Laboratorio 7 Ok

TECSUP-PFR Química para minería

QUÍMICA PARA MINERÍA LABORATORIO N°07 ELECTROQUÍMICA PROFESORA: Heloína Berroa

INTEGRANTES: Porras Fuentes, Yanitza Milagros Yauri Cáceres, Yajaira Diana Pari Bellido, Marycielo Anais Pantia Daza, Leonardo Ivan Tito Aroni, Diego

GRUPO Y SECCIÓN 1 C11 –  C11 –  A  A

2018 INDICE

TECSUP-PFR Química para minería

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I.

TÍTULO DE LABORATORIO Y FECHA: 1.1. LABORATORIO N°07 Electroquímica

1.2. FECHA 14 de junio de 2018

II.

OBJETIVOS: ✓

Aprender a usar sensores de voltaje Capstone Pasco

✓

Aprender la manera como se construyen y funcionan las celdas galváni cas.

✓

Estudiar las interacciones entre la química y la electricidad Establecer la diferencia entre proceso galvánico y electrolítico Diagramar una celda galvánica.

✓

Identificar y escribir reacciones anódicas y catódicas.

✓

Identificar electrodos inertes en una celda.

✓

Aprenderán a usar la tabla de potenciales estándares de reducción y oxidación.

✓

Identificarán reacciones espontáneas y no espontáneas, únicamente el signo del potencial estándar de celda.

✓

Construir una celda de combustible (aluminio).

✓

Construir y observar el funcionamiento de las celdas electr olíticas.

observando

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III.

ATS

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IV.

MAPA CONCEPTUA

Figura 1. Electroquímica Elaboración propia

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V.

MATERIALES Y EQUIPOS DE LABORATORIO

Figura 2. Fenolftaleína y rojo de metilo

Figura 3. Piceta

Elaboración propia

Elaboración propia

Figura 4. Láminas

Figura 5. Vaso de precipitado

Elaboración propia

Elaboración propia

Figura 6. Tubos de ensayo Elaboración propia

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Figura 7. Pasco Capstone

Figura 8. Hilo de cobre

Elaboración propia

Elaboración propia

Figura 9. Papel toalla, grafito, aluminio

Figura 10. Ganchitos

Elaboración propia

Elaboración propia

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VI.

MARCO TEORICO 1. ELECTROQUIMICA 1.1. HISTORIA: -

Michael Faraday, químico ingles considerado el fundador de la electroquímica. Durante finales del siglo XVIII Luigi Galvani marcó el nacimiento de la electroquímica de forma científica al descubrir el fenómeno que ocurría, al pasar electricidad por las ancas de rana y nuevamente al tocar ambos extremos de los nervios empleando el mismo escapulado descargado.

1.2. DEFINICION:

✓

Estudia los cambios químicos que producen una corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas, es decir es el estudio de la interconversion de energía eléctrica y química. •

•

•

La electrolisis: Se refiere a las reacciones químicas que se producen por acción de una corriente eléctrica. Celdas electrolíticas: son aquellas en las cuales la energía eléctrica que  procede de una fuente externa provoca reacciones químicas no espontáneas generando un proceso denominado electrólisis. Las celdas electrolíticas constan de un recipiente para el material de reacción, dos electrodos sumergidos dentro de dicho material y conectados a una fuente de corriente directa. Celdas voltaicas o galvánicas: son celdas electroquímicas en las cuales las reacciones espontáneas de óxido-reducción producen energía eléctrica. Las dos mitades de la reacción de óxido reducción, se encuentran separadas, por lo que la transferencia de electrones debe efectuarse a través de un circuito externo.

✓

En todas las reacciones electroquímicas hay transferencia de electrones y por tanto, son reacciones de óxido reducción (redox).soluciones electrolíticas.

✓

Existen teorías que permiten explicar el comportamiento de las soluciones electrolíticas. Una de estas teorías es la de la Ionización de Arrhenius. Arrhenius propuso en 1887 la Teoría de la disociación electrolítica, la cual está basada en la idea de que los electrolitos se disocian en iones al ponerse en contacto con el agua.

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1.3. TIPOS DE REACCIONES ✓

Las reacciones son del tipo oxidación-reduccion, que se dividen en dos semireacciones: De reduccion, donde se consumen electrones. De oxidación, donde se producen electrones. •

•

✓

En la célula electroquímica, las dos semireacciones se producen en dos electrodos, uno es el cátodo y otro es el ánodo.

Figura 11. Esquema de la pila de Daniell Fuente: https://es.wikipedia.org/wiki/Electroqu%C3%ADmica

Figura 12. Diferencias entre CG y CE  Fuente: http://slideplayer.es/slide/4268708/

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VII. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL Y CUESTIONARIO: Introducción a la oxidación  – reducción. 1. Reacción entre el cobre y el nitrato de plata. ✓

Obtener un trozo de hilo de cobre de unos 30 cm de longitud.

✓

.Enrollar el hilo de cobre alrededor de una varilla de vidrio para que tome la forma de espiral. Retire el hilo enrollado de la varilla.

✓

Sostener un tubo de ensayo con una pinza en un soporte universal.

✓

Colocar solución de nitrato de plata (unas ¾ partes del tubo).

✓

Introducir el alambre de cobre y dejar por media hora.

✓

Registrar todas las observaciones que se hagan en el cuaderno d laboratorio.

✓

¿Se llevó a cabo reacción química? ¿Cuál? Sí, se llevó a cabo la reacción ya que se observó el cambio de color (turquesa).

•

✓

Puede variar la masa del cobre durante la experiencia.

✓

Determinar la masa aproximada de plata obtenida. •

 No es cuantitativo.

Figura 13. Reacción entre el cobre y el nitrato de plata. Elaboración propia

2.

Fuerza relativa de los metales como agentes reductores y fuerza relativa de iones metálicos como agentes oxidantes. Uso de la tabla de potenciales Redox ✓

Realizar los cálculos de los potenciales de oxidación, de reducción y el  potencial de la reacción total para la reacción de cinc, con soluciones ❖

0,1M de: Nitrato de zinc, Zn(NO3)

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0 → 2+ + 2  Oxidación Potencial de oxidación: 0.76V  No hay potencial de reducción  No hay reacción total ya que solo se trabaja con un elemento. ❖

0.1 M de Nitrato de cobre Cu(NO3)2  + (3)2 → (3)2 +  0 → +2 + 2  Oxidación. +2 + 2 → 0  Reducción

Potencial de oxidación: 0.76V Potencial de reducción: 0.34V Reacción total: 0 + +2 → 2+ + 0 ❖

0,1 M de nitrato de plomo, Pb(NO3)2.  + (3)2 → (3)2 +  0 → +2 + 2  Oxidación. +2 + 2 → 0  Reducción

Potencial de oxidación: 0.76V Potencial de reducción: -0.13V Reacción total: 0 + +2 → 2+ + 0 ✓

Repetir igual que el caso anterior para el cobre con soluciones : ❖

0,1M de: Nitrato de zinc, Zn(NO3)  + (3)2 → (3)2 +  0 → +2 + 2  Oxidación. +2 + 2 → 0  Reducción Potencial de oxidación: -0.34V Potencial de reducción: -0.76V Reacción total: 0 + +2 → 2+ + 0

❖

0.1 M de Nitrato de cobre Cu(NO3)2 0 → 2+ + 2  Oxidación

Potencial de oxidación: -0.34V  No hay potencial de reducción  No hay reacción total ya que solo se trabaja con un elemento. ❖

0,1 M de nitrato de plomo, Pb(NO3)2.

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 + (3)2 → (3)2 +  0 → +2 + 2  Oxidación. +2 + 2 → 0  Reducción

Potencial de oxidación: -0.34V Potencial de reducción: -0.13V Reacción total: 0 + +2 → 2+ + 0 ✓

Finalmente repetir con el plomo con soluciones : ❖

0,1M de: Nitrato de zinc, Zn(NO3)  + (3)2 → (3)2 +  0 → +2 + 2  Oxidación. +2 + 2 → 0  Reducción Potencial de oxidación: 0.15V Potencial de reducción: -0.76 Reacción total: 0 + +2 → 2+ + 0

❖

0.1 M de Nitrato de cobre Cu(NO3)2  + (3)2 → (3)2 +  0 → +2 + 2  Oxidación. +2 + 2 → 0  Reducción

Potencial de oxidación: 0.15V Potencial de reducción: 0.34 V Reacción total: 0 + +2 → 2+ + 0 ❖

0,1 M de nitrato de plomo, Pb(NO3) 0 → 2+ + 2  Oxidación

Potencial de oxidación: 0.15V  No hay potencial de reducción  No hay reacción total ya que solo se trabaja con un elemento

CELDAS GALVÁNICAS: 1. Celda de Daniell

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En sus respectivos vasos de precipitación vierta las soluciones siguientes: 40 ml de sulfato de cinc 1,0 molar, 40 mL de sulfato de cobre 1,0 M. En cada uno de estos vasos se colocarán los siguientes sólidos, que servirán como electrodos: lámina de cinc, lámina de cobre correctamente pulidas haciendo uso de un lijar. Conecte los electrodos a un sensor PASCO, de tal manera que un electrodo esté conectado al terminal negativo del sensor y el otro electrodo al terminal  positivo. Para cerrar el circuito conecte ambos vasos con una tira de papel de filtro previamente humedecido con una solución saturada de nitrato de amonio (puente salino). Nota:  cada vez que se elijan nuevas parejas de vasos de precipitación, estos se conectarán con puentes salinos nuevos •

•

•

1. ¿Cómo saber cuándo la instalación con el sensor es correcta? ✓

Con la ayuda de Pasco Capstone se puede verificar si el sensor está debidamente conectado.

2. Hacer el diagrama de la celda y escribir la forma abreviada de la misma.

ZnSO4 (1M)  ANODO (-) OXIDACION

CuSO4(1M) CÁTODO (+) REDUCCION

Zn/Zn+2(1M)// Cu2+ (1M)/ Cu Zn/Zn+2 = 0.76v Cu2+/Cu = 0.34v

3. Escriba la semiecuación de oxidación y reducción, el voltaje de la celda teórico y experimental ¿Existe diferencia significativa? y ¿cuál es el porcentaje de error? ó: 0 → +1 + 2 ó: +1 + 2 → 0  −  /  → 1.10 − 1.04 /1.10 ∗ 100% → 5.45%

4. Como realizaría la gestión de los residuos de cada celda especificar en cada caso ✓

Guardar las mezclas en embaces para ser reutilizados o en caso contrario para ser almacenadas y después desechadas.

5. Que uso práctico le daría a la tabla de potenciales estándar de oxidación y reducción

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✓

Sirven para saber que sustancia se reduce u oxida al colocarlas en una reacción.

Figura 14. Celdas

Figura 15. Celdas II 

Elaboración propia

Elaboración propia

2. En cada uno de los siguientes diagramas •

Identifique y escriba las semireaccion (oxidación y reducción) que se llevan acabo en el cátodo y en el ánodo. ✓

•

Las sustancias que se oxidan. ✓

•

•

•

Sn y Zn

Las sustancias que se reducen. ✓

•

Sn°/Sn+2(1M)/2Fe+2+2Fe+3

Fe y Sn

El voltaje de la celda. Potencial estándar de cada celda electrodos activos e inertes. Forma abreviada de representa cada una de las celda. Los signos de los potenciales estándar de celda, E° celda, ¿son positivos o negativos? Estos signos indican que las reacciones son ¿espontáneas o no espontáneas ✓

Son positivos por ello las celdas tienen una reacción espontánea.

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Sn------ Sn 2+2e E°= -0.14 ec. Oxidación Fe++3 e-------Fe2+ E°=0.77 ec.Reduccion

Sn 2+2e----- Sn E°= -0.14 ec.Reduccion Zn------- Zn+2e- E°= 0.76 ec.Oxidacion

O2(g) + 2H2O(l) + 4e− → Global:

4OH−(aq)

4Al(s) + 3O2(g) + 6H2O(l)

→

4Al(OH)3(s)

Acondicionar papel de aluminio de aproximadamente 13 x 13 cm, luego prepare 20 ml de una solución saturada de Cloruro de Sodio (electrolito). Muela finamente carbón activado en un mortero y arme la celda de acuerdo al esquema siguiente:

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El papel Tissue debe tener menor tamaño que el trozo de papel aluminio y debe ser humedecido con la solución saturada de NaCl, una vez hecho esto humedecer también el carbón activado. Usando el sensor Capstone Pasco determine el voltaje de la celda.

1. ¿Por qué se debe agregar sal para que la pila funcione? ✓

Porque una pila electroquímica cuando pasa por una corriente eléctrica detrás del  NaCl se producen cambios químicos en los puntos donde entra y sale corriente.

2. ¿Qué hace que la pila creada se comporte como una celda de combustible? ✓

Porque se comporta como una celda de combustible la que libera en la reacción C2.

3. ¿Esta pila es más o menos poderosa que una celda galvánica convencional? Explique. ✓

Si es poderosa porque la carga que tiene y su magnetismo es más poderosa que una celda galvánica.

4. Explique a detalle cómo funciona esta celda de combustible. ✓

La celda de combustible funciona con dos electrodos separados por un electrolito. En el ánodo se encuentra el hidrogeno que es el que se iónica,  perdiendo un electrón, el cual pasa por un circuito generando energía eléctrica. En el cátodo el hidrogeno llena al otro electrodo pasando antes por el electrolito y se combina con el oxígeno del aire lo que genera de residuo sin usar combustión.

5. Identifique la reacción catódica y la reacción anódica ✓ Semireacción de oxidación o anódica Al→3+3e 1.66v ✓ Semireacción de reducción catódica O2+2H2O+4e→4OH-+0.400v

6. Existe alguna relación entre el espesor del papel aluminio y el voltaje de la celda ✓

Que el espesor del papel ayuda a determinar el voltaje de la pila, además de la conservación de energía del grafito.

7. Que propone para la gestión de esta celda.

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✓

Que se tiene que mantener húmedo para que su contaminación o degradación no sea contaminante.

Figura 16. Determinando el voltaje

Figura 17. Humedeciendo el grafito.

del aluminio.

Elaboración propia

Elaboración propia

CELDAS ELECTROLÍTICAS Cobreado de hierro por electrólisis •

•

•

•

•

•

•

•

•

✓

Pulir la superficie de hierro a cobrear. Poner en solución de HCl al 4%( decapado) durante unos 5 minutos para eliminar los restos de óxidos Retirar y lavar con agua destilada Montar la celda de electrólisis para poder variar el potencial de 0 a 4 V Poner el hierro en el cátodo y un electrodo de cobre en el ánodo Electrizar durante 1 o 2 minutos observando la variación del potencial fijado Repetir el proceso variando el tiempo y potencial Observar y comentar el aspecto de las capas obtenidas por inmersión.

Explicar los procesos de oxidación y reducción implicados en el cobreado Se pudo observar que ocurrió una reacción química por el cambio de color del ánodo y del cátodo.

2. Electrólisis del sulfato de cobre •

•

En vaso de precipitados colocar solución se sulfato de cobre Como ánodo usar una lámina de plomo y como cátodo hacer inoxidable

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•

•

•

Suspender los electrodos en la solución Cuidar que los electrodos no se toquen entre ellos. Conecte el ánodo al polo positivo de la fuente continua y el cátodo al polo negativo Ajuste la corriente y anótese el tiempo inicial. Dejar que la corriente fluya por 5 minutos Registre las observaciones

3. Electrólisis del agua: Obtención de hidrógeno y oxígeno Llene un tubo en U con una solución diluida de sulfato de sodio 1 M hasta una altura que diste, aproximadamente, 1.5 cm de los bordes; sumerja varillas de grafito y conéctelos a la fuente de corriente continua usando los conectores apropiados.

(PRECAUCIÓN: NUNCA JUNTE LOS POLOS DE LA FUENTE CONTINUA) A la solución que se encuentra en la parte anódica; en el tubo en U, agregue 3 gotas de rojo de metilo y a la solución que se encuentra en la parte catódica agregue 3 gotas de fenolftaleína. Anote los colores iniciales de los indicadores. Encienda la fuente de corriente continua y manténgalo funcionando por aproximadamente 3 minutos. Anote sus observaciones. Apague la fuente de corriente continua y luego invierta la polaridad de la celda electrolítica instalando los conectores a los polos opuestos a los iniciales, enseguida encienda la fuente por espacio de 5 minutos. Anote sus observaciones.

1. ánodo se aprecian burbujas que se desprenden del electrodo ¿cuál es el nombre de dicho gas? ✓

El gas que se desprendió se llama Hidrogeno.

2. ¿En qué electrodo se aprecia la presencia de burbujas? ¿Cuál es el nombre de dicho gas? ✓

Observamos que en el ánodo se desprendían burbujas y el hidrogeno.

3. Escribir es la(s) semi reacción(es) que se está produciendo en el cátodo. Indique los estados de agregación y el potencial estándar de la(s) semi reacción(s). 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g) ✓

Reducción en el cátodo: 2 [2 H+(ac) + 2 e – → H2(g)] ✓ Oxidación en el ánodo: 2 H2O(l) → O2(g) + 4 H+(ac) + 4 e – 

4. ¿Cuál fue el voltaje y el amperaje de la fuente de corriente continua? ✓

La fuente de corriente continua que utilizamos s e elevó hasta los 25 voltios.

5. ¿Cuál es la relación de oxígeno a Hidrógeno en esta electrólisis?

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✓

Que dos moles de hidrogeno con un mol de oxigeno producen moles de agua.

6. ¿Cuál es el signo del potencial estándar de celda, E° celda? Éste signo nos indica que la reacción El signo es negativo, por esta razón la reacción es no espontanea

Figura 18. Tubo en U con los

Figura 19. Hechando rojo de metilo.

indicadores.

Elaboración propia

Elaboración propia

CELULA ELECTROQUÍMICA. Introducción:

Chem

Lab

Una célula electroquímica produce un voltaje, es decir una fuerza electromotriz (FEM) que se genera mediante una reacción de oxidación-reducción (o redox) y una transferencia de electrones. El flujo de electrones se produce por un circuito externo antes de completarse la reacción. La magnitud del voltaje producido depende de la naturaleza oxidante y reductora de los agentes y sus concentraciones. Conceptualmente, se puede dividir cualquier reacción redox en dos semirreacciones. La semirreacción de oxidación requiere ceder electrones y ocurre en el ánodo. La semirreacción de reducción requiere captar electrones y sucede en el cátodo. Por ejemplo, en la reacción redox: Pb(s) + Cu 2+ -> Cu(s) + Pb

2+

Indica que el plomo es oxidado mientras que el ión cobre es reducido. Por ello, una célula puede pensarse en término de dos semicélulas, el ánodo y el cátodo, cada una de ellas comprendida por un electrodo metálico sumergido en un recipiente con una disolución conocida como electrolito. Cada semicélula tiene un potencial estándar (Eo) determinada por medición con respecto a una semicélula de hidrógeno a una temperatura y presión estándar usando soluciones 1.0M

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Cu 2+ + 2 e- -> Cu(s) Eo=+0,345 V Pb(s) -> Pb 2+ + 2 e- Eo=+0,126 V Ecélula=0,471 V Las dos semicélulas correspondientes a la reacción redox se describen con la notación siguiente: Pb(s)/Pb(NO3)2 (aq) // Cu(NO3)2 (aq) / Cu(s) Estos pares electrodos / electrolitos deben estar separados pero conectados eléctricamente. En otras palabras, una barrera debe prevenir la mezcla pero permitiendo la conducción de iones. Esto se puede conseguir con una pared porosa o un puente salino. En este experimento, un tubo de ensayo con un orificio en el fondo queda sumergido y con una solución de KNO 3 que permite la conducción. Este tubo de ensayo se convertirá en una semicélula añadiendo en él un electrolito e insertando un electrodo. La otra semicélula se compone de un vaso de precipitados también conteniendo un electrolito. Posteriormente se completa la célula. Cuando un conductor conecta los dos electrodos, la reacción redox comienza formándose un metal en el ánodo u apareciendo iones en el cátodo. En este experimento se aplica un voltaje igual y de sentido contrario a la producida por la célula; así se mantiene la reacción en equilibrio y permite la medición del potencial producido. Potenciales estándar de reducción a 25 ºC

Eº ( voltios) Sn2+(ac)

+ 2 e-

Fe3+(ac)

+

1 e-

Fe2+(ac)

+ 0,77

Zn2+(ac)

+

2 e-

Zn(s)

- 0,76

2 H+(ac)

+

2 e-

H2(g)

0,00

½ O2(g)

+

O2(g)

+

Sn(s)

2 H+(ac)

2 H2O(l)

+ +

2 e4 e-

- 0,14

H2O(l)

+ 1,23

4 OH-(ac)

+ 0,40

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VIII. GESTION DE EXPERIENCIAS

SUBPRODUCTOS

O

RESIDUOS

DE

LAS

✓

COCODRILOS O GANCHITOS: Se lijan y se guardan.

✓

SUSTANCIAS: Se colocan en su envase y se devuelve para que sea reutilizado.

IX.

✓

AGUA: Se echa por el fregadero.

✓

PAPEL FILTRO: Se bota en el tacho de residuos.

CONCLUCIONES ✓

Se estableció la diferencia entre proceso galvánico y electrolítico,

✓

Se realizó un diagrama de una celda galvánica. La diferencia de potencial varia con la concentración.

✓

Aprendimos a utilizar los sensores de voltaje Capstone Pasco.

✓

Aprendimos como se construyen y funcionan las celdas galvánicas.

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✓

X.

Se estudió las interacciones entre la química y la electricidad.

OBSERVACIONES • EXPERIMENTO 1 Se observa en esta experiencia que la reacción es espontánea, porque sus potenciales son positivos. También se ve que en esta celda se genera un voltaje de 1.50V. • EXPERIMENTO 2 En esta experiencia se observa una pila de última generación debido a q esta usa oxígeno para generar un voltaje de 1.10V; y esta podría ser colocada en serie con más celdas para lograr un mayor voltaje. • EXPERIMENTO 3 En esta última experiencia se necesita de un voltaje "X" para llevar a cabo la electrólisis y se observa que de un lado del tubo en U se liberan varias burbujas, lo que sería el hidrógeno gaseoso y después de un determinado tiempo los colores cambian de lugar.

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XI.

CUESTIONARIO 1. Prediga si las siguientes reacciones ocurrirán espontáneamente en disolución acuosa a 25ºC. Suponga que la concentración inicial de todas las especies disueltas es 1,0M . a) Ca(s) + Cd2+(ac) ----------- Ca 2+(ac) + Cd(s) Ca0 ----Ca+2 + 2e E 0 = 2.78 V

Cd +2 +2e ------Cd 0 E 0 = -0.40 V ETOTAL = 2.38 V

b) 2 Br - (ac) + Sn2+  _______ Br 2(l) + Sn(s) 2Br-------Br 2 0 +2e E 0 = -1.06 V

Zn+2 +2e -----Zn0 E 0 = -0.76 V ETOTAL = -1.82 V

c) 2Ag(s) + Ni2+(ac) _______ 2Ag +(ac) + Ni(s) Ag0 ----- Ag+ 1e E 0 = -0.80 V

 Ni+2 +2e ----Ni0 E 0 = -0.25 V ETOTAL = -1.05 V

d) Cu+(ac) + Fe3+(ac)

_____

Cu 2+(ac) + Fe2+(ac)

Cu+ ----- Cu+2 +1e E 0 = -0.52 V

Fe+3 + 1e ----Fe +2 E 0 = 0.77 V ETOTAL = 0.25 V

2. Una corriente de 3,65 A se pasa a través de una celda electrolítica que contiene una disolución de ácido sulfúrico diluido durante 2,342 horas. Escriba las reacciones de semi celda y calcule el volumen de los gases generados a TPE de O 2 yH2. C = I.A C = 3.65x2.342x3600 C = 30773,88 c 2H + 2 e1mol de e- / 4 mol de 96500 / 4O2 = 35078.4 / x X = 1.454 mol de O2 V = n R T/P V = n R T/P V = 0.727 x 0.082 x 273/1

1mol de e-/ 2 mol de H2 96500 / 2 H2 = 35078.4 / X X = 0.727 mol de H2

V = 27 L de H2 V = 32.54 L de O2

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3. Calcule la fuerza electromotriz estándar de una celda que utiliza las reacciones de semi celda Mg/Mg2+ y Cu/Cu2+a 25ºC. escriba la ecuación de la reacción de la celda que se lleva a cabo en condiciones de estado estándar Mg0 -----Mg+2 + 2e E 0 = 2.37 V Cu0 + 2 ----C +2+ 2e invertimos Cu0 + 2 ----C +2 E 0 = 0.34 V ETOTAL = 2.71 V

4. Haga un diagrama de celda electroquímica que consta de un electrodo de Al en contacto con una solución 1M de Al(NO 3)3 y un electrodo de Ag en contacto con una solución 1M de AgNO3

 Ag (NO3)

 Al (NO3)

 Al+3+ 3e-------Al0 E0=-1.68  Ag+1 -----Ag+3 +3eE0=-0.80 ETotal = -2.48 V

5. Cuál de cada par es mejor agente reductor en condiciones estándar

a)  Na o Li : Sodio mejor reductor. b) H2 o I2 : Hidrogeno mejor reductor  c) Br - o Co2+ : El Co es mejor reductor  6. Prediga si estándar.

el Fe3+  puede oxidar el ion I - a I2 en condiciones de estado 2I-----I2 +2e E 0 = -0.53 V Fe+3 + 1e ----Fe+2 E 0 = 0.77 V ETOTAL = 0.24 V Sí que ocurre

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7. Calcules la fem de una celda que utiliza las reacciones de semicelda Ag/Ag+ y Al/ Al3+ a 25ºC escriba la ecuación de la reacción de la celda que se lleva a cabo en condiciones de estado estándar. Ag ----Ag+ + 1e E0 = -0.80 V Al ----Al+3 +3e Invertimos la semiecuación Al +3 +3e ----Al E 0 = -1.66 V ETOTAL = -2.40 V

8. Se pasa una corriente contínua a través de CoSO4, fundido, hasta que se producen 2,35 g de cobalto metálico. Calcular el número de coulombs de electricidad utilizada. Co+2 + 2e ----Co 2 moles de e- -------59 g de Co 2x96500 C -----------59 g de Co X -----------2.35g de Co X = 7687.28 C

9. Calcule la cantidad de Cu y Br 2  que se producen en una hora en unos electrodos inertes que están en contacto con una disolución de CuBr2 al pasar una corriente de 4,50 A. C= I.t

C=4.50x3600

C = 16200 C

Cu+2 + 2e ----Cu 63.5 g de Cu-------2x96500 C X -------------16200 C X= 5.33 g de Cu

2Br - +2e -----Br 2 80 g de Br ------2x96500 C X --------------16200 C X = 6.71 g de Br 2

10. La tendencia del hierro a oxidarse depende del pH de la disolución. Explique ✓

Si depende porque el pH marca el nivel de acidez de la sustancia, si esta es muy acida será corrosiva, por lo que el metal se oxidara más rápido.

11. Los utensilios de acero, incluyendo las tuercas y los tornillos se recubren frecuentemente con una delgada cpa de cadmio .Explique qué función tiene tiene esta capa.

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Las capas del cadmio proporcionan buena resistencia a la corrosión,  particularmente en altos ambientes de tensión tales como usos marinos y aeroespaciales donde se requiere la alta seguridad o confiabilidad; la capa se corroe más fácilmente si está dañada. El cadmio se deposita electrolíticamente sobre metales, principalmente hierro o el acero, sobre los que forma un revestimiento químicamente resistente.

12. Una de las semireacciones de la electrólisis del agua es 2H+(ac) + 2e- ___ H 2(g) Si se recogen 0,845 L de H2 a 25ºC y 580mm Hg ¿cuántos Faraday de electricidad tuvieron que pasar a través de la disolución? 0.85L de H2 = 0.85x1000g/1L = 850 g de H2 2 moles de e------------2g de H2 2x96500 -----------------2g de H2 X -------------------------850 g de H2 X = 82025000 C

13. Una corriente eléctrica constante fluye durante 3,75 h a través de dos celdas electrolíticas conectadas en serie. Una de ella contiene una disolución de nitrato de plata y la otra una disolución de CuCl 2. Durante este tiempo se depositaron 2,0 g de plata en la primera celda a) ¿Cuántos gramos de cobre se depositaron en la segunda celda? Cu+2 +2e ---- Cu 63.5 g de Cu -----2x96500 X -----------------1755 C X = 0.57g de Cu

b) ¿Cuál es el flujo de corriente, en amperes? Ag+ + 1e ----Ag t = 3.75 h 96500 C ----107.8 g de plata X ------------2 g de plata X= 1790.35 C C = I.t I = 1790.35/(3.75x3600) I = 0.13 A C= I.A C= 0.13x3.75x96500

I= C/t

C = 1755 C

14. Una corriente de 5,45 A se pasa a través de una celda electrolítica que contiene una disolución de ácido sulfúrico diluido durante 5,54 horas. Escriba las reacciones de semicelda y calcule el volumen de los gases generados a TPE de O 2 yH2.

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H2(ac) --- 2H + 2e- = 0 V O2 (g) + 2H20(l) + 4e- = 0.40 V q = I x t = 1.26 A x 27840 s = 35078.4 Coulomb 2H + 2 e1mol de e- / 4 mol de O2 1mol de e-/ 2 mol de H2 96500 / 4O2 = 35078.4 / X 96500 / 2 H2 = 35078.4 / X X = 1.454 mol de O2 X = 0.727 mol de H2 V = n R T/P V = 0.727 x 0.082 x 273/1 V = 1.454 x 0.082 x 273 V = 16.27 L de H2 V = 32.54 L de O

15. Calcule la fuerza electromotriz estándar de una celda que utiliza las reacciones de semicelda Mg/Mg2+ y Cu/Cu2+a 25ºC. escriba la ecuación de la reacción de la celda que se lleva a cabo en condiciones de estado estándar. Mg ----Mg+2 + 2e E 0 = 2.37 V reacción anódica Cu+2 + 2e ----Cu E 0 = 0.34 V reacción catódica Mg + Cu+2 ---- Mg+2 + Cu E total = 2.71 V

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XII.

BIBLIOGRAFIA http://www.salonhogar.net/quimica/nomenclatura_quimica/electroquimica. htm http://quimicaredox.blogspot.com/  https://es.slideshare.net/jekada/que-es-electroquimica https://es.wikipedia.org/wiki/Electroqu%C3%ADmica