ELECTROQUIMICA-2013

CAPÍTULO

*

Profesor:

32

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 en energía eléctrica y viceversa. TIPOS DE CELDAS ELECTROQUÍMICAS:

CELDA GALVÁNICA O VOLTAICA: Llamadas así en honor a los científicos italianos, Biólogo: Luigi Galvani (1737-1798) y Físico: Alessandro Volta (1745-1827), quienes efectuaron el trabajo precursor en el campo de Galvani la electroquímica.

Volta

Son dispositivos donde se realizan de manera espontanea reacciones redox, donde la energía potencial química liberada (DG < 0), se transforma en energía eléctrica, que puede utilizarse para encender una calculadora, linterna, radio, reloj, marcapasos cardiaco, etc. Representación : El tipo de representación de celda galvánica que se muestra, es la llamada Pila de Daniell, por Jhon Frederick Daniell, químico inglés que la inventó en 1836. Las reacciones de oxidación y reducción se efectúan en recipientes físicamente separados (semiceldas) . eeee* Cada semicelda contiene su respectivo V electrolito (mezcla de iones, generalmente en VOLTÍMETRO solución acuosa) y electrodo (los cuales se ÁNODO Cl K + CÁTODO interconectan externamente mediante alambres Zn Cu (Oxidación) (Reducción) Puente salino conductores aun voltímetro). Cu Cu * El ánodo es el polo negativo y el cátodo es el Zn polo positivo. Electrodo SO SO CuSO4(ac) 1M En el ánodo, hay oxidación (pérdida de e-) Electrolito ZnSO4(ac) 1M Zn(s) ® Zn2+(ac) + 2eSemicelda Semicelda En el cátodo, hay reducción (ganancia de e-) catódica anódica 2+ En la pila de Daniell, después que la celda deja de Cu (ac) + 2e- ® Cu(s) funcionar, el electrodo de Zn pesa menos y el de Cu La reacción neta (celda): pesa más. Zn(s) + Cu2+(ac) ® Zn2+(ac) + Cu(s) ( DG < 0)

*

-

+

+2

+2

(s)

-2

-2

4

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* Por convención: - El ánodo, se sitúa a la izquierda. - El cátodo, se sitúa a la derecha. * Las soluciones electrolíticas, están unidas por un puente salino, que es un tubo en U que contiene un electrolito inerte (solución saturada de una sal fuertemente ionizada, esta es por lo general: KCl, K2SO4, KNO3 o NH4NO2 ) mezclada 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 (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. - Alfabéticamente, el ánodo precede al cátodo y la oxidación precede a la reducción. En consecuencia, en el ánodo es donde sucede la oxidación y en el cátodo la reducción. 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 : No es posible medir el potencial de un único electrodo, sólo es posible medir una diferencia de potencial, con un voltímetro 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 indica: Pues bien, para definir un “nivel del mar” A 25°C, los solutos están a concentraciones electroquímico, los químicos han seleccionado 1M, los gases a la presión parcial de 1 atm, como referencia al electrodo de hidrógeno los sólidos y líquidos en forma pura. estándar. En condiciones estándar (25°C), un electrodo de platino 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. Oxidación: + H2(g, 1atm) ® 2H (ac, 1M) + 2e- ; Eºreferencia = 0,00 voltios Reducción: 2H+(ac, 1M) + 2e- ® H2(g, 1atm) ; Eºreferencia = 0,00 voltios

Así para un electrodo cualquiera se puede calcular su potencial estándar a partir del potencial estándar del hidrógeno, armando el siguiente circuito.

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Julio Oria 2+

Ejemplo: Celda galvánica formada por Zn -H2(g) +

2+

Pt(s) / H2 (1atm) / H (1M) // Zn (1M) / Zn(s) En este experimento el voltímetro marca el valor de +0.76 V, lo que indica que el potencial estándar de la celda (E°= 0.76 V ) Eº celda = Eº oxidación + Eº reducción 0.76 V = E° H2/H+ + E°Zn2+/Zn Luego: E°Zn+2/Zn = 0.76 V E° : Potencial estándar o fuerza electromotriz (fem) .

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

.

*

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

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Reducción: Cd+2 + 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: Ag+1 + 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 mayoria 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, contiene 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 aA + bB + ne- « cC + dD Q= (25°C) log Q Ecelda = E°celda 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: [Zn2+] = 0.010M ; [H+] = 2.5M ; PH2= 0.30 atm Calcule la Ecelda a 25°C.

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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 °, .

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Julio Oria

0,059 log Q n

0,059 log K n

E° =

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 E = - 0.0592 x log[ dilui / conc] Ejemplos: Hallar el potencial de la celda.

n eÁNODO

VOLTÍMETRO

e-

V

-

-4

10 M

(Oxidación)

V

-

2+

-4

)/(10-1) = 0.117 V

1

-1

e-

e-

Cu

10 M

*

E = - 0.0592 x log(10

10 M

Cu

Cu

-1

*

T = 25°C VOLTÍMETRO

e-

Cu

(Reducción)

Ag

Ag

ÁNODO

CÁTODO

+

+

+

e-

e-

Ag

Ag

(Oxidación)

e-

T = 25°C

+

CÁTODO

(Reducción)

E = - 0.0592 x log(10

-1

)/(10) = 0.0296 V

2

2+

1M

APLICACIONES : La aplicación práctica más importante de las celdas galvánicas es su uso en baterías (acumulador de plomo, pilas secas, pilas de níquel-cadmio, pilas de litio e ion litio, celdas de combustible, etc.). Baterías primarias (no recargables):

secas : O pila Leclanché, inventada en 1860 por el francés George Leclanché. * * 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

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Pilas alcalinas : Es una pila seca mejorada. Las semireacciones son * esencialmente las mismas, pero el electrolito es una pasta de KOH. El electrolito básico elimina la acumulación de gases y mantiene al electrodo de Zn. ánodo: Zn(s) + 2OH (ac) ® ZnO(s) + H2O(l) + 2ecátodo : 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 de almacenamiento 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 alto. La pila de plata tiene una producción total de energía muy constante y no es tóxica. Desventajas: Las pilas de mercurio desechadas liberaan el metaal tóxico. Las celdas de plata son caras.

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Baterías secundarias (recargables): Acumulador de plomo-ácido :

Se usa como fuente de corriente eléctrica para el arranque de los 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

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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 :

Bateria de flujo (celdas de combustible) :

Las 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: son muy eficientes ya que convierten alrededor del 75% de la energía de los enlaces químicos en el combustible 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 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. 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 oxigeno, 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 rápidamente a pH bajo ([H+] alta) * El hierro se oxida más rápidamente en contacto con soluciones iónicas. * El hierro se oxida más rápidamente en contacto con un metal menos activo (como Cu) y más lentamente en contacto con un metal más activo (como Zn) - Una parte de la superficie del hierro funciona como ánodo, donde se lleva a cabo la oxidación: 2+ Fe(s) ® Fe (ac) + 2e– - Los electrones donados por el hierro reducen el oxigeno atmosférico a agua en el cátodo, que a su vez es otra región de la misma superficie del metal: + O2(g) + 4H (ac) + 4e– ® 2H2O(l) - La reacción redox global es + 2+ 2Fe(s) + O2(g) + 4H (ac) ® 2Fe (ac) + 2H2O(l)

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Ejemplos de corrosión: A) Barco oxidado, B) vasija de plata empañada, C) Estatua de la libertad cubierta con pátina antes de su restauración en 1986

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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 electrolitica, 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 cantidad de corriente eléctrica. (Recuerde que a 25ºC, en el agua pura solo hay 1x10-7 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 ® 2H2(g) + 4OH-(ac) E° = -0.83V 4H2O(l) + 4eReacción Global de la celda: (Reducción) (Oxidación) + 6H2O(l) ® O2(g) + 2H2(g) + 4H (ac) + 4OH-(ac) + H SO4-2 + O2(g) Luego: 4H (ac) + 4OH (ac) ® 4H2O(l) H2(g) Ecuación neta: 2H2O(l) ® O2(g) + 2H2(g) Electrólisis de una sal fundida: Ejemplo: Electrólisis del NaCl. Electrolito: NaCl fundido NaCl(l) ® Na+ + ClTemperatura: 801ºC, ya que es el punto de fusión del NaCl Voltaje mínimo: 4,07 V Procedimiento: electrodos: inertes + Fuente c.c. En la sal fundida NaCl, los iones Na y Cl tienen e + 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 + ÁNODO eléctrico que existe entre los electrodos. De este modo CÁTODO (Oxidación) (Reducción) se explica la conductividad eléctrica dentro de la celda y Cl 2(g) la formación de un circuito cerrado en todo el sistema. + Cátodo: (reducción): 2Na (l) + 2e- ® 2Na(l) Na+ Cl Ánodo: (oxidación): 2Cl (l) ® Cl2(g) + 2eNa(l) Reacción global de la celda, es: + Electrolito: NaCl(l) 2Na (l) + 2Cl (l) ® 2Na(l) + Cl2(g) 2NaCl(l) ® 2Na(l) + Cl2(g) Otros ejemplos: Electrólisis de sales haloideas de otros metales del grupo 1A y 2A - Si se electroliza KCl fundido: ; ánodo : Cl2(g) cátodo : K(l) - 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 -7 muy pequeñas (10 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° = -0.83 V (reducción) + 2Na (ac) + 2e- ® 2Na(s) E° = -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): CÁTODO + ÁNODO Cl2(g) + 2e- ® 2Cl-(ac) E° = 1,36 V + (Oxidación) (Reducción) O2(g) + 4H (ac) + 4e- ® 2H2O(l) E°= 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) + 4eLa presencia del ión H+, implica que en torno al 2+ 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 :

* NaOH, que se usa en la fabricación de papel, textiles, jabones y detergentes, se produce haciendo pasar una corriente eléctrica por una disolución acuosa de NaCl. El cloro, tan indispensable para la fabricación de plásticos como el PVC, se obtiene en el mismo proceso. * El cobre puro que se utiliza en los cables eléctricos. * Fabricación del sodio * Fabricación del cloro e hidróxido de sodio * Fabricación del aluminio * Electrorrefinación y galvanoplastia

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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. De las siguientes preposiciones: I. En una celda electrolítica el ánodo tiene carga eléctrica negativa y el cátodo tiene carga eléctrica positiva. II. En el cátodo se lleva a cabo la reducción. III. Al ánodo generalmente migran los aniones y ocurre la oxidación. 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

04. Cuántas horas se requieren para depositar 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. P.A. (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 +2 segundos. 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 965C. 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

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

03. ¿Cuántos gramos de zinc se depositarán al pasar una corriente de 3,0A durante 20 horas por una disolución de ZnCI2?. m.A.(Zn = 65.4) a) 12,2 g b) 219,6 g c) 146,4 g d) 152,7 g e) 73,2 g

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Química CELDAS GALVÁNICAS 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

I. Todo proceso de oxidación o reducción 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

08. Calcular el potencial normal de la celda cuya reacción es: 2Al+3 + 3Mg ® 2Al + 3Mg+2 Si: +2 Mg + 2e- ® Mg E°= -2.36V +3 Al + 3e- ® Al E°= -1.16V a) +0,71 V b) -1,66 c) -2,37 d) +1.20 e) -0,71

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

09. Determinar el potencial de la celda si la 2+ 2+ reacción es: Sn + Pb ® Sn + Pb Si: Sn ® Sn 2 + + 2e- E o = +0,14 V .

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

Pb ® Pb 2 + + 2e-

E o = +0,13 V .

a) -0,01 V b) +0,27 c) 0,00 d) -0,27 e) +0,01 10. Determinar el potencial normal de la celda formada por: +1 Li + 1e ® Li E° = -3.05 V +1 K + 1e ® K E° = -2.93 V

06. Indique las proporciones son incorrectas.

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Química A) -0,12 V B) +2,93 C) +0,12 D) +5,98 E) -3,05

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

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

⁸. Se construye una celda galvánica a partir de una lámina de cobre sumergida en una solución de CuSO⁴(ac) M y una lámina de plata sumergida en una solución de AgNO (ac) M. El cable conductor y el puente salino completan el circuito a partir de esta información. Calcule a 25°C * El potencial de celda. * La constante de equilibrio de la celda E°(Cu +/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

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 galvanica a 25°C. Rpta: 3.17V 13. Cual es la fem estandar de una celda galvánica compuesta de un electrodo de Cd en una disolución de Cd(NO3)2 1.0 M y un electrodo de Cr en una disolución de Cr(NO3)3 1.0 M a 25°C?

19. ¿Cuál es el potencial normal de una pila que +2 1+ utiliza los pares Zn /Znº y Ag /Ag ? +2 Dato: Zn + 2e ® Znº Eº = 0.76V Ag+1 + 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 D) 0,53 B) 1,18 E) –2,13 C) 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 + ClPredecir 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. UO2+ + ⁴H+ + e- ® U⁴+ + H O E°= ⁰.⁶ V UO + + ⁴H+ + e- ® U⁴+ + H O E°= ⁰. V Determine el potencial estándar de la siguiente semireacción UO + + e- ® UO + A) ⁰.⁰ V B) ⁰.⁰⁴ C) ⁰.⁰⁷ D) . E) .⁵⁷

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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?

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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

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

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

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 el pOH es 10. A) -1.25V B) + 1.53 C) -1.54 D) -1.78 E) +1.84 NIVEL II 01. ¿Qué cantidad de calcio se depositará en el electrodo de una cuba electrolítica que contiene sulfato de calcio cuando circula una corriente de 96,5A durante 10 horas? Ar (Ca=40 ; S= 32) a) 720g 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 que se necesita para descomponer 13,45 g de cloruro cúprico en disolución acuosa en un tiempo de 50 minutos. P.A. (Cu=63,5) a) 6,4 A b) 13,62 c) 12,9 d) 17,4 e) 3,86 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. 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 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.

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

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13. Se desea recubrir con oro una cuchara mediante un proceso de electrólisis, para lo cual se usa una solución que contiene

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Química 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

A) 2,98g B) 3,09g C) 1,19g D) 2,98g E) 5,78g

-3

2,76x10 NA 1,5 NA 1,5 NA 3,75x10-2 NA 4,56x10-2 NA

05. Al someter a la electrólisis 240g de una disolución de Na2SO4 al 12% en masa durante 10 horas con una intensidad de corriente de 10 amperios. ¿Cuál será la cantidad de solvente que se ha consumido y la concentración final de la disolución luego de la electrólisis? Masa del solvente Concentración A) 10.85g 13.95% B) 33.58g 13.95% C) 14.65g 14.72% D) 33.58g 15.40% E) 23.67g 12.83%

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

06. Una disolución de nitrobenceno en alcohol, en suspensión de ácido clorhídrico diluido, se reduce electroliticamente a anilina en cátodo de cobre. Calcule la cantidad de anilina que se obtiene en 10 horas al circular una corriente de 15 amperios, si el rendimiento de la corriente es del 85% , según la reacción: C6H5NO2 + 6H+ + 6e- ® C6H5NH2 + 2H2O A) 60.3g B) 95.6 C) 55.4 D) 73.7 E) 88.2

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 D) 15,26 E) 10,92

07.Calcular el potencial de un electrodo de plata sumergido en una solución 0.001 molar de nitrato de plata. Dato: Ag+ + e ® Ag Eº = 0.799V a) 0.086V b) 0.177V c) 0.622V d) 0.799V e) 0.976V 08.Se utiliza una corriente de 9.65 A durante 10 min. para realizar un niquelado utilizando un electrolito de NiSO4. Debido a la formación de N2 al mismo tiempo que el Ni, el rendimiento de este disminuye a 90%. Determine cuantos gramos de Ni se depositaran en el catodo. PA(Ni) = 58 a) 1.740 b) 1.566 c) 1.392 d) 1.845 e) N.A.

04. A través de dos cubas electrolíticas conectadas en serie conteniendo disoluciones de AgNO3 y SnCl2 respectivamente, se hace circular una determinada cantidad de corriente, depositandose 5,4g de plata, la masa del otro metal y el número total de moléculas gaseosas liberadas son. DATO: (P.A.: Sn= 119 ; Ag= 108). Masa Número de moléculas

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09.Cuando se hace pasar la misma cantidad de corriente por 3 celdas electrolíticas que

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contienen CuSO4 y AgBr y AlCl3, se deposita en la celda correspondiente, 25g de Al. ¿Cuál es la masa de Cu y Ag depositada? a) 88.8 y 150g b) 88.8 g y 300g c) 44.4 y 300 d) 11.1g y 250g e) N.A. 10. UNI 00-1: Se electrolizan 120g de una disolución de K2SO4 al 13% en peso durante 2 horas, con una intensidad de corriente de 8A, descomponiendose parte del agua presente en H2 y O2. ¿Qué porcentaje en peso de K2SO4 tendrá la solución al final de la electrolisis? PA(uma): H=1 ; O= 16. A) 13,6 B) 15,6 C) 16,5 D) 18,3 E) 20,9 11. En cierto experimento de electrólisis 6,48g de plata se depositaron en una celda que contenían AgNO3(ac) ; mientras que 1,12g de un metal desconocido E se depositó en otra celda que contenía ECl3 acuoso, conectada en serie con la anterior. ¿Qué elemento sería E? PA(Ag) = 108. A) Al (PA= 27) B) Co (PA= 59) C) Fe (PA= 56) D) Cr (PA= 52) E) Ga (PA=69)

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