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UNIDAD III

ELECTROQUÍMICA

15/03/2011

Ing. Justiber Ibarra, Ing. Ledys Sanquiz.

La electroquímica estudia las reacciones químicas producidas por acción de la corriente

eléctrica (electrólisis) así como la producción de una corriente eléctrica mediante

reacciones químicas (pilas, acumuladores), en pocas palabras, es el estudio de las

reacciones químicas que producen efectos eléctricos y de los fenómenos químicos

causados por la acción de las corrientes o voltajes.

Reacciones de óxido – reducción (REDOX): son aquellas en las cuales las sustancias

experimentan cambios en el número de oxidación; ellas pueden explicarse en base a la

transferencia de electrones entre unas especies y otras.

Oxidación: Originalmente se refiere a la combinación de una sustancia con el oxígeno;

esto provoca aumento en el número de oxidación de un elemento de dicha sustancia.

También se puede decir que la oxidación es el incremento algebraico del número de

oxidación y corresponde a la pérdida real o aparente de electrones. Ej.:

Cuo Cu+2 + 2 e-

Reducción: Originalmente se empleó para describir la eliminación de oxígeno de un

compuesto; la reducción es la disminución del número de oxidación y corresponde a la

ganancia real o aparente de electrones.

Ej.: Fe+3 + e- F+2

Los electrones no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas. De tal manera, la

oxidación y la reducción siempre se producen simultáneamente en las reacciones

químicas comunes y en un mismo grado. Lo anterior se ilustra en la siguiente figura:

Figura 1: Simultaneidad de las reacciones REDOX

Así, en el caso de la reacción entre el ión dicromato y los iones hierro (II), se producen

dos semirreacciones que pueden ser representadas de la forma:

Cr2O7-2 + 14 H+ + 6e- → 2Cr+3 + 7H2O

Fe+2 → Fe+3 + 1e-

En la primera el ion dicromato gana seis electrones y se reduce a cromo (III); en la

segunda en ion hierro (II) pierde un electrón y se oxida a hierro (III). En la reacción global

el número total de electrones ganados por una especie debe ser igual al número total

perdido por la otra.

Agente Oxidante: son las especies que ganan electrones, real o aparentemente, se

reducen y oxidan a otras sustancias.

Agente Reductor: son las especies que pierden electrones, real o aparentemente, se

oxidan y reducen a otras sustancias.

Reglas para determinar el número de oxidación de un elemento en un compuesto:

Los átomos y moléculas biatómicas poseen un número de oxidación igual a cero.

Para el oxígeno el número de oxidación es -2, excepto en los peróxidos, que es -1.

El hidrógeno al reaccionar con no metales posee el número de oxidación +1 y al

reaccionar con los metales es -1.

Para iones simples, el número de oxidación es igual a la carga del ión.

En los haluros, los números de valencia del halógeno es -1.

La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de una molécula

neutra es igual a cero.

En un ión poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos los elementos

debe ser igual a la carga neta del ión.

El estado de oxidación de los metales alcalinos es +1.

El estado de oxidación de los metales alcalinotérreos es +2.

Ej.: Determine el número de oxidación de los elementos que participan en la siguiente

reacción e identifique el agente oxidante, el agente reductor, la especie oxidada y la

especie que se reduce.

2AgNO3 (ac) + Cu (s) Cu(NO3)2 (ac) + 2Ag (s)

2[Ag+1+(N+5+3O-2)-1] + Cu0(s) [Cu+2+2(N+5+3O-2)-1] + 2Ag0

(s)

2Ag+1 + Cu0

(s) Cu+2 + 2Ag0

(s)

Se reduce, agente oxidante

Se oxida, agente reductor

Semirreación: es la parte de oxidación o la parte de reducción de una reacción REDOX.

Balanceo de reacciones de óxido – reducción: el incremento total de los números de

oxidación debe ser igual a la disminución total de los números de oxidación en todas las

reacciones redox, esta equivalencia es el fundamento para el balanceo de las reacciones

redox. Existen dos métodos usuales para balancear ecuaciones redox:

a) El método del cambio del número de oxidación.

b) El método del ión – electrón.

a) Método del cambio del número de oxidación:

Se escribe la ecuación general no balanceada en forma completa.

Asignar el número de oxidación para observar que experimentan cambios.

Escribir las dos semirreacciones correspondientes a los elementos que se oxidan y que

se reducen.

Se determina el número de electrones suministrados por un elemento (agente reductor)

y el número de electrones capturados por un elemento (agente oxidante).

Igualar el número de electrones de la ecuación multiplicándolos por factores

adecuados.

Verificar en la ecuación final que el número de átomos de cada elemento antes y

después de la reacción sean iguales, de no ser así aplicar el método de tanteo para su

ajuste.

b) Método del ión electrón:

Asignar los números de oxidación a cada átomo en la ecuación total y se determina el

agente oxidante y reductor.

Seleccionar las 2 semirreacciones de oxidación y reducción.

Igualar cada ecuación parcial en cuanto al número de átomos de cada elemento,

excepto para el hidrógeno (H) y el oxígeno (O).

Igualar los átomos de hidrógeno y oxígeno de acuerdo al medio:

Medio ácido o neutro: por cada exceso de oxígeno en la ecuación parcial se agrega

una molécula de agua en el miembro donde no está el exceso de oxígeno. Luego se

emplean iones H+ para igualar los hidrógenos.

Medio básico: por cada exceso de oxígeno en un miembro de una reacción se

agrega una molécula de agua en el mismo miembro y 2OH- en el otro miembro. Si el

hidrógeno queda sin iguales se añade un OH- por cada exceso de hidrógeno en el

mismo miembro y una molécula de agua en el otro miembro.

Igualar las cargas en cada ecuación.

Ej.: Balancear la siguiente ecuación aplicando el método del cambio del número de

oxidación.

Fe + H2O Fe2O3 + H2

Fe0 + H2+1O-2 Fe2

+3 O3-2 + H20

Oxidación: Fe0 Fe+3 + 3e- Se multiplica x 2

Reducción: 2H+1 + 2e- H20 Se multiplica x 3

2Fe0 2Fe+3 + 6e-

6H+1 + 6e- 3H20

2Fe0 + 6H+1 2Fe+3 + 3H20

2Fe + 3H2O Fe2O3 + 3H2

El aprendizaje de lo anterior es necesario para el estudio de la electroquímica, ya que en

ella hay transferencia de electrónica entre agentes oxidantes y reductores físicamente

separados, e interconexiones entre la energía química y la energía eléctrica.

Valoraciones REDOX: Se trata de una aplicación de las ecuaciones redox en el análisis

químico. En una valoración REDOX la concentración de la especie oxidante o reductora

se puede determinar usando otra especie reductora u oxidante de concentración

conocida. En toda valoración REDOX se verifica:

N° de Equiv. de oxidante (neq)= N° de equiv. del reductor (neq)

Siendo neq = (PM/Pe) y Pe es el peso equivalente que en este tipo de reacciones es “la

masa de un oxidante o reductor que gana o pierde un mol de electrones”. En función del

volumen, en litros, y la normalidad la expresión sería:

V x N = V’ x N’

Ejemplo: Una muestra de 5,00 gramos de un mineral que contiene arsénico se disuelve

de forma que este elemento para al estado trivalente. Se valora con bromato de potasio,

dastándose 20,2 ml de disolución de este último conteniendo 2,50 gramos de KBrO3 por

litro. Calcular el contenido de arsénico del mineral si se sabe que el arsénico (III) pasa a

arsénico (V) y el bromato pasa a bromuro.

BrO3- + 6H+ + 6e- → Br- + 3H2O

AsO2- + H2O → AsO3

- + 2H+ + 2e-

PM(KBrO3)= 167,0

Normalidad de bromato: 2,50 g/l = 0,090 N

(167,0 / 6)

Relación de equivalencia:

20,0 x 0,090 = Masa de arsénico (III)

(74,9 /2)

Masa de arsénico (III) = 0,0681 g

%As = 0,0681 g x 100 = 1,36 %

5,00 g

Electroquímica: es la parte de la química que estudia los cambios químicos que produce

una corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas. En

todas las reacciones electroquímicas hay transferencia de electrones y, por lo tanto, son

reacciones de oxido – reducción. Los procesos electroquímicos requieren algún método

para introducir una corriente de electrones en un sistema químico reaccionante y algún

otro método para retirar los electrones. El sistema de reacción se encuentra en el interior

de una celda, y la corriente penetra o sale mediante electrodos.

Tipos de celdas electroquímicas:

1. Celdas electrolíticas: son aquellas en las cuales la energía eléctrica que procede de

una fuente externa provoca una reacción química no espontánea.

2. Celdas voltaicas o galvánicas: son aquellas en las cuales las reacciones químicas

espontáneas producen electricidad, la cual sale a un circuito externo.

Elementos básicos de una celda:

Electrodos: son superficies sobre las cuales se producen las semirreacciones de

oxidación y reducción, es decir, por donde entra y sale la corriente eléctrica. Pueden o

no participar en las reacciones; los que no lo hacen se llaman electrodos inertes.

Ánodo: es el electrodo en el cual se produce la oxidación, porque algunas especies

pierden electrones, es decir, el electrodo por donde entra la corriente eléctrica (+).

Cátodo: es el electrodo en el cual se produce la reducción, porque algunas especies

ganan electrones, es decir, el electrodo por donde sale la corriente (-).

Electrólisis: es el proceso del paso de corriente eléctrica a través de una solución de un

electrolito con su cambio químico resultante.

Celda Electrolítica: Consta de un recipiente para el material de reacción con electrodos

sumergidos dentro de dicho material, conectados a una fuente de corriente directa.

Figura Nº 2: Montaje de una celda electrolítica para laboratorio

Para ilustrar, suponga que la solución de la figura Nº 2 es de cloruro de sodio (NaCl). Las

reacciones que ocurren dan como resultado la producción de H2 (g) y NaOH en el cátodo, y

Cl2 (g) en el ánodo. También se forman iones OH- en el cátodo.

Esto se explica porque los iones cloruro (Cl-) se oxidan a Cl2, pero los iones Na+ no se

reducen a Na metálico. En lugar de ello, se produce H2 gaseoso además de iones OH-

acuoso por la reducción de la molécula de H2O en el cátodo. El agua se reduce con mayor

facilidad que los iones Na+.

2Cl- Cl20 + 2e- Oxidación, ánodo

2H2O + 2e- 2OH- + H2 Reducción, cátodo

2H2O + 2Cl- Cl2 + 2OH- + H2 Reacción total de la celda

Un aspecto importante en los procesos electroquímicos es la relación que existe entre la

cantidad de electricidad que se pasa por una celda y la cantidad de sustancias producidas

por oxidación y reducción en los electrodos. La naturaleza de esta relación se deriva de la

Ley de Faraday.

Ley de Faraday de la Electrólisis: La cantidad de sustancia que experimenta oxidación o

reducción en cada electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la

cantidad de electricidad que atraviesa la celda.

1 mol e- = 1 Faraday = 96500 c

1 Ampere = 1 c/s

c = A x t

donde: A: ampere

t: tiempo

c: coulomb

Ej.: Calcule la masa de cobre metálico que se produce al hacer pasar 2,50 ampere de

corriente a través de una solución de sulfato de cobre durante 50,0 minutos.

Cu+2 + 2e- Cu0

2 mol e- = 2 Faraday =63,5 g Cu

c = 2,50 A x 50 min = 7,50 x103 c

g Cu = 7,50 x103 c x 1 mol e- x 63,5 g Cu = 2,47 g Cu

96500 c 2 mol e-

Celdas Voltaicas (Galvánicas): son las que producen el efecto contrario a la celda

electrolítica, esto es, una reacción redox espontánea actúa como fuente de energía

eléctrica. Está formada por dos semiceldas, una contiene la forma oxidada y la otra la

reducida. El tipo común de celda consta de un pedazo de metal (electrodo) sumergido en

una solución de sus iones. Los electrodos están conectados mediante un alambre y entre

los dos se encuentra insertado un voltímetro que permite determinar la diferencia de

potencial o puede insertarse también un amperímetro para determinar el flujo de corriente.

El circuito entre las dos soluciones se conecta mediante un puente salino. Este puede ser

cualquier medio que permita el paso lento de los iones y tiene tres funciones:

1. Permite el contacto eléctrico entre las dos soluciones.

2. Evita que se mezclen las soluciones de los electrodos.

3. Mantiene la neutralidad eléctrica de cada semicelda.

En la figura Nº 3 se muestra una celda voltaica a partir de soluciones de Zn+2 y Cu+2.

Figura Nº 3: Celda voltaica

Potencial Estándar: En una celda debidamente diseñada comprobamos que el voltaje

medido a una temperatura dada, por ejemplo 25º C, depende de dos factores:

Naturaleza de la reacción de la celda.

Concentraciones de las diversas especies (iones y moléculas) que participan en la

reacción.

El potencial o voltaje estándar (Eº) correspondiente a una reacción de celda dada, es

aquel que se obtiene cuando todas las especies involucradas en esa reacción tienen

actividad igual a uno, condición que se cumple cuando todos los iones y moléculas se

encuentran a concentración de 1 M y todos los gases a una presión de 1 atmósfera.

Electrodo de Referencia Estándar de Hidrógeno (EEH): es el electrodo de referencia

universal al cual se le asigna un potencial de 0.000 v a todas las temperaturas. Con él se

determinan los potenciales de electrodos estándar, mediante el montaje de una celda en

la que el electrodo en cuestión es el de la derecha y el EEH es el de la izquierda.

Ej.: Determine el potencial estándar del electrodo de zinc de la siguiente reacción de

celda:

Zn(S) + 2H+(ac, 1M) Zn+2

(ac, 1M) + H2 (g, 1atm) Eº=+0.76 v

Eº = EZn + EH+ EH

+ = 0.00 v

EZn = Eº - EH+ = +0.76 v

En general para cualquier par redox, los potenciales estándar para las semirreacciones

directa e inversa (reducción y oxidación) son de igual magnitud pero de signo contrario.

Estos se encuentran tabulados a 25º C en la bibliografía, de acuerdo a la reducción de un

gran número de sustancias químicas.

Notación abreviada de las celdas voltaicas: utilizando como ejemplo la celda de la figura

Nº 3 se tiene la siguiente notación:

Zn │Eo Zn+2 (1 M) │Ej1│Ej2 Cu+2 (1M) │Er Cu

La línea vertical (Eo, Er) indican las fronteras de una fase a través de la cual suponemos

que existe un potencial.

Cálculo de potencial de celda a partir de potenciales normales o estándar: El voltaje

normal de toda celda es la suma algebraica del potencial de oxidación normal de la

especie que se oxida en la celda y el potencial de reducción normal de la especie que se

reduce.

Ecelda = Eo + Er

Ej.: Calcular el voltaje de la celda en que ocurre las siguiente reacción:

MnO4-(ac,1M)+8H+

(ac,1M)+5Cl-(ac,1M)Mn+2(ac,1M)+4H2O + 5/2Cl2(g,1atm)

MnO4- + 8H+ + 5e-

Mn+2 + 4H2O Se reduce Er = +1.52 v

2 Cl- Cl20 + 2e- Se oxida Eo = -1.36 v

Potencial de Celda Ecelda = +0.16 v

Ej.: Calcular el voltaje mínimo que puede aplicarse en la electrólisis de una solución

acuosa de cloruro sódico suponiendo concentraciones estándar:

2 Cl- Cl20 + 2e- Se oxida Eo = -1.36 v

2H2O + 2e- H2(g) + 2OH- Se reduce Er = -0.83 v

Potencial de Celda Ecelda = -2.19 v

Los potenciales de electrodos normales miden las tendencias relativas de las diferentes

especies a ser oxidadas o reducidas.

Ej.: Mg+2 + 2e- Mg(s) Er = -2.37 v

2H2O + 2e- H2(g) + 2OH- Er = -0.83 v

Cu+2 + 2e- Cu(s) Er = + 0.34 v

Los signos y la magnitud de los potenciales de reducción estándar para estas especies

nos dicen que la facilidad de la reducción aumenta en el orden de Mg+2<H2O<Cu+2

Espontaneidad de una reacción redox: Para decidir si una reacción dada puede ocurrir en

una serie determinada de condiciones, lo único que hay que hacer es calcular el voltaje

que le corresponde.

Si el voltaje es positivo (+), la reacción ha de ser espontánea.

Si el voltaje es negativo (-), la reacción inversa será la espontánea.

Ej.: Prediga si la reacción de la siguiente celda en condiciones estándar, tal como está

escrita, es espontánea.

Mg(s) │Eo Mg+2 (1 M) │Ej1│Ej2 Ag+ (1M) │Er Ag(s)

Oxidación (ánodo): Mg(s) Mg+2 + 2e- Eº = +2.37

Reducción (cátodo): 2Ag+ + 2e- 2Ag(s) Eº = +0.80

Mg(s) + 2Ag+ Mg+2 + 2Ag(s) Eº = +2.37

Como el potencial de celda es positivo (+),

la reacción tal cual como está escrita es espontánea.

Efecto de la concentración (o presiones parciales) sobre los potenciales de electrodos:

Las desviaciones de la concentración con respecto a 1 M o de las presiones parciales con

respecto a 1 atm ocasionan que los potenciales correspondientes se desvíen de los

potenciales estándar. La Ecuación de Nernst se emplea para calcular los potenciales de

electrodos o de celda para concentraciones o presiones parciales distintas a los valores

del estado estándar.

Qn

vEE ln

.059200

donde:

E: potencial en condiciones no estándar

Eº: potencial en condiciones estándar

n: número de moles de electrones que se transfieren en la reacción

Q: cociente de reacción

Ej.: Prediga si la siguiente reacción procederá espontáneamente a 25º C, tal como está

escrita dado que [Co+2]=0.15M y [Fe+2]=0.68M

Co(s) + Fe+2(ac) Co+2

(ac) + Fe(s)

Oxidación (ánodo): Co(s) Co+2 + 2e- Eº = +0.28

Reducción (cátodo): Fe+2 + 2e- Fe(s) Eº = -0.44

Eº = -0.16

2

20 05920

Fe

Co

n

vEE ln

.

E = -0.16 v – 0.0257 v ln 0.15

2 0.68

E = - 0.16 v + 0.019 v = - 0.14 v

Dado que E es negativo (-), la reacción no es espontánea en la dirección descrita.

Las reacciones de reducción-oxidación (también conocidas como reacciones redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma oxidada y una forma reducida respectivamente).

Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte:

El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir; oxidándose.

El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir; reducido.

Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.

EJEMPLOS

1.-Determine el número de oxidación del N en el HNO2

+1 +X -2

H N O2

+1 +X -4 = 0

X= 4 – 1= +3

2.- Determinar el número de oxidación del Cr en K2Cr2SO4

+1 X -2

K2Cr2SO4

+2 +2X -14 =14

2X = 14 – 2 = +12

X= 12 = +6

2

3.- Balancear la siguiente ecuación por medio del método de número de oxidación:

HNO3 + S H2SO4 + NO

1º paso: Se colocan los números de oxidación a cada uno de los elementos en la ecuación:

+1 +5 -2 0 +1 +6 -2 +2 -2

HNO3 + S H2SO4 + NO

2º paso: Se determina el elemento que se oxida y cuál se reduce:

+1 +5 -2 0 +1 +6 -2 +2 -2

HNO3 + S H2SO4 + NO

Se Oxida 6e-

Se Reduce +3e-

3º paso: Se escriben las semirreacciones:

+5 +3e- +2

N N Reducción

0 +6e- +6

S S Oxidación

4º paso: se igualan el número de electrones ganados por el agente oxidante con los perdidos por

agentes reductores:

+5 +3e- +2

N N X 6

0 +6e- +6

S S X 3

Resolviendo nos queda:

+5 0 +6 +2

6N + 3 S 3S + 6N

5º paso: Se colocan los números enteros obtenidos y se balancean todos los elementos.

Nota: Si no queda ajustada, se balancea la ecuación por tanteo.

6HNO3 +3S 3H2SO4 + 6NO

6.- Balancear la siguiente ecuación por el método de Ion – electrón:

C + NO-3 CO2 + NO2 (medio ácido)

1º paso: Se establecen las ecuaciones iónicas parciales:

0 +4

C O2

+5 +4

NO3 NO2

2º paso: Se igualan las ecuaciones en cuanto a átomo y cargas.

Agente Oxidante: +1e- NO-3 + 2H+ NO2 + 4H + 4 e-

Agente reductor: C + 2H2O CO2 + 4H+ + 4e-

3º paso : Se igualan los electrones ganados por el agente oxidante con los electrones cedidos por

el agente reductor y se suman miembro a miembro las ecuaciones:

4 x (NO-3 + 1 e- + 2H+ NO2 + H2O)

+4 +2

4 NO-3 + 4 e- + 8H+ 4NO2 + 4H2O

1x ( C + 2H2O CO2 + 4H+ + 4e-)

C + 2H2O CO2 + 4H+ + 4e-

4º paso: Se igualan algebraicamente las semirreaciones y nos queda:

4 NO-3 + C + 4H+ 4NO2 + CO2 + 2H2O

EJERCICIOS PROPUESTOS

1.- Balancear la siguiente ecuación por el método de número de oxidación:

NaCLO + AgNO3 NaNO3 + AgClO3 + AgCl

2.- Balancear la siguiente ecuación por el método de Ion – electrón:

MnO-4 + SnO2

= MnO2 + SnO3= (Medio básico)

3.- Balancear la siguiente ecuación por el método de Ion – electrón:

P + NO3- PO4

= + NO (Medio ácido)

Ejercicios propuestos:

1. Para las reacciones redox completas que se muestran a continuación, escriba las

semirreacciones, e identifique los agentes oxidantes y reductores:

a) 4Fe + 3O2 2Fe2O3

b) Cl2 + 2NaBr 2NaCl + Br2

c) Si + 2F2 SiF4

d) H2 + Cl2 2HCl

2. Indique el número de oxidación del fósforo en cada uno de los siguientes ácidos:

a) HPO3 b) H3PO2 c) H3PO3 d) H3PO4 e) H4P2O7 f) H5P3O10

3. Balancee las siguientes ecuaciones redox por el método del ión electrón

a) Mn+2 + H2O2 MnO2 + H2O (en solución básica)

b) Bi(OH)3 + SnO2-2 SnO3

-2 + Bi (en solución básica)

c) Cr2O7-2 + C2O4

-2 Cr+3 + CO2 (en solución ácida)

d) ClO3- + Cl- Cl2 + ClO2 (en solución ácida)

4. Calcule el potencial de una celda que utiliza las reacciones de semicelda Ag/Ag+ y

Al/Al+3. Escriba la ecuación de la reacción de la celda que se lleva a cabo en

condiciones de estado estándar.

5. ¿Cuál de los siguientes reactivos es capaz de oxidar el H2O a O2 (g) en condiciones

de estado estándar? H+(ac), Cl-(ac), Cl2(g), Cu+2

(ac), Pb+2(ac), MnO4

-(ac) (an medio

ácido).

6. Prediga si las siguientes reacciones sucederán espontáneamente en disolución

acuosa a 25º C. Suponga que la concentración inicial de todas las especies

disueltas es 1M:

a) Ca(s) + Cd+2(ac) Ca+2

(ac) + Cd(s)

b) 2Br-(ac) + Sn+2

(ac) Br2(l) + Sn(s)

c) 2Ag(s) + Ni+2(ac) Ag+

(ac) + Ni(s)

d) Cu+(ac) + Fe+3

(ac) Cu+2(ac) + Fe+2

(ac)

7. ¿Cúal especie de cada uno de los siguientes pares es mejor agente reductor en

condiciones estándar? a) Br2 u Au+3 b) H2 o Ag+ c) Cd+2 o Cr+3 d) O2 en medio

ácido u O2 en medio básico.

8. Calcule el Eº y el E de las siguientes reacciones de celda:

a) Mg(s) + Sn+2(ac) Mg+2

(ac) + Sn(s)

si [Mg+2]=0.045M y [Sn+2]=0.035M

b) 3Zn(s) + 2Cr+3(ac) 3Zn+2

(ac) + 2Cr(s)

si [Cr+3]=0.010M y [Zn+2]=0.0085M

9. ¿Cual es el potencial de una celda formada por las semiceldas Pb+2/Ag y Pt/H+/H2

si [Pb+2]=0.10M, [H+]=0.050M y PH2=1.0 atm?

10. ¿Puede cromarse un metal a partir de una solución ácida que contenga CrO3?

11. Escribir una ecuación para el proceso de galvanización

12. ¿Cuántos gramos de cromo se obtendrán por 20500 c en el proceso de la

pregunta 10?