Propiedades electrolíticas

Cuando se colocan electrodos en una solución electrolítica y se aplica un voltaje, el electrolito conducirá la electricidad.

Propiedades electrolíticas

Cuando se colocan electrodos en una solución electrolítica y se aplica un voltaje, el electrolito conducirá la electricidad. Por lo general, los electrones solitarios no pueden pasar a través del electrolito; en su lugar, se produce una reacción química en el cátodo que consume los electrones del ánodo. En el ánodo se produce otra reacción que produce electrones que finalmente se transfieren al cátodo. Como resultado, se desarrolla una nube de carga negativa en el electrolito alrededor del cátodo, y una carga positiva alrededor del ánodo. Los iones del electrolito neutralizan estas cargas, permitiendo que los electrones sigan fluyendo y que las reacciones continúen.

Por ejemplo, en una solución de sal de mesa común (cloruro de sodio, NaCl) en agua, la reacción catódica será:

2{text{H}_{2}{text{O}+2e^{-}rightarrow2{text{OH}^-}+{text{H}{2}

y el gas hidrógeno burbujeará. La reacción en el ánodo es:

2{NaCl}{rightarrow2}{Na}^{+}+text{Cl}_2 + 2e^{-}

y se liberará gas cloro. Los iones de sodio cargados positivamente Na+ reaccionarán hacia el cátodo, neutralizando la carga negativa del OH- allí; los iones de hidróxido cargados negativamente OH- reaccionarán hacia el ánodo, neutralizando la carga positiva del Na+ allí. Sin los iones del electrolito, las cargas alrededor del electrodo ralentizan el flujo continuo de electrones; la difusión de H+ y OH- a través del agua hacia el otro electrodo tarda más tiempo que el movimiento de los iones salinos, mucho más frecuentes.

En otros sistemas, las reacciones del electrodo pueden implicar al metal del electrodo así como a los iones del electrolito. En las baterías, por ejemplo, se utilizan como electrodos dos materiales con afinidades electrónicas diferentes: en el exterior de la batería, los electrones fluyen de un electrodo al otro; en el interior, el circuito está cerrado por los iones del electrolito. Aquí, las reacciones de los electrodos convierten la energía química en energía eléctrica.

Oxidación y reducción en los electrodos

La oxidación de iones o moléculas neutras se produce en el ánodo, y la reducción de iones o moléculas neutras se produce en el cátodo. Dos mnemotecnias para recordar que la reducción ocurre en el cátodo y la oxidación en el ánodo son: «Red Cat» (reducción – cátodo) y «An Ox» (ánodo – oxidación). La nemotecnia «LeO dijo GeR» es útil para recordar «perder un electrón en la oxidación» y «ganar un electrón en la reducción»

Es posible oxidar iones ferrosos a iones férricos en el ánodo. Por ejemplo:

{text{Fe}^{2+}(aq)\N-rightarrowtext{Fe}^{3+}(aq)+e^{-}

Las moléculas neutras también pueden reaccionar en cualquier electrodo. Por ejemplo, la p-Benzoquinona puede reducirse a hidroquinona en el cátodo:

+ 2 e^{-} + 2\\N- H^^P. + 2\text{H}^{+} \rightarrow

Hidroquinona: La hidroquinona es un reductor o donante de electrones y una molécula orgánica.

Para-benzoquinona: La P-benzoquinona es un oxidante o aceptor de electrones.

En el último ejemplo, los iones H+ (iones hidrógeno) también participan en la reacción, y son aportados por un ácido de la solución o por el propio disolvente (agua, metanol, etc.). Las reacciones de electrólisis en las que intervienen iones H+ son bastante comunes en las soluciones ácidas, mientras que las reacciones en las que intervienen OH- (iones hidróxido) son comunes en las soluciones de agua alcalina.

Las sustancias oxidadas o reducidas pueden ser también el disolvente (normalmente agua) o los electrodos. Es posible que la electrólisis involucre gases.

Para determinar qué especies en solución se oxidarán y cuáles se reducirán, el potencial de electrodo estándar de cada especie puede obtenerse de una tabla de potenciales de reducción estándar, una pequeña muestra de la cual se muestra aquí:

Tabla de potenciales de electrodo estándar: Este es el potencial de reducción estándar para la reacción mostrada, medido en voltios. El potencial positivo es más favorable en este caso.

Históricamente, los potenciales de oxidación se tabulaban y se utilizaban en los cálculos, pero la norma actual es registrar sólo el potencial de reducción en las tablas. Si un problema exige el uso del potencial de oxidación, puede interpretarse como el negativo del potencial de reducción registrado. Por ejemplo, refiriéndonos a los datos de la tabla anterior, la oxidación del sodio elemental (Na(s)) es un proceso muy favorable con un valor de E_{ox}^0 (V)= + 2,71 V; esto tiene un sentido intuitivo porque la pérdida de un electrón de un átomo de sodio produce un catión de sodio, que tiene la misma configuración electrónica que el neón, un gas noble. La producción de esta configuración electrónica estable y de baja energía es claramente un proceso favorable. Por otro lado, el gas cloro es mucho más probable que se reduzca en condiciones normales, como se puede deducir del valor de E_{red}^0 (V)= +1,36 V en la tabla. Recordemos que un potencial más positivo siempre significa que esa reacción se verá favorecida; esto tendrá consecuencias en cuanto a las reacciones redox.