Química 2º bachilleratoelectroquímica ELECTROQUÍMICA 1.- Fuerza de los sistemas redox. Potencial normal de electrodo. 2.- Serie electroquímica 3.- Aplicaciones de la serie de potenciales. 4.- Pilas voltaicas o galvánicas. 5.- Fuerza electromotriz de una pila. 6.- Electrólisis. Aplicaciones. 7.- Leyes de Faraday. 1.- FUERZA DE ELECTRODO LOS SISTEMAS REDOX. POTENCIAL NORMAL DE * La fortaleza de un oxidante o de un reductor viene dada por la tendencia a ganar o a perder electrones. Los metales alcalinos son buenos reductores, ya que su capa de valencia es ns1 , y por tanto, tienen tendencia a perder 1 electrón. Ejemplo: Na → Na+ + 1 e-. Los halógenos son buenos oxidantes, ya que tienen 7 electrones en la capa de valencia y tienen tendencia a ganar un electrón para completarla. Ejemplo: F + 1 e- → FLos compuestos o iones complejos, dependen del índice de oxidación del átomo central, y así los de I.O. elevado tienen gran poder oxidante y los de I.O. bajo tienen gran poder reductor. La fuerza absoluta no puede conocerse ya que para que una sustancia gane electrones tiene que haber otra que los pierda y viceversa, por tanto, el carácter oxidante y reductor es relativo, depende de la sustancia con que se enfrente. De forma general, una reacción redox se puede poner como: ( oxidante )1 + ( reductor )2 ⇔ ( reductor )1 + ( oxidante )2 Si el (oxidante)1 es más fuerte que el (oxidante)2, la reacción estará desplazada hacia la derecha, lo cual viene indicado por el valor de ∆ G o de K; sin embargo, en las reacciones redox el desplazamiento de la reacción no se mide por ∆ G o por K, sino por el llamado potencial del par redox o de electrodo (Eº). • Se llama electrodo a todo dispositivo o sistema físico donde puede tener lugar una oxidación o una reducción. Para medir los potenciales de electrodo es necesario tomar un electrodo de referencia o patrón, al que se le asigna un valor del potencial 0 (Eº = 0). Dicho electrodo es el electrodo estándar de hidrógeno (EEH), que consta de una lámina de platino, que hace de electrodo inerte, introducida en un tubo de vidrio abierto por la parte superior, por donde se inyecta H2 a la presión de 1 atm y todo ello sumergido en una disolución 1 M de H3O+ (H+), es decir de pH = 0, a 25ºC. página • 1 76 V. se conecta este electrodo. dependiendo del proceso que tenga lugar en el electrodo El criterio de signos que se sigue. y además se le pone un signo + o – . dicha medida se toma como potencial del par Cu2+/Cu. lo cual representa el proceso de reducción: Eº Cu2+/Cu en vez de Eº Cu/Cu2+.(oxidación) y 2 H+ + 2 e. y en la notación abreviada del potencial se pone en primer lugar la forma oxidada y a continuación la forma reducida.p. es: + si la sustancia se reduce .0.d. * Si el Eº de un par es – . mediante hilos conductores al electrodo de hidrógeno. 2 H+ + 2 e. entre los electrodos. ya que indican la tendencia de una sustancia a reducirse. indica que esa sustancia tiene más tendencia a reducirse que el hidrógeno.→ H2 Con este criterio de signos. y que el voltímetro marca 0. Eº Zn2+/Zn = . y por tanto el hidrógeno se reduce: X → H n+ + n e. H2 → 2 H+ + 2 e- – si la sustancia se oxida. El signo + indica que el Cu2+ tiene más tendencia a reducirse que el H+ : Cu2+ + 2 e.76 volts. ya que el Zn2+ tiene menos tendencia a reducirse que el H+ y por eso se oxida.(oxidación) página 2 . 2) Sabiendo que el Eº Cu2+/Cu = 0. pero como al electrodo del hidrógeno por convenio se le asigna un Eº = 0. Ejemplos: 1) Al conectar un electrodo de Zn al electrodo normal de hidrógeno. se observa que los procesos que tienen lugar son: Zn → Zn2+ + 2 e.→ X . como el Eº Cu2+/Cu.34 volts.→ Cu (reducción) y H2 → 2 H+ + 2 e. que está formado por una barra de cobre metálico sumergida en una disolución que contiene Cu2+. * Si el Eº de un par es +. indica que esa sustancia tiene menos tendencia a reducirse que el hidrógeno. por tanto. podemos deducir las reacciones que tienen lugar en los electrodos al conectar este electrodo con el del hidrógeno. los potenciales reciben el nombre de potenciales de reducción. y por tanto el hidrógeno se oxida: X n+ + n e. El galvanómetro (voltímetro) mide la d.→ H2 (reducción).Química 2º bachillerato electroquímica Electrodo normal de hidrógeno Dispositivo para medir el Eº del par Cu2+/Cu Para medir el potencial de un par cualquiera. 34 0. . los potenciales se llaman estándar y se designan con Eº. se llaman potenciales actuales y se designan con E.2. porque su Eº es el más bajo y.04 .87 . está desplazada hacia la derecha porque el Eº Cu2+/Cu (0.85 El F2 es el mejor oxidante.3.→ 2 Li .04 volts ./ Cr3+ Cl2 / ClClO.76 V) y por tanto el Cu2+ tiene más tendencia a reducirse que el Zn2+./ ClMnO4.04 V 3..20 Electrodo Cu2+/ Cu I2 / I3+ Fe / Fe2+ Ag+/ Ag NO3-/ NO Br2 / BrIO3. El Li es el mejor reductor.54 0.13 0 0.2.0.76 . pero si las condiciones son otras distintas. frente a cualquier sustancia se oxidaría.0. ya que a mayor Eº mayor tendencia a reducirse y.0. el potencial del par no varía.02 . el potencial del par cambia de signo (ya que sería potencial de oxidación): Li+ + 1 e.83 .77 0.92 .23 1. E = Eº R .20 1.46 1.0.67 .Química 2º bachillerato electroquímica 2. Eº red. Si las condiciones son las estándar ( 25ºC.25 .Si una ecuación se multiplica por un número n.80 0.1. Notas: . por tanto.51 1.15 0.T ln Q n .36 1./ Mn2+ Au+/ Au F2 / FEº (voltios) 0./ I2 O2 + H+ / H2O Cr2O72.APLICACIONES DE LA SERIE DE POTENCIALES La tabla o serie de potenciales (tensiones) es de gran utilidad.0.0. Ejemplo: La reacción Zn + Cu2+ ⇔ Zn2+ + Cu.Si una ecuación se invierte.2. Li+/Li = . por tanto. Veamos algunas aplicaciones prácticas: página 3 ..33 1.3. Eº = .04 V Li → Li+ + 1 e.3. Eº oxid.SERIE ELECTROQUÍMICA DE POTENCIALES El valor del potencial de un par redox depende de las condiciones en las que se mida. Li/Li+ = 3. ya que permite determinar en que sentido transcurre una reacción redox.68 2.96 1..44 .→ Li . 2 Li+ + 2 e.F ( Ecuación de Nernst) ( no interesa en este curso) Tabla de potenciales de reducción estándar Electrodo Li+/ Li Cs+/ Cs K+/ K Ca2+/ Ca Na+/ Na Al3+/ Al H2O / H2 + OHZn2+/ Zn Fe2+/ Fe Ni2+/ Ni Pb2+/ Pb H+/ H2 Cu2+/ Cu+ SO42./ SO2 Eº (voltios) .34 V) > Eº Zn2+/Zn ( . 1 atm y [iones] = 1 M ).71 .09 1.3. mayor poder oxidante. el Fe (Eº = -0. 2 HCl + 2 Cs → H2 + 2 CsCl No puede atacar como oxidante porque los iones Cl.O. página 4 . Ag. nítrico. posible (-1). y oxida tanto a los metales de Eº . NO2.Si está concentrado ataca como oxidante. ( Zn2+ + Al → Zn + Al3+ ) . b) El ácido nítrico. reaccionan con los iones Cu2+ . …). puede atacar como ácido y como oxidante.Química 2º bachillerato electroquímica 1) Elección del reductor más aconsejable en metalurgia: Muchos metales no se encuentran libres en la Naturaleza y se obtienen en la industria a partir de sus compuestos (óxidos: Men+ O2-) por reducción con metal de potencial más bajo Me1n+ + Me2 Me1 + Me2n+ .como a los metales de Eº + . pero no ataca a los metales de Eº + (Cu. ya que el Cloro tiene el menor I. Ejercicio resuelto: Consultando la tabla de potenciales.+ Cu → NO + Cu2+ .96 volts (Eº NO3-/NO ). Au. Para que esto ocurra.Los metales más activos (más reductores) como el Li y el Cs.. etc. ya que estos tienen más tendencia a reducirse que los H+. atacar a los metales de dos formas: . Ca. . perclórico. H+ + Cs → H2 + Cs+ .) + 3 Zn ⇔ 3 Zn(NO3)2 + 2 NO + 4H2O 8 HNO3(conc. deduce cuáles de los siguientes metales Al.Si está diluido ataca como ácido y oxida a los metales de Eº . 8 HNO3(conc.Fe y otros con el Carbono.→ Cu . debido a los H+ : Me + H+ → Men+ + H2 .). no se pueden obtener de esta forma y hay que recurrir a la reducción electrolítica.Los metales de Eº + con cualquier metal de Eº -.Como ácido. como el Cu NO3.67 V). mientras que los metales se tienen que oxidar a sus correspondientes iones: Cu2+ + 2 e. Los iones Cu2+ se tienen que reducir a Cu. pueden reducirse a distintos productos dependiendo de las condiciones de reacción. Cr y Mn se obtienen por reducción con Aluminio. reaccionarán el Al (Eº = -1.) + Zn ⇔ Zn(NO3)2 + H2 .Como oxidante.Zn. HCl . el Eº Cu2+/Cu ( 0. Me → Me+n + ne-.25 V ). Au.34 V) tiene que ser mayor que el del metal.) + 3 Cu ⇔ 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4H2O Nota: los ácidos sulfúrico. Fe y Ni. debido a los aniones: Me + A. etc. por tanto. así por ejemplo el HNO3 se puede reducir a NO. Ag. 2) Ataque de los ácidos a los metales: 2 Los ácidos como consecuencia de su disociación: HA → H+ + A. NO3. sólo puede atacar como ácido y por tanto sólo oxida a los metales de Eº . pero < 0.: H+ + Zn → H2 + Zn2+ . al no haber ningún metal más reductor que ellos.+ Zn → NO + Zn2+ . .44 V) y el Ní (Eº = -0.no son oxidantes. Así: . debido a los iones NO3-. N2 y NH4+. 2 HNO3(dil.→ Men+ + Bm- HO pueden Ejemplos: a) El ácido clorhídrico. .(Cs. Zn. HNO3. indicando en ambos casos el proceso redox que tiene lugar y. debido al paso de electrones de un reductor a un oxidante a través de un circuito externo. Estos electrones pasan a través del hilo conductor y de la barra de Cu a la disolución de CuSO4. Los electrodos se llaman: Ánodo ( .). donde tiene lugar la reducción: Cu2+ + 2e. lo cuál indica que en el electrodo de Zn tienen lugar la oxidación: Zn → Zn2+ + 2e. PILA DANIELL: Consta de dos electrodos. ELÉCTRICAS O ELECTROQÚIMICAS Se llama pila o celda electroquímica a todo dispositivo que origina una corriente eléctrica.. consonante-consonante) • • Una pila se agota cuando se alcanza el equilibrio de la reacción.PILAS VOLTAICAS . uno de cinc y otro de cobre. Para escribir la notación abreviada de la pila. tiene lugar la reducción (el par de mayor Eº) Nota recordatoria: (vocal-vocal. separados por dos rayas que indican el puente salino: Si para separar los 2+ 2+ electrodos. formado por un tubo en forma de U invertida. se pone el ánodo a la izquierda y el cátodo a la derecha. tiene lugar la oxidación (el par de menor Eº) Cátodo (+) . Este dispositivo se completa con el llamado puente salino. Na+. transformándose energía química en energía eléctrica. inertes al proceso redox. y conectadas entre sí por un hilo conductor provisto de un galvanómetro (voltímetro). Cl-. con sus extremos tapados con lana de vidrio o algodón. se observa el paso de corriente eléctrica desde la lámina de Zn a la de Cu. formados por sendas barras de Zn y de Cu.→ Cu En definitiva. etc.) . en vez del Zn / Zn (aq) Cu (aq) / Cu puente salino. respectivamente. Experimentalmente. y en cuyo interior hay una disolución salina (KCl. GALVÁNICAS. sumergidas en unas vasijas que contienen disoluciones acuosas de ZnSO4 y CuSO4. NaCl.. ha tenido lugar la reacción redox: Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu . por la indicación del galvanómetro. etc. Sirve para dejar pasar de una vasija a otra los iones SO42-. K+. se utiliza un Ánodo Cátodo tabique poroso: Zn / Zn2+(aq) / Cu2+(aq) / Cu página 5 .Química 2º bachillerato electroquímica 4. con el fin de que no haya acumulación de cargas + o – en las vasijas y así mantener la electroneutralidad en ellas.. Las reacciones que tienen lugar en los electrodos son: Ánodo (-): Zn → Zn2+ + 2eCátodo (+): 2 MnO2 + 2 H+ + 2 e. Fe2+(Pt) PILAS COMERCIALES: PILA SECA: El cátodo es una pasta humedecida formada por MnO2.= 1. lo que hace que la pila pueda descargarse aunque no se utilice.p. También se produce: NH3 + Zn → Zn(NH3)42+. página 6 . mientras que el ánodo es el propio recipiente de la pila que es de cinc. Las pilas alcalinas son más duraderas y pueden ser utilizadas en un rango de temperaturas más amplio. por ejemplo. con una barra de C (grafito) que hace de electrodo inerte.Química 2º bachillerato electroquímica PILA CON ELECTRODO DE GAS ( Ni -Cl2 ): Para el electrodo de Cl2(gas).→ 2 ClNi / Ni2+(aq) . El ánodo es una barra de cinc y el cátodo es de MnO2.25 V y el Eº Cl2/Cl. En esta pila no hay disoluciones y. se le dio el nombre de pila seca. por ello.5 V. el recipiente es de acero y los electrodos está separados por un gel de KOH. PILA ALCALINA Son muy similares a la pila seca. Ni → Ni2+ + 2eCl2 + 2e. de 1. Al igual que las pilas secas proporcionan una d.d. Cu2+ // Fe3+.→ Mn2O3 + H2O Los H+ proceden del NH4Cl → NH3(g) + H+ + ClLa pila seca presenta algunos problemas de corrosión: El envase de cinc se deteriora progresivamente y se hincha debido a la acidez del NH4Cl y al NH3(g) que se va formando. se utiliza un electrodo inerte de platino (igual que el de H2) Como Eº Ni2+/Ni = . NH4Cl y polvo de carbón. ZnCl2.36 V.0. se puede construir la pila: (Pt) Cu+. se deduce que el electrodo de niquel es el ánodo y el de cloro el cátodo. Cl2(Pt) / Cl-(aq) Los electrodos inertes de platino también son necesarios cuando se trata de un proceso redox entre iones. es de 1. En los coches se conectan 6 y se alcanza un voltaje de 12 V.→ PbSO4 + 2eCátodo (+): PbO2 + 4 H+ + SO42. formando una columna. Uno de ellos está recubierto de plomo esponjoso (ánodo) y el otro de PbO2 (cátodo). dispuestos en paralelo y sumergidos en disolución de H2SO4 al 38%. La pila níquel-cadmio suministra una d. Las reacciones que se producen son: Ánodo (-): Pb + SO42.→ ZnO + H2O + 2 e- PILAS RECARGABLES La mayoría de las pilas deben ser desechadas cuando se agotan. se produce la corriente eléctrica. 2 PbSO4 + 2 H2O PILA DE VOLTA Volta. Entre cada par de discos intercaló un disco de papel o de otro material esponjoso. empapado con disolución acuosa de sal común (cloruro sódico). El potencial de una pila sencilla de plomo es de 2 V y cuando se conectan varias en serie. construyó la primera pila aunque no sabía la razón del funcionamiento. Para ello colocó. hay dispositivos que pueden ser recargados repetidas veces por acción de la corriente eléctrica y admiten un uso más prolongado. se consiguen voltajes superiores. formando una batería. página 7 . y el cátodo es de acero en contacto con una pasta de HgO.p. KOH y Zn(OH)2.35 V. de 1.+ 2 e.d.→ Hg + 2 OHZn (Hg) + 2 OH. Sin embargo.→ PbSO4 + 2 H2O descarga Reacción global: PbO2 + Pb + 2 H2SO4 carga El sentido de la reacción se invierte haciendo pasar la corriente eléctrica.e.m. varias docenas de discos de cobre (plata) alternados con otros discos semejantes de cinc (estaño). HgO + H2O + 2 e.Química 2º bachillerato electroquímica PILA DE MERCURIO El ánodo es un recipiente de cinc con mercurio. Al conectar la parte superior de la columna con la inferior.2 V y la reacción global que se produce es: descarga Cd(s) + Ni2O3 + 3 H2O Cd(OH)2 + 2 Ni(OH)2 carga Las baterías de los coches están formadas por electrodos de plomo en forma de parrilla. Su f.800. en el año 1. m.Si la f. de una reacción redox (pila) es .n . depende de: • Naturaleza de las sustancias Concentraciones de las sustancias Temperatura Presión. se llama f.m. Eº Cu2+/Cu = 0.e.Química 2º bachillerato electroquímica 5. Cu2+/Cu = 0. si E > 0 .m.34 = 1. actual.e. F n = nº de electrones intercambiados Eo = potencial o f.1 volts ► También se puede deducir el Eo pila por la suma de los potenciales (uno de oxidación y otro de reducción) de las reacciones: Zn → Zn2+ + 2eCu2+ + 2e. se ha obtenido: ∆ Go = .76 + 0.e.Si la f. Ejemplo: En la pila Daniell. .76 V .m. Eº oxid. en el caso de los gases Si las condiciones son las estándar. la reacción espontánea es la inversa. Zn/Zn2+ = .m.76 V Eº redu. página 8 .FUERZA ELECTROMOTRIZ DE UNA PILA La diferencia de potencial entre los electrodos de una pila se llama fuerza electromotriz (f.500 Culombios De esta expresión se deduce que una reacción redox es espontánea ( ∆ G < 0 ).(-0.Eº Zn2+/Zn = 0.e.e.76) = 1.e.m.→ Cu Datos: Eº Zn2+/Zn = -0. .. la reacción es espontánea.→ Cu Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu . mientras que en otras condiciones se llama f. . de una reacción redox (pila) es + .34 V Eº pila = Eº Cu2+/Cu .1 V • Experimentalmente. la reacción global que tiene lugar es: Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu Ánodo: Zn → Zn2+ + 2e- Cátodo: Cu2+ + 2e.34 V Eº pila = 0.34 – (-0. de la pila.. Eo . estándar. normal de la reacción F = Faraday = 96. para una reacción redox cualquiera.e. al igual que los E de electrodo. es decir: .m.) o potencial de la pila: Eº pila = Eº más alto – Eº más bajo = Eº cátodo – Eº ánodo La f.76 V) = 0. → 2 Na Cátodo (reducción) (-) Nota: Los signos del ánodo y del cátodo en las pilas y en las celdas electrolíticas son contrarios. . que se produce en la electrólisis.→ 2 Na .d. Se lleva a cabo en la llamada cuba o célula electrolítica. ánodo = Eº Na+/Na . que espontáneamente no tendría lugar. con la d.→ Cl2 + 2 e2 Na+ + 2 e. ya que Eº Cl2/Cl. adecuada. Eº oxid. se puede deducir de dos formas: Eº = Eº red.+ 2 Na+ → Cl2 + 2 Na Sin embargo.p.m. se observa que en un electrodo se desprende cloro (g). por consiguiente no es espontánea. es – 4.71 volts ) y.07 voltios. mientras que en el otro se deposita sodio (l).36 V Eº red. atrae hacia sí los iones Cl -. mientras que el Eº de la reacción inversa.( 1.+ 2 Na+ . que reciben electrones y forman Na(s) que se deposita en su superficie: 2 Na+ + 2 e.36 – ( -2. la reacción espontánea es la inversa: Cl2 + 2 Na → 2 Cl. la f.07 voltios. atrae a los Na+.07 V página 2 Cl. La reacción global que se ha producido es: 2 Cl. (voltaje) del generador tiene que ser mayor de 4. Esto se puede explicar porque el electrodo +. por los valores de los potenciales. = . por tanto.→ Cl2 + 2 eÁnodo (oxidación) (+) mientras que el electrodo –.71 ) = 4. que es un recipiente provisto de dos electrodos inertes (barras conductoras de un metal cualquiera (Pt) o de grafito) conectado a un generador de corriente continua (pila o batería). = -1.71) – (1. mediante el paso de una corriente eléctrica continua a través de un electrólito.ELECTRÓLISIS Es la realización de una reacción redox. que asciende a la superficie en forma de burbujas: 2 Cl .+ 2 Na+ → Cl2 + 2 Na 9 . cátodo – Eº red.e.36) = – 4.. El potencial de la reacción no espontánea (la que ocurre en la electrólisis).71 V Eº = – 4. los cuales ceden electrones al electrodo y se transforman en Cl2 (g).Eº Cl2/Cl.36 volts ) > Eº Na+/Na ( -2. . Ejemplo 1: Electrólisis del NaCl fundido Al conectar los electrodos al generador. y para que pueda tener lugar.07 voltios.= (-2. El Eº de la reacción espontánea es: Eº = 1.07 V o bien por suma de potenciales: (uno de oxidación y otro de reducción) 2 Cl.2. el cloro tiene más tendencia a reducirse que el sodio.Química 2º bachillerato electroquímica 6. Es decir. Se trata de una electrólisis competitiva. E° oxid. = -0. sustancia disociada en sus iones ( H+ .p. porque además de los iones del electrólito pueden participar en las reacciones las moléculas del agua e incluso los iones del agua. A pesar de ello. pero como Eº H+/H2 > Eº H2O/ H2 tan sólo se descargan los H+ (más tendencia a reducirse). Este exceso se conoce con el nombre de sobretensión o sobrevoltaje. Sin embargo. de ahí que se reduzcan antes los H+.23 V . SO42-. 2 H2O + 2 eE° red.→ Se observa que compiten en el cátodo los H+ y H2O. página 10 . para forzar la reacción. de al menos 1. = 1.en lugar del agua. pero está formada por moléculas polares que también pueden ser atraídas por los electrodos y sufrir electrólisis. pueden tener lugar las reacciones: Ánodo (+): Cátodo (-): 2 H2O → O2 + 4H+ + 4 e. Eº red.p.23 V para que se produzca la electrólisis En el medio existen iones sulfato.p.d. = -1. E° oxid.= 0 V Eº = -1. Pero al añadirle una pequeña cantidad de H2SO4. = -1. requieren un potencial mucho mayor.23 V 4 H+ + 4 e.d. cuyo valor sólo se puede determinar experimentalmente. SO42-).23 V Eº red. resultando: Ánodo: Cátodo: 2 H2O → O2 + 4 H+ + 4 eH2 . mayores de las teóricas. aunque también depende de factores cinéticos. que se podrían oxidar a S2O8 2.23 = -1. En general: en el cátodo (reducción) se reducen antes los cationes o las moléculas de H2O que tengan mayor potencial de reducción (tienen más tendencia a reducirse) en el ánodo (oxidación) se oxidan antes los aniones o las moléculas de H2O que tengan menor potencial de reducción y. . .83 V Eº red . es un electrólito débil por lo que no es buena conductora de la corriente. reaccionan los iones o moléculas que necesiten menor d.→ 2 H2O → 2 H2 + O2 o bien: Eo = 0 – 1. por tanto.23 V .23 + 0 = -1. Ejemplo 3: Electrólisis de disoluciones acuosas de sales La electrólisis de disoluciones acuosas de sales es más difícil de explicar. los de mayor potencial de oxidación (tienen más tendencia a oxidarse). .Química 2º bachillerato electroquímica Ejemplo 2: Electrólisis del agua El agua pura está poco disociada en sus iones..= 0 V → H2 + 2 OHH2 2 H+ + 2e.d. lo que ocasiona que se deban aplicar d.23 V Hay que aplicar una d. etc. de donde se deduce que en el ánodo deberían oxidarse antes las moléculas de agua. Protección de un metal con una capa de otro metal más resistente a los agentes externos de corrosión. teniéndose que aportar energía eléctrica para que se produzca. Li+/Li = -3.( Eº oxid.83 V) • se oxidan los iones Ise reduce el H2O Diferencias entre la electrólisis y las pilas: En las pilas la reacción es espontánea y se transforma energía química en energía eléctrica. para los que no hay reductores y oxidantes de tipo químico. = 1.→ 2 Na . • Aplicaciones de la electrólisis Obtención de elementos muy activos (muy oxidantes o muy reductores) como el litio y el flúor. H2O/O2) = -1. H2O/H2) = -0.0..04 V) o H2O ( Eº red. se oxidan los iones Cl.36 V . Eº red..2. En la electrólisis la reacción es forzada.. I-/I2 = .0. = 1. En esto se basa el niquelado.54 V) o H2O (Eo oxid. Electrólisis de una disolución acuosa de LiI: Pueden reaccionar: Ánodo: los iones I. el cromado. = -1. transformándose esta energía eléctrica en química. Cátodo: 2 Na+ + 2 e.Química 2º bachillerato electroquímica Electrólisis de una disolución acuosa de NaCl: Puede ocurrir: Ánodo: 2 Cl..→ H2 + 2 OH. Purificación de sustancias mediante el llamado refino electrolítico. plateado. Eº oxid. Eo red.23 V) Cátodo: los iones Li+ ( Eº red. = . Eº red. sin embargo.36 V ◄ Eo oxid. debido a la sobretensión en el agua. = -1.23 V 2 H2O → O2 + 4 H+ + 4 e.71 V Eº red. mientras que en el cátodo se reducen antes las moléculas de agua.83 V ◄ 2 H2O + 2 e. Plateado de un tenedor Purificación de cobre (refino electrolítico) página 11 . = .→ Cl2 + 2e.23 V . para depositar 1 eq-g también se necesita 1 mol de e-(1 F) • De esta 2ª ley se deduce: . Ee siendo m = masa (gramos) I = intensidad de corriente (Amperios) t = tiempo (segundos) eq − g redox Ee = equivalente electroquímico = 96.500 C Ejemplos: a) Na+ + 1 e.(1 F) b) Cu2+ + 2 e.Si se conectan en serie varias cubas electrolíticas.nom.× 1. en todos los electrodos se deposita o libera 1 equivalente de cada sustancia: Electroquímica en la WEB http://www.→ Cu .6 .500 2) “ La cantidad de electricidad necesaria para depositar o liberar 1 eq-g de cualquier sustancia es 1 Faraday = 96.com/cadena/basico4. . a la carga ( q = I .mysvarela. t ) que pasa por la célula y al equivalente electroquímico de la sustancia”.es/electrolisis.lab314. Ejemplo: Al pasar una corriente de 1 Faraday de carga.→ Na .mysvarela. en todos los electrodos se depositan o liberan el mismo número de equivalentes.es/redox.LEYES DE FARADAY 1) “La cantidad (gramos) de sustancia depositada o liberada en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de corriente. 10 23 e.htm http://www. t . es decir.= 96.irabia. 1 F = 6. por tanto. ya que la cantidad de corriente que pasa por ambos electrodos es la misma.nom. Ee m = I . m = q .Química 2º bachillerato electroquímica 7. para depositar 1 mol (1 eq-g) de Na se necesita 1 mol de e.htm página 12 .En los dos electrodos de una cuba electrolítica se depositan o liberan el mismo número de equivalentes.htm http://www.023 . para depositar 1 mol (2 eq-g) de Cu se necesitan 2 moles de e-.org/web/ciencias/elementos/elementos/pilas/newpage2.htm http://www.500 Culombios = carga de 1 mol de electrones”. 10 –19 C/e.. indica cuál será el ánodo y el cátodo y calcula su f.m. introducidos en una disolución acuosa de NaCl.m.76 V 7. normal y las polaridades en las dos pilas formadas por los electrodos normales cobre-plata y cobre-plomo.. página 13 .85 V. ¿cuáles serán capaces de oxidar a los iones bromuro?. De las siguientes especies: Cl2.07 voltios.80 V 5. g) Cuando esta pila funciona cierto tiempo el electrodo de Zn metálico ha perdido peso.80 V . Al y HNO3. Explica este comportamiento escribiendo las correspondientes reacciones redox a partir de sus respectivos potenciales normales.76 V Sol: 0. Eº F2/F . Dibuja un esquema de la misma.m.47 V. 3.96 V . Datos: Eº Cu2+/Cu = 0. los electrones circulan desde el electrodo de Ni al de Zn.del puente salino circulan hacia el electrodo de Ni. de la pila y la notación de la pila.Química 2º bachillerato electroquímica CUESTIONES Y PROBLEMAS 1.76 V .. Eº NO3-/NO = 0.e.67 V Eº NO3-/NO = 0.0.96 V 2. pero sí en HNO3 1M. d) Por el circuito interno circulan también iones negativos desde el electrodo de Zn al de Ni. Eº Ag+/Ag = 0. Datos: Eº Fe2+/Fe = . Dato: Eº Zn2+/Zn = .. Eº Fe3+/Fe = 0. positivo o negativo.Predice razonadamente qué ocurrirá cuando se introduzca un clavo de hierro en una disolución 1 M de CuSO4. Eº Pb2+/Pb = . la f..Cómo ha de ser. Escribe las reacciones parciales y globales.0.+ 2 H+.36 V 8.e.34 V 4.= 2.20 V .44 V .0. escribe las reacciones parciales de los electrodos y la reacción global. Dato: Eº Cl2/Cl . H+.77 V . el potencial normal de reducción de un metal Me para que sea atacado por un ácido. Datos: Eº Zn2+/Zn = ..Predice la f. Eº Ni2+/Ni = .. Indica la polaridad de los electrodos. indica la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones: a) Por el circuito externo. f) El electrodo de Ni es el polo positivo de la pila. 0. Fe3+.36 V.46 V . desprendiéndose hidrógeno y formándose el correspondiente catión Me n+. unidos por un puente salino lleno de disolución acuosa de KCl. Datos: Eº Cl2/Cl . c) Por el circuito interno circulan iones positivos desde el electrodo de Zn al de Ni.Escribe la notación de la pila basada en la reacción: Cl2 + H2 ⇔ 2 Cl. Sabiendo que los iones activos son Zn2+ y H+ (del agua).34 V .= 1. e) Los iones Cl. Eº Cu2+/Cu = 0.0.13 V Sol: 0. Eº Ag+/Ag = 0.0.La plata no se disuelve en HCl ni en H2SO4 concentrados. b) Por el circuito interno los electrones circulan desde el electrodo de Zn al de Ni. Datos: Eº SO42-/SO2 = 0. F2. equivalente a la formada por un electrodo de Zn y otro de Ag (éste actúa como electrodo inerte).= 1.25 V 6.e..En una pila formada con electrodos de Zn2+/Zn y Ni2+/Ni.La primera pila conocida fue ideada por Volta.. Eº Al3+/Al = -1.El potencial normal del par redox Br2/Br – es + 1. m. normal de la pila Ag/Ag+ // Au3+/Au es de 0.54 Sol: 3.14 y +0.e. b) Basándote en los potenciales normales. Sol: 65.65 V .80 V Sol: 1. Dato: Mat Cu = 63. b) Indica cuál es el cátodo y cuál el ánodo.m.) + Cu(s) Justifica si se puede montar o no una pila.21 V 2.Una cuba electrolítica contiene 1. en uno de los electrodos se han depositado 0.Una disolución acuosa de CuSO4 se electroliza con una corriente continua y constante durante 4 horas. 1.. Se hace pasar una corriente de 2 A durante 1 hora.037 M 13.26 g de Br2 PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS DE P. Si sus potenciales de reducción son -0. 3..54. Eo(ClO3-/HClO2) = + 1.. indicando los elementos necesarios para su funcionamiento.54 Sol: 0. indicando cuando sea posible quién actúa como cátodo y como ánodo. a) Escribe la reacción ajustada para este proceso.Dadas las siguientes reacciones: Zn 2+ (ac.A. calcula el potencial normal del electrodo Au3+/Au.0485 g de cinc metálico.Química 2º bachillerato electroquímica 9.e. (Consulta la tabla de potenciales). Escribe las reacciones anódica y catódica. b) Haz un esquema de dicha pila.. depositándose en el cátodo 16..En la electrólisis de una disolución de bromuro de cobre (II). Calcula la intensidad de la corriente. respectivamente.) + Zn(s) Cu 2+ (ac.. página 14 . especie que se oxida y especie que se reduce.583 g de cobre metálico..77 V respectivamente: a) Escribe el proceso redox que tiene lugar en la pila y calcula su f. Br = 79. justifica la espontaneidad de la reacción de descomposición que sufre el ácido cloroso.Una disolución acuosa de ZnSO4 se electroliza con una corriente eléctrica continua y constante de 10 A. Dato: Eº Ag+/Ag = 0. reductor..Se construye una pila con los elementos Cu2+/Cu y Al3+/Al. Datos: Mat Cu = 63. c) ¿En qué sentido circulan los electrones?. ¿cuál es la molaridad de la disolución inicial de sulfato de cobre (II)?.37 12.67 V. ¿Cuántos gramos de bromo se depositarán en el otro electrodo?.5 A 11.70 V.5 g de cobre.000 cc de una disolución de sulfato de cobre (II). a) Escribe las reacciones que tienen lugar en cada electrodo y la global de la pila.U.50 V 10. Datos: Eo(HClO2/HClO) = +1. Dato: Mat Cu = 63. Calcula la masa atómica del cinc. cuyos potenciales estándar de reducción son 0.Se forma una pila con los semisistemas Sn2+/Sn y Fe3+/Fe2+. 4.Las disoluciones acuosas del ácido cloroso no son estables y se descomponen espontáneamente dando ácido hipocloroso e ión clorato.) + Zn(s) Zn 2+ (ac.Sabiendo que la f.) + 2 Ag(s) 2 Ag+(ac. Al cabo de 15 minutos se depositan en el cátodo 3. al cabo de la cual se ha depositado todo el cobre..34 V y -1. indicando oxidante.9 Sol: 1.