Electroquimica-2013

CAPÍTULO

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Profesor:

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Tema

Julio Oria

ELECTROQUÍMICA

INTRODUCCIÓN : Celdas de combustible (utilizan reacciones redox de combustión para producir electricidad). Este autobús eléctrico no contamina el ambiente, ya que trabaja con hidrógeno comprimido. El único gas que emite por el tubo de escape es agua. CONCEPTO : Es la parte de la química que se encarga del estudio de la conversión de la energía química (reacciones redox) en energía eléctrica (flujo de electrones) y viceversa. TIPOS DE CELDAS ELECTROQUÍMICAS : Son los dispositivos donde se realizan los fenónemos electroquímicos. CELDA GALVÁNICA O VOLTAICA : Son dispositivos donde se realizan de manera espontanea reacciones redox, donde la energía Galvani Volta potencial química liberada (DG < 0), se transforma en energía eléctrica, que puede utilizarse para encender Biólogo: Luigi Galvani (1737-1798) y Físico: una calculadora, linterna, radio, reloj, marcapasos Alessandro Volta (1745-1827), quienes efectuaron el trabajo precursor en el campo de la electroquímica cardiaco, etc.

Representación : El tipo de representación de celda galvánica que se muestra, es la llamada Pila de Daniell (Jhon Frederick Daniell, químico inglés que la inventó en 1836). Las reacciones de oxidación y reducción se efectúan en recipientes físicamente separados (semiceldas) . eeee* En el ánodo (-), hay oxidación (pérdida de e-) V Zn(s) ® Zn2+(ac) + 2eVOLTÍMETRO En el cátodo (+), hay reducción (ganancia de e-) ÁNODO Cl K + CÁTODO 2+ Zn Cu (Oxidación) Cu (ac) + 2e- ® Cu(s) (Reducción) Puente salino La reacción neta (celda): 2+ 2+ Cu Cu Zn Zn Zn (ac) + Cu(s) ( DG < 0) (s) + Cu (ac) ® Electrodo

*

-

+

+2

+2

(s)

SO4

Electrolito

-2

SO4-2

ZnSO4(ac) 1M

CuSO4(ac) 1M

Semicelda anódica

Semicelda catódica

* El puente salino, es un tubo en U que contiene un electrolito inerte (solución saturada de una sal fuertemente ionizada, esta es por lo En la pila de Daniell, después que la celda deja de general: KCl, K2SO4, KNO3 o NH4NO2 ) mezclada funcionar, el electrodo de Zn pesa menos y el de Cu pesa más. con un gel. * Los iones del electrolito inerte del puente salino, no reaccionan con los electrolitos de las semiceldas, ni se oxidan ni reducen en los electrodos, permiten el desplazamiento de los iones de una semicelda al puente salino y viceversa. * La función del puente salino, es cerrar el circuito y evitar la polarización de las semiceldas

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(manteniendo la neutralidad eléctrica en cada una). Es decir, sin la presencia de este la disolución en el compartimiento del ánodo se cargaría positivamente al aparecer en ella iones Zn2+, y la disolución en el compartimiento del cátodo se cargaría negativamente al eliminar de ella iones Cu2+. Debido a un desbalance de cargas, las reacciones en los electrodos rápidamente se detendrían, lo mismo que el flujo de electrones por el alambre. * El flujo de electrones se produce a través del alambre, desde el electrodo que posee menor potencial de reducción o ánodo, al que posee mayor potencial de reducción o cátodo. Notación abreviada de la celda :

* - El limite entre dos fases sólido/liquido, sólido/gas se representa mediante una línea vertical / - El limite entre los compartimientos de las semiceldas, que por lo general es el puente salino, se representa mediante una doble línea vertical //. - Los componentes de la semicelda que están en la misma fase se separan con una coma. - Por convención, la oxidación (ánodo) se coloca a la izquierda del puente salino y la reducción (cátodo) a la derecha del mismo. Ejemplo: Esquema de la pila de Daniell: (Esta pila produce 1,1V) electrodo / iones (xM) // iones (yM) / electrodo (OXIDACIÓN) (REDUCCIÓN)

*

Zn(s) / Zn2+(ac,1M) // Cu2+(ac,1M) / Cu(s)

Potencial del electrodo estándar (E°) o fuerza electromotriz (fem) : No es posible medir directamente el potencial de un electrodo, sólo es posible medir una diferencia de potencial entre dos electrodos. Sin embargo, es posible desarrollar un conjunto de potenciales estándar de media celda, lo que se logra seleccionando una media celda estándar arbitraria como punto de referencia, a la que se le asigna un potencial arbitrario para después expresar el potencial de todas las demás medias celdas, en relación con la media celda de referencia. Condiciones estándar : Se ha seleccionado como referencia al electrodo A 25°C, los solutos están a concentraciones 1M, los gases a la presión parcial de 1 atm, de hidrógeno en condiciones estándar. En condiciones estándar, un electrodo de platino los sólidos y líquidos en forma pura. está sumergido en una solución acuosa 1M de un ácido fuerte , + H (ac), a través del cual el gas H2 a 1atm se burbujea. La semireacción ocurrida en ambas direcciones (reducción u oxidación), tiene asignado el potencial arbitrario exactamente igual a 0.00 V. cable de Pt Oxidación: + H2(g, 1atm) ® 2H (ac, 1M) + 2e- ; Eºreferencia = 0,00 voltios salida Reducción: H + 2H (ac, 1M) + 2e- ® H2(g, 1atm) ; Eºreferencia = 0,00 voltios 2(g)

.

Así para un electrodo cualquiera se puede calcular su potencial estándar a partir del potencial estándar del hidrógeno. 2+ Ejemplo: Celda galvánica formada por Zn -H2(g)

.

Zn2+ (1M) / Zn(s) // H2 (1atm) / H+ (1M) / Pt(s) Oxidación: 2+ Zn(s) ® Zn (ac) + 2eReducción: + 2H (ac) + 2e- ® H2 Reacción global: Zn(s) + 2H+(ac) ® Zn2+(ac) + H2 (g)

(g)

*

Potencial estándar de la celda (E°celda) : Eºcelda

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= Eºoxidación + Eºreducción

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NOTA: * E° celda (+), la reacción es espontánea y el sentido de la corriente es el correcto. * E° celda (-), la reacción no es espontánea y el sentido de la corriente deben ser inverso. Potenciales de reducción estándar (25°C) del electrodo (semicelda)

Aumenta la fuerza del agente reductor

Aumenta la fuerza del agente oxidante

.

escribir reacciones redox espontáneas : * * Como Sea la celda: Zn / Zn // Cd / Cd (valores de E°reducción hallados de tabla) +2

+2

+2

Zn + 2e- ® Zn Eº = -0.763V … (I) +2 Cd + 2e- ® Cd Eº = -0.403V ...(II) * El que posea mayor Eº de reducción se reducirá y el que posea menor Eº de reducción se oxidará (para lo cual la semireacción se invertirá). * Vemos que: Eº (II) > Eº (I), por lo tanto el potencial de reducción de Eº (I) se invertirá convirtiéndose de esta forma en Eº de oxidación. Oxidación: Zn ® Zn+2 + 2e- Eº= +0.763V +2 Reducción: Cd + 2e- ® Cd Eº = -0.403V Luego la reacción global será: Zn(s) + Cd+2(ac) ® Zn+2(ac) + Cd(s) Eºcelda = Eº oxidación + Eº reducción = (+0.763) + (-0.403) = 0.36V (reacción espontánea) * Cuando se invierte una reacción de semicelda Eº cambia de signo y si multiplicamos una semireacción por una constante el valor de Eº no varia. Ejemplos: +1 Ag + 1e- ® Ag Eº = +0.80V El potencial de celda, es una propiedad intensiva. +1 2Ag + 2e- ® 2Ag Eº = +0.80V Es independiente del volumen de la solución, del +1 5Ag ® 5Ag + 5eEº = -0.80V tamaño de los electrodos, de la cantidad de sustancia.

*

Efecto de la concentración sobre el potencial de celda : La mayoría de las celdas no inician con todos sus componentes en su estado estándar, y aun si lo hicieran, las concentraciones cambian después de poco tiempo de funcionamiento de la celda. Además, todas las celdas voltaicas prácticas, como las de las baterías, contienen

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reactivos en concentraciones muy lejanas a las del estado estándar. Es claro que debemos ser capaces de determinar Ecelda , bajo condiciones no estándar. La ecuación planteada por Nernst, en 1889, es útil porque permite calcular potenciales de celda bajo condiciones no estándar. Sea la reacción redox global a 25°C: c d C D 0,0592V Q= (25°C) log Q Ecelda = E°celda aA + bB + ne « cC + dD a b n A B E : Potencial de celda en condiciones no estándares. Eº : Potencial estándar o normal de celda. n : # de electrones transferidos en la semireacción. [ ]s = 1 (sólido)

Q : cociente de reacción

El gran fisicoquímico alemán Walther Herman Nernst, sólo tenía 25 años cuando desarrolló la ecuación para relacionar el voltaje de la celda con la concentración. Su carrera que culminó con el premio Nobel de química en 1920, incluyó la formulación del principio del producto de solubilidad y la tercera ley de la termodinámica, e hizo contribuciones clave a la fotoquímica y a los principios que fundamentan el proceso Haber. Se le ve aquí de edad avanzada, comentando algo a varios de sus célebres colegas: de izquierda a derecha, Nernst, Albert Einstein, Max Planck, Robert Millikan y Max von Laue.

Ejemplo: En un prueba de un nuevo electrodo de referencia, un químico construye una celda 2+ voltaica que consiste de un electrodo Zn/Zn y el + electrodo H2/H en las siguientes condiciones: 2+ + [Zn ] = 0.010M ; [H ] = 2.5M ; PH2= 0.30 atm Calcule la Ecelda a 25°C.

*

Relación entre Q y K : En el equilibrio: E= 0, cuando Q= K, en este punto no se libera más energía libre, así que la celda no puede hacer más trabajo. En este punto en la vida de la batería, decimos que está “muerta”

E = E °, .

*

0,059 log Q n

E° =

0,059 log K n

Log K = n .E° 0,059

K = 10

n .E° 0,059

Celdas de concentración : Es aquella celda que resulta de la unión de dos semiceldas que contienen la misma sustancia electrolítica, pero con diferentes concentraciones molares. * La reducción ocurrirá en la solución más concentrada y la oxidación en la más diluida. * Como ambos electrodos contienen el mismo electrolito, luego en dicha celda de concentración se cumple: Eº = 0.00 V Ejemplos: Hallar el potencial de la celda. E = - 0.0592 x log[ dilui / conc]

n

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Química eÁNODO

e-

VOLTÍMETRO

V

-

Ag

10-4M

ÁNODO

(Oxidación)

e-

*

T = 25°C VOLTÍMETRO

V

-

(Reducción)

E = - 0.0592 x log(10

-4

)/(10-1) = 0.117 V

1

-1

10 M e-

e-

Cu

Cu

Cu2+

Cu2+

10-1M

*

CÁTODO

+

Ag+

+

e-

e-

Ag

Ag

(Oxidación)

e-

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T = 25°C

+

CÁTODO

(Reducción)

E = - 0.0592 x log(10

-1

)/(10) = 0.0296 V

2

1M

APLICACIONES : En baterías (acumulador de plomo, pilas secas, pilas de níquel-cadmio, pilas de litio e ion litio, celdas de combustible, ánodos de sacrificio, etc.). Baterías primarias (no recargables):

secas : pila Zinc-carbono o pila Leclanché (inventada en 1860). * * Pilas Usos: fuente de energía para las linternas, radio portátil, juguetes, lamparas, etc. * Ventajas: Barata, segura, disponible en muchos tamaños. * Desventajas: a corrientes altas de consumo, se acumula NH3(g), lo que ocasiona una caída de voltaje. Vida corta de almacenamiento, porque el ánodo de zinc reacciona con los iones + ácidos NH4

George Leclanché (Ingeniero Francés)

alcalinas : Es una pila seca mejorada. El electrolito es una pasta * dePilas KOH, el cual elimina la acumulación de gases (NH ) y mantiene al 3

electrodo de Zn. ánodo: Zinc pulverizado Zn(s) + 2OH (ac) ® ZnO(s) + H2O(l) + 2ecátodo : Dióxido de manganeso MnO2(s) + 2H2O(l) + 2e- ® Mn(OH)2(s) + 2OH-(ac) global: Zn(s) + MnO2(s) + H2O(l) ® ZnO(s) + Mn(OH)2(s) Usos: Los mismos que la pila seca. Ventajas: No hay caida de voltaje y vida útil mayor a la de la pila seca. Desventajas: Más cara que la pila seca común.

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Baterias de Hg, Li y Ag (botones) : Usos: La pila de Hg y Li se usa en relojes y calculadoras, la pila de plata en cámaras, marcapasos y audífonos. Ventajas: ambas son muy pequeñas, con un voltaje relativamente

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alto. La pila de plata tiene una producción total de energía muy constante y no es tóxica. Desventajas: Las pilas de mercurio desechadas liberan el metal tóxico. Las celdas de plata son caras. Baterías secundarias (recargables): Acumulador de plomo-ácido :

Se usa como fuente de corriente eléctrica para el arranque de autos, camiones. Posee 6 celdas conectadas en serie, de las cuales cada una proporciona 2V, es decir, posee 12V. El ánodo es una serie de rejillas de plomo empacadas con plomo esponjoso, y el cátodo es una segunda serie de rejillas empacadas con dióxido de plomo; todo está sumergido en el electrolito, que es una disolución acuosa de ácido sulfúrico » 4.5M. Ánodo: Pb(s) + HSO4-(ac) ® PbSO4(s) + H+(ac) + 2eE°= 0.296V Cátodo: PbO2(s) + 3H+ + HSO4-(ac)+ 2e- ® PbSO4(s) + 2H2O(l) E°= 1.628V global de celda (descarga): PbO2(s) + Pb(s) + 2H2SO4(ac) ® 2PbSO4(s) + 2H2O(l) E°celda = 1.924V Bateria de níquel-cadmio (nicad) : Usos: máquinas de afeitar inalámbricas, unidades de flash para fotografía y herramientas eléctricas. Ventaja: peso ligero Desventaja: eliminación de cadmio tóxico. Bateria de litio sólido :

Automóvil eléctrico Tesla, vehículo movido con baterías de ion litio, con velocidad máxima de 480 Km/h. En comparación con los vehículos convencionales e híbridos, el automóvil Tesla es bastante eficiente en energía y produce muy pocas emisiones de CO2.

Bateria de flujo (celdas de combustible) : Utilizan reacciones redox de combustión para * producir electricidad (el combustible no se quema). El oxidante suele ser el aire y los reductores son ordinariamente combustibles como: carbón, petróleo, hidrógeno, propano, butano. Celda de combustible H2 - O2 Una celda de combustible que oxida H2 tiene electrodos de carbono impregnados con catalizadores metálicos y un electrolito de Na2CO3 fundido. ánodo: H2(g) + CO32-(l) ® H2O(g) + CO2(g) + 2e2cátodo: 1/2O2(g) + CO2(g) + 2e- ® CO3 (l) global: H2(g) + 1/2O2(g) ® H2O(g) Ecelda = 1.2 V Usos: automóviles modernos, transbordadores espaciales. Ventajas : Alrededor del 75% de la energía de los enlaces químicos del combustible se convierten en electricidad. En contraste, una planta eléctrica convierte alrededor del 40% de la energía de los enlaces del carbón en electricidad, y el motor de un automóvil convierte

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sólo el 25% de la energía de los enlaces en la gasolina en movimiento del vehículo. Desventajas: 1.- A diferencia de la batería ordinaria, las celdas de combustible no pueden almacenar energía eléctrica, operan solamente con un flujo continuo de reactivos. 2.- los materiales del electrodo son de corta duración y caros.

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Corrosión: Un caso de electroquímica ambiental : La corrosión, es la oxidación que experimentan los metales hasta sus óxidos o sulfuros, por un proceso redox natural debido al contacto de estos con el medio ambiente (el cual contiene O2 en presencia de humedad). Ejemplos: el hierro oxidado, la plata empañada, la pátina verde que se forma sobre el cobre y el latón, etc. Ejemplo: Corrosión del hierro. * El hierro no se oxida en aire seco, debe haber humedad presente * El hierro no se oxida en agua libre de oxígeno, debe haber oxígeno presente. * La pérdida de hierro y el depósito de óxido a menudo ocurren en lugares diferentes del mismo objeto. * El hierro se oxida más rápido a pH bajo ([H+] alta) Ejemplos de corrosión: A) Barco * El hierro se oxida más rápido en contacto con soluciones oxidado, B) vasija de plata iónicas. empañada, C) Estatua de la libertad * El hierro se oxida más rápido en contacto con un metal cubierta con una pátina verde, menos activo (como Cu) y más lentamente en contacto con debido a la corrosión del cobre. un metal más activo (como Zn) Procedimiento: - Una parte de la superficie del hierro funciona como ánodo, donde se lleva a cabo la oxidación: Fe(s) ® Fe2+(ac) + 2e– líquida Herrumbre Región - Los electrones donados por el hierro catódica Región Hierro reducen el oxigeno atmosférico a iones anódica hidróxido en el cátodo, que a su vez es « « otra región de la misma superficie del metal: O2(g) + 2H2O(l) + 4e– ® 4OH-(ac) 2+ - La reacción redox global es: 2Fe(s) + O2(g) + 2H2O(l) ® 2Fe (ac) + 4OH (ac)

Protección catódica (Ánodo de sacrificio) : Procedimiento utilizado para proteger objetos * grandes de hierro y acero en contacto con agua o tierra húmeda como los barcos, tanques de almacenamiento, tuberías y oleoductos, que implica la conexión de un trozo de magnesio, aluminio, zinc u otro metal activo al objeto, ya sea directamente, o por medio de un cable.

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El metal activo se oxida, disolviendose lentamente. La superficie de hierro adquiere electrones procedentes de la oxidación del metal activo; el hierro actúa como cátodo y en él se produce una semirreacción de reducción. El hierro estará protegido mientras que quede metal activo. Este tipo de protección se llama protección catódica y al metal activo se le da el apropiado nombre de ánodo de sacrificio. Ánodos de sacrificio de magnesio. Las pequeñas barras cilíndricas adosadas a la quilla del barco proporcionan protección catódica contra la corrosión.

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Protección catódica de un tanque de almacenamiento de hierro (cátodo) con magnesio, un metal más electropositivo (ánodo). Dado que en el proceso electroquímico sólo se consume el magnesio, algunas veces se le denomina ánodo de sacrificio.

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CELDAS ELECTROLÍTICAS: Proceso en el que se utiliza la energía eléctrica continua de * una fuente externa para generar una reacción redox no espontánea (DG > 0) que produce energía química. Este fenómeno químico produce la electrólisis, que es la descomposición de ciertas sustancias (generalmente electrolitos), formandose nuevas sustancias simples o compuestas. En una celda electrolítica, los electrones provienen de una fuente de poder externa, que los suministra al cátodo, así que este es negativo, y los retira del ánodo, así que este es positivo.

* *

*

Aspectos cualitativos : Electrólisis del agua acidulada: El agua contenida en un vaso en condiciones atmosféricas (1atm y 25ºC), no se descompone de manera espontánea en hidrógeno y oxígeno gaseoso porque el cambio de energía libre estándar de la reacción es una cantidad positiva grande (DGº = 474.4KJ) Más aún, cuando los electrodos se conectan a la batería, no sucede nada, porque el agua pura no es conductora de la electricidad (no hay suficientes iones para que lleven una buena -7 cantidad de corriente eléctrica. (Recuerde que a 25ºC, en el agua pura solo hay 1x10 moles/L de iones H+ y 1x10-7 moles/L de iones OH-). Por otro lado, se verifica que la reacción de descomposición del agua se llevará a cabo rápidamente en una disolución de H2SO4 0.1M porque tiene suficiente cantidad de iones para conducir la electricidad, es así, que de inmediato empiezan a aparecer burbujas de gas en los dos electrodos. + e- eEn el ánodo, se obtiene oxígeno: FUENTE 2H2O(l) ® O2(g) + 4H+(ac) + 4eE°= -1.23V eeEXTERNA En el cátodo, se obtiene hidrógeno: CÁTODO + ÁNODO 4H2O(l) + 4e® 2H2(g) + 4OH (ac) E° = -0.83V (Reducción) (Oxidación) Reacción Global de la celda: + 6H2O(l) ® O2(g) + 2H2(g) + 4H (ac) + 4OH-(ac) H+ SO4-2 + O2(g) H2(g) Luego: 4H (ac) + 4OH (ac) ® 4H2O(l) Ecuación neta: 2H2O(l) ® O2(g) + 2H2(g) Electrólisis de una sal fundida: + Ejemplo: Electrólisis del NaCl ( NaCl(l) ® Na + Cl ) Fuente c.c. + e- + En la sal fundida NaCl, los iones Na y Cl tienen movimientos al azar. Cuando se sumergen los electrodos e(barras de grafito), los iones migran hacia ellos por acción de la fuerza eléctrica generada por el campo CÁTODO + ÁNODO eléctrico que existe entre los electrodos. De este modo (Reducción) (Oxidación) se explica la conductividad eléctrica dentro de la celda y Cl2(g) la formación de un circuito cerrado en todo el sistema. Na+ Cl Cátodo: (reducción): 2Na+(l) + 2e- ® 2Na(l) 2Cl-(l) ® Cl2(g) + 2eÁnodo: (oxidación): Na(l) Reacción global de la celda, es: Electrolito: NaCl(l) + 2Na (l) + 2Cl (l) ® 2Na(l) + Cl2(g) ® 2Na(l) + Cl2(g) 2NaCl(l) Otros ejemplos: Electrólisis de sales haloideas de otros metales del grupo 1A y 2A cátodo : K(l) - Si se electroliza KCl fundido: ; ánodo : Cl2(g) - Si se electroliza MgBr2 fundido: cátodo : Mg(l) ; ánodo : Br2(g)

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Electrólisis de soluciones acuosas de sal y el fenómedo de sobrevoltaje: En estos casos debemos tener presente que las sales disueltas en agua se disocian, por lo que en la solución estarán presentes el catión, anión y el agua, en este caso despreciamos los iones H+(ac) y OH-(ac) generados por la autoionización del agua ya que sus concentraciones son muy pequeñas (10-7 M) por lo que no experimentan cambios químicos, en estas condiciones que da la posibilidad que experimenten cambios químicos, el catión, el anión o el agua. * Electrólisis de cloruro de sodio acuoso: NaCl(ac) (Salmuera) electrodos: inertes Procedimiento: Cátodo (reducción): 2H2O(l) + 2e- ® H2(g) + 2OH (ac) E°RED = -0.83 V (reducción) 2Na+(ac) + 2e- ® 2Na(s) E°RED = -2,71 V Se reduce el agua, ya que es más fácil de reducir que el ión Na+. * La formación del ión hidróxido OH implica en torno al cátodo el medio es básico. + * ¿Qué papel desempeña el ión Na ? Este ión espectador neutraliza la carga del ión OH garantizando la neutralidad eléctrica en torno al cátodo. El ión OH reacciona con el sodio + Fuente c.c. Na , según: e- + + Na + OH ® NaOH(ac) e-

Ánodo (oxidación): + ÁNODO Cl2(g) + 2e- ® 2Cl-(ac) E°RED = 1,36 V (oxidación) CÁTODO (Oxidación) + (Reducción) O2(g) + 4H (ac) + 4e- ® 2H2O(l) E°RED = 1.23V Cl H En forma experimental se obtiene un gas de color Na Cl amarillo-verdoso, tóxico, este gas es el Cl2(g , esto implica que el ión Cl , se oxida en la superficie del ánodo, lo cual OH HO indica que en las condiciones dadas solución concentrada Electrolito: NaCl el ión Cl se oxida con mayor facilidad que el agua. Reacción completa: 2Cl-(ac) + 2H2O(l) ® H2(g) + Cl2(g) + 2OH-(ac) Durante el proceso de electrólisis, la concentración de los iones Cl-1 disminuye y la de los -1 iones OH aumenta, por ello se puede obtener NaOH como subproducto. 2NaCl(ac) + 2H2O(l)® H2(g) + Cl2(g)+ 2NaOH(ac) Fuente c.c. e- + * Electrolisis de sulfato de cobre acuoso: CuSO4(ac) cátodo (reducción): e+2 2 x(Cu (ac) + 2e- ® Cu(s)) CÁTODO + ÁNODO (Oxidación) (Reducción) ánodo (oxidación): + O2(g) 2H2O(l) ® O2(g) + 4H (ac) + 4e+ 2+ La presencia del ión H , implica que en torno al Cu ánodo la solución es ácida, esto se puede comprobar SO4 Cu(s) utilizando un indicador como el papel de tornasol azul H 2O H+ que en medio acido se enrojece. ¿Qué papel cumple el Electrolito: CuSO4(ac) ión sulfato? Este ión neutraliza eléctricamente a los + iones H , formando ácido sulfúrico H2SO4 Ecuación iónica neta: 2Cu+2(ac) + 2H2O(l) ® 2Cu(s) + O2(g) + 4H+(ac) -2 -2 Como el ión sulfato SO4 es un espectador, sumamos dos iones SO4 en ambos miembros de la reacción, obteniendo la forma molecular de la reacción. Ecuación molecular neta: 2CuSO4(ac) + 2H2O(l) ® 2Cu(s) + O2(g) + 2H2SO4(ac) 2(g)

2(g)

+

-

-

2

(ac)

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Regla Práctica: + + + +2 +2 +3 1. Los cationes del grupo IA (Li , Na , K ,…), IIA (Ca , Mg ,...) y Al en medio acuoso no se reducen, el que se reduce es el agua, generando H2 gaseoso en el cátodo. 2H2O(l) + 2e- ® H2(g) + 2OH2. Los oxoaniones cuyo átomo central tienen su máximo estado de oxidación (que es igual al -1 -2 número del grupo en la tabla periódica) no se oxidan, ejm: nitrato NO3 , sulfato SO4 , -2 -3 -1 carbonato CO3 , fosfato PO4 , permanganato MnO4 , etc. ¿Quién se oxida? El agua tiene mayor facilidad para oxidarse. 2H2O(l) ® O2(g) + 4H+(ac) + 4e+ +2 +3 +2 +2 3. Los cationes del grupo B de la tabla periódica (Ag , Cu , Cr , Cd , Zn ,…) en medio acuoso se reducen hasta su estado elemental, este hecho se utiliza muchísimo en la electrodeposición (plateado, cromado, cincado, etc.). M: metal del grupo B que se deposita en el cátodo +n o M(ac) + neM (s) ®

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Aspectos cuantitativos :

Pese a haber recibido una escasa instrucción, Michael Faraday se convirtió en uno de los más destacados e influyentes científicos de su tiempo. Director de la Royal Institution de Londres durante muchos años, fueron muchas las lecciones magníficas que impartió allí. Inventó el motor eléctrico y la dinamo, y puso los cimientos de la ciencia del electromagnetismo. Nacido en un área suburbana al sur del Puente de Londres en 1791, Faraday era hijo de un humilde herrero de aldea del norte de Inglaterra. Su familia pertenecía a la secta protestante sandemaniana, y Michael conservó la devoción religiosa toda su vida. A los catorce años empezó a trabajar de aprendiz con un encuadernador del West End londinense y aprovechó la ocasión para leer numerosos libros. Primer empleo científico: Faraday asistió a las clases de Humphry Davy en la Royal Institution de Albermarle Street. Con entusiasmo redactó, ilustró y encuadernó un libro a partir de sus apuntes y se lo envió a Davy, pidiéndole trabajo. Un año después, Davy lo contrató, primero como secretario, y luego como ayudante químico. Cuando en 1813 Davy decidió emprender un viaje por Europa con su nueva esposa, una rica heredera llamada Jane Apreece, pidió a Faraday que los acompañara como ayudante científico, pero al final trabajo como criado, haciendo labores domésticas. Primera ley : “La cantidad de sustancia (m) que se deposita, libera en forma de gas, disuelva o que reaccione en los electrodos, es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que se ha hecho pasar a través del electrolito ya sea en disolución o fundido”. Donde: m DP q # equiv =( Q /96 500) coulomb.....(1) Por estequiometria: #equiv = m/PE ....(2) De (1) =(2) m = PE x Q = PE x I x t 96 500 96 500 m: cantidad de masa depositada en el electrodo o liberada (g) q: cantidad de carga eléctrica que circula por la celda. t: tiempo (s)

Equivalencias: * 1mol O2 = 4 eq(O) ; 1mol H2 = 2 eq(H) 23 -19 * 1 mol e- = 6.022x10 e- (1.6x10 c/1e-) = 96484,4c @ 96500c = 1 F

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Segunda ley : “Si al conectar dos o más celdas electrolíticas en serie, y hacemos pasar a través de ellas una misma cantidad de electricidad, entonces las masas que se depositan o se liberan en los electrodos son directamente proporcionales a los respectivos pesos equivalentes. Dicho de otra forma en los electrodos se deposita el mismo número de equivalentes”. ee+

B

C

Se cumple: # equiv (A) = # equiv (B) = # equiv (C)

*

APLICACIONES : * Producción de sustancias simples (Na, Cl2, Al, Cu, ...) y compuestas (NaOH, ...) Ejemplo: - NaOH, que se usa en la fabricación de papel, textiles, jabones y detergentes. - El cloro, usado para la fabricación de plásticos como el PVC. - El cobre, puro que se utiliza en los cables eléctricos. * Electrorrefinación de metales por ejemplo en la minería. * Galvanoplastia, consiste en cubrir el acero con una superficie de Zinc, etc (plateado, zincado, cromado, ...) - El cromado o baño de cromo es útil por su resistencia a la corrosión así como por su belleza, con fines decorativos. - La moneda americana de un centavo actual no es completamente de cobre, sino que se hace bañando con cobre un núcleo central de zinc y a continuación se graba esta pieza con baño de cobre, creándose un centavo. Cromado

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Centavo norteamericano recubierto con cobre

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II. El electrodo negativo se llama ánodo, en el ocurre la oxidación. III. El conductor externo permite la unión del cátodo y del ánodo, a través de el fluyen los electrones. IV. Si el proceso se usa para un electroplateado, el objeto a recubrir se debe colocar en el cátodo. Es (son) correcto (s) A) II-III B) I-II C) I-II-IV D) I-III-IV E) Todos

Reforzando lo aprendido * Preguntas de autoevaluación: NIVEL I 01. Señale verdadero (V) o falso (F) según corresponda respecto a la electrólisis: * Es un fenómeno por el cual una reacción rédox espontánea genera corriente eléctrica. * La electrólisis es un proceso espontáneo. * Los electrones en un proceso de electrólisis migran del cátodo al ánodo. A) VFV B) FVV C) FFV D) FVF E) FFF

06. Las reacciones que se producen por la aplicación de la corriente eléctrica, se realizan en: A) Pilas o celdas Galvánicas B) Acumuladores C) Calorimetros D) Celdas electrolíticas E) Extinguidores

02. Indique cuántos elementos son importantes en el proceso electrolítico. ( ) un cable conductor exterior. ( ) un rectificador de corriente. ( ) un electrolito. ( ) una cuba electrolítica. ( ) un voltímetro. A) 1 B) 2 C) 4 D) 3 E) 5

NIVEL II 01. Indique la veracidad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones respecto a la electrólisis: I. Es una transformación química no espontánea. II. En un electrodo ocurre un proceso de reducción u oxidación. III. El proceso a nivel industrial puede utilizar corriente eléctrica continua o alterna. IV. En un proceso electrolítico, todas las especies químicas del electrolito siempre se transforman. A) VVFF B) VVVV C) VVFV D) FVFV E) FFFV

03. Señale verdadero (V) o falso (F) según corresponda respecto a las celdas electrolíticas: * En el ánodo se produce la reducción. * En el electrodo positivo ocurre la oxidación. * Un electrodo inerte se consume durante el proceso de electrólisis. a) VFF b) FFV c) FVV d) FVF e) FFF 04. De las siguientes proposiciones respecto a la electrólisis: I. Los procesos electrolíticos sólo se realizan con electrodos inertes. II. Es necesario que el electrolito se encuentre en solución acuosa. III. Mediante la batería los electrones son obligados a viajar desde el ánodo hacia el cátodo. Es (son) no correcta(s): A) sólo I B) sólo II C) sólo III D) II y III E) I y II

02. Respecto a la electrólisis; indique cuántas proposiciones son correctas: ( ) Es la descomposición de las sustancias al paso de la corriente eléctrica continua. ( ) Es un proceso espontáneo. ( ) Sólo tiene lugar al pasar la corriente eléctrica a través de un sistema formado por dos electrodos y masa fundida o disolución de un electrolito. ( ) Se utiliza en galvanoplastia. ( ) Es el principio de funcionamiento de una pila. A) 1 B) 3 C) 2 D) 4 E) 5

05. Sobre electrólisis: I. El electrodo positivo es aquel en donde ocurre la oxidación.

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Química 04. Respecto a las celdas galvánicas: I. El ánodo tiene carga eléctrica negativa y el cátodo tiene carga eléctrica positiva. II. En el cátodo se lleva a cabo la oxidación. III. En el ánodo se lleva a cabo la reducción. IV. Se genera una reacción redox espontanea. Es (son) correcta (s): A) I y IV B) sólo II C) sólo III D) II y III E) II, III y IV

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7g de Zinc en la electrólisis del ZnCl2 cuando se usan 0,7 amperios de intensidad de corriente. P.A. (Zn=65). a) 8,15 h b) 8,25 c) 8,36 d) 8,46 e) 9,46 05. Cuál será la intensidad de corriente eléctrica en amperios, que se produce mediante la conversión de 200 gramos de Fe3+ en Fe2+ durante 5 horas. Ar (Fe=56). a) 19,14 b) 20,16 c) 18,18 d) 22,17 e) 23,12

05. Indique la veracidad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones respecto a la electrolisis: I. Es una transformación química no espontánea. II. En un electrodo ocurre un proceso de reduccion u oxidacion. III. El proceso a nivel industrial puede utilizar corriente electrica continua o alterna. IV. En un proceso electrolítico, todas las especies químicas del electrolito siempre se transforman. A) VVFV B) FVFV C) FFFV D) VVFF E) VVVV

06. Calcular la masa en gramos de plata que se depositó en el cátodo al dejar pasar, durante 30 min; una corriente de 6 A de intensidad a través de la disolución de nitrato de plata (AgNO3). Ar (Ag = 108) a) 2,16 b) 9,65 c) 12,08 d) 0,201 e) 6,043 07. En 10 minutos, una corriente de 5 A de intensidad hizo depositarse a partir de una disolución de sal de platino 1,517 g de este metal. Determinar la masa equivalente del platino. a) 48,8 b) 24,4 c) 97,6 d) 29,3 e) 87,83

* Problemas de Cálculo: NIVEL I 01. A través de una celda se hace pasar una corriente de 5 amperios durante 500 s. 2+ Indicar la cantidad de Cu en gramos que se deposita en el cátodo. (Cu=63,5). a) 0,13 b) 0,82 c) 0,56 d) 0,97 e) 0,36

08. A través de una solución de CuSO4 circula una corriente de 965 C. Hallar la masa en gramos de cobre que se deposita en el electrodo. PA (Cu) = 64 a) 0.62 b) 1.02 c) 0.80 d) 0.32 e) 0.5 09. Hallar el equivalente electroquímico del Zinc. DATO Zn: (EO= +2 ; P.A= 65.4) -2 -5 -4 a) 5.43x10 c) 8.45x10 b) 3.39x10 -7 d) 4.91x10 e) N.A.

02. Determine cuántas horas necesita una corriente de 3 amperios para descomponer electrolíticamente 18 g de agua. a) 35,76 h b) 53,62 h c) 17,87 h d) 7,142 h e) 1,073 h 03. ¿Cuántos gramos de zinc se depositarán al pasar una corriente de 3,0A durante 20 horas por una disolución de ZnCI2?. Ar (Zn = 65.4 , Cl = 35.5) a) 12,2 g b) 219,6 g c) 146,4 g d) 152,7 g e) 73,2 g

10. UNI 07-I: Calcule el tiempo en horas necesario para electrodepositar 4.5g de cobre, Cu(s), a partir de una solución acuosa de sulfato cúprico, CuSO4(ac) si se emplea una corriente de 2 amperios. Datos: 1 Faraday = 96 500C Masas molares atómicas: Cu= 63.5 ; S=32 ; O=16. A) 0.6 B) 0.9 C) 1.9 D) 3.8 E) 7.6

04. Cuántas horas se requieren para depositar

CELDAS GALVÁNICAS

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09. Señale falso (F) o verdadero (V), acerca del proceso de electrólisis. I. Hay un cambio químico producido por corriente eléctrica . II. En el ánodo se produce la reacción de oxidación . III. Las sustancias a electrolizarse pueden estar al estado solido , liquido o gaseoso. A)VVV B)VFV C)FVF D)VVF E)FFV

09. Indique como verdadero (V) o falso (F) a cada una de las siguientes proposiciones : I. En las celdas galvánicas, a través del puente salino fluyen los electrones. II. Las pilas, baterías y celdas de combustible, son aplicaciones de la electrólisis . III. El cátodo de una celda galvánica es negativo . A)VVF B)VFF C)FFF D)VFV E)VVV

09. 08. Calcular el potencial normal de la celda (V) cuya reacción es: 2Al3+ + 3Mg ® 2Al + 3Mg2+ Si: Sn + Pb 2 + ® Sn 2 + + Pb +2 2+ Mg + 2eSn ® ® SnMg + 2e- E°= E o =-2.36V +0,14 V . +3 Al + 3e® Al o -1.16V 2+ - E°= Pb ® Pb + 2e E = +0,13 V . a) +0,71 b) -1,66 c) -2,37 d) +1.20 e) -0,71

09. Señale ¿ cuál no es un componente fundamental de una pila ? A) Electrones B) Electrolito C) Puente Salino D) Alambre conductor E) Voltímetro

09. Determinar el potencial de la celda (V). si la reacción es: Si:

09. Marque verdadero (V) o falso (F) según corresponda, respecto a la celda galvánica: I. En una celda galvánica , si el ánodo es un electrodo de metal , este aumenta su masa en el proceso. II. En una celda galvánica, en el puente salino, los iones CI migran hacia el cátodo para evitar su polarización III. En una celda galvánica , si un electrodo es de hidrogeno , este contiene a su vez un electrodo de platino . A) FFF B) FVV C) VVF D) FFV E)VFF

a) -0,01

b) +0,27 c) 0,00 d) -0,27 e) +0,01

10. Determinar el potencial normal de la celda formada por: + Li + 1e ® Li E° = -3.05 V +1 K + 1e ® K E° = -2.93 V A) -0,12 V B) +2,93 C) +0,12 D) +5,98 E) -3,05 11. Encontrar la f.e.m. para la reacción de la siguiente pila: + +2 2Ag + Zn ® Zn + 2Ag +2 Zn/Zn E = 0,763V ; +1 Ag/Ag E = -0,799V a) 2,165V b) 1,265 c) 2,561 d) 2,615 e) 1,562

09. Indique la verdad (V) o falsedad (F) de cada una de las siguientes proposiciones: I. La electrólisis es el proceso mediante el caul se entrega energía eléctrica a un sistema para que ocurra una reacción química no espontanea . II. En procesos electrolíticos , el ánodo de la celda es el electrodo donde se lleva a cabo la reducción , por ello se le asigna el signo positivo . III. Si durante la electrólisis del cloruro de sodio fundido, el potencial disminuye a cero , se formaría H2(g) en el cátodo . A)VFV B)VVF C)VVV D)VFF E)FVF

12. Una celda galvánica se compone de un electrodo de Mg en una disolución de Mg(NO3)2 1.0M y un electrodo de Ag en una disolución de AgNO3 1.0 M. Calcule la fem estandar de esta celda galvánica a 25°C. Rpta: 3.17V 13. Cual es la fem estandar de una celda

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Química NIVEL I: 01. Indique verdadero (V) ó falso (F) según corresponda I. En las celdas galvánicas, el ánodo tiene signo negativo. II. El cátodo de una celda galvánica es de signo positivo. III. En el ánodo de una celda galvánica se produce la reducción de una especie. A) VVV D) VVF B) FFV E) FFF C) VFV

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se caracteriza por un potencial eléctrico, medido en volts (V). II. Los potenciales de cada semirreacción se miden considerando la semirreacción del "electrodo estándar de hidrógeno" cuyo potencial es 0,00V. III. Las semirreacciones de oxidación y reducción son procesos simultáneos. A) solo II D) solo I B) solo I y III E) solo I y III C) I, II y III

02. En la relación a la celdas galvánicas, indique la proposición incorrecta: A) Genera corriente eléctrica continua B) Se produce reacciones redox espontáneas. C) En el cátodo se produce la reducción D) Los electrones circulan del ánodo al cátodo por el punte salino. E) El ánodo es el polo negativo.

07. En relación al concepto de potenciales de reducción estándar señale la alternativa incorrecta. A) El potencial estándar de reducción del hidrógeno es cero. B) Si una especie química tiene un potencial estándar de reducción positivo, entonces éste se reduce frente al hidrógeno en una pila. C) Si una especie química tiene un potencial estándar de reducción negativo, entonces éste se oxida frente al hidrógeno en una pila. D) El potencial estándar de reducción de una especie química no puede ser negativo. E) Las condiciones estándar son: Concentración 1M, presión 1 atm y temperatura 25°C

03. Indicar verdadero (V) o falso (F), para las celdas galvánicas. ( ) Ocurre una reacción exotérmica. ( ) El cátodo es positivo. ( ) El ánodo es negativo. ( ) El puente salino neutraliza la polaridad del sistema. A) FVVV B) VVVV C) FFFF D) FFVV E) VVFF 04. Indique verdadero (V) ó falso (F) según corresponda I. Es posible medir el potencial individual de cada semicelda. II. El potencial de la celda se calcula E° = E° oxid + E°red. III. Para medir el potencial de una celda es necesario conocer el potencial estándar de una semicelda. A) VVV B) VVF C) VFV D) VFF E) FVV

08. Determine el valor de verdad de: I. Los potenciales de electrodo estándar de reducción o de oxidación se pueden determinar utilizando un electrodo de hidrogeno como sistema de referencia. II. En la construcción de celdas galvánicas los electrodos de grafito y Pt(s) son electrodos activos , pues cambian su masa en proceso galvánico. III. En una celda galvánica , los electrones fluyen a través del conductor externo desde el electrodo que polariza positivamente hacia el electrodo que polariza negativamente.

05. Asigne verdadero (V) ó falso (F) según corresponda respecto a las celdas galvánicas I. La celda de Daniell se puede representar así: Zn\Zn2+(1M)//Cu2+(1M)\Cu. II. En las celdas galvánicas no es necesario usar el puente salino. III. Los electrodos pueden participar en el proceso. A) VVV B) VFV C) FVV D) FFV E) VFF

A) FVV

B) VFF

C)VVF

D)VVV

E)FFF

06. Indique las proporciones son incorrectas. I. Todo proceso de oxidación o reducción

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Química galvánica compuesta de un electrodo de Cadmio en una disolución de Cd(NO3)2 1.0 M y un electrodo de Cromo en una disolución de Cr(NO3)3 1.0 M a 25°C?

19. ¿Cuál es el potencial normal de una pila que utiliza los pares Zn+2/Znº y Ag1+/Ag ? +2 Dato: Zn + 2e ® Znº Eº = 0.76V +1 Ag + e ® Agº Eº = 0.80V a) 1.56V b) 1.11V c) 0.04V d) -0.04V e) 2.36V

14. Calcule el potencial (en voltios) estándar de la siguiente reacción: NaCl + Fe2(SO4)3 ® FeSO4 + Cl2 + Na2SO4 Datos: Cl2 / ClE° = 1,36V 3+ 2+ Fe /Fe E° = +0,77V A) –0,59 B) 0,53 C) 1,18 D) –2,13 E) 2,13

Preguntas de repaso 1. Describa las caracteristicas fundamentales de una celda galvanica. Por que estan separados los dos componentes de la celda?

15. Para la siguiente reacción redox: + 2Ag + Cl2 ® 2Ag + Cl Predecir si ocurre o no la reacción en forma espontánea y hallar el potencial estándar de celda. Dato. Ag+ + e– ® Ag , E° = +0,8 V, Cl2(g) + 2e– ® 2Cl–, E° = +1,36 V A) No ocurre, –2,16V B) No ocurre, –0,53 V C) No ocurre, 0,0 V D) Si ocurre, 2,16 V E) Si ocurre, 0,56 V

2. Cual es la función del puente salino? .Que tipo de electrolito deberá utilizarse en el? 3. Que es un diagrama de celda? Escriba el diagrama de celda para una celda galvánica compuesta de un electrodo de Al en contacto con una disolución de Al(NO3)3 1 M y un electrodo de Ag en contacto con una disolucion de AgNO3 1 M.

16. A partir de los siguientes datos de potencial estándar de electrodo. + + 4+ UO2 + 4H + e- ® U + 2H O E°= 0.62V 2+ + 4+ UO + 4H + 2e- ® U + 2H O E°= 0.33V Determine el potencial estándar de la siguiente semireacción 2+ + UO + e- ® UO A) 0.03 B) 0.04 C) 0.07 D) 1.22 E) 1.57

4. Poco despues de que una celda de Daniell estuvo funcionando, un estudiante se da cuenta de que la fem de la celda comienza a disminuir. ¿Por qué?

17. Calcule el potencial de celda en voltios, para el siguiente sistema a 25°C Ni/Ni2+(0.01M) // Cl-(0.2M)/Cl (0.5atm) /Pt E°(Ni/Ni2+)= 0.25V E°(Cl /Cl-)= 1.36V A) 1.55 B) 1.62 C) 1.70 D) 1.82 E) 2.11

07. Para la reducción de MnO2 a Mn + el potencial estándar de reducción es +1.23V. Calcule el potencial de reducción cuando todas las especies se encuentran en concentraciones estándar excepto el H+ cuya concentración es 10-⁴M MnO2(s) + 4H+ + 2e- ® Mn +(ac) + 2H2O(l) DATO: [H+]= 10-⁴M ; [Mn +]= 1M A) 0.554V B) 0.758 C) 0.886 D) 1.223 E) 1.243

18. Se construye una celda galvánica a partir de una lámina de cobre sumergida en una solución de CuSO⁴(ac) 1M y una lámina de plata sumergida en una solución de AgNO (ac) 1M. El cable conductor y el puente salino completan el circuito a partir de esta información. Calcule a 25°C * El potencial estándar de la celda. * La constante de equilibrio de la celda E°(Cu2+/Cu)= 0.34V E°(Ag+/Ag)= 0.80V A) 0.46V ; 4x10 ⁵ B) 0.33V ; 2x10 C) 1.22V ; 2x10 ⁴ D) 0.46V ; 2x12 E) 0.33V ; 2x10

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16. El peróxido de hidrógeno 1M se descompone en medio ácido según: H2O2(ac) + 2H+ + 2e- ® H2O(l) E°= +1.78V Calcule el potencial de oxidación cuando

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Química C) La celda aumenta su pH, por la formación de KOH. D) En el ánodo se desprende H2(g) E) En el cátodo se produce potasio

E) Los dos electrodos disminuyen con media mol de elementos metálico disuelto. 11. ¿ Que enunciados son correctos respecto a la siguiente celda galvánica ?: 2+ + Ni / Ni (1M) / /Ag (1M) / Ag 2+ Dato: E°Ni / Ni = -0, 25V + E°Ag / Ag = +0,80 I. E°CELDA = +1,05V II. El níquel es el ánodo. III. Los electrones fluyen por el puente salino del ánodo al cátodo. A)VVV B)VFV C)FVF D)VVF E)FFV

11. Respecto a la electrólisis de sales haloideas fundidas ,señale lo verdadero (V) o falso (F) I. En la electrólisis NaCI fundido, el sodio metálico liquido se genera en el cátodo II. El cloro se libera en el ánodo como Ci2 gaseoso; para lo cual gana 2e por molécula formada. III. La electrólisis de sales fundidas requiere de corriente eléctrica alterna . A)VVV B)VFV C)FVV D)VFF E)VVF

11. ¿Cuanto tiempo llevaría depositar 40 gramos de cobre por medio de la electrólisis de una solución de CuSO4(ac), si se emplea una corriente de 3 amperes? Dato: Ar : [Cu = 63,5] Cátodo: Cu2+(ac) + 2e ® Cu(s) A) 24 minutos B) 11,3 hora C) 48 minutos D) 12 minutos E) 5,5 horas

11. Una celda electrolítica contiene 1 L de una solución de AgNO3 0,1 M. Si luego de aplicar una corriente durante cierto tiempo se observa que la concentración de la solución se redujo a 0,05 M . Calcule el volumen (mL) de oxigeno gaseoso liberado en el ánodo a condiciones normales (considere que el volumen se mantiene constante) A)120 B)280 C)320 D)450 E)620

11. Que masa de sodio en gramos se producirá por hora , en una celda electrolítica cargada con cloruro sodio fundido , si la intensidad de la corriente se fija en 50 amperios. Dato: Ar: [Na=23] A) Entre 42 y 43 B) Entre 0,01 y 0,02 C) Entre 50 y 55 D) Entre 21 y 22 E) Entre 12 y 13

11. En una celda galvánica que consta de una media celda con electrodo de cromo metálico y solución de Cr(NO3)3 1M y otra media celda con electrodo de plata metálica y solución de AgNO3 1M , el circuito cierra con puente salino y alambres de cobre . Si un mol de electrones pasa a través del circuito exterior de este dispositivo. !Cual de las siguientes afirmaciones es correcta? Ar [Ag = 108 ; Cr = 52] 3+ + E°Cr /Cr = -0,71 VE°Ag /Ag = +0,8 V A) El electrodo de plata disminuye en 108 g y el electrodo de cromo aumenta en 26 g. B) El electrodo de plata aumenta en 108 g. y el electrodo de cromo disminuye en 108 g. C) El electrodo de cromo aumenta en 52 gramos y el electrodo de plata disminuye en 108 g. D) Cada uno de los electrodos aumentan su masa con media mol de elemento metálico depositado.

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11. Al pasar a través de la solución de un sulfato de un metal divalente, una corriente eléctrica de 1,5 A, durante 30 minutos ; en el cátodo se depositaron 0,889 g del metal. Calcule la masa atómica del metal (en uma) y el volumen de oxigeno (en mL) liberado en el ánodo en C.N. Considere electrodos de platino. A) 32,5 ; 174,2 B) 63,5 ; 1568 C) 65,4 ; 200,6 D) 23 ; 102,5 E) 63,5 ; 156,8

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Química 11. Exactamente 0,2 moles de electrones pasan a través de 3 celdas electrolíticas en serie , una contiene iones plata, otra iones zinc y la otra iones ferroso. Suponiendo que la única reacción catódica es la reducción del ion metálico a su estado elemental , ¿ Cual de las masas depositadas del metal es mayor ? Dato: Ar : Ag = 108 ; Zn = 65 ; Fe = 56 A) Ag B) Zn C) Fe D) La masa del Zn es igual al Fe E) Todas las masas son iguales.

12. Se tiene 4 litros de una solución 0.2M de sulfato de aluminio. ¿En que tiempo se depositará todo el aluminio en el electrodo si la intensidad de corriente del sistema es de 96.5 A? a) 5h b) 3h 12” c) 1h 20’ d) 4h 3" e) N.A. 13. Se desea recubrir con oro una cuchara mediante un proceso de electrólisis, para lo cual se usa una solución que contiene iones oro (III). Determine el tiempo en horas que tomaría dicho proceso con una corriente de 12 A, la cuchara tiene un área superficial de 0,3m y se requiere un espesor de oro de 0,1mm. Dato: M(Au)= 197 g/mol Densidad (Au)= 19,3 g/cm A) 8,16 B) 4,56 C) 1,97 D) 6,25 E) 2,67

11. En una celda electrolítica se tienen 500 mL de una solución de CuSO4 0,5 M , si al pasar 2 A de corriente eléctrica se deposito todo el cobre de la solución en el cátodo , ¿ Cual sera el tiempo en horas que se necesitaron para dicho proceso de electrodeposición ? A) 2,5 B) 3,2 C) 4,5 D) 5,4 E)6,7

NIVEL III 01. La hidrofilita (CaCl2) es una sal haloidea que funde a la temperatura de 772°C. Si esta sal fundida se electroliza durante 19,30 minutos haciendo circular una corriente de 400 miliamperios. ¿Cuántas moléculas del elemento halógeno se habrán liberado durante este periodo? A) 7,8x10-⁸NA B) 1,5x10- NA C) 2,4x10- NA D) 2,4NA E) 1,5NA

11. Se tienen 2 celdas electrolíticas conectadas en serie , la primera contiene 2 L de CuSO4 1N y la segunda 2,5 L de NiSO4 1N . Si se deposito todo el cobre de la primera celda ¿ Que volumen en litros de O2(g) medidos a condiciones normales se liberaron en total en las dos celdas ? A) 11,2 B) 22,4 C) 44,8 D) 78,6 E) 112,0 11. Se tienen en funcionamiento 2 celdas electrolíticas conectadas en serie , una celda con una solución de CuSO4(ac) y la otra celda con una solución de AgNO3(ac).Al termino del proceso , calcule la masa (en gramos) de cobre depositado si se han formado 54 g de plata en ele electrodo correspondiente. Masas atómicas: Cu = 63,5 ; Ag = 107,9 A) 7,95 B) 15,00 C) 15,87 D) 31,78 E) 39,74

02. En la electrólisis de una solución acuosa de E(NO3)2 se deposita en el cátodo 156g de E debido al paso de cierta carga eléctrica. ¿Qué volumen de gas se libera a 27°C y 4,1atm de presión en el ánodo al mismo tiempo? DATO: MASA MOLAR (g/mol). E= 65 ; N=14 ; O=16 A) 4,0L B) 12,6L C) 7,2L D) 6,5L E) 5,6L 03. Determine el tiempo (en horas) que tendría que efectuarse la electrólisis de sulfato cádmico acuoso, con una corriente de 8 amperios para producir 20,8L de O2 a 27°C y presión 759,9 torr, si debido al proceso el gas sale húmedo. Dato: Pv= 26,7 torr a 27°C. A) 13,8 h B) 25,36 C) 14,15

12. Se tiene 4 litros de una solución 0.2M de sulfato de aluminio. ¿En que tiempo se depositará todo el aluminio en el electrodo si la intensidad de corriente del sistema es de 96.5 A?

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Química el pOH es 10. A) -1.25V B) + 1.53 C) -1.54 D) -1.78 E) +1.84 NIVEL II 01. ¿Qué masa en gramos de calcio se depositará en el electrodo de una cuba electrolítica que contiene sulfato de calcio (CaSO4) cuando circula una corriente de 96,5A durante 10 horas? Ar (Ca=40 ; S= 32) a) 720 b) 540 c) 360 d) 270 e) 180

09. Un litro de solución de Cd(SO4), 0,1M es electrolizado por una corriente de 0,55A. Durante 0,6 horas. ¿Cuántos gramos de Cd se depositarán? P.A. (Cd = 112,4) a) 0,59g b) 0,49 c) 0,69 d) 0,79 e) 0,89 10. En una solución de ácido clorhídrico circula una corriente de 1930C. ¿Cuántos litros de hidrógeno a 27ºC y 0.82 atm se liberan en el electrodo? A) 5L B) 0.3L C) 8L D) 0.8L E) 3L

02. Calcular la intensidad de corriente en amperios, que se necesita para descomponer 13,45 g de cloruro cúprico (CuCl2) en disolución acuosa en un tiempo de 50 minutos. Ar. (Cu=63.5 , Cl= 35.5) a) 6,4 b) 13,62 c) 12,9 d) 17,4 e) 3,86

11. Calcule el valor de la intensidad de corriente que se requiere para reducir todos los iones plata contenidos en 2,6L de AgNO3 2,5M si el proceso debe durar un día. A) 8,2A B) 7,26 C) 10,8 D) 2,4 E) 3,6

03. UNI 04-1: ¿Cuántos gramos de agua se descomponen electrolíticamente, mediante la aplicación de 241250 coulombios, según el proceso siguiente? 2H2O(l) ® 2H2(g) + O2(g) Ar: H= 1 ; O= 16 A) 2.8 B) 5.6 C) 11.2 D) 22.5 E) 45.0

11. Determine la intensidad de corriente en amperes que pasa a través de una solución 3+ de iones Au entre los electrodos de oro , después de un tiempo de 10 minutos , si durante este tiempo el cátodo aumento de masa en 1,97 g . Dato : Ar : [ Au = 197 ] A)1,83 B) 2,82 C) 4,83 D) 5,12 E) 6,16

07. Se utiliza una corriente de 10 amperios durante 4865 segundos para realizar un niquelado, utilizando una solución de NiSO4. Debido a que en el cátodo, además de depositarse Ni se forma H2, el rendimiento de la corriente con relación a la formación de Ni, es del 60%. Determinar cuántos gramos de Ni se depositan en el cátodo? P.A. (Ni = 58,7) A) 8,88 B) 14,74 C) 16,25 D) 17,76 E) 29,46

11. La misma cantidad de electricidad que produjo la deposición de 10 gramos de plata en una disolución de AgNO3 , se paso a través de una disolución de una sal de oro conteniendo cationes AuX+ , de carga desconocida . Si se obtuvo un deposito de 6,08 gramos de oro . ¿ Cuál es la carga de los cationes oro ? Dato: Ar: [Ag=108 , Au=197] A) 1B) 1+ C) 3+ D) 2+ E)4+ 11. Durante una practica de laboratorio se efectúo la electrólisis de una solución de KI 0,1 M usando una corriente de 0,3 A durante 10 minutos. Señale la afirmación correcta . Considere el uso de electrodos de platino. A) En el cátodo se forma oxigeno. B) Circulo 9600 coulombs de electricidad a través de la celda .

08. UNI 00-1: ¿Cuánto tiempo, en segundos, debe transcurrir para que una corriente de 120A deposite en el cátodo 5g de hierro (Fe) de una solución de cloruro de hierro (III), FeCl3? 1Faraday = 96 500 coulombios, PA (Fe) = 56. A) 25,4 B) 96,5 C) 155,4 D) 215,4 E) 235,5

Química - 2013

Julio Oria

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