones H+ y 1 × 10^–7M de iones OH^–.) Por otro lado, la reacción se llevará a cabo rápidamente en una disolución de H2So4 0.1 M porque tiene suficiente cantidad de iones para conducir la electricidad. De inmediato empiezan a aparecer burbujas de gas en los dos electrodos.

Ø  Electrólisis del cloruro de sodio fundido

En su fase fundida, el cloruro de sodio (un compuesto iónico) se puede electrolizar para formar sodio metálico y cloro. En el NaCl fundido, los cationes y los aniones son los iones Na⁺ y Cl^–, respectivamente. La celda electrolítica contiene un par de electrodos conectados a una batería. Ésta funciona como una “bomba de electrones” que los lleva hacia el cátodo, donde se efectúa la reducción y los retira del ánodo, donde se realiza la oxidación. Las reacciones en los electrodos son:

Ánodo (oxidación):       2Cl^–(l) Cl2(g) + 2e^–

Cátodo (reducción):      2Na⁺(l) + 2e^–   2Na(l)

Reacción global:         2Na⁺(l) + 2Cl^–(l)   2Na(l) + Cl2(g)

 

Ø  Diferencia entre una Electrolisis y las reacciones Redox Espontaneas

Cuando un proceso redox no es espontaneo, puede ser forzado mediante la aplicación de un proceso llamado electrolisis. El recipiente en el que se realiza el proceso recibe el nombre de celda electrolítica, que está compuesta por dos electrodos de un metal conductor sólido, generalmente un metal o grafito; uno se llama cátodo y en este se da lugar a la reducción, mientras que el otro se llama ánodo y  en este tiene lugar la oxidación. El cátodo se conecta al polo (-) de una fuente de corriente continua y el ánodo al (+). Los dos electrodos se sumergen en el electrolito que es un conductor iónico, generalmente una disolución acuosa de iones o una fundida.

Mientas que la reacciones espontaneas ocurren en una celda galvánica o pila, lo que la diferencia de la celda electrolítica es en los procesos de reducción y de oxidación deben separarse para evitar la reacción directa. Las disoluciones se unen mediante un puente salino que contiene una disolución conductora como KNO₃(aq) o Na₂SO₄(aq) y que permite cerrar el circuito eléctrico. Al igual que en la celda electrolítica, los electrones salen del ánodo, donde se produce la oxidación y que en una  pila es el polo (-) y llegan al cátodo, donde se produce la reacción y en una pila es el polo (+).