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Resumen: Celdas Electrolíticas: Resumen de Estudio · Formatom
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Celdas Electrolíticas: Resumen de Estudio
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Celdas Electrolíticas
1. Idea central
Una
celda electrolítica
es el recipiente donde se hace la
electrólisis
.
Electrólisis:
partir sustancias usando electricidad (
electro
= electricidad,
lisis
= romper).
Sin enchufe no pasa nada. Con enchufe, la química obedece.
2. Analogía: la bomba de agua
Lo que baja solo =
reacción espontánea
.
Subir el agua al tinaco =
reacción no espontánea
, la que necesita energía de afuera para ocurrir.
La bomba con su luz =
fuente de poder
, la pila o batería que empuja electrones.
3. Partes y palabras clave
Celda electrolítica:
recipiente con tres cosas: fuente de poder, dos electrodos y un líquido con iones.
Electrodo:
varilla o placa de metal o grafito que mete o saca electrones.
Ánodo (+):
electrodo donde ocurre la
oxidación
. Está conectado al + de la batería.
Cátodo (-):
electrodo donde ocurre la
reducción
. Está conectado al - de la batería.
Electrolito:
líquido con iones libres que conduce la electricidad. Puede ser sal derretida o sal disuelta en agua.
Ion:
átomo con carga.
Catión:
ion positivo, como
N
a
+
Na^+
N
a
+
.
Anión:
ion negativo, como
C
l
−
Cl^-
C
l
−
.
Oxidación:
perder electrones.
Reducción:
ganar electrones.
Truco
AnOx CatRed
: en el Ánodo ocurre la Oxidación y en el Cátodo la Reducción.
Qué hace cada pieza
Fuente de poder:
empuja electrones, como la batería de tu celular.
Cátodo (-):
regala electrones a los cationes, como repartir galletas.
Ánodo (+):
quita electrones a los aniones, como recoger boletos.
Electrolito:
deja que los iones viajen, como una alberca donde nadan.
4. ¿Cómo funciona? Paso a paso
Conectas:
un electrodo queda + y se vuelve ánodo, y el otro queda - y se vuelve cátodo.
Los iones caminan por atracción de contrarios:
Cationes como
N
a
+
Na^+
N
a
+
van al cátodo (-).
Aniones como
C
l
−
Cl^-
C
l
−
van al ánodo (+).
Ocurre el intercambio:
En el
cátodo
hay exceso de
e
−
e^-
, el catión gana
→
.
5. Ejemplo esencial:
N
a
C
l
NaCl
N
a
C
l
fundido
Solo hay
N
a
+
Na^+
N
a
+
y
C
l
−
Cl^-
C
l
−
, sin agua que estorbe. Si la sal estuviera sólida, los iones no se moverían.
Disociación:
N
a
C
l
(
l
)
→
N
a
+
+
C
l
−
NaCl(l) → Na^+ + Cl^-
N
a
C
6. En resumen para el examen
La celda electrolítica usa electricidad externa para obligar una reacción no espontánea.
Ánodo es + y oxida (quita
e
−
e^-
e
−
), cátodo es - y reduce (da
e
−
e^-
e
−
).
Cationes como
N
a
+
Na^+
N
a
+
van al cátodo y aniones como
van al ánodo.
Comentarios
Aún no hay comentarios.
e
−
e
−
e^-
e
−
reducción
En el
ánodo
faltan
e
−
e^-
e
−
, el anión pierde
e
−
e^-
e
−
→
oxidación
.
Nacen productos nuevos:
el ion transformado se vuelve sustancia neutra que se pega al electrodo, sale como gas o queda como líquido nuevo.
l
(
l
)
→
N
a
+
+
C
l
−
Cátodo (-), reducción:
N
a
+
+
e
−
→
N
a
(
l
)
Na^+ + e^- → Na(l)
N
a
+
+
e
−
→
N
a
(
l
)
→ se forma sodio metálico líquido.
Ánodo (+), oxidación:
2
C
l
−
→
C
l
2
(
g
)
+
2
e
−
2Cl^- → Cl_2(g) + 2e^-
2
C
l
−
→
C
l
2
(
g
)
+
2
e
−
→ se forma gas cloro. Lleva 2 porque se necesitan dos átomos para
C
l
2
Cl_2
C
l
2
.
Reacción total, se cancelan los
e
−
e^-
e
−
:
2
N
a
C
l
(
l
)
→
2
N
a
(
l
)
+
C
l
2
(
g
)
2NaCl(l) → 2Na(l) + Cl_2(g)
2
N
a
C
l
(
l
)
→
2
N
a
(
l
)
+
C
l
2
(
g
)
Esta transformación sola jamás ocurriría sin electricidad.
C
l
−
Cl^-
C
l
−
El electrolito debe tener iones libres, derretidos o disueltos, para conducir la corriente.
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