La electrólisis



La electrólisis consiste en la entrada de una corriente continua, a través de los electrodos, para producir un cambio químico en un electrolito.

La electrólisis​ separa los elementos de un compuesto por de la electricidad.

Cualquier electrolito, por definición, contiene iones libertad de movimiento, normalmente líquidos, o sales líquidas, como el cloruro de sodio fundido, o disoluciones cuyos iones se encuentran disueltos.

La electrólisis proporciona una fuente externa de energía para las reacciones de oxidación y reducción que no ocurrirían por sí mismas.

En tales reacciones, la reducción (cuando una sustancia cambia ganando electrones) tiene lugar en el electrodo carga negativa, el cátodo, mientras que la oxidación (cuando una sustancia cambia perdiendo electrones) tiene lugar en el electrodo con carga positiva, el ánodo.

Por ejemplo, en la electrólisis del cloruro de sodio fundido, los iones carga positiva, iones Na+ (llamados cationes) se trasladan al cátodo donde se reducen a metal sódico, mientras que los iones carga negativa, iones Cl (o aniones) son atraídos por el ánodo, donde se oxidan en gas de cloro.

La composición de los electrodos también es muy importante: pueden estar hechos de un material inerte como el platino, o bien de un metal u otra sustancia que participa en la reacción.

Cuando una sal disuelta en agua se electroliza, ya sea el hidrógeno o el oxígeno derivado del agua, o ambos, la electrólisis puede producirse en los electrodos y no en los elementos que constituyen la sal.

Que esto se produzca depende de las posiciones de los iones de hidronio (H3O+) e hidroxilos (OH) – los iones que se forman cuando el agua se ioniza – en la serie electroquímica, correspondiente a los iones de la sal.




Por ejemplo, si una disolución acuosa de cloruro sódico se electroliza, el gas de cloro se forma en el ánodo, pero en el cátodo aparece gas de hidrógeno y no metal sódico.

Los iones de sodio permanecen en la disolución junto a los iones hidroxilos (OH) del agua, resultando en una solución alcalina de hidróxido de sodio.

Las leyes de Faraday sobre la electrólisis

En 1834 el científico inglés y de la electricidad Michael Faraday formuló dos leyes sobre la electrólisis.

  • La primera ley declara que la cantidad de cualquier sustancia que se libera durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que se descarga.
  • La segunda ley declara que las cantidades de las distintas sustancias liberadas por la misma cantidad de electricidad son proporcionales a la cantidad de sus masas equivalentes, es decir, sus masas moleculares divididas por el número de cargas que se necesitan para neutralizar cada ion.

En términos actuales, estas leyes demuestran la íntima conexión entre la electricidad y el enlace químico.

Por ejemplo, para reducir un mol de iones de sodio a metal de sodio se necesita un mol de electrones.

Esta cantidad de carga, que se denomina faraday, equivale a 96.500 culombios por mol.

Comparativamente, un mol de iones Ca2+, cada uno de los cuales lleva una carga positiva doble, requiere dos moles de electrones para reducirlo a metal de calcio.

Aplicaciones de la electrólisis

El científico inglés Humphry Davy fue el primero en poner a la práctica la electrólisis, utilizando como fuente de energía la pila electroquímica, inventada por el científico italiano Alessandro Volta en 1800.

Davy descubrió el sodio, el potasio y otros metales mediante la electrólisis de sus sales líquidas y también experimentó la electrólisis de soluciones acuosas.

Hoy en día, la electrólisis constituye un proceso industrial muy importante que se utiliza, entre otras cosas, para la extracción, purificación y galvanización de metales; para anodizar el aluminio mediante la formación de una capa protectora de óxido de aluminio por encima de la superficie del metal; y para producir gases como el hidrógeno, el oxígeno y el cloro.

Las corrientes empleadas en estos procesos pueden ser de decenas de millares de amperios, aunque los voltajes suelen ser reducidos.











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