APLICACIÓ ESTEQUIOMÈTRICA LLEIS DE FARADAY

L'aspecte quantitatiu de l'electròlisi és directe: el nombre d emols i, per tant., la massa de substància que s'oxida o es redueix en un elèctrode està relacionat amb la quantitat d'electricitat que ha ciculat per la cel·la per l'estequiometria de la reacció que té lloc en aquest elèctrode.

   
la qual cosa significa que, per cada mol de M dipositat, circularan x mols d'electrons. Si fem cirucular una càrrega Q, es dipositarà una massa m del metall.

Vegem en un exemple com es calcula aquesta massa:

S'han connectat en sèrie dues cel·les electrolítiques que contenen solucions aquoses d'una sal d'Ag⁺ i una altra de Fe⁺³. Calcula les masses d'argent i de de ferro que s'hi dipositaran per electròlisi amb un corrent d'1,5 A durant 3 minuts.

Les semirreaccions de reducció que es produeixen en el càtode són:

 

Com que estan connectades en sèrie, per les dues cel·les passarà la mateixa càrrega:

Apliquem factors de conversió per tal de determinar la massa de cada metall dipositada en cada càtode:

ACTIVITAT:

Calcula la massa de coure que s'obté en passar un corrent d'intensitat 6 A durant 1 hora i 30 minuts per una cel·la electrolítica que conté una solució de sulfat d ecoure (II)

OBTENCIÓ DE CLOR PER ELECTRÒLISI

Una de les aplicacions més importants de l'electròlisi és l'obtenció de clor i de sodi per electròlisi.
Ací teniu un enllaç on podeu llegir un document interessant sobre l'electròlisi del Clorur de sodi per l'obtenció de clor.
 
Electròlisi del clorur sòdic.

També podeu veure de manera molt més senzilla les reaccions que tenen lloc en el procés electrolític del clorur de sodi en el següent enllaç: 

Electròlisi 

REACCIONS REDOX EN UNA PILA ALCALINA

LES REACCIONS REDOX IMPLICADES EN UNA PILA ALCALINA.

Les piles alcalines, o també anomenades de tipus Mallory, són probablement les més utilitzades en l’actualitat, a pesar que estan sent desplaçades en molts aparells electrònics (telèfons mòbils, cambres, reproductors de música i vídeo…) per les bateries recarregables. Qui no recorda al conillet de Duracell i al conegut eslògan “i duren, i duren, i duren…”?

Doncs bé, una pila alcalina es fonamenta en la reacció d’oxidació reducció que es dóna entre el zinc metàl·lic i el diòxid de manganés al mig bàsic (d’ací el nom d’alcalina). Com a electròlit conté hidròxid de potassi, KOH, que és el que aporta el medi bàsic requerit per la reacció i la migració de la qual evita la polarització de la pila (recorda que era necessari un electròlit dins del pont salí per al funcionament de qualsevol cel·la electroquímica).

En l’ànode, és a dir, en l’elèctrode de polaritat negativa, es produïx l’oxidació del Zn polvoritzat, mentre que en el càtode, és a dir, en l’elèctrode de polaritat positiva, es produïx la reducció de l’òxid de manganés (IV), MnO₂, (que actua com a oxidant) per a donar òxid de manganés (III), Mn₂O₃. Les semirreacciones que es produïxen són les següents:

Com veus, són unes semirreacciones més complicades que les que hem vist en l’ajust de reaccions d’oxidació-reducció del temari. Ni tan sols les semirreacciones indicades descriuen per complet el procés real, són una simplificació del mateix, que transcorre en diverses etapes amb formació de distints compostos intermedis. A més, les semirreacciones no transcorren, com hem vist, en dissolució. En una pila alcalina, l’ànode està format per zinc polvoritzat, i el càtode és una barra d’acer rodejada d’una pasta espessa i negrosa de MnO₂, KOH i aigua.

Es produïxen multitud de reaccions paral·leles en funció de les condicions de l’entorn. Per exemple, la reacció de producció d’hidrogen. Has vist alguna vegada una pila alcalina inflada com un globus, com a punt d’explotar?. Es deu a la següent reacció secundària:

que produïx hidrogen gasós i la fa inflar-se.

El procés global d’una pila alcalina es pot escriure com:

Ací tens una fotografia on es mostren l’ànode (la carcassa exterior) i el càtode (el cilindre central):