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REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES
REACCIONES DE REDUCCIÓN Y OXIDACIÓN
(REDOX)
Dpto. Física y Química
IES Turaniana
1. CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN2. AJUSTE Y ESTEQUIOMETRÍA REDOX
3. VALORACIONES REDOX4. PROCESOS ELECTROQUÍMICOS
5. ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS6. ELECTROQUÍMICA II: ELECTRÓLISIS
ÍNDICE
Dpto. Física y Química
IES Turaniana
1. CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓNReaccion de oxidación-reducción o redox:
proceso en el que tiene lugar una transferencia de electrones
Oxidación: reacción en la que una especie cede electrones
Reducción: reacción en la que una especie gana electrones
Una especie cede electrones a la vez que otra los capta, por lo que se producen dos semirecciones simultáneas
El Ca ha perdido electronesDecimos que se ha oxidado
El Cl ha ganado electronesDecimos que se ha reducido
Como el Ca se oxida (reductor),el Ca2+ es su forma oxidada
Ca/Ca2+ Par redox conjugado
Como el Cl2 se reduce (oxidante),el Cl es su forma reducida
Cl2/2Cl Par redox conjugado
NÚMERO DE OXIDACIÓN:
número de electrones que gana o pierde átomo cuando se combina con otros átomos.
- número de oxidación es positivo cuando pierde electrones- número de oxidación es negativo cuando gana electrones .
El número de oxidación viene a ser prácticamentelo mismo que la valencia con la que actúa
En las reacciones redox cambia el número de oxidación de los elementos que intercambian electrones.
El elemento que cede electrones aumenta su número de oxidación, mientras que el elemento que los gana disminuye su número de oxidación
1. CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
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El número o estado de oxidación de un elemento en una especie química se determina según unas reglas establecidas por convenio de forma arbitraria. Son las siguientes:
El nº oxidación de cualquier elemento es su estado fundamental es 0
El nº oxidación de iones formados por un solo elemento es la carga del ión
Al hidrógeno, cuando está combinado, se le asigna un nº oxidación +1, excepto en los hidruros metálicos en los que se le asigna –1
Al oxígeno se le asigna un nº oxidación –2, excepto en los peróxidos en los que se le asigna –1 y en los compuestos con flúor que es +2
El nº oxidación de los metales es su valencia iónica con carga positiva
En los compuestos covalentes se asigna un nº oxidación negativo al elemento más electronegativo y uno positivo al
menos electronegativo en valores coincidentes con su valencia
La suma de los nº de oxidación de todos los elementos ha de ser cero, si se trata de una especie neutra, o la carga, si se trata de un ión
1. CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
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Por ejemplo, para nuestra reacción redox de muestra:
El elemento cloro reduce su número de oxidación porque gana electrones, por lo tanto
decimos que se reduce actuando como oxidante
El elemento calcio aumenta su número de oxidación porque cede electrones, por lo tanto
decimos que se oxida actuando como reductor
1. CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
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CUESTION 1: Dadas las siguientes reacciones:
CaO + H2O Ca(OH)2
Ag + HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O
NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O
Cu + Cl2 CuCl2
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O
Razona: a) Si son de oxidación-reducción
b) Identifica qué especies se oxidan y qué especies se reducen,cuáles son los agentes oxidantes y cuáles los agentes reductores
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1. CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
2. AJUASTE Y ESTEQUIOMETRÍA REDOX
Método ión-electrón
A partir de la ecuación sin ajustar, se identifican los átomos que se oxidan y los que se reducen inspeccionando sus números de oxidación
Se escriben por separado las semirreacciones iónicas de oxidación y reducción
Se ajusta el número de átomos de las especies, excepto el O y el H
MEDIO ÁCIDO: El O se ajusta añadiendo H2O y el H añadiendo H+
MEDIO BÁSICO: Se ajusta el H añadiendo H2O y el O se ajusta añadiendo OH-(poner el doble)
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Ajustar la carga eléctrica con electrones en ambos miembros
Se multiplica por el número que sea necesario para igualar el número de electrones cedidos y ganados.
Para obtener la ecuación iónica ajustada, se suman ambas semirreacciones eliminando los electrones y las especies comunes que haya en ambos miembros
Pasar a la ecuación molecular ajustada, siendo en algunos casos necesarios ajustar por tanteo
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Si existieran especies que no intervienen en las semirreacciones,se ajustan por tanteo
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CUESTIÓN 2 Ajusta la siguiente reacción redox por el método del ión-electrón:KBr +H2SO
4 Br2 + K2SO
4 + SO2 + H2O
CUESTIÓN 3 El permanganato de potasio (KMnO4) reacciona con el nitrito de sodio (NaNO2) en medio básico obteniéndose dióxido de manganeso (MnO2) y nitrato de
sodio (NaNO3).
Ajusta la reacción redox por el método del ión-electrón.
PROBLEMA 1Cuando el óxido de manganeso (IV) reacciona con ácido clorhídrico se obtiene cloro, cloruro
de manganeso (II) y agua.a) Ajuste esta reacción por el método del ión-electrón.
b) Calcule el volumen de cloro, medido a 20ºC y 700 mm de Hg de presión, que se obtiene cuando se añade un exceso de ácido clorhídrico sobre 20 g de un mineral que contiene un
75% en peso de riqueza en dióxido de manganeso.Datos. R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1 Masas atómicas: O = 16; Mn = 55
PROBLEMA 2En medio ácido, el ión cromato oxida al ión sulfito según la ecuación:
a) Ajuste la ecuación iónica por el método del ión-electrónb) Si 25 mL de una disolución de Na2SO3 reaccionan con 28’1 mL de disolución
0’088 M de K2CrO4, calcule la molaridad de la disolución de Na2SO3
2 2 3 24 3 4 2CrO SO H Cr SO H O + + + + + +ᆴ
3. VALORACIONES REDOX
Las valoraciones redox son análogas en su desarrollo experimental a las valoraciones ácido-base ya estudiadas. Cuando la reacción es
completa se alcanza también un punto de equivalencia
La única diferencia es que el punto de equivalencia de lavaloración se puede determinar ahora de dos maneras:
Con el cambio de color que sufre un indicador redox cuando pasa de su forma oxidada a su forma
reducida (y viceversa)
Ejemplos
Azul de metileno: azul / incoloroRojo neutro: rojo / incoloroFerroína: rojo / azul pálido
Con el cambio de color que experimentan las propias
disoluciones de oxidante y reductor
Por ejemplo:
24 ( ) ( )MnO rosa Mn incoloro +ᆴ
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A la hora de realizar los cálculos en las valoraciones redox se puede hacer por dos vías diferentes:
La relación estequiométrica en la propia reacción de valoración redox debidamente ajustada
permite establecer las relaciones entre el número de moles de la especie que se oxida (a) y el
número de moles de la especie que se reduce (b) en el punto de
equivalencia.Es como lo hacíamos con las
valoraciones ácido-base
Utilizando una nueva herramientamuy útil denominada
equivalente químico
Se define el equivalente químico de un proceso redox como la masa de una sustancia (Meq), expresada en gramos, capaz de aceptar o ceder
un mol de electrones
A B
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Utilizando una nueva herramientamuy útil denominada
equivalente químico
Se define el equivalente químico de un proceso redox como la masa de una sustancia (Meq), expresada en gramos, capaz de aceptar o ceder
un mol de electrones
B
El cálculo del equivalente químico (Meq) de un agente oxidante o
reductor, implica el conocimiento previo de la semirreacción redox en
la que interviene
En el punto de equivalenciase cumple que:
(Nº eq)ox = (Nº eq)red
Se define la normalidad (N) como el número de equivalentes de soluto por litro de disolución
ºN eqN
V=
En el punto de equivalencia se cumple:
ox ox red redN V N V=
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PROBLEMA 3En una valoración, 31’25 mL de una disolución 0’1 M de Na2C2O4 (oxalato de sodio) en medio ácido consumen 17’38 mL de una disolución de KMnO4 de concentración
desconocida. Sabiendo que el oxalato pasa a CO2 y el permanganato a Mn2+:
a) Ajusta la ecuación iónica por el método del ión-electrón.b) Calcula la concentración de la disolución de KMnO4
sin hacer uso del concepto de equivalente químico
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PROBLEMA 4Calcula la concentración de la disolución de KMnO4 del problema
anterior haciendo uso del concepto de equivalente químicoDatos: Masas atómicas: O = 16; K = 39; Mn = 55; Na = 23; C = 12
PROBLEMA 5Dada la reacción:
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2Oa) Ajusta la reacción anterior por el método del ión-electrón
b) Calcula los mL de disolución 0’5 M de KMnO4 necesarios paraque reaccionen completamente con 2’4 g de FeSO4
Datos. Masas atómicas: O = 16; S = 32; Fe = 56.
4. PROCESOS ELECTROQUÍMICOS
En una reacción redox se establece una transferencia de electrones de una especie química a otra. Si esta transferencia de electrones se produce a través de un cable
conductor, la reacción redox estará asociada a una corriente eléctrica.En estos casos hablamos de procesos electroquímicos.
Si la reacción redox ocurre de manera espontánea se generará una corriente
eléctrica gracias a ella.Habremos construido una pila
electroquímica, también llamadas pilas o celdas galvánicas (o voltaicas)
Si la reacción redox no es espontánea tendremos que suministrar desde el
exterior la corriente eléctrica necesaria para que se produzca la reacción.
Estaremos produciendo una electrólisis, que se realiza en cubas o celdas
electrolíticas .
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Desde un punto de vista energético, un proceso electroquímico es una reacción redox mediante la cual se puede transformar energía química en
energía eléctrica o energía eléctrica en energía química.
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Las celdas electroquímicas (pilas galvánicas y cubas electrolíticas) son dispositivos formados por dos electrodos sólidos sumergidos en una disolución de electrolito y conectados por un conductor donde circulan los electrones desde el
reductor al oxidante.
En el CÁTODO, los cationes capturan
electrones y se reducen, por lo que en el cátodo se produce la
semirreacción de reducción
En el ÁNODO, los aniones ceden
electrones y se oxidan, por lo que
en el ánodo se produce la semirreacción de
oxidación
5. ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS
Una pila galvánica (voltaica o electroquímica) es un dispositivo que permite producir energía eléctrica a partir de una reacción redox espontánea
Los precursores en este campo de la Química fueron científicos como:
Luigi GalvaniItalia (1737-1798)
Alessandro VoltaItalia (1745-1827)
John Frederic DaniellInglaterra (1790-1845)
Volta dessarrolló la primera pila eléctrica en 1800, pero Daniell la perfeccionó en 1836 construyendo la que se conoce como pila Daniell, precursora de las
actuales pilas eléctricas
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PILA DANIELL
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https://www.fisica-quimicasecundaria-bachillerato.com/animaciones-flash-interactivas/quimica/pila_daniell.htm
Las celdas galvánicas se representan simbólicamente mediante una notación o diagrama de pila. Ejemplo de diagrama de la pila Daniell:
4 4( ) ( ) ( ) ( )Zn s ZnSO ac CuSO ac Cu s
Una doble barra (││) indica un tabique poroso
o un puente salino
Una barra vertical (│) indica un cambio de fase entre las
especies que separa
A la izquierdase representa
el ánodo de la pila(de donde salen
los e)
A la derechase representa
el cátodo de la pila(a donde llegan
los e)
A veces en lugar de la especie molecular en disolución, se expresa solo los iones que participan en el proceso redox y su concentración. Por ejemplo:
2 2( ) (0,2 ) (0,5 ) ( )Zn s Zn M Cu M Cu s+ +
Oxidación en el ánodo
Reducción en el cátodo
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Una característica importante de una pila es voltaje. En Física y en Química, a esta
característica de las pilas se les denominafuerza electromotriz (fem) o diferencia de
potencial (Epila) entre sus polos + y
4,5 V 9 V
1,5 V
Cuando decimos que la fem de una pila es de 4,5 voltios, significa que se transforman 4,5 julios de energía química en energía eléctrica
por cada culombio de carga (6,25x1018 e) que la atraviesa
4,5 4,5 JE V C = =
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La fem o diferencia de potencial de una pila:
ΔE0pila = E0
cátodo – E0ánodo
A cada electrodo le corresponde un potencial de electrodo, que por definición es el potencial que se genera cuando un electrodo se pone en contacto con una
disolución de sus propios iones.
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Como el potencial estándar de un electrodo aislado no se puede medir directamente, se recurre a medir la diferencia de potencial que se establece entre el mismo y otro potencial estándar de electrodo que se establece como referencia. Por convenio se ha establecido como electrodo de referencia el electrodo estándar de hidrógeno, que consiste en un electrodo de platino
(metal inerte) sumergido en una disolución ácida 1 M de iones H+, a través del cual burbujea gas hidrógeno (H2) a la presión parcial de 1 atmósfera
El potencial estándar de hidrógeno: E0 = 0’00 V
Los potenciales de reducción estándar a 25ºC para diversos electrodos, E0(Xn+/X) están tabulados
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¿Qué especie se reducirá?
La que tenga un mayor potencial
de reducción.
Con esta expresión, y a partir de los valores y signos de los potenciales de reducción estándar tabulados de dos pares redox,
se puede establecer la espontaneidad o no espontaneidad de la reacción redox que implica a ambos pares:
Si para los dos pares ΔE0 > 0 entonces ΔG0 < 0 para la reacción redox entre ellos, lo que implica
que el proceso redox considerado es espontáneo
Si para los dos pares ΔE0 < 0 entonces ΔG0 > 0 para la reacción redox entre ellos, lo que implica
que el proceso redox considerado no es espontáneo
¡¡¡ Esto es básicamente lo que hay que tener en cuenta para resolver todas las cuestiones sobre pilas galvánicas !!!
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En el caso de la pila Daniell tenemos:
0 2( / ) 0,76E Zn Zn V+ =Datos: 0 2( / ) 0,34E Cu Cu V+ =+
¿Quién reduce a quién? El par con el mayor potencial se reducirá El Zn reduce al Cu
0 0E >0 1,10E V =+ 0 0G <
¡¡Reacción espontánea!!
La reacción redox global es:
2 2( ) ( ) ( ) ( )Zn s Zn ac Cu ac Cu s+ +
¡¡ Diagrama de la pila !!0 1,10E V =+
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CUESTIÓN 4
Si se introduce una lámina de cinc en una disolución de sulfato de cobre (II) se observa que el cobre se deposita en la lámina, se pierde el color azul
de la disolución y la lámina de cinc se disuelve.
a) Explique razonadamente este fenómenob) Escriba las reacciones observadas
CUESTIÓN 5
Explique, mediante la correspondiente reacción, qué sucede cuando en unadisolución de sulfato de hierro (II) se introduce una lámina de: a) Cd; b) Zn
Datos:
E0(Zn2+/Zn) = 0’76 V; E0(Fe2+/Fe) = 0’44 V; E0(Cd2+/Cd) = 0’40 V
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CUESTIÓN 6
Razone, a la vista de los siguientes potenciales de reducción estándar:
E0(Na+/Na) = 2’71 V; E0(H+/H2) = 0’00 V; E0(Cu2+/Cu) = + 0’34 V
a) Si se desprenderá hidrógeno cuando se introduce una barrade sodio en una disolución 1 M de ácido clorhídrico
b) Si se desprenderá hidrógeno cuando se introduce una barrade cobre en una disolución 1 M de ácido clorhídrico
c) Si el sodio metálico podrá reducir a los iones Cu (II)
CUESTIÓN 7
Se construye una pila con los pares Fe2+/Fe y Sn4+/Sn2+.
a) Indique qué par actúa como ánodo, qué par actúa como cátodoy escriba las reacciones que tienen lugar en cada electrodo
b) Calcule la f.e.m. de la pila
Datos: E0(Fe2+/Fe) = 0’45 V; E0(Sn4+/Sn2+) = 0’15 V
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CUESTIÓN 8Sabiendo que:
Zn (s) Zn2+(1M) H+(1M) H2(1atm) Pt(s) ; ΔE0pila = 0’76 V
Zn(s) Zn2+(1M) Cu2+(1M) Cu(s) ; ΔE0pila = 1’10 V
Calcule los siguientes potenciales normales de reducción:
a) E0(Zn2+/Zn) b) E0(Cu2+/Cu)
CUESTIÓN 9
Se construye una pila, en condiciones estándar, con un electrodo de cobre y un electrodo de aluminio.
a) Indique razonadamente cuál es el cátodo y cuál el ánodo.b) Escriba el diagrama de la pila y calcule la f.e.m de la misma.
Datos: E0(Cu2+/Cu) = 0’34 V ; E0(Al3+/Al) = 1’65 V
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6. ELECTROQUÍMICA II: ELECTRÓLISIS
Una electrólisis es un proceso en el que se hace pasar una corriente eléctrica a través de
una disolución o de un electrólito fundido para producir una
reacción redox no espontánea
Electrólito
aniones
cationeselectrolíticaCuba
ÁNODOCÁTODO Electrodos
Bateríaee
Cuando vimos la pila Daniell indicamos que el voltaje generado por dicha pila era:
En una electrólisis, para que se produzca la reacción inversa,
se necesitará aportar un voltaje externo superior 1,103V.
Así pues, invirtiendo el sentido del flujo de electrones setransforma una pila galvánica en una cuba electrolítica.
2 2( ) (1 ) (1 ) ( )Zn s Zn M Cu M Cu s+ + 0 1,103E V=
2 2( ) ( ) ( ) ( )Cu s Zn aq Cu aq Zn s+ ++ +ᆴ
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¡¡¡ Esta conclusión es válida para cualquier proceso redox !!!
Proporciona la corriente eléctrica, que ha de ser continua y con voltaje suficiente para que tenga lugar la reacción redox. Proporciona la energía
necesaria para poner a los electrones en movimiento. Finalmente esa energía se transformará en energía química en el proceso
Electrodo hacia el que se dirigen
los cationes para captar electrones y reducirse.
En el cátodo se da la reacción de reducción
Electrodo hacia el que se dirigen
los aniones para ceder
electrones y oxidarse.
En el ánodo se da la reacción de oxidación
Puede ser una sustancia fundida o en disolución
Recipiente que contiene al electrólito
Electrólito
aniones
cationeselectrolíticaCuba
ÁNODOCÁTODO Electrodos
Bateríaee
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EJEMPLO
Se añade H2SO4 para lograr que el agua sea lo suficientemente
conductora, ya que el agua pura lo es muy poco
ELECTRÓLISIS
DEL H2O
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EJEMPLO
ELECTRÓLISIS
DEL NaCl fundido
Teniendo en cuenta que la reacción no es espontánea,
el voltaje que debe aportar la batería para que se produzca
la electrólisis será, en este caso, como mínimo:
E0 = E0Cl-E0
Na = (+1,36V) – (-2,71V) = 4,07V
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En una electrólisis es muy importante poder calcular la cantidad de masa que se deposita de un metal en un
electrodo o el volumen de gas que se desprende en un electrodo
A partir de resultados experimentales rigurosos sobre procesos electrolíticos, Michael Faraday estableció en 1832 una serie de conclusiones que se conocen como leyes de Faraday y que resumen los aspectos cuantitativos de los
procesos lectrolíticos. Estas conclusiones son:
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2ª LEY
Para una determinada cantidad de electricidad Q, la masa m de sustancia depositada o liberada en un electrodo es directamente proporcional a su
equivalente químico Meq
1ª LEY
La masa m de sustancia depositada o liberada en un electrodo al paso de una corriente eléctrica es directamente proporcional a la cantidad de electricidad Q
que circule, donde Q = I·t
3ª LEY
La cantidad de electricidad necesaria para depositar o liberar un equivalente químico de cualquier sustancia es siempre constante e igual a la carga de un
mol de electrones, que resulta ser 96.500 C
Esta cantidad recibe el nombre de constante de Faraday:
F = 96.500 C/mol
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Estas tres leyes se resumen en la siguiente expresión cuantitativa:
I·t es la carga que circula en un tiempo t cuando la intensidad de
corriente que circula es I
Como la unidad de intensidad es el amperio (A=C/s) y la de tiempo el segundo (s), la unidad de carga
resulta en culombios (C)
F es la constante de Faraday, es decir, la carga de un mol de electrones.
Su valor es 96.500 C/eq
m es la masa de sustancia
(expresada en g) generada en un
electrodo Meq es la masa equivalente de la sustancia, es decir, la
masa de sustancia generada en un electrodo
por cada mol de electrones que circula.
Se expresa en g/eqDpto. Física y Química
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7. APLICACIONES DE LA ELECTRÓLISIS
Los procesos electrolíticos son ampliamente empleados en la industria, a pesar del alto consumo de energía eléctrica que suponen.
Algunas de sus aplicaciones más importantes son:
1. PRODUCCIÓN DE ALGUNOSELEMENTOS QUÍMICOS
Algunos elementos químicos como el Na, K, Ca, Mg, Al, Cl2,
etc., se obtienen por electrólisis.
Por ejemplo:
2Al2O
3 (l) →4 Al (l) + 3O
2 (g)
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2. PRODUCCIÓN DE COMPUESTOSDE IMPORTANCIA COMERCIAL
Por ejemplo, la obtención de NaOH a partir del NaCl en disolución acuosa:
2NaCl (ac) + 2 H2O→2 NaOH (ac) + H
2 (g) + Cl
2 (g)
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3. RECUBRIMIENTOS METÁLICOS
Se trata de cubrir un metal barato con otro metal más noble con fines decorativos
(dorado, plateado, croamdo, etc.) o para proteger de la corrosión (gavanizando
con Zn, por ejemplo)
Se utiliza como cátodo el elemento a bañar y como electrólito una disolución que contenga cationes del metal con el
que se quiere cubrir.
Dorado
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4. PURIFICACIÓN DE METALES
Por ejemplo, la purificación del cobre es muy útil porque su conductividad
eléctrica depende de su pureza.
El cobre que queremos purificar se usa de ánodo, de cátodo una barra de cobre puro, y como electrólito una disolución
de CuSO4. El trozo de cobre impuro disminuye mientras aumenta la barra de
cobre puro.
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CUESTIÓN 10Indique, razonadamente, los productos que se obtienen en el ánodo y en elcátodo de una celda electrolítica al realizar la electrolisis de los siguientes compuestos. Calcula, además, el potencial de cada reacción global y explica
por qué las reacciones no son espontáneas.a) Bromuro de cinc fundido (ZnBr2)
b) Disolución acuosa de HClc) Cloruro de niquel fundido (NiCl2)
Datos: E0(Zn2+/Zn) = 0’76 V ; E0(Br2/Br) = + 1’09 V ;E0(Cl2/Cl) = + 1’36 V ; E0(Ni2+/Ni) = 0’25 V
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PROBLEMA 6
Para cada una de las siguientes electrolisis, calcule:a) La masa de cinc metálico depositada en el cátodo al pasar por una disolución
acuosa de Zn2+ una corriente de 1’87 amperios durante 42’5 minutos.b) El tiempo necesario para que se depositen 0’58 g de plata tras pasar por una
disolución acuosa de AgNO3 una corriente de 1’84 amperios.Datos: F = 96.500 C Masas atómicas: Zn = 65’4 ; Ag = 108
PROBLEMA 7a) ¿Qué cantidad de electricidad es necesaria para que se deposite en el cátodo
todo el oro contenido en un litro de disolución 0’1 M de cloruro de oro (III)?b) ¿Qué volumen de cloro, medido a la presión de 740 mm de mercurio y 25º C,
se desprenderá en el ánodo?Datos: F = 96.500 C; R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1 Cl = 35’5; Au = 197
PROBLEMA 8
Se desea conocer la cantidad de electricidad que atraviesa dos cubaselectrolíticas conectadas en serie, que contienen disoluciones acuosas de nitrato de plata, la primera, y de sulfato de hierro (II), la segunda. Para ello se
sabe que en el cátodo de la primera se han depositado 0'810 g de plata.a) Calcule la cantidad de electricidad que ha atravesado las cubas y la cantidad
de hierro depositada en el cátodo de la segunda cuba.b) Indique alguna aplicación de la electrólisis.
Datos: F = 96.500 C Masas atómicas: Fe = 56; Ag = 108
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