Electrólisis: Resumen de Estudio

1. Idea central

• La electrólisis es usar electricidad para obligar una reacción química que no ocurriría sola.
• Es una reacción de óxido-reducción, o sea, un intercambio de electrones.
• Tú aportas energía eléctrica y obtienes sustancias separadas o transformadas.
• Piensa en empujar un carrito cuesta arriba: solo no sube, pero con tu fuerza sí.

2. Lo que necesitas: celda electrolítica

• Electrolito: líquido que conduce electricidad porque contiene iones libres.
• Electrodos: dos placas o barras conductoras sumergidas, entrada y salida de electrones.
• Fuente de poder: batería que empuja los electrones.

Ánodo (+) vs Cátodo (-)

• Ánodo (+): conectado al polo positivo, atrae aniones negativos como Cl-. Ocurre oxidación: perder electrones. Ej: 2Cl- -> Cl2 + 2e-
• Cátodo (-): conectado al polo negativo, atrae cationes positivos como Cu2+. Ocurre reducción: ganar electrones. Ej: Cu2+ + 2e- -> Cu
• Truco para memorizar: AN-OX y CAT-RED.

3. Cómo funciona paso a paso

1. Conectas la batería: el ánodo queda positivo y el cátodo negativo.
2. Los iones caminan: aniones al ánodo, cationes al cátodo.
3. Intercambio en el ánodo: el anión suelta electrones, se oxida.
4. Viaje y entrega en el cátodo: esos electrones viajan por el cable y los toma el catión, se reduce.
5. Aparecen productos nuevos: gas, metal sólido o nueva solución.

4. Qué productos vas a obtener

Caso 1: Sal fundida, sin agua. Es el caso fácil, sin competencia.

• Cátodo: el catión se convierte en metal.
• Ánodo: el anión se convierte en no metal.
• Ejemplo NaCl fundido:
  • Cátodo: Na+ + e- -> Na
  • Ánodo: 2Cl- -> Cl2 + 2e-
  • Global: 2Na+ + 2Cl- -> 2Na + Cl2

Caso 2: Solución acuosa, con agua. El agua compite.

• En el cátodo:
  • Si el catión es de metal muy activo como Na+, K+, Ca2+, Al3+: no sale metal, se reduce el agua y sale hidrógeno: 2H2O + 2e- -> H2 + 2OH-
  • Si es de metal poco activo como Cu2+, Ag+, Ni2+: sí sale metal.
• En el ánodo:
  • Si hay anión simple y concentrado como Cl-, Br-: sale gas halógeno como Cl2.
  • Si no, se oxida el agua y sale oxígeno: 2H2O -> O2 + 4H+ + 4e-
• Ejemplo famoso, electrólisis del agua:
  • Cátodo: 2H2O + 2e- -> H2 + 2OH-
  • Ánodo: 2H2O -> O2 + 4H+ + 4e-
  • Global: 2H2O -> 2H2 + O2
  • Salen 2 volúmenes de H2 por cada 1 volumen de O2.

5. Cuánto producto sale: Leyes de Faraday

• La cantidad de producto depende de la carga total: Q = I x t
  • Q es carga en culombios (C), I es corriente en amperios (A), t es tiempo en segundos (s).
• Un mol de electrones lleva carga fija, constante de Faraday: F = 96500 C/mol.
• Moles de electrones: n(e-) = Q / F.
• Fórmula estrella para masa depositada: m = M x I x t / (n x F)
  • m es masa obtenida, M es masa molar, n es electrones por ion, ej. n = 2 para Cu2+ + 2e- -> Cu.
• Recuerda: pasa siempre el tiempo a segundos porque 1 A = 1 C/s.

6. Ejemplo exprés

• Corriente de 2 A durante 30 min en CuSO4, M Cu = 63,5 g/mol, n = 2.
• t = 30 x 60 = 1800 s
• Q = 2 x 1800 = 3600 C
• n(e-) = 3600 / 96500 = 0,0373 mol
• n(Cu) = 0,0373 / 2 = 0,01865 mol
• m = 0,01865 x 63,5 = 1,18 g de cobre en el cátodo.

7. Para qué sirve

• Obtener metales: aluminio de alúmina, sodio y magnesio de sales fundidas.
• Purificar cobre: cobre sucio se disuelve en el ánodo y cobre puro se deposita en el cátodo.
• Recubrir objetos: galvanizado o electrochapado con cromo, plata u oro para proteger y embellecer.
• Fabricar químicos: H2, O2, Cl2 y NaOH desde agua y salmuera.

8. Checklist para el examen

• Aniones al ánodo (+) a oxidarse, cationes al cátodo (-) a reducirse.
• En sales fundidas: metal puro y no metal. En agua: puede salir H2 u O2 por competencia.
• Manda la carga Q = I x t y aplica m = M x I x t / (n x F).