4. Procesos electrolíticos

En las cubas electrolíticas se producen reacciones redox no espontáneas. La energía necesaria se aporta en forma de energía eléctrica. Es decir, se trata del proceso inverso de las pilas electroquímicas.

En la tabla puedes ver la comparación de las características de una pila y de una cuba electrolítica:

Pila voltaica Cuba electrolítica
La reacción redox es espontánea La reacción redox no espontánea
La reacción química produce una corriente eléctrica La corriente eléctrica produce una reacción química
Se convierte la energía química en eléctrica Se convierte la energía eléctrica en química
El ánodo es el polo negativo
El cátodo es el polo positivo
El ánodo es el polo positivo
El cátodo es el polo negativo
Hay dos electrolitos Hay un solo electrolito

Uno de los procesos electrolíticos más conocidos es la descomposición del agua en sus elementos. Para ello, se añade un poco de ácido sulfúrico al agua para que conduzca la corriente eléctrica, y se hace el montaje de la figura. Fíjate en que el volumen de H2 desprendido es el doble que el de O2, con lo que se demuestra la composición de la molécula de agua (doble cantidad de sustancia de un elemento que del otro).



Imagen 12 Campillo, Uso educativo Vídeo 2 Fqmanuel, Uso libre

Electrolisis del NaCl fundido

En el cátodo, que en la cuba es el polo negativo, se produce la reducción del Na+ a Na(s), y en el ánodo, el polo positivo en la cuba, la oxidación del Cl- a cloro gas. Esta reacción no es espontánea, ya que a la temperatura de la experiencia (600 ºC) ΔG tiene un valor de 323 kJ/mol, energía que se debe suministrar por medio de la corriente eléctrica si se quiere descomponer 1 mol de NaCl. Como los productos obtenidos, Na(s) y Cl2(g), se recombinarían espontáneamente, se deben obtener por separado.

Electrolisis del NaCl disuelto

Si se electroliza una disolución de NaCl, los productos obtenidos son distintos, como puedes ver en el vídeo, ya que además de los iones Cl- y Na+ hay también iones H+ y OH-, que intervienen en el proceso redox total.

En estos casos en los que hay varias posibilidades de reacción, se descargan en los electrodos los iones que menor energía eléctrica necesitan para hacerlo. En el caso anterior, se descargan Cl- y H+, formándose Cl2(g) y H2(g), como se comprueba experimentalmente, ya que es mas fácil reducir H+ que Na+, dados sus potenciales estándar (el potencial de reducción H+/H2 es de 0 V, mientras que el de Na+/Na es de -2,71 V).