TEXT 2 > r Text1Article ░ " Text1Heading <P1>La electrólisis consiste en la entrada de una <HOT TARGET=1293>corriente continua</HOT>, a través de los <HOT TARGET=1397>electrodos</HOT>, para producir un <HOT TARGET=895>cambio químico</HOT> en un <HOT TARGET=308>electrolito</HOT>. Cualquier electrolito, por definición, contiene <HOT TARGET=32>iones</HOT> con libertad de movimiento, normalmente líquidos, o <HOT TARGET=871>sales</HOT> líquidas, como el cloruro de sodio fundido, o disoluciones cuyos iones se encuentran disueltos. </P1><P>La electrólisis proporciona una fuente externa de energía para las reacciones de <HOT TARGET=1400>oxidación</HOT> y <HOT TARGET=843>reducción</HOT> que no ocurrirían por sí mismas. En tales reacciones, la reducción (cuando una sustancia cambia ganando electrones) tiene lugar en el electrodo con carga negativa, el <HOT TARGET=758>cátodo</HOT>, mientras que la oxidación (cuando una sustancia cambia perdiendo electrones) tiene lugar en el electrodo con carga positiva, el <HOT TARGET=260>ánodo</HOT>. Por ejemplo, en la electrólisis del cloruro de sodio fundido, los iones con carga positiva, iones Na<SUP>+</SUP> (llamados cationes) se trasladan al cátodo donde se reducen a metal sódico, mientras que los iones con carga negativa, iones Cl<SUP>-</SUP> (o <HOT TARGET=259>aniones</HOT>) 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.</P><P>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 (H<SUB>3</SUB>O<SUP>+</SUP>) e hidroxilos (OH<SUP>-</SUP>) – los iones que se forman cuando el agua se ioniza – en la <HOT TARGET=1401>serie electroquímica</HOT>, correspondiente a los iones de la sal. Por ejemplo, si una <HOT TARGET=274>disolución acuosa</HOT> 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<SUP>-</SUP>) del agua, resultando en una solución alcalina de hidróxido de sodio.</P><H1>Las leyes de Faraday sobre la electrólisis</H1><P>En 1834 el científico inglés y pionero de la electricidad <HOT TARGET=654>Michael Faraday</HOT> formuló dos leyes sobre la electrólisis. </P><UL><P><LI>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. </LI></P><P><LI>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 <HOT TARGET=1100>masas moleculares </HOT>divididas por el número de cargas que se necesitan para neutralizar cada ion. </LI></P></UL><P>En términos actuales, estas leyes demuestran la íntima conexión entre la electricidad y el <HOT TARGET=893>enlace químico</HOT>. Por ejemplo, para reducir un <HOT TARGET=1402>mol </HOT>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 <HOT TARGET=1107>culombios</HOT> por mol. Comparativamente, un mol de iones Ca<SUP>2+</SUP>, cada uno de los cuales lleva una carga positiva doble, requiere dos moles de electrones para reducirlo a metal de calcio. </P><H1>Aplicaciones de la electrólisis</H1><P>El científico inglés <HOT TARGET=1403>Humphry Davy</HOT> fue el primero en poner a la práctica la electrólisis, utilizando como fuente de energía la <HOT TARGET=1404>pila electroquímica</HOT>, inventada por el científico italiano <HOT TARGET=124>Alessandro Volta</HOT> en 1800. Davy descubrió el sodio, el potasio y otros metales mediante la electrólisis de sus sales líquidas y también experimentó con la electrólisis de soluciones acuosas. </P><P>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 <HOT TARGET=261>anodizar</HOT> 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 <HOT TARGET=173>amperios</HOT>, aunque los <HOT TARGET=1405>voltajes</HOT> suelen ser reducidos.</P><TITLE>Electrólisis</TITLE>
