Aplicacions reaccions redox

Unitat 9. Aplicacions de les reaccions redox
Electròlisi
• Electròlits: substàncies que en dissolució condueixen el corrent elèctric. Ex:
àcids, bases i sals.
La conducció en una dissolució es produeix per la presència i la mobilitat
dels ions (necessiten una diferència de potencial)
El corrent elèctric en metalls és el moviment dels electrons, per tant, si
apliquem una diferència de potencial auna dissolució d’electròlits es produeix
una reacció redox (reacció de transferència d’electrons)
• ànode: elèctrode on es produeix la oxidació, té càrrega positiva.
• càtode: elèctrode on es produeix la reducció, té càrrega negativa.
• Els ions es dirigeixen cap a l’elèctrode de signe contrari:
anions cap a l’ànode
cations cap al càtode

ddp

_

+

càtode

Gas Clor

ànode

Electrodes
de gràfitFormació capa
d’estany

Reducció
(càtode)

Sn+2 (aq) + 2 e- → Sn (s)

SnCl2

Oxidació
(ànode)

2 Cl-1 (aq) → Cl2 (g) + 2 eSn+2 (aq) + 2 Cl- (aq)→ Sn (s) + Cl2 (g)

Les electròlisis s’efectuen en uns aparells anomenats cel·les o cubetes electrolítiques

Lleis de Faraday
1. La massa de substància que es genera als elèctrodes d’una cel·la
electrolítica és directament proporcional a la quantitat decorrent (Q)
que hi circula.
Q: quantitat de corrent (C)
I: intensitat de corrent (A)

Q=I·t

t: temps que circula el corrent (s)
1 mol e- = 96500 C (constant de Faraday)
2. La massa de la substància que es redueix o s’oxida en un elèctrode per
una quantitat determinada de corrent està determinada per la relació
estequiomètrica entre la substància i el nombre d’electrons de la
semireaccióconsiderada.
Exemple 1 p.232

Normalment el catió es redueix al càtode i l’anió a l’ànode.
Dissolució aquosa de clorur de sodi
Obtenim: hidrogen i clor

L’aigua es redueix més
fàcilment que els cations
sodi

No: sodi i clor

2 NaCl (aq) + 2 H2O (l) → 2 NaOH (aq) + Cl2 (g) +H2 (g)
Si es manté en contacte
2 NaOH (aq) + Cl2 (g) → NaClO (aq) + NaCl (aq) + H2O (l)
lleixiu
o
Cl2 (g) + H2 (g) → 2 HCl (g)

Reaccióexplosiva

Electròlisi de l’aigua
L’aigua no condueix el corrent elèctric, per fer l’electròlisi cal afegir
algun electròlit (àcid sulfúric o base)

Ànode (+):

2 H2O → O2 + 4 H+ + 4 e -

Càtode (-):

2 H+ + 2 e- → H2
En medi bàsic

Ànode (+):

4 OH- → O2 + 2 H2O + 4 e-

Càtode (-):

2 H+ + 2 e - → H2

Aplicacions de l’electròlisi
• Recobrir la superfície d’un metall (galvanització): evital’oxidació. Ex: cromar,
xapar en or,…
• Anodització: recobrir l’alumini d’òxid d’alumini per evitar corrosió.
• Refinament electrolític: per purificar o recuperar un metall.
• obtenir molts elements: metalls alcalins, alumini, clor, ...

Activitat 1, 2, 3, 4 pàg. 237

Cel·les galvàniques (generador o pila)
Aparell mitjançant el qual obtenim energia elèctrica a partir d’una reacció redox
pila
Eelèctrica

Reacció redox
electròlisi

Reacció espontània

Fe

Fe

AgNO3

t = inicial

Ag

Existeix un intercanvi
d’electrons a la làmina
de Fe.
Fe+2

t = final

No corrent elèctric

Per generar corrent elèctric les espècies implicades en l’oxidació-reducció no han
d’estar en contacte físic.
e+

Cu

Zn

Cu+2

Zn+2
SO4-

SO4-

ànode (oxidació)

càtode (reducció)

La separació física també es pot fermitjançant una membrana
PILA DANIEL

Problemes pila Daniel
↑ [Zn+2]  tamany làmina Zn (perd massa) → ↑ [cations], per tant ↑ força de repulsió.
 [Cu+2] ↑ [anions], per tant la reducció del coure més difícil.
La pila deixa de funcionar
Solució
pont salí

Cu

Zn

Zn+2

+ -

- +

Cu+2

Pont Salí
Tub en U amb una dissolució concentrada d’electròlit inert respecte el par
redox (KCl, NH4NO3,..). Als extremsdel tub es fica paper de filtre, cotó
fluix o una substància porosa.
Cations cap al càtode i anions cap al ànode per buscar la neutralitat
Tipus d’elèctrodes (depen del parell redox)
• metall i ió metàl·lic: el metall fà d’elèctrode (pila Daniel)
• dos ions en dissolució: elèctrodes inerts. Ex: grafit i platí.
• ió en dissolució i gas: elèctrode de gasos (fig.9.8 p.240)
Diagrama de pila...