Electrolisis del agua

REPRESENTACIÓN Y AJUSTE DE DATOS. ELECTROLISIS DEL AGUA Y DETERMINACIÓN DEL FARADAY

















INTRODUCCIÓN
El objetivo de esta práctica es estudiar la electrolisis del agua, representando los datos experimentales obtenidos y ajustándolos a modelos matemáticos lineales, así como realizando operaciones matemáticas que permitirán obtener informaciónfísico-química, como el valor de la constante de Faraday.
FUNDAMENTO
Hay dos tipos de células electroquímicas:
Células galvánicas: generan energía eléctrica a partir de una reacción redox espontánea y en ellas el cátodo (+, electrodo en el que se produce la reducción) tiene mayor potencial que el ánodo (-, electrodo en el que se produce la oxidación). Ejemplo:

Células electrolíticas: En ellasocurre una reacción redox no espontánea utilizando corriente eléctrica de una fuente externa, por lo que se produce entonces una reacción de electrolisis. Además en una cuba electrolítica el ánodo (+) tiene mayor potencial que el cátodo (-).
Lo que pasa en estas células es que el flujo de electrones se invierte al colocar una fuente de energía eléctrica externa de corriente continuay polaridad opuesta y con un potencial mayor a la fem de la pila.
Electrolisis en disolución acuosa:
En la electrolisis de electrolitos fundidos siempre se produce la oxidación del anión y la reducción del catión. Sin embargo, si la electrolisis de las mismas sustancias se realiza en disolución acuosa la situación cambia. En general, cuando se hace pasar una continua a través de unadisolución acuosa se pueden producir varias semirreaciones. En el cátodo ocurren tres reducciones:
Un catión puede reducirse a su correspondiente átomo metálico.
Los iones H+ se pueden reducir a moléculas de H2.
Se pueden reducir moléculas de H2O formando H2 y OH-.
En el ánodo, las reacciones de oxidación más frecuentes son:
Un anión monoatómico puede oxidarse a su correspondienteátomo o molécula no metal.
Los iones OH- pueden oxidarse, formando moléculas de O2 y H2O.
Pueden oxidarse las moléculas de H2O, formando O2 Y H+.
Oxidación del electrodo metálico.
El que se produzcan unas u otras reacciones electrolíticas tiene que ver con los potenciales de reducción de las semirreacciones implicadas.
Electrolisis del agua: El agua no se descompone encondiciones normales espontáneamente porque la variación de la energía libre es muy grande. Sin embargo esta reacción puede inducirse por electrolisis en el aparato de Hofmann.
2 H2O (l) 2 H2(g) + O2(g)
Este aparato consta de dos electrodos de un metal no reactivo como el platino introducidos en agua y que se conectan a una fuente de corriente continua. Por otro lado,la reacciónse lleva a cabo fácilmente en presencia de ácido sulfírico o sulfato sódico debido a que hay suficientes iones para conducir la electricidad.
El proceso en el ánodo es: 2 H2O (l) 2 O2(g) + 4 H+(ac) + 4e- Eo=-1,23V
El proceso en el cátodo es: 2 H+(ac) + 2e- H2 Eo=0,00V
Aspectoscuantitativos de la electrolisis. Leyes de Faraday
1ª Ley de Faraday: El peso de una sustancia depositada o descpmpuesta en un electrodo es proporcional a la intensidad de corriente y al tiempo que esta circula.

2ª Ley de Faraday: El peso de una sustancia depositada por una carga dada es proporcional a M/z, donde M es la masa molar de la sustancia y z es la carga del ion que deposita.También hay que destacar que la carga que pasa por el circuito se calcula de la siguiente forma: Q(C)=I(A) x t(s).
Determinación del Faraday: Lo calcularemos con los datos obtenidos en la electrolisis del ácido sulfúrico diluido donde se libera hidrógeno en el cátodo y oxígeno en el ánodo, con una relación de volúmenes 2:1. La fórmula que no ayudará a calcularlo es la siguiente:...