1Química General...en la U. Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia Unidad 12 Electroquímica U N I D 12 A D Electroquímica 1.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: 2 Química General...en la U. Unidad 12 Electroquímica Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia ⊗ 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 Circuito interno. hay dos. donde está siempre presente el fenómeno químico. Unidad 12 Electroquímica Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia llamar circuito externo en el cual siempre ocurre el fenómeno eléctrico. Más..en la U. siempre primero (otro accidente de ABC para aprender asociando) Electrodos: Signos: Circuitos: Reacciones: hay dos. Circuito externo.. hay dos. en el líquido electrolítico. ocurre el fenómeno eléctrico como causa o como efecto. y menos y externo y reducción primero primero primero primero Ánodo.. 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 trabajo Vamos a trabajar alfabéticamente: primero lo primero. Ánodo Más Interno oxidación y cátodo.- Internamente. Oxidación. Externo. hay dos.3 Química General. ocurre el fenómeno químico como causa (si es galvánica) o como efecto (si es electrolítica) ++ ++ ++ .. Los anteriores “primerazos” los podemos ordenar en el siguiente cuadro: Primero Electrodo Signo Circuito Reacción Lo primero Ánodo mÁs Externo Oxidación En el cuadro anterior vemos que podemos definir (usando los primerazos) que: Ánodo es el electrodo de signo mas en el circuito externo . --.la química la causa y la electricidad el efectoQuímica Electricidad Celda galvánica ⊗ Criterios específicos Todo electrodo (por causa – efecto). Cuadro resumen causa Electricidad efecto Química nombre de la celda Celda Electrolítica Símbolo = f(electricidad) + - Alfabéticamente: causa esta antes que efecto...en la U. 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. el cátodo es el otro electrodo y en él ocurre la otra reacción.---- ++ ++ ++ ++ La polaridad de un electrodo la determina el signo que él posea según la causa. es decir la de reducción. posee signos contrarios en los circuitos interno–externo. Unidad 12 Electroquímica Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia en el cual ocurre una reacción de oxidación Y como solo son dos electrodos. 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. .. . (Con esto nos evitamos aprender la polaridad de los electrodos por memoria y por convención) Para celda electrolítica: .-. . + causa + ++++- ++++- ++++- + efecto .-.4 Química General. se induce en el circuito externo el signo contrario. Unidad 12 Electroquímica Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia + causa - + efecto 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) Änodo (+) + causa efecto cátodo . Para celda galvánica: ⊗ efecto + causa En este caso. donde está la causa. Ánodo ( -) + ⊗ efecto causa - cátodo ---- ++ ++ + + Como efecto.5 Química General..en la U.--- + + + + + + La polaridad del ánodo es positiva porque es el signo que él posee en el circuito externo. 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. Vemos que el electrodo 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”. que es una celda galvánica. y el cátodo es el otro electrodo . (puede ser al contrario).. en cada electrodo.. en el cátodo es : 2H2O(ℓ ) + 2e . como la química es el efecto . es decir cambiar su número de oxidación. y las cargas se balancean con el otro ión ( el OH -) y se sacrifica el otro elemento ( el . el análisis conceptual de ellas es el siguiente: Para hacer la reacción de oxidación del agua. Unidad 12 Electroquímica Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia Observe que siempre el ion que migra al ánodo es el negativo y por esto los iones negativos los llaman aniones.. como el hidrógeno es +1 en reactivos y en productos. en el ánodo y es : 2H2O(ℓ ) 4 e .6 Química General. no plantee la reacción pues estos iones son “ inertes”. así : H2O(ℓ ) e . se plantea después. Reacciones En Celdas Electrolíticas.. esto se logra con los iones H +. si el ión es nitrato (NO 3 . se plantea primero (por primerazos).). de igual manera los cationes son los iones positivos porque ellos son los que migran al cátodo . no se plantea. La reacción de oxidación del agua. así: H2O(ℓ ) e – Como hay que anular las cargas negativas de los electrones.en la U.+ 1H2( g ) NOTA: Para que no corra el riesgo de “ aprender de memoria “ estas reacciones. si el líquido electrolítico es una solución acuosa. 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 . ocurre una y solo una de tres reacciones posibles: La del electrodo. o sulfato (SO4 2. La del ión que rodea el electrodo . ya que oxidar es perder electrones. uno de los elementos (el hidrógeno o el oxígeno) se tiene que “sacrificar “. esto se indica usando electrodos de platino sólido ( Pt(s) ). La del agua.+ H + + O2( g ) La otra reacción del agua ( la de reducción ) gana electrones.+ 4H + + 1O2( g ) La reacción de reducción del agua.).+ H + Como hay transferencia de electrones. si el electrodo es inerte. el reactivo es H2O y aparecen los electrones en los productos. 2OH . Calculos en electroquímica Los cálculos se realizan según el efecto. 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. y queda la semirreación de reducción del agua para balancear por tanteo: H2O(ℓ ) + e .+ H2( g ) En celdas galvánicas.02x1023electrones. entinces tenemos otro factor para la definición del faradio: El otro factor asociado a la definición del 1 faradio faradio es: 6.7 Química General. Unidad 12 Electroquímica Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia hidrógeno ). El factor asociado a la definición del faradio es: 1 faradio 96500 coul Como 96500 coul es la carga 6. medida en faradios “... y por eso se produce H 2( g ).02x1023 ePor “carambola” tenemos: .en la U. El factor asociado a la ley de faraday es : 1 eq-gr de sust 1 faradio 1 faradio es la carga electrica del número de avogadro de electrones . pero se ha estandarizado el valor de 96500 ). En estas celdas se cumple la ley de Faraday ( enunciada en 1832 ). NOTA: Según lo anterior es indispensable dominar el balanceo por ión electrón. y esta vale aproximadamente 96500 coulombios ( realmente son 96490 coulombios. 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. es conveniente que replantee sus conocimientos de este tema en el capítulo 4. por lo tanto son de dos tipos: Cálculos estequiométricos. en las celdas electrolíticas. OH . ya que la química es el efecto cuando se suministra como causa una corriente directa (I). 02x1023electrones y 6. 96500 coul son 6.. 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 Mw gr sust Mwque es: 1 mol sust .en la U. Unidad 12 Electroquímica Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia 1eq-gr es 1faradio (ley de Faraday).transferidos en la semi . 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.02x1023electrones son el número de Avogadro. 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 coul 1seg 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 sust 1 mol sust .8 Química General. 1faradio es 96500 coul. .reacción Coeficiente 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. 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”. 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.. La anterior es la definición “elegante” del equivalente gramo. ¿Qué peso de cobre sólido se deposita? (establecer dónde se deposita. asi: RT P Cuando la sustancia es un metal (M) que se deposita sólido en el cátodo. Ánodo Pt (+) Causa Pt cátodo Ánodo (+) Pt Cátodo (-) Pt + - (-) . también es posible determinar el volumen producido de la sustancia gaseosa a ciertas condiciones. éste sufre un cambio de volumen ( ∆V) que se puede cuantificar con el factor asociado a la densidad del metal.. si se quiere a condiciones normales. 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).9 Química General.4 lt sust (g) 1 mol sust (g) Si las condiciones no son 1 atmosfera y 273ºK . de antemano existe el factor de “volumen molar normal “ (capítulo.. los iones son: SO4 2. Como el enunciado nos habla de electrólisis esto es una celda electrolítica: Evolución por causa-efecto. por análisis de la celda) b. ¿Qué volumen de oxígeno gaseoso a condiciones normales se desprende? Solución: Análisis de la celda. gases) que es: 22.( sulfato ) y Cu 2+ ( cúprico ). determinar: a. Unidad 12 Electroquímica Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia Como la sustancia puede ser un gas.en la U. 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. en las celdas electrolíticas están limitados por el tiempo que se suministra la corriente directa. dicho factor se puede calcular usando la ecuación universal de los gases ideales. se suministra una corriente de 2 amperios durante una hora. . b.54 gr Cu(s) 1 mol Cu(s) Queremos gramos 1 hora 3600seg. justificada por la pregunta a. hasta Wgr Cu ( ( dato pedido ). es acuoso ) 2H2O(ℓ ) 4 e . Posibles reacciones catódicas ( de reducción ): a. no ocurre. Factores estequiométricos 2eq gr Cu(s) 1 mol Cu(s) En la reacción de reducción hay 2 e. 2OH .y ce = 1 Factor E: Peso molecular: 63. es inerte. obligado: Factor Transformación de unidades desde 1 hora ( dato dado ). reacción de oxidación ( sí. es inerte. Del ión que rodea al cátodo: Cu 2+ + 2e .10 Química General. y además es la única reacción anódica posible. es acuoso ) 2H2O( l ) + 2e . Cu( s ) c.. Del electrodo: Pt. Del agua. no ocurre. es inerte. no ocurre. reacción de oxidación ( sí. Del agua. usando los seis factores resultantes: s ) .+ 4H + + 1O2( g ) Aquí vemos que el O2( g ) se produce y esto nos justifica la pregunta b.en la U. Del ión que rodea al ánodo: SO4 2-. Cálculos para el cobre: los factores son: Ley de 1 eq gr Cu(s) Faraday: 1 faradio Factores elelctrolíticos Definición de 1 faradio faradio: 96500coul Factor de corriente: 2 coul 1 seg.+ 1H2( g ) De las posibles reacciones b y c la que si ocurre es la b. Unidad 12 Electroquímica Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia SO42Cu2+ Cu2+ Cu2+ efecto Cu2+ SO42- SO42SO42- Posibles reacciones anódicas ( de oxidación ): Del electrodo: Pt. Transformación de unidades desde 1 hora ( dato dado ). Si el metal que se deposita es oro. O 2( g ) (dato pedido). ya que en un “ proceso de cobrizado” lo que se busca es una apariencia externa del objeto que hace las veces de cátodo. Se depositan 2.37 gr. “estanado “. hasta V lts.54gr Cu 1 mol Cu = W gr Cu Con la transformación anterior: W = 2..en la U.4 lt O2 1 mol O2 = V lt O2 Con la transformación anterior: V = 0.418. es conveniente “exagerar” el número de cifras decimales. R/a. Se obtienen 0. Cu(s) ⇒ ∆V = 0.37.2lt O2(g) molar: 1 mol O2(g) Queremos volumen a CN Factor 1 hora obligado: 3600seg. usando los seis factores resultantes: 3600 seg 2 coul 1hora x 1hora 1 seg 1faradio 96500 coul 1 eq-gr O2 1faradio 1 mol O2 4 eq-gr O2 22. Cálculos para el 02( g ): Factores elelctrolíticos Ley de 1 eq gr O2(g) 1 faradio Faraday: Definición de 1 faradio faradio: 96500coul Factor de corriente: 2 coul 1 seg.11 Química General..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. Factores estequiométricos 4eq gr O2(g) Factor E: 1 mol O2(g) En la reacción de 0xidación hay 4 e. también existen procesos de “niquelado “. . Cu(s) x 1 cm3 8.92gr/cm3: ∆V = 2.y ce = 1 volumen 22. “cromado “.2657 cm3 NOTA: Como este cambio de volumen es muy pequeño.37 gr de Cu (sólido) en el cátodo. Unidad 12 Electroquímica Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia 3600 seg 2 coul 1hora x 1hora 1 seg 1faradio 96500 coul 1 eq-gr Cu 1faradio 1 mol Cu 2 eq-gr Cu 63. el proceso se llama “dorado “.92 gr. 5cm + ε = 3 3.5 cm.34 x 10 –3 cm. y estas celdas se pueden simbolizar asi: Ánodo(s) sustancias anódicas sustancias catódicas Cátodo(s) ⇑ Esto simboliza un elemento que separa el ánodo del cátodo que “obliga” a los e. Unidad 12 Electroquímica Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia Cálculo del espesor de cobre depositado en el cátodo Esto es una aplicación geométrica.4384 cm 3 ⇒ ε = 9.5) 3 (radio inicial = 1. debe llegar a: 3 1. (La electricidad es el efecto). igualando: 4π(1..12 Química General. es: ∆V = Vfinal -Vinicial Si queremos cobrizar una esfera de radio = 1.5 cm) Vinicial = 14. se llama puente salino Con esta información se plantea por ion electrón la reacción de oxidación (de nuevo lo primero siempre primero: ánodo y oxidacion) 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. donde ∆V por concepto del operador delta (∆V).1372 cm3 3 4π r f 3 3 ( con exageración de cifras decimales ) Vfinal = Aquí: rf = 1. entonces: Vinicial = 4π(1.5 cm + ε . donde ε es el espesor del Cu depositado sobre la esfera.4029 cm3.5 cm +ε) 3 14. La reacción redox es causa. Cálculos “eléctricos” en celdas galvánicas.4029 cm = 3 .en la U. también pude ser . Además Vf = Vi + ∆V ⇒ Vf = 14.. y es una solución acuosa saturada de la sal KCl. despeje ε y calcúlelo.a migrar por el circuito externo. en este caso se dice que la celda está “en corto”. El efecto es una fuerza electromotriz (fem) o voltaje o potencial.13 Química General.. O2(g) + 2H2O + 4e1+ - εº(voltios) 3. Semi reacción de oxidación Li Li + 1e Na Na1+ + 1eZn Zn2+ + 2eSn Sn2+ + 2ePb Pb2+ + 2eH2 (g) 2H1+ + 2e. para efectos prácticos se puede usar una loza cerámica sin esmaltar.000 -0.(este electrodo se conoce como electrodo de referencia) Cu Cu2+ + 2e4OH. Si este medio semipermeable se deteriora. se conoce como “potencial estandar” y se representa como εº..migran del ánodo al cátodo por el circuito interno ( “nadan”) pero no se produce corriente eléctrica. los e.400 .340 -0. Una celda galvánica es estandar si cumple las siguientes condiciones: Temperatura: Si hay gases: Si hay iones: 25ºC ( 298ºK ) Pparcial = 1atm Concentracion 1 molal no confundir con concentración no confundir con la temperatura normal de los gases que es 0ºC molaR Si hay sólidos o líquidos no disueltos: se miden en “actividad” que vale 1 El potencial de una celda que cumpla estas condiciones.136 0. Algunos valores de εºpara semi-reaciones de oxidación se presentan en la siguiente tabla.760 0. simbolizado con la letra griega epsilon ε. εºpara semi-reaciones de oxidación (medidos en voltios). Condiciones estandar de una celda.en la U.050 2. que es porosa.710 0. Unidad 12 Electroquímica Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia una membrana semi permeable.126 0. En general: ε de la celda = ε de la reacción de oxidación en el + ánodo ε de la rección de reducción en el cátodo Existen tablas con valores experimentales de potenciales estandar de oxidación. 870 Si se requiere el valor de el potencial estandar de reducción.(balancee usted esta semi-reacción en medio ácido) NH4+ NH3OH+ (balancee usted esta semi-reacción en medio ácido) 2Cl.290 -1. 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.(balancee usted esta semi-reacción en medio ácido) 2Br.314Joul = mol K T es la temperatura absoluta en K E es el número de e.en la U.510 -1 700 -2..360) = + 1.230 -1. El valor de εºpara semi-reaciones de reducción del Sn.(balancee usted esta semi-reacción en medio ácido) MnO2(s) MnO41. F2(g) + 2e- -0.230 -1.02x1023 e. ellos se miden en actividad. εºde la semi-rección de reducción para el cátodo. vale –(0.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.359 -1. si hay sólidos o líquidos no disueltos. Unidad 12 Electroquímica Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia 2I. I2(g) + 2eN2O4(g) NO31.540 -0 800 -1.360 El potencial no estandar se calcula con la ecuación de Nernst (1889 ) y es: εcelda = εºcelda - RT ℓn LAMpc EF x Donde: R es la constante universal de los gases ideales 8.. Cℓ2(g) + 2eAu Au3+ + 3eMn2+ MnO41.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. Br2(g) + 2eMn2+ MnO2(S) (balancee usted esta semi-reacción en medio ácido) H2O 4H1+ +O2(g) + 4eN2O(g) HNO2 (balancee usted esta semi-reacción en medio ácido) Cr3+ Cr2O72. vale -(-1.14 Química General. basta con cambiarle de signo al valor leido en la tabla de potenciales estandar de oxidación.350 -1.(balancee usted esta semi-reacción en medio ácido) 2F1.330 -1. puesto que reducir es lo contrario a oxidar. queda: .070 -1.500 -1.1360) El valor de εºpara semi-reaciones de reducción del Cℓ. 1m).+ 14 H+ + 6 e- 3 Cℓ2 (g) + 6 e. asumimos que es 25ºC. Unidad 12 Electroquímica Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia εcelda = εºcelda Nota: 2. H+ (1m) Pt(s) De la tabla de potenciales estandar de oxidación tenemos: εºde la reacción de oxidación del cloro = -1.transferidos es 6 ⇒ E = 6 LAMpc = (PCℓ2)3 [Cr3+]2 [H2O(ℓ)]7 [Cℓ1-]6 [Cr2O72-]1 [H1+]14 0..359 + 1.en la U.3 = ln(10) RT EF x 2.(0.359) ε de la celda = ε de la reacción de oxidación del + ε de la rección de reducción del cromo en el cátodo –(-1.(0. el número de e. sustitiyendo este valor queda: F 0.15 Química General.+ 1 Cr2O72.330) εºde la celda = -1.+ 14 H+ + 6 e 1 Cℓ2 (g) + 2 e-) 2 Cr3+ + 7 H2O) X 3 x1 6 Cℓ 1.359 voltios Solución: εºde la reacción de oxidación del cromo = -1.+ 2 Cr3+ + 7 H2O Como hay 6 e.3 = 0.059 esta es la ecuació de Nernst a 25ºC xℓog LAMpc E Si en un cálculo particular no se reporta la temperatura.029 Para poder aplicar la ecuación de Nernst falta determinar: E (número de electrones transferidos en la reacción redox) y LAM pc de la reacción redox: Reacción anódica Reacción catódica Reacción neta ( 2 Cℓ 1(1 Cr2O72.3 ℓog LAMpc este es el cambio de base logarítmico A 25 ºC el término: εcelda = εºcelda RT x2.059.ganados y 6 e.1m) Cr2O72.1m).. Cr3+ (0. εºde la celda = -0.330 por ser éste de reducción le cambiamos el signo al valor de la tabla. Cl1.059 = 23 x (10-1)2 x 17 (10-1)6 (10-1)1 (1)14 = 8 x 105 .perdidos.330 voltios cloro en el ánodo (-1. Ilustración 1 Determine el potencial de la celda: Pt(s) Cℓ2 (g) (2 atm). ganados y 6 e.) 2 Au3+ + 6 e.5 voltios εºde la reacción de oxidación del flúor = -2.perdidos. εºde la celda = +1.5 + 2.51 voltios APLICACIONES DE CELDAS GALVÁNICAS: .87 voltios Solución: ε de la celda = ε de la reacción de oxidación del oro + ε de la rección de reducción del flúor en el ánodo (-1. como este potencial es positivo a las condiciones estandar.) 2 F1..500) en el cátodo –(-2.0. el número de e.transferidos es 6 ⇒ E = 6 LAMpc = [Au3+]2 [F1-]6 [Au(s)]2 (PF2)3 0.0. nos indica que la celda propuesta no produce electricidad.37 - x εcelda = 1. la reacción no es expontánea. Unidad 12 Electroquímica Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia εcelda = . es decir.25 x 10-15 εcelda = + 1.37.01m). F2 (g) (2 atm) Pt (s) εºde la reacción de oxidación del oro = -1. ya que el potencial estandar también es negativo Ilustración 2: Determinar el potencial de la celda Au(s) De la tabla: Au3+ (0.1m) F1-(0.25 x 10-15 ⇒ = 1.en la U. Lo mismo podemos decir de la celda estandar..029 - 6 x Log 8 x 105 ⇒ εcelda = . la reacción es espontánea Para poder aplicar la ecuación de Nernst falta determinar: E (número de electrones transferidos en la reacción redox) y LAM pc de la reacción redox: Reacción anódica Reacción catódica Reacción neta ( Au (s) ( F2 (g) + 2 e2 Au (s) + 3 F2 (g) + 6 e Au3+ + 3 e.+ 6 F1X 2 x3 Como hay 6 e.087 voltios Aclaración: El valor del potencial de la celda.87por ser éste de reducción le cambiamos el signo al valor de la tabla.059 6 = (10-1)2 x (10-2)6 12 (2)3 Log 1.870) εºde la celda = -1.16 Química General. por ser negativo. PbSO4(s) + 2ePbO2(s) + SO42.25 y 1. 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. Las reacciones son: Ánodo: Cátodo: Cd(s) + 2OH. etc.en la U.4 voltios. La batería suministra una fem de 2 voltios.. La pila seca o pila Leclanché. 2. suministra un potencial de 1. PbSO4(s) + 2H2O A medida que la celda suministra carga. tipo AAA. el electrólito es H2SO4. y las reacciones que ocurren son: Anodo: Cátodo: Pb(s) + SO42.+ 4H+ +2e. Cd(OH)2 + 2eNiO2(s) + 2H2O + 2e.. Celda de niquel – cadmio. 3. las reacciones pueden ser: Anodo: Cátodo: Zn Zn 2+ + 2e2MnO2 + 2NH4+ + 2e. Ni(OH)2 + 2OH- . de amplio uso en vehículos. Unidad 12 Electroquímica Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia Las mas conocidas celdas comerciales Son: 1. 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.17 Química General. esta celda puede recargarse como una celda electrolítica en la cual se invierten las reacciones. es recargable. tipo C. domésticamente se conoce como “pila” y se encuentra en varias presentaciones según el tamaño: tipo AA. Mn2O3 + H2O + 2NH3 Esta celda genera entre 1.5 voltios. Batería o acumulador de plomo. el PbSO 4(s) se deposita sobre las placas y la concentracón del H 2SO4 disminuye. Los electrodos son placas de acero empacadas con NiO 2 hidratado y cadmio finamente dividido. y se construyen en serie de 3 o 6 celdas para fabricar acumuladores que suministran 6 ó 12 voltios. 01m) M2+ (0. b) 0.52 cc 3.(0. Br1.5 amperios durante 8 horas para un proceso de dorado. Mn2+ (0.412gr. se suministran 1. determinar: a) los gramos de cobre que se depositan en el cátodo durante el proceso. R/ 1.1m) M (s) Nota: En esta celda el potencial es suministrado por la diferencia de concentraciones anódica y catódica.en la U.0295 voltios 4.1m). que volumen de oro sólido se deposita en el cátodo si la densidad del oro es 19. si los electrodos son de platino. Determine el potencial de la celda: M(s) M2+ (0. b) El volumen de O2 (g) que se desprende en el ánodo.3 gr. H1+ (1m) Pt(s) En la electrólisis de una solución de sulfato cúprico con electrodos de platino se suministra una corriente de 2. que volumen de H2 (g) a 25ºC y a 0. Determinar el potencial de la celda: Pt(s) 5.5 amperios durante 500 segundos.29 L 2. R/ 7. medidos a 20°C y 10psi.18 Química General..1m) MnO41. Unidad 12 Electroquímica Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia taller 1. En la electrólisis del sulfato áurico acuoso con electrodos de platino.y su peso molecular es 196.96./cm3.5 atm se obtiene. Se pasa una corriente de 4 amperios durante 2 horas por una solución acuosa de NaCℓ.114 litros.01m). R/ 0. Br2 (g) (2 atm).(0. por esta razón ésta celda se llama “celda de concentración”.. . R/ a) 0. FeSO4. determine: a) los coulombios suministrados por la fuente.51V.0.36 gramos 10. AgNO3. Unidad 12 Electroquímica Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia 6. Mn = . determne el potencial de reducción del Cu..19 Química General. Fe = 0. d) En cuant tiempo se deposita el cromo. 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/ 0.51 amperios. c) cuanto vale la corriente empleada. (g) se deprende durante el proceso. El electrodo de Zn es el ánodo y el potencial de la celda es 1.75 23 b) los electrones que llegan al cátodo. . Se tiene la siguiente celda galvánica: Aℓ(s) | Aℓ+3(1. R/ se oxida espontáneamente la barra de zinc si los potenciales estandar de oxidación son: Ag = .5m) || Mn+2(0.R/ 1. Se tiene una celda galvánica de Zn – Cu 2+.1 voltios.34V.54 horas cuantas moles de H2 0.5 litros de O 2 (g). R/ 1. Zn = 0.en la U. a 77°F y una presión de 0. CuSO4.172moles.842 atm.24V. R/ se oxida espontáneamente la barra de zinc.13V. Pb = 0. si la electrólisis duró 3 horas. Cu = . 9. Pb(NO3)2. R/ se oxida espontáneamente la barra de zinc.66V.0.86 horas. R/ 70257. determine el tiempo que se requiere para obtener 2.76 voltios. Si el potencial de reducción del Zn es -0.1. R/ 3. a) b) c) d) que ocurrirá cuando una barra de zinc se sumerge dentro de una solución de los siguientes solutos.. Al realizar la electrólisis de una solución acuosa que contenía Cr 3+ y Zn2+ se produjo una aleación que contenía 8 gramos de cromo y 9 gramos de zinc.10m) | Mn(s) Si los potenciales estandar de oxidación son: Aℓ = 1. a partir de la electrólisis de una solución acuosa de ácido sulfúrico con una intensidad de corriente de 6 amperios.44V. calcular el potencial de la celda. R/ se oxida espontáneamente la barra de zinc.80V. R/ 7.38x10 .76V 8. R/ 4. R/ 6. 96g de NaCℓ y 2.45 gramos de AgCℓ (s). si la intensidad de corriente es de 3. Por electrólisis con una corriente de 2 A durante 250 segundos se depositó todo el cobre contenido en la muestra.45 gramosde Cℓ2(g) a 25°C y 680 mmHg. R/ 5. 17. de diametro por electrólisis de una solución de Ag(NO3). Determine los gramos de cada sal en la muestra.466 12. Se desea platear una esfera de 25cm.R/ 1. NaCℓ y Na(NO3).37V. de Na(NO3). R/ 5.R/ 3Mg(s) + 2Au 3Mg + 2Au(s) c) Calcular el potencial de la celda.0.49 horas . Si cada solución por separado se somete a electrólisis y se suministra una corriente de 1. R/ 0.5mm.18g.83 14.420 Cuanto tiempo se requiere para obtener 25.388 . Cúantos gramos de Ag son depositados con una corriente que suminstra 5250 coulumbios. determine: a) Los litros de Cℓ2(g) producidos a condiciones normales. R/ 0. a través d la cual se hacen pasar 7. 18.2m) || Au3+(1m) | Au(s) Si los potenciales estandar de oxidación son: Mg = 2.20 Química General.en la U.349g.33 Para la siguiente celda: Mg(S) | Mg2+(1.R/ 8.22 b) Las moles de Na(OH) (ac) formadas por una evaporacion posterior al proceso electrolítico. se tienen las siguientes sales en solución acuosa: NiCℓ3.1. 3. Se analiza una mezcla de 6. Aℓ(NO3) y CuSO4.5V a) Calcular el potencial estandar de la celda. la electrólisis de nitrato cúprico y la electrólisis de sulfato alumínico.119 y o.R/ 3. R/ 0. R/ 5. de CuCℓ2. 16. Al reaccionar con Ag(NO3) se producen por precipitación 10. Unidad 12 Electroquímica Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia 11. determine los gramos de Ni(s). . Au = . si el espesor del plateado es de 3.5 A durante 100 minutos..5A durante 850 segundos.87g Si se realiza simultáneamente y a las mismas condiciones. en la electrólisis de una solución acuosa de NaCℓ. Aℓ (s) y Cu(s). en la electrólisis de NaCℓ (ac).83V 3+ 2+ b) Hacer la reacción neta.485 gramos CuCℓ2. 15.5 A.. cuántas moles de Aℓ (s) se depositancuando se han depositado 2 moles de Cu(s). 13. 861V b). 22. R/ 9x10 – 3 e) Cuantos electrones llegan al cátodo. R/ 484. a) Cuánto tiempo tiempo debe emplearse para que se deposite el 40% del níquel presente en la solución.1.5atm) | Pt(s).76V. H2 = 0. Determine el potencial de las siguientes celdas: a).36V.2.42x1021. Cℓ2(g) (1atm)| Pt(s)..34V. R/ . R/ 510 años. 23. R/ 0.54V.0. cuantos amperios de suministran.12V R/ 0.50m) | Cu(s). Pt (s) | I -1(0.80V. que opina de este valor? Los potenciales estándar de oxidación son: Zn = 0. Ag (s) | Ag+1(1. b) Que volumen de O 2(g).5 m de largo.483 c) Cuantos coulombios se suministran a la celda. R/ 868.1m) || Cu+2(0. La electrólisis de FeCℓx con electrodos de platino produce 167.2m) || Aℓ+3(0.1 = .66V.D. Zn (s) | Zn+2(0. a) Cual es la fórmula del compuesto. Se someten a un proceso electrolítico 250 ml de NiSO 4 0.8 d) Cuantos feradios suministra la fuente de C. medidos a 30ºC y 2 atm se desprende durante el proceso .772V d).0. 21.5 M. Zn(s) | Zn+2(0. R/ X = 3 FeCℓ3 b) Si la electrólisis dura 30 minutos.0V. R/ 0. Cuánto tiempo duraría la electrólisis del H 2O(ℓ) contenida en un recipiente cuyas dimensiones son: 2. Aℓ = 1. Cℓ .en la U.52 mg de Fe(s) y 110 ml de Cℓ2(g) a 25°C y 1 atm.0.5m).1 = . con una intensidad de corriente de 10 A. 19.76horas. Unidad 12 Electroquímica Autor: IQ Luis Fernando Montoya Valencia Determine el tiempo requerido para este proceso si la intensidad de la corriente es de 15A..2m) || H+1(0.21 Química General. R/ 1. I . la densidad del Ag(s) vale 10. 2 m de ancho y 1.25 A. R/ 5. c). I2(s) || Cℓ -1(0.5 m de profundidad.5m). Ag = .5g/cm3.7m) | Aℓ (s). H2(g) (0.10m).47V. Al sistema se le suministra una corriente de 1. Cu = .