Trabajo de electoquimica

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PROFESOR : MARIO REYNA

OSCAR CASTILLO VILELA

Oscar castillo vilela

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Electroquímica

Como su nombre lo indica, estudia la relación entre laelectricidad y la química, ya que cuando los electrones ( e- )viajan a través de un conductor se genera una corrienteeléctrica, y existen reacciones en las cuales hay transferenciade electrones, siendo estas reacciones de oxido-reducción(reacciones REDOX), es decir, los electrones son los culpablesde la interacción electricidad-química.

Dependiendo de causa-efecto existen dos posibilidades

Que la causa sea la electricidad y el efecto sea laquímica (reacción Redox) En tal caso el fenómenoelectroquímico se llama “Celda Electrolítica” y sedistingue con el símbolo:

+ -

El símbolo anterior representa una fuente de corriente directa(CD) con la cual se suministra como causa la electricidadrequerida para que ocurra la reacción redox. Si la corriente nose suministra ( esto se llama circuito abierto) la reacción noocurre, por lo tanto esta reacción química no es espontánea.

Que la causa sea la química (reacción redox espontánea) yel efecto sea la electricidad. En tal caso el fenómenoelectroquímico se llama “Celda Galvánica o CeldaVoltaica” y se distingue con el símbolo:

El símbolo anterior representa una lámpara que consume laelectricidad producida por la reacción redox. Si no se conecta


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la lámpara u otro elemento ( una resistencia, un radio, unacalculadora, etc. ) para usar la corriente directa generada, lareacción por ser espontánea de todas maneras ocurre y en esecaso genera un fenómeno que se llama “Corrosión”. Cabe anotarque la corrosión es un problema con el cual se enfrentan losingenieros a diario en las plantas o factorías.

Elementos de una celdaCuba electrolítica o recipiente

Líquido electrolítico. Para que sea electrolítico debeposeer iones

+ - + - +- +

Positivos + y iones negativos -

- + - + -+ -

+ - + - +-

Dos electrodos (varillas metálicas

conductoras de la electricidad) - + - + -+ -

uno de ellos se llama Ánodo + - + - +- +

y el otro se llama Cátodo. - + - + -+ -

Una conexión externa entre los electrodos, que contiene el símbolo de la celda; la fuente de corriente directa (si es electrolítica) o la lámpara (si es galvánica). Como estamos con un planteamiento general, usaremos un elemento Disfrazado esta conexión cierra externamente el circuito, y por esto lo vamos a llamar circuito externo en el cual siempre ocurre el fenómeno eléctrico.

Circuito externo, ocurre el fenómeno eléctrico como causao como efecto.

+ + - -


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Circuito interno, ocurre elfenómeno químico como causa (si es

galvánica) o como efecto (si es

electrolítica)

+ + - -

+ + - -

Internamente, en el líquido electrolítico, donde está siemprepresente el fenómeno químico, el circuito se cierra cuando losiones migran en direcciones opuestas como causa (en formaespontánea) si es celda galvánica o como efecto si es celdaelectrolítica:

Metodología de trabajoVamos a trabajar alfabéticamente: primero lo primero, siempre primero (otro accidente de ABC para aprender asociando)

Electrodos: hay dos, Ánodo y cátodo, primero Ánodo.Signos: hay dos, Mas y menos primero Más.Circuitos: hay dos, Interno y externo primero Externo.Reacciones: hay dos, oxidación y

reducciónprimero Oxidació

n.

Los anteriores primerazos los podemos ordenar en el siguientecuadro:

Criterios específicos

Todo electrodo (por causa – efecto), posee signoscontrarios en los circuitos interno–externo, ya que si elelectrodo tiene signo más en el circuito externo comocausa, en el circuito interno atrae a los iones negativosy rechaza los iones positivos como efecto.

+ causa +


Primero Lo primero

Electrodo

Ánodo

Signo mÁsCircuito ExternoReacción Oxidación

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+ - + - + - + --.

- - + +

+ - + - + - - --.

- - + +

+ - + - + - efecto --. - - + ++ - + - + - - - -

-+ +

La polaridad de un electrodo la determina el signo que élposea según la causa.(con esto nos evitamos aprender lapolaridad de los electrodos por memoria y por convención)

Para celda electrolítica:

+ -

El electrodo de la izquierda es elánodo ya que posee signo más en elcircuito externo (inducido por lafuente de corriente directa) y atraelos iones negativos (por eso se llaman aniones)y repele los iones positivos.

causa+-

efecto

Änodo(+) +

-cátodo La polaridad del ánodo es positiva

porque es el signo que él posee enel circuito externo, donde está lacausa.

causa- -

efecto

+ +

- -

+ +

---

+ +

Para celda galvánica:


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En este caso, que es una celdagalvánica, como el circuito estáabierto ( ) ”nada” ocurre,pero cuando se cierra el circuito losiones espontáneamente migran hacialados opuestos (causa). Vamos a asumirque los positivos migran hacia laderecha, puede ser al contrario.

efecto+-

causa

Ánodo

(-) +

- cátodo

Como efecto, en cada electrodo, seinduce en el circuito externo el signocontrario. Vemos que elelectrodo de la izquierda posee signomás en el circuito externo y por “primerazos es el ánodo y su polaridades negativa porque es” el signo que élposee según la causa”, y el cátodo esel otro electrodo

efecto- -

causa

+ +

- -

+ +

---

+ +

.ReaccionesEn Celdas Electrolíticas, como la química es el efecto, ocurreuna y solo una de tres reacciones posibles:

La del electrodo, si el electrodo es inerte, esto seindica usando electrodos de platino sólido ( Pt(s) ), no seplantea.

La del ión que rodea el electrodo, si el ión es nitrato(NO3

- ), o sulfato (SO4 2- ), no plantee la reacción pues

estos iones son “inertes”. La del agua, si el líquido electrolítico es una solución

acuosa.

La reacción de oxidación del agua, se plantea primero (porprimerazos), en el ánodo y es :

2H2O(l ) 4e- + 4H + + 1O2( g )

La reacción de reducción del agua, se plantea después, en elcátodo es :

2H2O(l ) + 2e- 2OH- + 1H2( g )


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NOTA: Para que no corra el riesgo de “aprender de memoria “estas reacciones, el análisis conceptual de ellas es elsiguiente:Para hacer la reacción de oxidación del agua, el reactivo esH2O y aparecen los electrones en los productos, ya que oxidar esperder electrones, así:

H2O(l) e–

Como hay que anular las cargas negativas de los electrones, estose logra con los iones H +, así :

H2O(l) e - + H +

Como hay transferencia de electrones, uno de los elementos (elhidrógeno o el oxígeno) se tiene que “sacrificar “, es decircambiar su número de oxidación, como el hidrógeno es +1 enreactivos y en productos, entonces el oxígeno se sacrifica

cambiando su estado de oxidación de –2 a 0 y por eso se obtieneO2( g ) y queda la semirreacción para balancear por tanteo:

H2O(l) e- H + + O2( g )

La otra reacción del agua ( la de reducción ) gana electrones, ylas cargas se balancean con el otro ión ( el OH -) y se sacrificael otro elemento ( el hidrógeno ), y por eso se produce H2( g ), yqueda la semirreación de reducción del agua para balancear portanteo:

H2O(l)+ e - OH - + H2( g )

En celdas galvánicas, como la química es la causa no esnecesario plantear varias reacciones, solo se plantea la deoxidación especificada en el ánodo y la de reducciónespecificada en el cátodo y se balancean por el método dereacciones medias o de ión electrón.

NOTA: Según lo anterior es indispensable dominar el balanceo porión electrón, es conveniente que replantee sus conocimientos deeste tema en el capítulo 4.

Calculos en electroquímica

Los cálculos se realizan según el efecto, por lo tanto son dedos tipos:


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Cálculos estequiométricos, en las celdas electrolíticas,ya que la química es el efecto cuando se suministra comocausa una corriente directa (I).

En estas celdas se cumple la ley de Faraday ( enunciada en1832 ), que establece: “ El número de equivalente gramo desustancia (sust) que se transforman en cada electrodo (puedeser reactivo o producto) es numéricamente igual a la cargaeléctrica suministrada, medida en faradios “.

El factor asociado a la ley defaraday es :

1 eq-gr desust

1 faradio

1 faradio es la carga electrica del número de avogadro deelectrones, y esta vale aproximadamente 96500 coulombios( realmente son 96490 coulombios, pero se ha estandarizado elvalor de 96500 ).

El factor asociado a la definición delfaradio es:

1 faradio96500coul

Por “carambola” tenemos: 1eq-gr es 1faradio (ley de Faraday),1faradio es 96500 coul, 96500 coul son 6.02x1023electrones y

6.02x1023electrones son el número de Avogadro,omitiendo los “intermediarios” podemos afirmar que:

“1eq-gr es la cantidad de sustancia que está en capacidad deaportar el número de Avogadro de electrones en una reacción

redox”.La anterior es la definición “elegante” del equivalente gramo.

La carga electrica que se suministra a una celda electrolíticase hace por medio de una corriente de I amperios que circulandurante cierto tiempo t segundos.

El amperio es la unidad de corriente electrica que indica el número decoulombios que circula en la unidad de tiempo y una corriente de Iamperios se puede interpretar como el siguiente factor:

Factor de corriente eléctrica I: I coul1seg

La ley de Faraday químicamente nos menciona la unidadestequiométrica de equivalente gramo (eq-gr) y por lo tanto es


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indispensable fabricar el factor equivalente gramo de lasustancia (E) que es:

Factor E: E eq-grsust

1 mol sust.Recuerde que el valor de E de la sustancia está dado por elnúmero de electrones transferidos por cada mol de la sustancia ysu valor se calcula así:

E =

Nº de e- transferidos en la semi -reacciónCoeficiente estequiométrico de lasustancia

El número de electrones transferidos estan dados por loselectrones perdidos en la semi-reacción de oxidación o el númerode electrones ganados en la semi-reacción de reducción ydeterminados por el método de balanceo de reacciones medias o deión electrón.

Recuerde (normas de lectura capítulo estequiometría) que si sequieren calcular los gramos de la sustancia es indispensable elfactor del peso molecular de la sustancia

Mwque es:

Mw grsust1 molsust

.Como la sustancia puede ser un gas, también es posibledeterminar el volumen producido de la sustancia gaseosa aciertas condiciones, si se quiere a condiciones normales, deantemano existe el factor de “volumen molar normal “

(capítulo, gases) que es:

22.4 ltsust (g)

1 mol sust(g)

Si las condiciones no son 1 atmosfera y 273ºK, dicho factor sepuede calcular usando la ecuación universal de los gasesideales, asi:

RTP


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Cuando la sustancia es un metal (M) que se deposita sólido en elcátodo, éste sufre un cambio de volumen (V) que se puedecuantificar con el factor asociado a la densidad del metal, quees:

d gr de M(s)

1cm3 de M

EJEMPLO

En la electrólisis del sulfato cúprico acuoso con electrodos deplatino, se suministra una corriente de 2 amperios durante unahora, determinar:a. ¿Qué peso de cobre sólido se deposita? (establecer dónde se

deposita, por análisis de la celda)b. ¿Qué volumen de oxígeno gaseoso a condiciones normales se

desprende?

Solución:Análisis de la celda.

Como el enunciado nos habla de electrólisis esto es una celdaelectrolítica:

Evolución por causa-efecto; los iones son: SO4 2- ( sulfato ) y Cu

2+ ( cúprico ).


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Ánodo Pt Pt cátod

oÁnodo (+)

Cátodo (-)

(+) Causa + -

(-)Pt PtSO4

2- Cu2+

Cu2+ SO42- Cu2+

SO42- SO4

2- Cu2+

SO42- efec

toCu2+

Posibles reacciones anódicas ( de oxidación ):

Del electrodo: Pt, es inerte, no ocurre. Del ión que rodea al ánodo: SO4

2-, es inerte, no ocurre. Del agua, reacción de oxidación ( sí, es acuoso )

2H2O( l) 4 e - + 4H + + 1O2( g)

Aquí vemos que el O2( g ) se produce y esto nos justifica lapregunta b. y además es la única reacción anódica posible.

Posibles reacciones catódicas ( de reducción ):a. Del electrodo: Pt, es inerte, no ocurre.c. Del ión que rodea al cátodo:

Cu 2+ + 2e - Cu( s )

d. Del agua, reacción de oxidación ( sí, es acuoso )

2H2O( l ) + 2e - 2OH - + 1H2( g )

De las posibles reacciones b y c la que si ocurre es la b,justificada por la pregunta a.

Cálculos para el cobre: los factores son:Factores elelctrolíticos

Ley deFaraday:

1 eq grCu(s) Definición

de faradio:

1faradio Factor de

corriente:

2coul

1faradio

96500coul

1seg.

Factores estequiométricos

FactorE:

2eq grCu(s) Peso

molecular:

63.54 grCu(s)

Factor

obligado:

1 hora

1 molCu(s)

1 molCu(s)

3600seg.


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En la reacción de reducción hay 2 e- y 1mol

Queremos gramos

Transformación de unidades desde 1 hora ( dato dado ), hasta WgrCu( s ) ( dato pedido ); usando los seis factores resultantes:

1hora x

3600seg

2coul

1faradio

1 eq-grCu

1 molCu

63.54grCu = W gr Cu

1hora 1seg

96500coul

1faradio

2 eq-grCu

1 molCu

Con la transformación anterior: W = 2.37. Se depositan 2.37 grde Cu(sólido) en el cátodo. R/a.

Cálculos para el 02( g ):

Factores elelctrolíticos

Ley deFaraday:

1 eq grO2(g) Definición

de faradio:

1faradio Factor de

corriente:

2coul

1faradio

96500coul

1seg.

Factores estequiométricos

Factor E:

4eq grO2(g) volumen

molar:

22.2ltO2(g)

Factor

obligado:

1 hora

1 molO2(g)

1 molO2(g)

3600seg.

En la reacción de reducción hay 2 e- y 1mol

Queremos lvolumena CN

Transformación de unidades desde 1 hora ( dato dado ), hasta Vlts. O2( g ) (dato pedido); usando los seis factores resultantes:

1hora x

3600seg

2coul

1faradio

1 eq-grO2

1 molO2

22.4 ltO2 = V lt O2

1hora 1seg

96500coul

1faradio

4 eq-grO2

1 molO2

Con la transformación anterior: V = 0.418.Se obtienen 0.418 lt de O2(g) a CN R/b

Aplicación práctica para el metal sólido depositado en elcátodo


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El cambio de volumen que sufre el cátodo (V) es el volumendepositado de cobre sólido que lo podemos calcular con ladensidad del cobre que vale 8,92gr/cm3:

V = 2.37 gr. Cu(s) x1 cm3

V = 0.2657 cm38.92 gr.Cu(s)

NOTA: Como este cambio de volumen es muy pequeño, es conveniente“exagerar” el número de cifras decimales, ya que en un “ procesode cobrizado” lo que se busca es una apariencia externa delobjeto que hace las veces de cátodo.

Si el metal que se deposita es oro, el proceso se llama “dorado“; también existen procesos de “niquelado “, “cromado “,“estanado “.

Cálculo del espesor de cobre depositado en el cátodoEsto es una aplicación geométrica, donde V por concepto deloperador delta (V), es:

V = Vfinal -Vinicial

Si queremos cobrizar una esfera de radio = 1.5 cm, entonces: (radioinicial = 1.5 cm)Vinicial

=4ri

3 Vinicial = 14.1372

cm33

Vfinal =4 rf

3 Aquí: rf = 1.5 cm + , donde es el espesor del Cu depositado sobre la esfera.3

Además Vf = Vi + V Vf = 14.4029 cm3, igualando:

14.4029 cm3

=

4(1.5 cm +)3 , despeje y calcúlelo, debe llegar

a:31.5cm + = = 9.34 x 10 –3 cm.

Cálculos “eléctricos” en celdas galvánicas. (Laelectricidad es el efecto).

La reacción redox es causa, y estas celdas se pueden simbolizarasi:

Ánodo(s) sustancias anódicas sustancias catódicas Cátodo(s)


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Con esta información seplantea por ion electrónla reacción de oxidación(de nuevo lo primero

siempre primero: ánodo yoxidacion)

Estosimboliza unelemento quesepara elánodo delcátodo que“obliga” alos e- amigrar por elcircuitoexterno, sellama puentesalino

Con esta información seplantea por ion electrónla reacción de reducción

El elemento externo que separa el ánodo del cátodo se conocecomo puente salino, y es una solución acuosa saturada de la salKCl, también pude ser una membrana semi permeable, para efectosprácticos se puede usar una loza cerámica sin esmaltar, que esporosa. Si este medio semipermeable se deteriora, los e- migrandel ánodo al cátodo por el circuito interno ( “nadan”) pero nose produce corriente eléctrica, en este caso se dice que lacelda está “en corto”.

El efecto es una fuerza electromotriz (fem) o voltaje opotencial, simbolizado con la letra griega epsilon .

Condiciones estandar de una celda.

Una celda galvánica es estandar si cumple las siguientescondiciones:Temperatura: 25ºC ( 298ºK

)no confundir con la temperatura normal de los gases que es 0ºC

Si haygases:

Pparcial = 1atm

Si hayiones:

Concentracion 1 molal no confundir con concentración molaR

Si hay sólidos o líquidos no disueltos: se miden en “actividad”que vale 1

El potencial de una celda que cumpla estas condiciones, seconoce como “potencial estandar” y se representa como º.

En general:


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de lacelda =

de la reacción deoxidación en el ánodo + de la rección de

reducción en el cátodo

El potencial no estandar se calcula con la ecuación de Nernst(1889 ) y es

celda = ºcelda - RT

xln LAMpcEF

Donde:R es la constante universal de los gases

ideales =

8.314Joul

mol KT es la temperatura absoluta en KE es el número de e- transferidos en la reacción redox

balanceada por ión electrón (es importante que domine

este tipo de balanceo)F(faradio) es la carga eléctrica de 6.02x1023 e- y vale

96500LAMpc es la ley de acción de las masas en términos de

concentración molal para los iones y presión parcial en

atm para gases, si hay sólidos ellos se miden en

actividad, a = 1

La ecuación de Nernst se suele escribir en términos de log enlugar de ln y para lograr el cambio de base logarítmico, queda:

celda = ºcelda -RT

x2.3 log LAMpcEF

Nota: 2.3 = ln(10) este es el cambio de base logarítmico

A 25 ºC el término: RT x2.3 = 0.059, sustitiyendo este valorqueda:F

celda = ºcelda

-0.059

xlog LAMpc esta es la ecuació deNernst a 25ºCE

Si en un cálculo particular no se reporta la temperatura,asumimos que es 25ºC.


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Ilustración 1Determine el potencial de la celda:

Pt(s) Cl2 (g) (2 atm),Cl1- (0.1m)

Cr2O72- (0.1m), Cr3+ (0.1m),

H+ (1m)Pt(s)

De la tabla de potenciales estandar de oxidación tenemos:ºde la reacción de oxidación del cloro = -1.359 voltiosºde la reacción de oxidación del cromo = -1.330 voltios

Solución:

de lacelda =

de la reacción deoxidación del cloro en

el ánodo (-1.359)+

de la rección dereducción del cromo en el

cátodo –(-1.330)

ºde la celda = -1.359 + 1.330 por ser éste de reducción le cambiamos el signo al valor de la

tabla.

ºde la celda = -0.029

Para poder aplicar la ecuación de Nernst falta determinar: E(número de electrones transferidos en la reacción redox) y LAMpc

de la reacción redox:

Reacciónanódica

( 2 Cl 1- 1 Cl2 (g) + 2 e-) X 3

Reaccióncatódica

(1 Cr2O72- + 14 H+ + 6e-

2 Cr3+ + 7 H2O) x1

Reacciónneta

6 Cl 1- + 1 Cr2O72- + 14 H+

+ 6 e-

3 Cl2 (g) + 6 e- + 2Cr3+ + 7 H2O

Como hay 6 e- ganados y 6 e- perdidos, el número de e-

transferidos es 6 E = 6

LAMpc =

(PCl2)3 [Cr3+]2

[H2O(l)]7=

23 x (10-1)2 x 17

= 8 x 105[Cl1-]6 [Cr2O7

2-]1

[H1+]14(10-1)6 (10-1)1 (1)14

celda = -0.029 -0.059

x Log 8 x 105 celda = -0.087voltios6

Aclaración: El valor del potencial de la celda, por sernegativo, nos indica que la celda propuesta no produce


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electricidad, es decir, la reacción no es expontánea. Lo mismopodemos decir de la celda estandar, ya que el potencial estandartambién es negativo Ilustración 2:Determinar el potencial de la celda

Au(s) Au3+ (0.1m) F1-(0.01m), F2 (g) (2atm)

Pt (s)

De la tabla:

ºde la reacción de oxidación del oro = -1.5 voltiosºde la reacción de oxidación del flúor = -2.87 voltios

Solución:

de lacelda =

de la reacción deoxidación del oro en el

ánodo (-1.500)+

de la rección dereducción del flúor en el

cátodo –(-2.870)ºde la celda = -1.5 + 2.87por ser éste de reducción le cambiamos el signo al valor de la tabla.

ºde la celda = +1.37, como este potencial es positivo a las condiciones estandar, la reacción es

espontánea

Para poder aplicar la ecuación de Nernst falta determinar: E(número de electrones transferidos en la reacción redox) y LAMpc

de la reacción redox:

Reacciónanódica

( Au (s) Au3+ + 3 e- ) X

2

Reaccióncatódica

( F2 (g) + 2 e- 2 F1- ) x3

Reacción neta 2 Au (s) + 3 F2 (g)

+ 6 e-

2 Au3+ + 6 e- +6 F1-

Como hay 6 e- ganados y 6 e- perdidos, el número de e-

transferidos es 6 E = 6

LAMpc

=

[Au3+]2

[F1-]6=

(10-1)2 x

(10-2)6 = 1.25 x

10-15[Au(s)]2

(PF2)3 12 (2)3

celda = +1.37-0.059 x Log 1.25 x

10-15 celda = 1.51voltios6


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Construccion Celdas galvánicas:

Las mas conocidas celdas comerciales Son:

1. La pila seca o pila Leclanché. Es un recipiente de Zincque hace la función de ánodo y contiene una pasta húmedade cloruro de amonio y cloruro de Zinc en la cual estácomo cátodo un electrodo de carbono rodeado de óxido demanganeso, las reacciones pueden ser:

Anodo: Zn Zn 2+ + 2e-

Cátodo: 2MnO2 + 2NH4+ + 2e- Mn2O3 + H2O + 2NH3

Esta celda genera entre 1.25 y 1.5 voltios, domésticamente seconoce como “pila” y se encuentra en varias presentaciones segúnel tamaño: tipo AA, tipo AAA, tipo C, etc.

2. Batería o acumulador de plomo, de amplio uso en vehículos.El ánodo está formado por placas de plomo llenas con plomogris esponjoso y el cátodo está constituido también porplacas de plomo llenas con óxido plumbico, el electrólitoes H2SO4, y las reacciones que ocurren son:

Anodo: Pb(s) + SO42- PbSO4(s) + 2e-

Cátodo: PbO2(s) + SO42- + 4H+ +2e- PbSO4(s) + 2H2O

A medida que la celda suministra carga, el PbSO4(s) se depositasobre las placas y la concentracón del H2SO4 disminuye, estacelda puede recargarse como una celda electrolítica en la cualse invierten las reacciones. La batería suministra ua fem de 2voltios, y se construyen en serie de 3 o 6 celdas psra fabricaracumuladores que suministran 6 ó 12 voltios.

3. Celda de niquel – cadmio. Los electrodos son placas deacero empacadas con NiO2 hidratado y cadmio finamentedividido, suministra un potencial de 1.4 voltios, esrecargable. Las reacciones son:

Anodo: Cd(s) + 2OH- Cd(OH)2 + 2e-

Cátodo: NiO2(s) + 2H2O + 2e- Ni(OH)2 + 2OH-


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4. Cuando se hace reaccionar ácido nítrico con zinc metálico se obtiene, entre otros productos, ión amonio en forma de nitrato de amonio y zinc divalente en forma de nitrato de zinc.

a) Complete y ajuste la reacción mediante el método ión-electrón y determine los gramos de oxidante que se reducencon 1 mol de electrones.

b) Calcule el volumen de una disolución de ácido nítrico,que contiene 3,15 g de ácido por litro de disolución,necesario para oxidar 3,27 g de zinc metálico presente enun residuo procedente de la minería.

Datos.- Masas atómicas: H = 1,0; N = 14,0; O = 16,0; Zn = 65,4.

Solución:

a) 4[Zn Zn2+ + 2e-][NO3

- + 10H+ + 8e- NH4+ + 3H2O]

10HNO3 + 4Zn NH4NO3 + 4Zn(NO3)2 + 3H2O

Gramos de oxidante (HNO3) que se reducen con un mol de electrones = 63/8 = 7,9 g

NOTA: También debe valorarse parcialmente si la reacción se ajusta en forma iónica

b) [HNO3] = 3,15/PM = 3,15/63 = 0,05 Mmoles de Zn = 3,27/65,4 = 0,05 moles de Zn presentes ; Como la estequiometria HNO3:Zn es 10:4, serán necesarios 10·0,05/4 = 0,125 mol de HNO3

V = nº moles / [HNO3] = 0,125/0,05 = 2,5 L

5. Complete y ajuste, en medio ácido, las semirreacciones de oxidación y de reducción así como la reacción global. Indique si son espontáneas las reacciones globales en función de los potenciales redox.

a)Cr2O72– + S2– + H+ Cr3+ + ...

b)KMnO4 + HCl + SnCl2 SnCl4 + ...

Datos. Eº Cr2O72–/Cr3+ = 1,33 V; Eº S/S2– = 0,14 V;

Eº MnO4–/Mn2+ = 1,51 V; Eº Sn4+/Sn2+ = 0,15 V


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Solución:a) Semirreacciones:

Cr2O72- + 14H+ + 6e- 2Cr3+ + 7H2O Eº = 1,33 V

S2- S + 2e- Eº = - 0,14 VReacción global:Cr2O7

2- + 14H+ + 3S2- 2Cr3+ + 3S + 7H2O Eº = 1,19 VEº > 0; Gº < 0 espontánea

b) Semirreacciones:MnO4

- + 8H+ + 5e- Mn2+ + 4H2O Eº = 1,51 V Sn2+ Sn4+ + 2 e- Eº = -0,15 VReacción global:2 KMnO4 + 16HCl + 5SnCl2 2MnCl2 + 5SnCl4 + 8H2O + 2KCl ;Eº

= 1,36 VEº > 0; Gº < 0 espontánea

6. Conociendo los potenciales normales de reducción de los halógenos:

a) Escriba las siguientes reacciones y determine cuáles serán espontáneas:

i. Oxidación del ión bromuro por yodoii. Reducción de cloro por ión bromuroiii. Oxidación de ioduro con cloro.

b) Justifique cuál es la especie más oxidante y cuál es másreductora.

Datos: EºF2/F - =2,85 V, EºCl2/Cl- =1.36 V, EºBr2/Br- = 1,07 V, Eº I2/I- = 0,54 VSolución:a)

i. Reacción no espontánea. El potencial de reducción delyodo es menor que el del bromo.

ii. Reacción espontánea. El potencial de reducción del cloroes superior al del bromo. Cl2 + 2 Br - 2Cl- + Br2 Eº = 1,36-1,07= 0,29 Viii. Reacción espontánea. El potencial de reducción del cloroes superior al del yodo. Cl2 + 2I- 2Cl- + I2

Eº= 1,36-0,54= 0,82 Vb) De las especies dadas, la más oxidante es el F2 ya que posee

el mayor potencial de reducción, mientras que la más reductoraes I2 ya que posee el potencial de reducción más pequeño.

7. Dos celdas electrolíticas que contienen nitrato de plata (I) y sulfato de cobre (II), respectivamente, están


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montadas en serie. Si en la primera se depositan 3 gramos de plata.

a) Calcule los gramos de cobre que se depositarán en lasegunda celda.

b) Calcule el tiempo que tardarán en depositarse si laintensidad de la corriente es de 2 Amperios.

Datos: Masas atómicas : Ag= 107,9; Cu= 63,5 ; Faraday: 96500 C

Solución: a) Las reacciones de descarga en cada celda electrolítica son: 2 Ag+ + 2 e- 2 Ag Cu2+ + 2 e- Cu 2 nCu = nAg nCu = 3g(Ag) / 2· 107,9 g·mol-1 (Ag) = 0,0139 moles mCu = 0,0139 mol· 63,5 g/mol = 0,883 g de Cu

b) 96500 C / 107,9 g (Ag) = 2 (A)· t (s) / 3g (Ag)t = 1341 s

8. Considerando los siguientes metales: Zn, Mg, Pb y Fea) Ordénelos de mayor a menor facilidad de oxidación.b) ¿Cuáles de estos metales pueden reducir Fe3+ a Fe2+ pero no Fe2+ a Fe metálico?

Justifique las respuestas.Datos: Eº(Zn2+/Zn) = –0,76 V; Eº(Mg2+/Mg) = –2,37 V; Eº(Pb2+/Pb) =

–0,13 V; Eº(Fe2+/Fe) = –0,44 V; Eº(Fe3+/Fe2+) = 0,77 VSolución:

a) Se oxida más fácilmente el que tiene el potencial dereducción más negativo, en este caso el magnesio. El quemenos fácilmente se oxida es el plomo, ya que tiene elpotencial de reducción menos negativo, es decir el mayorpotencial de todos. Así, el orden de mayor a menortendencia es el siguiente: Mg, Zn, Fe, Pb.

b) Plomo (Pb), ya que todos pueden reducir Fe3+ a Fe2+, perosolo él no puede reducir el Fe2+ a Fe metálico porque tieneun potencial de reducción mayor.Pb + Fe2+ Pb2+ + Fe ; Eº = Eº(Fe2+/Fe) – Eº(Pb2+/Pb) = –0,44 –(–0,13) = –0,31 V; proceso no espontáneo.


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9. Se colocan en serie una célula electrolítica de AgNO3 y otra de CuSO4.

a) ¿Cuántos gramos de Cu(s) se depositan en la segunda célulamientras se depositan 2g de Ag(s) en la primera?

b) ¿Cuánto tiempo ha estado pasando corriente si la intensidad era de 10 A?

Datos.- Masas atómicas: Ag = 107,87 y Cu = 63,54; Faraday = 96.500 C·mol–1

Solución:a) Ag+ + 1e– Ag y Cu2+ + 2e– Cu

2 g /107,87g·mol–1 = 0,0185 moles Ag1 mol Cu por cada 2 Faradios 0,0185 63,54/2 g = 0,59g Cu

b) t = 0,0185 96500 / 10 = 178,5 s

10. Se construye una pila galvánica conectando una barra de cobre sumergida en una disolución de Cu2+ 1 M con una barra de cadmio sumergida en una disolución de Cd2+ 1 M. Halla la fem de esta pila. Datos E0 (Cu2+/Cu) = 0,34 V ; E0 (Cd2+/Cd) = -0,40 V.

Solución

La fem de la pila es la fem estándar, ya que las concentraciones son 1 M.

Como el potencial de reducción mayor es el de Cu este se reducirá y el de Cd se oxidará, por tanto las reacciones que tendrán lugar en la pila serán:

Reducción (cátodo) : Cu2+ + 2 e- } Cu E0 = 0,34 V

Oxidación ( ánodo ) : Cd } Cd2+ + 2 e- E0 = 0,40 V

Reacción global de la pila : Cu2+ + Cd } Cu + Cd2+ E0 = 0,32 + 0,40 = 0,72 V

11. Representa la pila voltaica formada por un electrodo de Zn en una disolución de ZnSO4 y un electrodo de plata endisolución de AgNO3 1,0 M. Las disoluciones están a 250 C. Determina cuál es el cátodo y cuál es el ánodo, escribe las reacciones de la pila, indica el sentido de flujo de los electrones y calcula la fem de la pila.Datos: E0 ( Zn2+/Zn) = -0,76 V ; E0 (Ag+/Ag) = 0,80 V.

Las reacciones que tendrán lugar en la pila son:


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Oxidación en el ánodo : Zn } Zn2+ + 2 e- E0 = 0,76 V

Reducción en el cátodo : 2 Ag+ + 2 e- } 2 Ag E0 = 0,80 V

Reacción global : Zn + 2 Ag2+ } Zn2+ + 2 Ag

Se cambia el signo del potencial del Zn debido a que se ha invertido el sentido de la semirreacción, es decir hemos escrito la reacción de oxidación.

Se ha multiplicado por 2 la semirreacción de reducción con objeto de ajustar la reacción global y, sin embargo, el potencial de electrodo no varía, ya que se una propiedad intensiva.

Como la reacción global de la pila es suma de las dos semirreacciones, su potencial es también la suma de los dos potenciales parciales:

E0pila = E0

cátodo - E0ánodo

Es decir:

Eopila = 0,80 + 0,76 = 1,56 V

La notación abreviada de la pila será:

Zn(s)/Zn2+(1M)//Ag+(1M)/Ag(s)

12. Determina si la reacción redox que se expresa mediante la ecuación iónica siguiente es espontánea o no, en condiciones estándar.

Cu2+ (aq) + Cr(s) } Cu(s) + Cr3+ (aq)

Datos: E0 (Cu2+/Cu) = 0,34 V ; E0 (Cr3+/Cr) = -0,74 V

La reacción escrita arriba es la suma de éstas dos semirreacciones:

Semirreacción de reducción: 3 (Cu2+ + 2 e- } Cu) E0 = 0,34 V

Semirreacción de oxidación: 2 (Cr } Cr3+ + 3 e- ) E0 = 0,74 V

Reacción global: 3Cu2+ + 2Cr } 3Cu + 2Cr3+ E0 = 0,34 + 0,74 = 1,08V

Como el potencial de la reacción iónica global es positivo y relativamente elevado, la reacción será espontánea y prácticamente total.


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13. Determina si la reacción redox que siguiente es espontánea o no:

Bromo + cloruro de potasio } bromuro de potasio + cloro.

Datos : E0(Br2/2Br-) = 1,06 V ; E0 ( Cl2/2Cl-) = 1,36 V

La reacción iónica que tiene lugar es la siguiente:

Br2 + 2 Cl- « 2 Br- + Cl2

Que es la suma de estas dos semirreacciones:

Semirreacción de oxidación: 2Cl- ® Cl2 + 2 e- E0 = -1,36 V

Semirreacción de reducción: Br2 + 2 e- ® 2 Br- E0 = 1,06 V

Reacción global: Br2 + 2 Cl- « 2 Br- + Cl2 E0 = -0,30 V

Como el potencial de la reacción iónica global es negativo la reacción no será espontánea. La reacción espontánea será la inversa.


Trabajo de electoquimica

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