Cap 12 Electroquimica

1Química General...en la U. Unidad 12 Electroquímica

Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia

U N I D A D

12

Electroquímica1.Celdas electrolíticas 2.Celdas galvánicas

3.Leyes de Faraday 4. Ecuación de Nernst

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

Dependiendo de causa-efecto existen dos posibilidades

Que la causa sea la electricidad y el efecto sea la química (reacción Redox) En tal caso el fenómeno electroquímico se llama “Celda Electrolítica” y se distingue con el símbolo:

+ -

El “mas grande” es +El “menos grande” es -

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

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



El símbolo anterior representa una lámpara que consume la electricidad producida por la reacción redox. Si no se conecta la lámpara u otro elemento (una resistencia, un radio, una calculadora, etc.) para usar la corriente directa generada, la reacción por ser espontánea de todas maneras ocurre y en ese caso genera un fenómeno que se llama “Corrosión”. Cabe anotar que la corrosión es un problema con el cual se enfrentan los ingenieros a diario en las plantas o factorías.

0bserve que el símbolo de la celda está dado en función de la electricidad como causa o como efecto

Elementos de una celda

Cuba electrolítica o recipiente

Líquido electrolítico.Para que sea electrolítico debe poseer:

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 causa o como efecto.Circuito interno, ocurre el fenómeno

químico como causa (si es galvánica)

o como efecto (si es electrolítica)

+ + - -+ + - -+ + - -

Internamente, en el líquido electrolítico, donde está siempre presente el fenómeno químico, el circuito se cierra cuando los iones migran en direcciones opuestas como causa (en forma espontánea) si es celda galvánica o como efecto si es celda electrolítica:

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, Más y menos primero Más.Circuitos: hay dos, Interno y externo primero Externo.Reacciones: hay dos, oxidación y reducción primero Oxidación.

Los anteriores “primerazos” los podemos ordenar en el siguiente cuadro:

En el cuadro anterior vemos que podemos definir (usando los primerazos) que:

Primero Lo primeroElectrodo ÁnodoSigno mÁsCircuito ExternoReacción Oxidación



Ánodo es el electrodode signo mas

en el circuito externoen el cual ocurre una reacción de oxidación

Y como solo son dos electrodos, el cátodo es el otro electrodo y en él ocurre la otra reacción, es decir la de reducción.

Cuadro resumen

causa efecto nombre de la celda Símbolo = f(electricidad)

Electricidad Química Celda Electrolítica + -

Alfabéticamente: causa esta antes que efecto, electricidad antes que química y electrolítica antes que galvánica este accidente de ABC nos permite definir que: celda electrolítica es aquella en la cual la Electricidad es la causa y la química el efecto y la galvánica lo contrario- la química la causa y la electricidad el efecto-

Química Electricidad Celda galvánica

Criterios específicos

Todo electrodo (por causa – efecto), posee signos contrarios en los circuitos interno–externo, ya que si el electrodo tiene signo más en el circuito externo como causa, en el circuito interno atrae a los iones negativos y rechaza los iones positivos como efecto.

+ causa +

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



+ - + - + - - - - - + +

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

Para celda electrolítica:

+ - El electrodo de la izquierda es el ánodo ya que posee signo más en el circuito externo (inducido por la fuente de corriente directa) y atrae los iones negativos (por eso se llaman aniones) y repele los iones positivos que migran hacia el cátodo (por esto se llaman cationes)

causa

+-

efecto

Änodo

(+) + - cátodoLa polaridad del ánodo es positiva porque es el signo que él posee en el circuito externo,

donde está la causa.

causa

- - efecto + +- - + +- - - + +

Para celda galvánica:



En este caso, que es una celda galvánica, como el circuito está abierto ( ) ”nada” ocurre, pero cuando se cierra el circuito los iones espontáneamente migran hacia lados opuestos (causa). Vamos a asumir que los positivos migran hacia la derecha, (puede ser al contrario).

efecto

+-

causa

Ánodo

(-) + - cátodo Como efecto, en cada electrodo, se induce en el circuito externo el signo contrario. Vemos que

elelectrodo de la izquierda posee signo más en el circuito externo y por “ primerazos es el ánodo y

su polaridad es negativa porque es” el signo que él posee según la causa”, y el cátodo es el

otro electrodo

efecto

- - causa + +- - + +- - -

+ +

Observe que siempre el ion que migra al ánodo es el negativo y por esto los iones negativos los llaman aniones, de igual manera los cationes son los iones positivos porque ellos son los que migran al cátodo

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

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



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 (por primerazos), en el ánodo y es :

2H2O(ℓ ) 4 e - + 4H + + 1O2( g )

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

2H2O(ℓ ) + 2e - 2OH - + 1H2( g )

NOTA: Para que no corra el riesgo de “aprender de memoria “ estas reacciones, el análisis conceptual de ellas es el siguiente:Para hacer la reacción de oxidación del agua, el reactivo es H2O y aparecen los electrones en los productos, ya que oxidar es perder electrones, así:

H2O(ℓ ) e –

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

H2O(ℓ ) e - + H +

Como hay transferencia de electrones, uno de los elementos (el hidrógeno o el oxígeno) se tiene que “sacrificar “, es decir cambiar su número de oxidación, como el hidrógeno es +1 en reactivos y en productos, entonces el oxígeno se “sacrifica” cambiando su estado de oxidación de –2 a 0 y por eso se obtiene O2( 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, y las cargas se balancean con el otro ión ( el OH -) y se sacrifica el otro elemento ( el hidrógeno ), y por eso se produce H2( g ), y queda la semirreación de reducción del agua para balancear por tanteo:

H2O(ℓ ) + e - OH - + H2( g )

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



NOTA: Según lo anterior es indispensable dominar el balanceo por ión electrón, es conveniente que replantee sus conocimientos de este tema en el capítulo 4.

Calculos en electroquímica

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

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

En estas celdas se cumple la ley de Faraday ( enunciada en 1832 ), que establece: “ El número de equivalente gramo de sustancia (sust) que se transforman en cada electrodo (puede ser reactivo o producto) es numéricamente igual a la carga eléctrica suministrada, medida en faradios “.

El factor asociado a la ley de faraday es : 1 eq-gr de sust1 faradio

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

El factor asociado a la definición del faradio es: 1 faradio96500 coul

Como 96500 coul es la carga 6.02x1023electrones, entinces tenemos otro factor para la definición del faradio:

El otro factor asociado a la definición del faradio es:

1 faradio6.02x1023 e-

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 de aportar 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 electrolítica se hace por medio de una corriente de I amperios que circulan durante cierto tiempo t segundos.

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

Factor de corriente eléctrica I: I coul1seg

La ley de Faraday químicamente nos menciona la unidad estequiométrica de equivalente gramo (eq-gr) y por lo tanto es indispensable fabricar el factor equivalente gramo de la sustancia (E) que es:

Factor E: E eq-gr sust1 mol sust

.Recuerde que el valor de E de la sustancia está dado por el número de electrones transferidos por cada mol de la sustancia y su valor se calcula así:

E = Nº de e- transferidos en la semi - reacciónCoeficiente estequiométrico de la sustancia

El número de electrones transferidos estan dados por los electrones perdidos en la semi-reacción de oxidación o el número de electrones ganados en la semi-reacción de reducción y determinados por el método de balanceo de reacciones medias o de ión electrón.

Recuerde (normas de lectura capítulo estequiometría) que si se quieren calcular los gramos de la sustancia es indispensable el factor del peso molecular de la sustancia

Mwque es: Mw gr sust1 mol sust

.Como la sustancia puede ser un gas, también es posible determinar el volumen producido de la sustancia gaseosa a ciertas condiciones, si se quiere a condiciones normales, de antemano existe el factor de “volumen molar normal “

(capítulo, gases) que es: 22.4 lt sust (g)

1 mol sust (g)



Si las condiciones no son 1 atmosfera y 273ºK, dicho factor se puede calcular usando la ecuación universal de los gases ideales, asi:

RTP

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

d gr de M(s)

1cm3 de M

Nota: Los cálculos estequimétricos en una reacción química están determinados por el reactivo límite (RL), en las celdas electrolíticas están limitados por el tiempo que se suministra la corriente directa, según lo anterior podemos afirmar que estos cálculos estequiométricos dependen de un RL especial: el tiempo

Ilustración

En la electrólisis del sulfato cúprico acuoso con electrodos de platino, se suministra una corriente de 2 amperios durante una hora, 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 celda electrolítica:

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

Ánodo Pt Pt cátodo Ánodo

(+)Cátodo (-)

(+) Causa + - (-) Pt Pt

SO42- Cu2+

Cu2+ SO42- Cu2+



SO42-

SO42- Cu2+

efecto

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 la pregunta b. y además es la única reacción anódica posible.

Posibles reacciones catódicas ( de reducción ):

a. Del electrodo: Pt, es inerte, no ocurre.b. Del ión que rodea al cátodo:

Cu 2+ + 2e - Cu( s )

c. 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 elelctrolíticosLey de Faraday:

1 eq gr Cu(s) Definición de faradio:

1 faradio Factor de corriente:

2 coul1 faradio 96500coul 1 seg.

Factores estequiométricos

Factor E: 2eq gr Cu(s) Peso molecular: 63.54 gr Cu(s) Factor obligado:

1 hora1 mol Cu(s) 1 mol Cu(s) 3600seg.

En la reacción de reducción hay2 e- y ce = 1

Queremos gramos

Transformación de unidades desde 1 hora ( dato dado ), hasta Wgr Cu ( s )

( dato pedido ); usando los seis factores resultantes:

1hora x

3600 seg 2 coul 1faradio 1 eq-gr Cu 1 mol Cu 63.54gr Cu = W gr Cu

1hora 1 seg 96500 coul 1faradio 2 eq-gr Cu 1 mol Cu



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

Cálculos para el 02( g ):

Factores elelctrolíticosLey de Faraday:

1 eq gr O2(g) Definición de faradio:

1 faradio Factor de corriente:

2 coul1 faradio 96500coul 1 seg.

Factores estequiométricosFactor E: 4eq gr O2(g) volumen

molar:22.2lt O2(g) Factor

obligado:1 hora

1 mol O2(g) 1 mol O2(g) 3600seg.En la reacción de 0xidación hay

4 e- y ce = 1Queremos volumen a CN

Transformación de unidades desde 1 hora ( dato dado ), hasta V lts. O2( g )

(dato pedido); usando los seis factores resultantes:

1hora x

3600 seg 2 coul 1faradio 1 eq-gr O2 1 mol O2 22.4 lt O2

= V lt O21hora 1 seg 96500 coul 1faradio 4 eq-gr O2 1 mol O2

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 el cátodo

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

V = 2.37 gr. Cu(s) x1 cm3

V = 0.2657 cm3

8.92 gr. Cu(s)

NOTA: Como este cambio de volumen es muy pequeño, es conveniente “exagerar” el número de cifras decimales, ya que en un “ proceso de cobrizado” lo que se busca es una apariencia externa del objeto 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 cátodo



Esto es una aplicación geométrica, donde V por concepto del operador delta (V), es:

V = Vfinal -Vinicial

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

Vinicial =4(1.5)

3 Vinicial = 14.1372 cm3 ( con exageración de cifras decimales )

3

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:3

1.5cm + = = 9.34 x 10 –3 cm.

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

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

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

Con esta información se plantea por ion electrón la reacción de oxidación (de nuevo lo primero

siempre primero: ánodo y oxidacion)

Esto simboliza un elemento que separa el ánodo del cátodo que “obliga” a los e- a migrar por el circuito externo, se llama puente salino

Con esta información se plantea por ion electrón la reacción de

reducción

El elemento externo que separa el ánodo del cátodo se conoce como puente salino, y es una solución acuosa saturada de la sal KCl, también pude ser una membrana semi permeable, para efectos prácticos se puede usar una loza cerámica sin esmaltar, que es porosa. Si este medio semipermeable se deteriora, los e- migran del ánodo al cátodo por el circuito interno ( “nadan”)



pero no se produce corriente eléctrica, en este caso se dice que la celda está “en corto”.

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

Condiciones estandar de una celda.

Una celda galvánica es estandar si cumple las siguientes condiciones:

Temperatura: 25ºC ( 298ºK ) no confundir con la temperatura normal de los gases que es 0ºC

Si hay gases: Pparcial = 1atm

Si hay iones: 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, se conoce como “potencial estandar” y se representa como º.

En general:

de la celda = de la reacción de oxidación en el ánodo

+ de la rección de reducción en el cátodo

Existen tablas con valores experimentales de potenciales estandar de oxidación, ºpara semi-reaciones de oxidación (medidos en voltios).

Algunos valores de ºpara semi-reaciones de oxidación se presentan en la siguiente tabla.

Semi reacción de oxidación º(voltios)Li Li1+ + 1e- 3.050Na Na1+ + 1e- 2.710Zn Zn2+ + 2e- 0.760Sn Sn2+ + 2e- 0.136Pb Pb2+ + 2e- 0.126H2 (g) 2H1+ + 2e- (este electrodo se conoce como electrodo de referencia) 0.000Cu Cu2+ + 2e- -0.3404OH- O2(g) + 2H2O + 4e- -0.4002I- I2(g) + 2e- -0.540N2O4(g) NO3

1- (balancee usted esta semi-reacción en medio ácido) -0 8002Br- Br2(g) + 2e- -1.070Mn2+ MnO2(S) (balancee usted esta semi-reacción en medio ácido) -1.230H2O 4H1+ +O2(g) + 4e- -1.230



N2O(g) HNO2 (balancee usted esta semi-reacción en medio ácido) -1.290Cr3+ Cr2O7

2- (balancee usted esta semi-reacción en medio ácido) -1.330NH4

+ NH3OH+ (balancee usted esta semi-reacción en medio ácido) -1.3502Cl- Cℓ2(g) + 2e- -1.359Au Au3+ + 3e- -1.500Mn2+ MnO4

1- (balancee usted esta semi-reacción en medio ácido) -1.510MnO2(s) MnO4

1- (balancee usted esta semi-reacción en medio ácido) -1 7002F1- F2(g) + 2e- -2.870

Si se requiere el valor de el potencial estandar de reducción, ºde la semi-rección de reducción para el cátodo, basta con cambiarle de signo al valor leido en la tabla de potenciales estandar de oxidación, puesto que reducir es lo contrario a oxidar.

El valor de ºpara semi-reaciones de reducción del Sn, vale –(0.1360)El valor de ºpara semi-reaciones de reducción del Cℓ, vale -(-1,360) = + 1.360

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

celda = ºcelda -RT

xℓn LAMpcEFDonde:R es la constante universal de los gases ideales =

8.314Joulmol K

T 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 96500coul

LAMpc 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 o líquidos no disueltos, ellos se miden en actividad, a = 1

La ecuación de Nernst se suele escribir en términos de ℓog en lugar 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: RTx2.3 = 0.059, sustitiyendo este valor queda:F



celda = ºcelda -0.059

xℓog LAMpc esta es la ecuació de Nernst a 25ºCE

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

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 la celda = de la reacción de oxidación del cloro en el ánodo (-1.359) + de la rección de reducción 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:

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

Reacción catódica (1 Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- 2 Cr3+ + 7 H2O) x 1

Reacción neta 6 Cℓ 1- + 1 Cr2O72- + 14 H+ + 6 e- 3 Cℓ2 (g) + 6 e- + 2 Cr3+ + 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 [Cr2O72-]1 [H1+]14 (10-1)6 (10-1)1 (1)14

celda = - 0.029 - 0.059x Log 8 x 105 celda = - 0.087 voltios6

Aclaración: El valor del potencial de la celda, por ser negativo, nos indica que la celda propuesta no produce electricidad, es decir, la reacción no es expontánea. Lo mismo podemos decir de la celda estandar, ya que el potencial estandar también es negativo

Ilustración 2:



Determinar el potencial de la celda

Au(s) Au3+ (0.1m) F1-(0.01m), F2 (g) (2 atm) 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 la celda = de la reacción de oxidación del oro en el ánodo (-1.500) + de la rección de reducción 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:

Reacción anódica ( Au (s) Au3+ + 3 e- ) X 2

Reacción catódica ( F2 (g) + 2 e- 2 F1- ) x 3

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 - 0.059x Log 1.25 x 10-15 celda = 1.51 voltios6

APLICACIONES DE CELDAS GALVÁNICAS:

Las mas conocidas celdas comerciales Son:

1. La pila seca o pila Leclanché.

Es un recipiente de Zinc que hace la función de ánodo y contiene una pasta húmeda de cloruro de amonio y cloruro de Zinc en la cual está como cátodo un electrodo de carbono rodeado de óxido de manganeso, 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 se conoce como “pila” y se encuentra en varias presentaciones según el 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 plomo gris esponjoso y el cátodo está constituido también por placas de plomo llenas con óxido plumbico, el electrólito es 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 deposita sobre las placas y la concentracón del H2SO4 disminuye, esta celda puede recargarse como una celda electrolítica en la cual se invierten las reacciones. La batería suministra una fem de 2 voltios, y se construyen en serie de 3 o 6 celdas para fabricar acumuladores que suministran 6 ó 12 voltios.

3. Celda de niquel – cadmio.

Los electrodos son placas de acero empacadas con NiO2 hidratado y cadmio finamente dividido, suministra un potencial de 1.4 voltios, es recargable. Las reacciones son:

Ánodo: Cd(s) + 2OH- Cd(OH)2 + 2e-

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



taller1. Se pasa una corriente de 4 amperios durante 2 horas por una solución

acuosa de NaCℓ, que volumen de H2 (g) a 25ºC y a 0.5 atm se obtiene, si los electrodos son de platino. R/ 7.29 L

2. En la electrólisis del sulfato áurico acuoso con electrodos de platino, se suministran 1.5 amperios durante 8 horas para un proceso de dorado, que volumen de oro sólido se deposita en el cátodo si la densidad del oro es 19.3 gr./cm3.y su peso molecular es 196.96. R/ 1.52 cc

3. Determine el potencial de la celda:

M(s) M2+ (0.01m) M2+ (0.1m) M (s)

Nota: En esta celda el potencial es suministrado por la diferencia de concentraciones anódica y catódica, por esta razón ésta celda se llama “celda de concentración”. R/ 0.0295 voltios

4. Determinar el potencial de la celda:

Pt(s) Br2 (g) (2 atm), Br1- (0.1m) MnO41- (0.1m), Mn2+ (0.01m), H1+ (1m) Pt(s)

5. En la electrólisis de una solución de sulfato cúprico con electrodos de platino se suministra una corriente de 2.5 amperios durante 500 segundos, determinar:

a) los gramos de cobre que se depositan en el cátodo durante el proceso.

b) El volumen de O2 (g) que se desprende en el ánodo, medidos a 20°C y 10psi. R/ a) 0.412gr, b) 0.114 litros.

6. determine el tiempo que se requiere para obtener 2.5 litros de O2 (g), a 77°F y una presión de 0.842 atm. a partir de la electrólisis de una solución acuosa de ácido sulfúrico con una intensidad de corriente de 6 amperios.R/ 1.54 horas

cuantas moles de H2 (g) se deprende durante el proceso. R/ 0.172moles.

7. que ocurrirá cuando una barra de zinc se sumerge dentro de una solución de los siguientes solutos,



a) AgNO3. R/ se oxida espontáneamente la barra de zinc.b) CuSO4. R/ se oxida espontáneamente la barra de zinc.c) FeSO4. R/ se oxida espontáneamente la barra de zinc.d) Pb(NO3)2. R/ se oxida espontáneamente la barra de zinc

si los potenciales estandar de oxidación son:Ag = - 0.80V; Cu = - 0.34V; Fe = 0.44V; Pb = 0.13V; Zn = 0.76V

8. Al realizar la electrólisis de una solución acuosa que contenía Cr3+ y Zn2+ se produjo una aleación que contenía 8 gramos de cromo y 9 gramos de zinc, si la electrólisis duró 3 horas, determine:

a) los coulombios suministrados por la fuente. R/ 70257.75b) los electrones que llegan al cátodo. R/ 4.38x1023.c) cuanto vale la corriente empleada. R/ 6.51 amperios.d) En cuant tiempo se deposita el cromo. R/ 1.86 horas.

9. Se tiene una celda galvánica de Zn – Cu2+. El electrodo de Zn es el ánodo y el potencial de la celda es 1.1 voltios. Si el potencial de reducción del Zn es -0.76 voltios, determne el potencial de reducción del Cu. R/ 0.24V.

Determine la masa de aluminio que se deposita en la electrólisis de cloruro alumínico fundido (léase líquido) si se suministran 10amperios durante una hora. R/ 3.36 gramos

10. Se tiene la siguiente celda galvánica:

Aℓ(s) | Aℓ+3(1.5m) || Mn+2(0.10m) | Mn(s)

Si los potenciales estandar de oxidación son: Aℓ = 1.66V; Mn = - 1.51V, calcular el potencial de la celda.

11. en la electrólisis de una solución acuosa de NaCℓ, a través d la cual se hacen pasar 7.5 A durante 100 minutos, determine:

a) Los litros de Cℓ2(g) producidos a condiciones normales. R/ 5.22b) Las moles de Na(OH) (ac) formadas por una evaporacion posterior al

proceso electrolítico. R/ 0.466

12. Cúantos gramos de Ag son depositados con una corriente que suminstra 5250 coulumbios. R/ 5.87g



13. Si se realiza simultáneamente y a las mismas condiciones, la electrólisis de nitrato cúprico y la electrólisis de sulfato alumínico, cuántas moles de Aℓ (s) se depositancuando se han depositado 2 moles de Cu(s).R/ 1.33

14. Para la siguiente celda:

Mg(S) | Mg2+(1.2m) || Au3+(1m) | Au(s)

Si los potenciales estandar de oxidación son: Mg = 2.37V; Au = - 1.5Va) Calcular el potencial estandar de la celda.R/ 3.83Vb) Hacer la reacción neta.R/ 3Mg(s) + 2Au3+ 3Mg2+ + 2Au(s)

c) Calcular el potencial de la celda.R/ 8.83

15. se tienen las siguientes sales en solución acuosa: NiCℓ3, Aℓ(NO3) y CuSO4. Si cada solución por separado se somete a electrólisis y se suministra una corriente de 1.5A durante 850 segundos, determine los gramos de Ni(s), Aℓ (s) y Cu(s). R/ 0.388 ;0.119 y o.420

16. Cuanto tiempo se requiere para obtener 25.45 gramosde Cℓ2(g) a 25°C y 680 mmHg, en la electrólisis de NaCℓ (ac), si la intensidad de corriente es de 3.5 A. R/ 5.49 horas .

17. Se analiza una mezcla de 6.485 gramos CuCℓ2, NaCℓ y Na(NO3). Al reaccionar con Ag(NO3) se producen por precipitación 10.45 gramos de AgCℓ (s). Por electrólisis con una corriente de 2 A durante 250 segundos se depositó todo el cobre contenido en la muestra. Determine los gramos de cada sal en la muestra. R/ 0.349g. de CuCℓ2, 3.96g de NaCℓ y 2.18g. de Na(NO3).

18. Se desea platear una esfera de 25cm. de diametro por electrólisis de una solución de Ag(NO3), si el espesor del plateado es de 3.5mm. Determine el tiempo requerido para este proceso si la intensidad de la corriente es de 15A, la densidad del Ag(s) vale 10.5g/cm3.

R/ 484.76horas.

19. Determine el potencial de las siguientes celdas:

a). Zn(s) | Zn+2(0.1m) || Cu+2(0.50m) | Cu(s). R/ 1.12V

b). Pt (s) | I -1(0.5m), I2(s) || Cℓ -1(0.10m), Cℓ2(g) (1atm)| Pt(s). R/ 0.861V

c). Zn (s) | Zn+2(0.2m) || H+1(0.5m), H2(g) (0.5atm) | Pt(s). R/ 0.772V



d). Ag (s) | Ag+1(1.2m) || Aℓ+3(0.7m) | Aℓ (s). R/ - 2.47V, que opina de este valor?

Los potenciales estándar de oxidación son: Zn = 0.76V, Cu = - 0.34V, I - 1 = - 0.54V, Cℓ - 1 = - 1.36V, H2 = 0.0V, Ag = - 0.80V, Aℓ = 1.66V.

21. Cuánto tiempo duraría la electrólisis del H2O(ℓ) contenida en un recipiente cuyas dimensiones son: 2.5 m de largo, 2 m de ancho y 1.5 m de profundidad, con una intensidad de corriente de 10 A. R/ 510 años.

22. La electrólisis de FeCℓx con electrodos de platino produce 167.52 mg de Fe(s) y 110 ml de Cℓ2(g) a 25°C y 1 atm.

a) Cual es la fórmula del compuesto. R/ X = 3 FeCℓ3

b) Si la electrólisis dura 30 minutos, cuantos amperios de suministran. R/ 0.483c) Cuantos coulombios se suministran a la celda. R/ 868.8d) Cuantos feradios suministra la fuente de C.D. R/ 9x10 – 3

e) Cuantos electrones llegan al cátodo. R/ 5.42x1021.

23. Se someten a un proceso electrolítico 250 ml de NiSO4 0.5 M. Al sistema se le suministra una corriente de 1.25 A.

a) Cuánto tiempo tiempo debe emplearse para que se deposite el 40% del níquel presente en la solución.b) Que volumen de O2(g), medidos a 30ºC y 2 atm se desprende durante el proceso

Cap 12 Electroquimica

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