Química 2º bachillerato
electroquímica
ELECTROQUÍMICA 1.- Fuerza de los sistemas redox. Potencial normal de electrodo. 2.- Serie electroquímica 3.- Aplicaciones Aplicaciones de la serie de potenciales. 4.- Pilas voltaicas o galvnicas. !.- Fuerza electromotriz de una pila. ".- #lectr$lisis. Aplicaciones. Aplicaciones. %.- &e'es de Farada'.
1.- FUERZA DE LOS SISTEMAS REDOX. POTENCIAL NORMAL DE ELECTRODO ( &a )ortaleza de un oxidante o de un reductor viene dada por la tendencia a ganar o
a perder electrones. &os metales metales alcalinos alcalinos son *uenos reductores+ reductores+ 'a que su capa de valencia es ns 1 ' por tanto tienen tendencia tendencia a perder 1 electr$n. #,emplo #,emplo a → a/ / 1 e-. &os &os 0al$g 0al$geno enoss son *uenos *uenos oxidan oxidantes tes++ 'a que tienen tienen % electr electrone oness en la capa capa de valencia ' tienen tendencia a ganar ganar un electr$n para completarla. completarla. #,emplo F / 1 e - → F&os compuestos compuestos o iones iones comple,o comple,os+ s+ dependen dependen del índice índice de oxidaci$ oxidaci$nn del tomo central+ ' así los de .. elevado tienen tienen gran poder oxidante oxidante ' los de .. *a,o tienen tienen gran poder reductor. reductor.
&a )uerza a*soluta no puede conocerse 'a que para que una sustancia gane electrones tiene tiene que 0a*er 0a*er otra otra que los pierda pierda ' viceve viceversa rsa++ por tanto+ tanto+ el carc carcter ter oxidan oxidante te ' reductor es relativo+ depende de la sustancia con que se en)rente. e )orma general+ una reacci$n redox se puede poner como
( oxidant ! 1 " ( #d$%to# ! &
⇔
( #d$%to# #d$%to# !1 " ( oxidant ! &
Si el oxidante5 1 es ms )uerte que el oxidante5 2+ la reacci$n estar desplazada 0acia la derec0a+ lo cual viene indicado por el valor de ∆ 6 o de 78 sin em*argo+ en las reacciones redox el desplazamiento de la reacci$n no se mide por ∆ 6 o por 7+ sino por el llamado potencial del par redox o de electrodo #95. •
•
Se llama '%t#odo a todo dispositivo o sistema )ísico donde puede tener lugar una oxidaci$n o una reducci$n. r educci$n. Para medir los potenciales de electrodo es necesario tomar un electrodo de re)erencia o patr$n+ al que se le asigna un valor del potencial : #9 ; :5. ic0o electrodo es el '%t#odo no#a' d )id#*+no + que consta de una lmina de platino+ que 0ace de electrodo inerte+ introducida en un tu*o de vidrio a*ierto por la parte superior+ por donde se in'ecta < 2 a la presi$n de 1 atm ' todo ello sumergido en una disoluci$n 1 = de <3/ . 1
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#lectrodo normal de 0idr$geno
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ispositivo para medir el #9 del par >u2/?>u
Para medir el potencial de un par cualquiera+ como el #9 >u 2/?>u+ se conecta este electrodo+ que est )ormado por una *arra de co*re metlico sumergida en una disoluci$n que contiene >u 2/+ mediante 0ilos conductores al electrodo de 0idr$geno. #l galvan$metro voltímetro5 mide la d.d.p. entre los electrodos+ pero como al electrodo del 0idr$geno por convenio se le asigna un #9 ; :+ dic0a medida se toma como potencial del par >u 2/?>u+ ' adems se le pone un signo / o @ + dependiendo del proceso que tenga lugar en el electrodo #l %#it#io d ,i+no, que se sigue+ es
" + si la sustancia se reduce + ' por tanto el 0idr$geno se oxida < 2
→
2
+ si la sustancia se oxida+ ' por tanto el 0idr$geno se reduce 2 < / / 2 e-
→
<2
>on este criterio de signos+ los potenciales reci*en el nom*re de otn%ia', d #d$%%i*n + 'a que indican la tendencia de una sustancia a reducirse+ ' en la notaci$n a*reviada del potencial se pone en primer lugar la )orma oxidada ' a continuaci$n la )orma reducida+ lo cual representa el proceso de reducci$n #9 >u 2/?>u en vez de #9 >u?>u 2/. ( Si el #9 de un par es /+ indica que esa sustancia tiene ms tendencia a reducirse que el 0idr$geno. ( Si el #9 de un par es @ + indica que esa sustancia tiene menos tendencia a reducirse que el 0idr$geno. #,emplos 15 Al conectar un electrodo de n al electrodo normal de 0idr$geno+ los procesos que tienen lugar son n → n2/ / 2 e- oxidaci$n5 ' 2 < / / 2 e- → <2 reducci$n5+ por tanto+ #9 n2/?n ; - :+%" volts+ 'a que el n 2/ tiene menos tendencia a reducirse que el < / ' por eso se oxida. 25 #9 >u2/?>u ; :+34 volts. #l signo / indica que el >u 2/ tiene ms tendencia a reducirse que el u2/ / 2 e- → >u reducci$n5 ' <2 → 2
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#l valor del potencial de un par redox depende de las condiciones en las que se encuentre. Si las condiciones son las normales o estndar 2!9>+ 1 atm ' BionesC ; 1 = 5+ los potenciales se llaman no#a', o ,t/nda# ' se designan con E0+ pero si las condiciones son otras distintas+ se llaman potenciales actuales ' se designan con #. # ; #9 -
K . J n .F
ln
#cuaci$n de ernst5 no interesa en este curso5
Ta'a d otn%ia', d #d$%%i*n ,t/nda# E'%t#odo &i/? &i >s/? >s 7 /? 7 >a2/? >a a/? a Al3/? Al <2 ? <2 / <n2/? n Fe2/? Fe i2/? i P*2/? P* u2/? >u/ S42- ? S2
E0 (2o'tio,! - 3+:4 - 3+:2 - 2+D2 - 2+E% - 2+%1 - 1+"% - :+E3 - :+%" - :+44 - :+2! - :+13 : :+1! :+2:
E'%t#odo >u2/? >u 2 ? Fe3/? Fe2/ Ag/? Ag 3-? r2 ? r 3- ? 2 2 ? <2 / r2%2- ? >r 3/ >l2 ? >l>l- ? >l=n4- ? =n2/ Au/? Au F 2 ? F-
E0 (2o'tio,! :+34 :+!4 :+%% :+E: :+D" 1+:D 1+2: 1+23 1+33 1+3" 1+4" 1+!1 1+"E 2+E!
#l F2 es el me,or oxidante+ 'a que a ma'or #9 ma'or tendencia a reducirse ' por tanto ma'or poder oxidante. #l &i es el me,or reductor+ porque su #9 es el ms *a,o ' por tanto )rente a cualquier sustancia se oxidaría.
Nota,3 Si una ecuaci$n se multiplica por un nGmero n+ el potencial del par no varía. Si una ecuaci$n se invierte+ el potencial del par cam*ia de signo. &i/ / 1 e-
→
&i + #9 ; - 3+:4 volts +
2 &i / / 2 e&i
→
→
2 &i + #9 &i/?&i ; - 3+:4 volts
&i/ / 1 e- + #9 &i?&i/ ; 3+:4 volts
4.- APLICACIONES DE LA SERIE DE POTENCIALES &a ta*la o serie de potenciales tensiones5 es de gran utilidad+ 'a que permite determinar en que sentido transcurre una reacci$n redox. #,emplo &a reacci$n n / >u 2/ ⇔ n2/ / >u+ est desplazada 0acia la derec0a porque el #9 >u2/?>u :+34 H5 I #9 n2/?n - :+%" H5 ' por tanto el >u 2/ tiene ms tendencia a reducirse que el n 2/. Heamos algunas a'i%a%ion, #/%ti%a, 1! #lecci$n del reductor ms aconse,a*le en metalurgia 3
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=uc0os metales no se encuentran li*res en la aturaleza ' se o*tienen en la industria a partir de sus compuestos $xidos=en/ 2-5+ por reducci$n con metal de potencial ms *a,o / =e2
=e1n/
/ =e2n/
=e1
8
Así
- &os metales de #9 / con cualquier metal de #9 -. - n+ >r ' =n se o*tienen por reducci$n con Aluminio. n 2/ / Al → n / Al 3/ 5 - Fe ' otros con el >ar*ono. - &os metales ms activos ms reductores5 como el &i ' el >s+ al no 0a*er ningGn metal ms reductor que ellos+ no se pueden o*tener de esta )orma ' 0a' que recurrir a la reducci$n electrolítica.
&! Ataque de los cidos a los metales < &os cidos como consecuencia de su disociaci$n
omo cido+ de*ido a los < / =e / omo oxidante+ de*ido a los aniones =e / A - → =en/ / -
pueden
2
#,emplos
a! #l cido clor0ídrico+ <>l + s$lo puede atacar como cido ' por tanto s$lo oxida a los metales de #9 - >s+ >a+ n+ etc.5+ pero no ataca a los metales de #9 / >u+ Ag+ Au+ M5+ 'a que estos tienen ms tendencia a reducirse que los < /. s
→
<2 / >s/
8
2 <>l / 2 >s
→
<2 / 2 >s>l
o puede atacar como oxidante porque los iones >l - no son oxidantes+ 'a que el >loro tiene el menor .. posi*le -15.
! #l cido nítrico+ <3+ puede atacar como cido ' como oxidante. - Si est diluido ataca como cido ' oxida a los metales de #9 -
→
<2 / n2/
8
2 <3dil.5 / n
⇔
n352 / <2
- Si est concentrado ataca como oxidante+ de*ido a los iones 3-+ ' oxida tanto a los metales de #9 - como a los metales de #9 / + pero N :+D" volts #9 3-? 5+ como el >u 3- / n 3- / >u
/ n 2/ 8 → / >u2/ 8
→
E <3conc.5 / 3 n E <3conc.5 / 3 >u
3 n352 / 2 / 4<2 ⇔ 3 >u 352 / 2 / 4< 2 ⇔
ota los cidos sul)Grico+ nítrico+ percl$rico+ etc. pueden reducirse a distintos productos dependiendo de las condiciones de reacci$n+ así por e,emplo el < 3 se puede reducir a + 2+ 2 ' <4/.
E5#%i%io #,$'to >onsultando la ta*la de potenciales+ deduce cules de los siguientes metales Al+ Ag+ Au+ Fe ' i+ reaccionan con los iones >u 2/ . &os iones >u 2/ se tienen que reducir a >u+ mientras que los metales se tienen que oxidar a sus correspondientes iones >u 2/ / 2 e- → >u + =e → =e/n / ne-. Para que esto ocurra+ el #9 >u 2/?>u :+34 H5 tiene que ser ma'or que el del metal+ por tanto+ reaccionarn el Al #9 ; -1+"% H5+ el Fe #9 ; -:+44 H5 ' el í #9 ; -:+2! H 5. 6.- PILAS 7OLTAICAS 8 9AL7:NICAS8 EL;CTRICAS O ELECTROQ
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Se llama i'a o %'da '%t#o=$>i%a a todo dispositivo que origina una corriente elOctrica+ de*ido al paso de electrones de un reductor a un oxidante a travOs de un circuito externo.
PILA DANIELL3 >onsta de dos electrodos+ uno de cinc ' otro de co*re+ )ormados por sendas *arras de n ' de >u+ sumergidas en unas vasi,as que contienen disoluciones acuosas de nS 4 ' >uS4+ respectivamente+ ' conectadas entre sí por un 0ilo conductor provisto de un galvan$metro voltímetro5. #ste dispositivo se completa con el llamado puente salino+ )ormado por un tu*o en )orma de invertida+ con sus extremos tapados con lana de vidrio o algod$n+ ' en cu'o interior 0a' una disoluci$n salina 7>l+ a>l+ etc.5. Sirve para de,ar pasar de una vasi,a a otra los iones S 42-+ >l-+ 7 /+ a/+ etc.+ inertes al proceso redox+ con el )in de que no 0a'a acumulaci$n de cargas / o @ en las vasi,as ' así mantener la electroneutralidad en ellas.
#xperimentalmente+ por la indicaci$n del galvan$metro+ se o*serva el paso de corriente elOctrica desde la lmina de n a la de >u+ lo cul indica que en el electrodo de n tienen lugar la oxidaci$n n → n 2/ / 2e- . #stos electrones pasan a travOs del 0ilo conductor ' de la *arra de >u a la disoluci$n de >uS 4+ donde tiene lugar la reducci$n >u2/ / 2e- → >u #n de)initiva+ 0a tenido lugar la reacci$n redox n / >u 2/ trans)ormndose energía química en energía elOctrica.
→
n2/ / >u +
&os electrodos se llaman :nodo - 5 + tiene lugar la oxidaci$n el par de menor #95 C/todo /5 + tiene lugar la reducci$n el par de ma'or #95 ota recordatoria vocal-vocal+ consonante-consonante5 • •
na pila se agota cuando se alcanza el equili*rio de la reacci$n. Para escri*ir la notaci$n a*reviada de la pila+ se pone el nodo a la izquierda ' el ctodo a la derec0a+ indicando en am*os casos el proceso redox que tiene lugar '+ separados por dos ra'as que indican el puente salino Si para separar los electrodos+ en vez del n ? n2/aq5 >u2/aq5 ? >u puente salino+ se utiliza un ta*ique poroso Qnodo >todo n ? n 2/aq5 ? >u2/aq5 ? >u
PILA CON ELECTRODO DE 9AS ( Ni -C' & ! !
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Para el electrodo de >l 2gas5+ se utiliza un electrodo inerte de platino igual que el de < 25 >omo #9 i2/?i ; - :+2! H ' el #9 >l2?>l- ; 1+3" H+ se deduce que el electrodo de niquel es el nodo ' el de cloro el ctodo. i → i2/ / 2e-
i ? i2/aq5 +
>l2Pt5 ? >l-aq5
>l2 / 2e- → 2 >l&os electrodos inertes de platino tam*iOn son necesarios cuando se trata de un proceso redox entre iones+ por e,emplo+ se puede construir la pila Pt? >u/+ >u2/ ?? Fe3/+ Fe2/?Pt
PILAS COMERCIALES3 PILA SECA #l ctodo es una pasta 0umedecida )ormada por =n2+ n>l2+ <4>l ' polvo de car*$n+ con una *arra de > gra)ito5 que 0ace de electrodo inerte+ mientras que el nodo es el propio recipiente de la pila que es de cinc. #n esta pila no 0a' disoluciones '+ por ello+ se le dio el nom*re de pila seca. &as reacciones que tienen lugar en los electrodos son Qnodo -5 n → n2/ / 2e>todo /5 2 =n2 / 2 l
→
→
=n23 / <2
<3g5 / l-
&a pila seca presenta algunos pro*lemas de corrosi$n #l envase de cinc se deteriora progresivamente ' se 0inc0a de*ido a la acidez del < 4>l ' al <3g5 que se va )ormando+ lo que 0ace que la pila pueda descargarse aunque no se utilice. Jam*iOn se produce < 3 / n → n<3542/.
PILA ALCALINA Son mu' similares a la pila seca. #l nodo es una *arra de cinc ' el ctodo es de =n 2+ el recipiente es de acero ' los electrodos est separados "
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por un gel de 7<. &as pilas alcalinas son ms duraderas ' pueden ser utilizadas en un rango de temperaturas ms amplio. Al igual que las pilas secas proporcionan una d.d.p. de 1+! H. PILA DE MERCURIO #l nodo es un recipiente de cinc con mercurio+ ' el ctodo es de acero en contacto con una pasta de
PILAS RECAR9A?LES &a ma'oría de las pilas de*en ser desec0adas cuando se agotan. Sin em*argo+ 0a' dispositivos que pueden ser recargados repetidas veces por acci$n de la corriente elOctrica ' admiten un uso ms prolongado. &a i'a n>=$'-%adio suministra una d.d.p. de 1+2 H ' la reacci$n glo*al que se produce es descarga >ds5 / i23 / 3 <2 >d<52 / 2 i<52 carga &as at#>a, d 'o, %o%), estn )ormadas por electrodos de plomo en )orma de parrilla+ dispuestos en paralelo ' sumergidos en disoluci$n de < 2S4 al 3ER. no de ellos est recu*ierto de plomo espon,oso nodo5 ' el otro de P* 2 ctodo5. &as reacciones que se producen son Qnodo -5 P* / S42- → P*S4 / 2e>todo /5 P*2 / 4
PILA DE 7OLTA Holta+ en el ao 1.E::+ constru'$ la primera pila aunque no sa*ía la raz$n del )uncionamiento. Para ello coloc$+ )ormando una columna+ varias docenas de discos de co*re plata5 alternados con otros discos seme,antes de cinc estao5. #ntre cada par de discos intercal$ un disco de papel o de otro material espon,oso+ empapado con disoluci$n
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acuosa de sal comGn cloruro s$dico5. Al conectar la parte superior de la columna con la in)erior+ se produce la corriente elOctrica.
@.- FUERZA ELECTROMOTRIZ DE UNA PILA &a di)erencia de potencial entre los electrodos de una pila se llama $#Ba '%t#oot#iB (...! o potencial de la pila #9 pila ; #9 ms alto @ #9 ms *a,o ; #9 ctodo @ #9 nodo &a ).e.m. de la pila+ al igual que los # de electrodo+ depende de - aturaleza de las sustancias - >oncentraciones de las sustancias - Jemperatura - Presi$n+ en el caso de los gases
•
Si las condiciones son las normales+ se llama ... no#a' o ,t/nda# + mientras que en otras condiciones se llama ).e.m. actual.
#,emplo #n la pila aniell+ la reacci$n glo*al que tiene lugar es n / >u 2/ → n2/ / >u Qnodo n
→
n2/ / 2e-
>todo >u2/ / 2e-
→
>u
8
#9 n2/?n ; -:+%" H + #9 >u2/?>u ; :+34 H
#9 pila ; #9 >u2/?>u - #9 n2/?n ; :+34 @ -:+%"5 ; 1+1 volts •
#xperimentalmente+ para una reacci$n redox cualquiera+ se 0a o*tenido o
∆9
- n . E o . F
n ; n9 de electrones intercam*iados #o ; potencial o ).e.m. normal de la reacci$n F ; Farada' ; D".!:: >ulom*ios
e esta expresi$n se deduce que una reacci$n redox es espontnea es decir
∆6
N : 5+ si # I : +
- Si la ).e.m. de una reacci$n redox pila5 es / + la reacci$n es espontnea. - Si la ).e.m. de una reacci$n redox pila5 es - + la reacci$n espontnea es la inversa.
.- ELECTRLISIS #s la realizaci$n de una reacci$n redox+ que espontneamente no tendría lugar+ mediante el paso de una corriente elOctrica continua a travOs de un electr$lito. Se lleva a ca*o en la llamada cu*a o cOlula electrolítica+ que es un recipiente provisto de dos electrodos inertes *arras conductoras de un metal cualquiera o de gra)ito5 conectadas a un generador de corriente continua pila o *atería5. E
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#,emplo 1 #lectr$lisis del a>l )undido Al conectar los electrodos al generador+ con la d.d.p. adecuada+ se o*serva que en un electrodo se desprende cloro g5+ mientras que en el otro se deposita sodio l5.
#sto se puede explicar porque el electrodo /+ atrae 0acia sí los iones >l -+ los cuales ceden electrones al electrodo ' se trans)orman en >l 2 g5+ que asciende a la super)icie en )orma de *ur*u,as 2 >l- → >l2 / 2 eQnodo /5 oxidaci$n5 mientras que el electrodo @+ atrae a los a /+ que reci*en electrones ' )orman as5 que se deposita en su super)icie 2 a/ / 2 e- → 2 a >todo -5 reducci$n5
Nota &os signos del nodo ' del ctodo en las pilas ' en las celdas electrolíticas son contrarios. &a reacci$n glo*al que se 0a producido es
2 >l- / 2 a/
→
>l2 / 2 a
Sin em*argo+ por los valores de los potenciales+ la reacci$n espontnea es la inversa >l2 / 2 a → 2 >l - / 2 a/ + 'a que #9 >l2?>l- 1+3" volts 5 I #9 a /?a -2+%1 volts 5+ ' por tanto+ el cloro tiene ms tendencia a reducirse que el sodio. #l #9 de la reacci$n espontnea es #9 ; 1+3" @ -2+%1 5 ; 4+:% volts+ mientras que el #9 de la reacci$n inversa+ que se produce en la electr$lisis+ es @ 4+:% volts+ por consiguiente no es espontnea+ ' para que pueda tener lugar+ la ).e.m. volta,e5 del generador tiene que ser ma'or de 4+:% volts. #,emplo 2 #lectr$lisis del agua #l agua pura+ al no contener su)iciente cantidad de iones+ no es *uena conductora de la corriente. Pero al aadirle una pequea cantidad de < 2S4+ sustancia disociada en sus iones+ tiene lugar la reacci$n >todo -5
4
Qnodo /5
2 <2l5 2 <2 l5
2 <2g5
+
#91 ; :+:: H
2g5 / 4
+
#9 ; -1+23 H
D
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#n el medio existen iones sul)ato+ S 42-+ que podrían oxidarse en lugar del agua. Sin em*argo+ requieren un potencial muc0o ma'or+ de a0í que se oxide antes el agua '+ por tanto+ no 0a'a consumo de l &a electr$lisis de disoluciones acuosas es ms di)ícil de explicar+ porque adems de los iones del electr$lito+ est presente el agua+ que tam*iOn se puede descargar en vez de los iones del electr$lito si para ello se requiere menor #9+ aunque tam*iOn depende de )actores cinOticos. #n el ctodo adems del cati$n de la sal+ puede ocurrir 2 < 2 l5 / 2 e- → <2g5 / 2 <#n el nodo+ adems del ani$n de la sal+ puede ocurrir 2 < 2 l5
→
2g5 / 4
#n la electr$lisis de la disoluci$n de a>l Qnodo 2 >l-
→
>l2 / 2e-
>todo 2 <2 l5 / 2 e- → <2g5 / 2 <-
•
en vez de a / / 1e- → a
i)erencias entre la electr$lisis ' las pilas #n las pilas la reacci$n es espontnea ' se trans)orma energía química en energía elOctrica. - #n la electr$lisis la reacci$n es )orzada+ teniOndose que aportar energía elOctrica para que se produzca. -
•
Aplicaciones de la electr$lisis -
*tenci$n de elementos mu' activos mu' oxidantes o mu' reductores5 como el litio ' el )lGor+ para los que no 0a' reductores ' oxidantes de tipo químico. Protecci$n de un metal con una capa de otro metal ms resistente a los agentes externos de corrosi$n. #n esto se *asa el niquelado+ el cromado+ plateado+ etc. Puri)icaci$n de sustancias mediante el llamado re)ino electrolítico.
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Plateado de un tenedor
Puri)icaci$n de co*re re)ino electrolítico5
.- LEGES DE FARADAG 1! U&a cantidad gramos5 de sustancia depositada o li*erada en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de corriente+ es decir+ a la carga q ; . t 5 que pasa por la disoluci$n ' al equivalente electroquímico de la sustanciaV. m ; q . #e m ; . t . #e
siendo m ; masa gramos5 ; intensidad de corriente Amperios5 t ; tiempo segundos5 #e ; equivalente electroquímico ;
eq − g redox D".!::
&! U &a cantidad de electricidad necesaria para depositar o li*erar 1 eq-g de cualquier sustancia es 1 Farada' ; D".!:: >ulom*ios ; carga de 1 mol de electronesV. 1 F ; "+:23 . 1: 23 e- × 1+" . 1: @1D >?e- ; D".!:: >
#,emplos
a5 a/ / 1 e- → a 8 para depositar 1 mol 1 eq-g5 de a se necesita 1 mol de e - 1 F5 *5 >u2/ / 2 e- → >u 8 para depositar 1 mol 2 eq-g5 de >u se necesitan 2 moles de e -+ por tanto+ para depositar 1 eq-g tam*iOn se necesita 1 mol de e -1 F5 •
e esta 2W le' se deduce - #n los dos electrodos de una cu*a electrolítica se depositan o li*eran el mismo
nGmero de equivalentes+ 'a que la cantidad de corriente que pasa por am*os electrodos es la misma.
- Si se conectan en serie varias cu*as electrolíticas+ en todos los electrodos se
depositan o li*eran el mismo nGmero de equivalentes.
#,emplo Al pasar un culom*io de carga en todos los electrodos se deposita o li*era 1 equivalente de cada sustancia
E'%t#o=$>i%a n 'a HE? )tt3JJJ.K,2a#'a.no.,#dox.)t 11
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)tt3JJJ.K,2a#'a.no.,'%t#o'i,i,.)t )tt3JJJ.i#aia.o#+J%in%ia,'nto,'nto,i'a,nJa+&.)t )tt3JJJ.'a416.%o%adnaa,i%o6.)t CUESTIONES G PRO?LEMAS 1.- #l potencial normal del par redox r 2?r @ es / 1+:% voltios. e las siguientes especies >l2+ F2+ Fe3/+ l2?>l - ; 1+3" H+ #9 F2?F - ; 2+E! H+ #9 Fe 3/?Fe ; :+%% H + #9 Al3/?Al ; -1+"% H #9 3-? ; :+D" H 2.- >$mo 0a de ser+ positivo o negativo+ el potencial normal de reducci$n de un metal =e para que sea atacado por un cido+ desprendiOndose 0idr$geno ' )ormndose el correspondiente cati$n =e /n. 3.- Predice razonadamente quO ocurrir cuando se introduzca un clavo de 0ierro en una disoluci$n 1 = de >uS 4. atos #9 Fe2/?Fe ; - :+44 H + #9 >u2/?>u ; :+34 H 4.- &a plata no se disuelve en <>l ni en < 2S4 concentrados+ pero sí en <3 1=. #xplica este comportamiento escri*iendo las correspondientes reacciones redox a partir de sus respectivos potenciales normales. atos #9 S42-?S2 ; :+2: H + #9 3-? ; :+D" H + #9 Ag/?Ag ; :+E: H !.- #n una pila )ormada con electrodos de n 2/?n ' i2/?i+ unidos por un puente salino lleno de disoluci$n acuosa de 7>l+ indica la veracidad o )alsedad de las siguientes a)irmaciones a5 Por el circuito externo+ los electrones circulan desde el electrodo de i al de n. *5 Por el circuito interno los electrones circulan desde el electrodo de n al de i. c5 Por el circuito interno circulan iones positivos desde el electrodo de n al de i. d5 Por el circuito interno circulan tam*iOn iones negativos desde el electrodo de n al de i. e5 &os iones >l - del puente salino circulan 0acia el electrodo de i. )5 #l electrodo de i es el polo positivo de la pila. g5 >uando esta pila )unciona cierto tiempo el electrodo de n metlico 0a perdido peso. atos #9 n2/?n ; - :+%" H + #9 i2/?i ; - :+2! H ".- &a primera pila conocida )ue ideada por Holta+ equivalente a la )ormada por un electrodo de n ' otro de Ag Oste actGa como electrodo inerte5+ introducidos en una disoluci$n acuosa de a>l. Sa*iendo que los iones activos son n 2/ ' l 2 / <2 ⇔ 2 >l - / 2 l2?>l - ; 1+3" H 12
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Química 2º bachillerato
electroquímica
E.- Predice la ).e.m. normal ' las polaridades en las dos pilas )ormadas por los electrodos normales co*re-plata ' co*re-plomo. #scri*e las reacciones parciales ' glo*ales. atos #9 >u2/?>u ; :+34 H + #9 Ag/?Ag ; :+E: H + #9 P*2/?P* ; - :+13 H Sol :+4" H 8 :+4% H. D.- Sa*iendo que la ).e.m. normal de la pila Ag?Ag / ?? Au3/?Au es de :+%: H+ calcula el potencial normal del electrodo Au3/?Au. ato #9 Ag/?Ag ; :+E: H Sol 1+!: H 1:.- na disoluci$n acuosa de >uS 4 se electroliza con una corriente continua ' constante durante 4 0oras+ depositndose en el ctodo 1"+!E3 g de co*re metlico. >alcula la intensidad de la corriente. ato =at >u ; "3+!4 Sol 3+! A 11.- na disoluci$n acuosa de nS 4 se electroliza con una corriente elOctrica continua ' constante de 1: A. Al ca*o de 1! minutos se depositan en el ctodo 3+:4E! g de cinc metlico. >alcula la masa at$mica del cinc. Sol "!+3% 12.- na cu*a electrolítica contiene 1.::: cc de una disoluci$n de sul)ato de co*re 5. Se 0ace pasar una corriente de 2 A durante 1 0ora+ al ca*o de la cual se 0a depositado todo el co*re+ Xcul es la molaridad de la disoluci$n inicial de sul)ato de co*re 5Y. ato =at >u ; "3+!4 Sol :+:3% = 13.- #n la electr$lisis de una disoluci$n de *romuro de co*re 5+ en uno de los electrodos se 0an depositado :+! g de co*re. X>untos gramos de *romo se depositarn en el otro electrodoY. #scri*e las reacciones an$dica ' cat$dica. atos =at >u ; "3+!4+ r ; %D+D Sol 1+2" g de r 2
PRO?LEMAS COMPLEMENTARIOS DE P.A.U. 1.- &as disoluciones acuosas del cido cloroso no son esta*les ' se descomponen espontneamente dando cido 0ipocloroso e i$n clorato. a5 #scri*e la reacci$n a,ustada para este proceso+ indicando oxidante+ reductor+ especie que se oxida ' especie que se reduce. *5 asndote en los potenciales normales+ ,usti)ica la espontaneidad de la reacci$n de descomposici$n que su)re el cido cloroso. atos #o<>l2?<>l5 ; /1+"! H 8 #o>l3-?<>l25 ; / 1+21 H 2.- Se constru'e una pila con los elementos >u 2/?>u ' Al3/?Al+ cu'os potenciales estndar de reducci$n son :+34 H ' -1+"% H+ respectivamente. a5 #scri*e las reacciones que tienen lugar en cada electrodo ' la glo*al de la pila. *5
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Química 2º bachillerato
electroquímica
n 2/ ac.5 / 2 Ags5 2 Ag/ac.5 / ns5 >u 2/ ac.5 / ns5 n 2/ ac.5 / >us5 Zusti)ica si se puede montar o no una pila+ indicando cuando sea posi*le quiOn actGa como ctodo ' como nodo. >onsulta la ta*la de potenciales5.
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