ELECTRÓLISIS

Cuando la reacción redox no es espontánea en un sentido, podrá suceder si desde el exterior se suministran los electrones. En el ejercicio D anterior en el que el electrodo de Magnesio hacía de ánodo (se oxidaba) frente al de plata que hacía de cátodo formando una pila de f.e.m = 3,17 V, se puede forzar la formación de Mg(s) (reducción) si desde el exterior se suministran los 3,17 V que se necesitan vencer (por ejemplo, usando una pila que proporcione mayor voltaje).

Aplicaciones de la electrólisis.

La electrólisis se utiliza industrialmente para obtener metales a partir de sales de dichos metales, utilizando la electricidad como fuente de energía.

Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir un objeto metálico con una capa fina de oro metal:

Zn (2+) + 2e  -> Zn (s) . Cincado. En este caso, los electrones los suministra la corriente eléctrica. 

Ecuación de Faraday.

La carga de un electrón es de 1,6x10^–19 C y la de 1 mol de electrones (6,02x10²³) es el producto de ambos números: 96500 C, conocido normalmente como 1 F (Faraday).

Con un mol de electrones se es capaz de reducir 1 mol de metal monovalente, mientras que se precisarán 2 moles de e^– para reducir un mol de metal divalente, etc… En general, si “a” es la carga del catión, se precisarán “a” moles de e^– para reducir un mol del citado metal: M^a+(aq) + a e^–  → M(s)

Si se precisan 96500 C para generar 1 mol de e^–, se precisarán para generar “a” moles de e^–, necesarios para formar 1 mol de metal reducido. Aplicando una sencilla proporción, obtendremos que con “Q” culombios se formarán “n” moles de metal. Sustituyendo “Q” por “I x t” (más fáciles de medir) .