Piles i electròlisi: oxidació, reducció i aplicacions

Conceptes bàsics de redox

® = fletxa →

• Oxidació: una substància perd electrons.
• Reducció: una substància guanya electrons.
• Oxidant: substància que arrenca electrons a una altra substància; l'oxidant es redueix perquè guanya electrons.
• Reductor: substància que cedeix electrons a una altra substància; el reductor s'oxida perquè perd electrons.

Pila Daniell

Pila Daniell

(−) ànode: oxidació
Zn_(s) → Zn²⁺_(aq) + 2e^-

(+) càtode: reducció
Cu²⁺_(aq) + 2e^- → Cu_(s)

Representació esquemàtica d'una pila

(−) Zn_(s)/Zn²⁺_(aq) // Cu²⁺_(aq)/Cu_(s) (+)

Força electromotriu estàndard

Força electromotriu estàndard (E^º_pila)

E^º_pila = E^º_càtode − E^º_ànode

Si E^º_pila > 0 la reacció és espontània.

Predicció de reaccions redox

Predicció de reaccions redox

Quan més gran sigui el valor de E^º, més fàcil serà que la espècie es redueixi.

El càtode (reducció) serà l'elèctrode amb el valor més gran de E^º.

Espontaneïtat de les reaccions redox

Espontaneïtat de les reaccions redox

ΔG^º = −n · F · E^º_pila

Si ΔG^º < 0 la reacció és espontània.

Electròlisi

Electròlisi

NaCl → Na⁺ + Cl^-

1. Els ions es dirigeixen cap a l'elèctrode de signe contrari:

• Anions (−) → ànode (+)
• Cations (+) → càtode (−)

2. Oxidació i reducció:

(+) ànode: oxidació
2Cl^-_(aq) → Cl_2(g) + 2e^-

(−) càtode: reducció
Na⁺_(aq) + 1e^- → Na_(s)

Diferències entre pila i electròlisi

Diferències entre pila i electròlisi

• Pila: produeix energia elèctrica; la reacció redox és espontània; l'ànode és (−) i el càtode (+); hi ha dos electròlits.
• Electròlisi: consumeix energia elèctrica; la reacció redox no és espontània; l'ànode és (+) i el càtode (−); hi ha un sol electròlit.

Electròlisi de l'aigua

Electròlisi aigua

Reducció (càtode, en medi bàsic):
2H₂O_(l) + 2e^- → H_2(g) + 2OH^-

Oxidació (ànode, en medi bàsic):
4OH^- → O_2(g) + 2H₂O_(l) + 4e^-

Nota: les semireaccions depenen del pH del medi; en medi àcid les semireaccions es poden escriure amb H⁺.

Lleis de Faraday

Lleis de Faraday

I. La massa de substància generada als elèctrodes d'una cubeta d'electròlisi és directament proporcional a la quantitat de càrrega que hi circula: Q = i · t.

II. La massa de substància que es genera als elèctrodes, per a una determinada quantitat de corrent, depèn de la massa atòmica (o de la massa molar) de la substància i del nombre d'electrons intercanviats.

Aplicacions industrials de l'electròlisi

Aplicacions industrials de l'electròlisi

Galvanització: recobriment de la superfície d'un metall amb un altre més noble (difícilment oxidable, amb E^º més alt) per evitar que el primer es deteriori.