Resumen Marzo 2015

•Programación

•Ajuste de Reacciones por el método del ion-electrón

•Valoraciones redox

•Pilas

•Predecir reacciones redox espontáneas y/o justificar las observaciones del laboratorio

•Electrolisis

Reacciones de transferencias de

electrones

5. Ajustar reacciones de oxidación-reducción y aplicarlas a problemas estequiométricos. Saber el significado de potencial estándar de reducción de un par redox, predecir, de forma cualitativa, el posible proceso entre dos pares redox y conocer algunas de sus aplicaciones como la prevención de la corrosión, la fabricación de pilas y la electrólisis.

• Se trata de saber si, a partir del concepto de número de oxidación, reconocen este tipo de reacciones mediante el cambio en el número de oxidación, indicando el oxidante, el reductor, la especie que se oxida y la que se reduce,, las ajustan empleando semireacciones en medio ácido o básico, en forma molecular o iónica, con una sola especie que se oxide o reduzca entre los oxidantes (O2, Cl2, Cu2+, Ag+, NO3

–, CrO42–, Cr2O7

2–, MnO4–) y los reductores (C, S,

H2, Zn, Mg, Fe2+, Sn2+, Cu+,: NO2–, SO3

2–, C2O42–, CO, NO, SO2), y las aplican a la

resolución de problemas estequiométricos y al cálculo de cantidades de sustancias intervinientes en procesos electroquímicos (deposición de metales, electrolisis del agua o de sales fundidas).

• También si, empleando las tablas de los potenciales estándar de reducción de un par redox, predicen, de forma cualitativa, la posible evolución de estos procesos interpretando datos de potenciales redox y usándolos para predecir el sentido de reacciones en las intervengan, así como la estabilidad de unas especies químicas respecto a otras, comprobando experimentalmente el poder oxidante o reductor de unas especies frente a otras (

• metales frente a ácidos oxidantes o no oxidantes, Cu + HCl o HNO3

• metales frente a disoluciones de cationes metálicos). Cu + Zn SO4

• También se evaluará si conocen y valoran la importancia que, desde el punto de vista económico, tiene la prevención de la corrosión de metales y las soluciones a los problemas ambientales que el uso de las pilas genera

• Asimismo deberán describir los procesos electroquímicos básicos implicados en la fabricación de cinc o aluminio en el Principado de Asturias.

• Asimismo, debe valorarse si son capaces de describir los elementos e interpretar los procesos que ocurren en las CÉLULAS ELECTROQUÍMICAS Y EN LAS ELECTROLÍTICA, mediante experiencias tales como: la construcción de una pila Daniell, la realización de procesos electrolíticos como deposiciones de metales, la electrolisis del agua, etc.

• Oxidantes

O2, Cl2, Cu2+, Ag+, NO3–, CrO4

2–, Cr2O72–, MnO4

–

Se reducen O2/H2O

Cl2 / Cl-

Cu2+/ Cu

Ag+/Ag

NO3– / NO2 NO N2

CrO42– / Cr3+

Cr2O72– /Cr3+

MnO4– / Mn2+ MnO2

• Reductores

Se oxidan

C, S, H2, Zn, Mg, Fe2+, Sn2+, Cu+,: NO2–, SO3

2–, C2O42–, CO,

NO, SO2

Fe3+

Ajustar (método del ión-electrón)

• OXIDACIÓN Pérdida de electrones o aumento en el número de oxidación

Cu Cu2+ + 2e–

• REDUCCIÓN Ganancia de electrones o disminución en el número de oxidación

Ag+ + 1e– Ag

• Siempre que se produce una oxidación debe producirse simultáneamente una reducción.

Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

• Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:

+1 +7 –2 +1 +6 –2 +1 –1 +2 +6 –2 0 +1 +6 –2 +1 –2

KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

Moléculas o iones existentes en la disolución: – KMnO4 K+ + MnO4

–

– H2SO4 2 H+ + SO42–

– KI K+ +I–

– MnSO4 Mn2+ + SO42–

– K2SO4 2K+ + SO42–

– I2 y H2O están sin disociar.

Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

• Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que

existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos:

Oxidación: 2 I– I2 + 2e–

Reducción: MnO4– + 8 H+ + 5e– Mn2+ + 4 H2O

Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

• Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan:

Ox.: 5 x (2 I– I2 + 2e–)

Red.: 2 x (MnO4– + 8 H+ + 5e– Mn2+ + 4 H2O

Reacción global:

10 I– + 2 MnO4– 5 I2 + 2 Mn2+ + 8 H2O

+ 16 H+ + 10 e– + 10 e–

Ejemplo: Ajuste redox en medio ácido KMnO4 + H2SO4 + KI MnSO4 + I2 + K2SO4 + H2O

• Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox:

2 KMnO4 + 8 H2SO4 +10 KI 2 MnSO4 + 5 I2 + 6 K2SO4 + 8 H2O

La 6 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.

Ejemplo: Ajuste redox en medio básico (poco probable) Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O

• Primera: Identificar los átomos que cambian su E.O.:

+3 +6 –2 +1 +5 –2 +1–2 +1 +1 +6 –2 +1 –1 +1 +6 –2 +1 –2

Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O

Moléculas o iones existentes en la disolución:

– Cr2(SO4)3 2Cr3+ + 3 SO42–

– KClO3 K+ +ClO3

–

– KOH K+ + OH– – K2CrO4

2 K+ + CrO42–

– KCl K+ + Cl–

– K2SO4 2K+ + SO42–

– H2O está sin disociar.

• Segunda: Escribir semirreacciones con moléculas o iones que existan realmente en disolución ajustando el nº de átomos:

Oxidación: Cr3+ + 8 OH– CrO4

2– + 4 H2O + 3e–

Los 4 átomos de O que se precisan para formar el CrO4– provienen

de los OH– existentes en el medio básico. Se necesitan el doble pues la mitad de éstos van a parar al H2O junto con todos los átomos de H.

Cr3+ + 4 H2O CrO42– + 8 H+ + 3e–

Sumamos 8 OH- a los dos miembros Cr3+ + 4 H2O + 8 OH- CrO4

2– + 8 H+ + 8 OH- 3e– Cr3+ + 8 OH– CrO4

2– + 4 H2O + 3e–

Se observa que sale lo mismo

Reducción:

ClO3– + 3 H2O + 6e– Cl– + 6 OH–

Se precisan tantas moléculas de H2O como átomos de O se pierdan. Así habrá el mismo nº de O e H.

• Tercera: Ajustar el nº de electrones de forma que al sumar las dos semirreacciones, éstos desaparezcan:

Ox.: 2 x (Cr3+ + 8 OH– CrO42– + 4 H2O + 3e–)

Red.: ClO3– + 3 H2O + 6e– Cl– + 6 OH–

Reacción global:

2 Cr3+ + 16 OH– + ClO3– 2 CrO4

2– + 8 H2O + 3 H2O + 6 e– + 6 e– + Cl– + 6 OH–

2 Cr3+ + 10 OH– + ClO3– 2 CrO4

2– + 5 H2O + Cl–

• Cuarta: Escribir la reacción química completa utilizando los coeficientes hallados y añadiendo las moléculas o iones que no intervienen directamente en la reacción redox:

1 Cr2(SO4)3 + 10 KOH + 1 KClO3

2 K2CrO4 + 5 H2O + 1 KCl + 3 K2SO4

La 3 moléculas de K2SO4 (sustancia que no interviene en la reacción redox) se obtienen por tanteo.

Cuando se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido clorhídrico

se obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II) y cloro molecular. a) Ajuste y complete la reacción b) Calcule el volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico. Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H= 1,0. R = 0,082 atm L K-1 mol-1.

a) Oxidación: (2 Cl– – 2 e– Cl2)·5

Reducción: (MnO4– + 8 H+ + 5 e– Mn2+ + 4 H2O)·2

R. global: 2 MnO4– + 16 H+ + 10 Cl– 2 Mn2+ + 5 Cl2

2 KMnO4 + 16 HCl 2 MnCl2 + 8 H2O + 5 Cl2 +2 KCl

100 g de KMnO4 .(1 mol/158 g de KMnO4) . (5 moles de Cl2/2 moles de

KMnO4).(22,4 l de Cl2 en C.N./1 mol de Cl2 = 35,44 L

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VALORACIÓN REDOX

• Es similar a la valoración ácido base.

• Hay que determinar el número de moles de especie oxidante y reductora que reaccionan entre sí para lo que hay que tener ajustada la ecuación redox correspondiente.

• El nº de moles de e que pierde el oxidante es igual a los que gana el reductor.

• Si “a” es el nº de e que captura el oxidante y “b” los que pierde el reductor, sabremos que “a” moles de reductor reaccionan con “b” moles de oxidante.

• Se necesita conocer qué especies químicas son los productos y no sólo los reactivos.

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Ejemplo: Se valoran 50 ml de una disolución de FeSO4 acidulada con H2SO4 con 30 ml de

KMnO4 0,25 M.¿Cuál será la concentración del FeSO4 si el MnO4– pasa a Mn2+?

• Red.: MnO4– + 8 H+ + 5e– Mn2+ + 4 H2O

• Oxid.: Fe2+ Fe3+ + 1e–

• Como el MnO4– precisa de 5e– para reducirse se multiplica por 5

la semirreacción de la oxidación

• V (KMnO4) x M (KMnO4) = nº moles de permanganato de potasio

que han reaccionado.

• Como cada mol de permanganato reacciona con 5 moles de ion

hierro (II) calculamos los moles de hierro que había en los 50 ml

de disolución

• (FeSO4) = 0,75 M

FeSO4

KMnO4+ H2O2+ H2SO4K2SO4+ MnSO4+ O2+ H2O

2. ( MnO4- + 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O)

5( H2O2 - 2 e- O2+ 2 H+

2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 K2SO4 + 2 MnSO4+ 5 O2 + 8 H2O

La redox tiene lugar en medio ácido, por lo que se debe

recordar el ácido sulfúrico que va en el erlenmeyer

Se lee en la bureta la cantidad de disolución de permanganato gastado y se calcula la concentración del agua oxigenada

1. Ajuste la reacción que tiene lugar en el proceso

2. Determinar la concentración de la disolución inicial de agua oxigenada, expresándola como Molaridad.

3. ¿Cuál será la concentración del agua oxigenada inicial expresada en volúmenes?

4. ¿Qué indicador se utiliza en esta volumetría? Razone la respuesta

El agua oxigenada comercial es una disolución de agua oxigenada (H2O2) en agua destilada con una concentración variable: del 3 al 30%. Esta concentración se suele indicar en “volúmenes”, expresión que nos indica el volumen de oxígeno que puede desprender un volumen determinado de la disolución, así si un agua oxigenada es de 10 volúmenes quiere decir que 1litro de esa disolución tiene una cantidad de agua oxigenada tal que es capaz de desprender 10 litros de oxígeno, medidos en Condiciones Normales cuando se produce su descomposición según la reacción:

2 H2O22 H2O + O2

, donde 2 moles de agua oxigenada (34 gramos) desprenden 1mol de oxígeno gaseoso, el cual en condiciones normales ocupa 22,4 litros

La redox tiene lugar

en medio ácido, por

lo que se debe

recordar el ácido

sulfúrico que va en el

erlenmeyer

KMnO4+ H2O2+ H2SO4 K2SO4+ MnSO4+ O2+ H2O

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• Si se introduce una barra de Zn en una disolución de CuSO4 (Cu2+ + SO4

2–) se producirá espontáneamente la siguiente reacción:

Cu2+ (aq) + Zn (s) Cu (s) + Zn2+ (aq)

• El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+ se reduce (los gana). La barra de Zn se consume y el color azul de la disolución de CuSO4 desaparece.

• Si se introduce una barra de cobre en una disolución de ZnSO4 no se produce ninguna reacción

Reacciones rédox espontáneas.

importante

• Espontáneo Eºpila > 0

Cu2+ (aq) + Zn (s) Cu (s) + Zn2+ (aq)

• No espontáneo Eºpila 0

Cu (s) + Zn2+ (aq) Cu2+ (aq) + Zn (s)

• Imposible (los dos se reducen)

• Cu2+ (aq) + Zn2+ (aq) Cu (s) + Zn (s)

Pilas con hidrógeno

Razonar si será espontánea la siguiente reacción redox:

Cl2(g) + 2 I– (aq) 2Cl– (aq) + I2 (s)

• La reacción dada es la suma de las siguientes semirreacciones:

Reducción (cátodo): Cl2(g) + 2e– 2Cl–(aq)

Oxidación. (ánodo): 2 I–(aq) I2 (s) + 2e–

• Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que Epila > 0:

• Epila = Ecatodo – Eánodo = +1’36 V – 0’54 V = +0’72 V > 0

luego es espontánea (las moléculas de Cl2 tienen más tendencia a reducirse que las

de I2). (El cloro se reduce en presencia de iones ioduro)

Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NO3)2 y un electrodo

de Ag en una disolución 1 M de AgNO3 . ¿Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será el

voltaje de la pila correspondiente? (Dato potenciales de reducción)

• ¿Qué especie se reduce?

La que tenga mayor potencial de reducción. En este caso la Ag

(+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg.

• Red. (cátodo): Ag+(aq) + 1e– Ag(s)

• Oxid. (ánodo): Mg(s) Mg2+(aq) + 2e–

• Epila = Ecatodo – Eánodo = +0,80 V – (–2,37 V)

Epila = 3,17 V

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Reacción redox producida al sumergir una lámina de Zn en una disolución de CuSO4 de

color azul intenso. Al cabo de cierto tiempo, la disolución pierde su color azul y la parte

sumergida de la lámina adquiere un color cobrizo.

Oxidación: Zn (s) ⇒ Zn +2(aq) + 2e- ESPECIE REDUCTORA

Reducción: Cu+2(aq) +2e- ⇒ Cu(s) ESPECIE OXIDANTE

Cu2+ / Cu Cu2+ + 2 e– Cu 0,34

Sistema Semirreacción E° (V)

Zn2+ / Zn Zn2++ 2 e– Zn –0,76

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Pilas voltaicas.

• Si hacemos que las reacciones de oxidación y reducción se produzcan en recipientes separados, podremos hacer que los electrones se muevan por un circuito exterior y estaremos produciendo corriente eléctrica continua.

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¿Que pasa si introducimos Zn en CuSO4?

¿Que pasa si introducimos el Cu en ZnSO4?

PILAS

Redox espontánea ΔG < 0

ΔG= -n.F.Eº por lo que Eºpila > 0 para que sea espontánea

-Ánodo (oxidación) + cátodo (reducción)

Eº de referencia electrodo normal de hidrógeno (1 M, 1 atm, 25 ºC)

Se reduce la especie que tenga mayor potencial de reducción y se

oxida y por tanto se le cambia de signo al potencial de la especie

que se oxida.

Epila = Ecátodo – Eánodo

Ojo con esta expresión

La pila se representaría: Ánodo Puente salino Cátodo

Zn (s) ZnSO4 (aq) CuSO4 (aq) Cu (s)

Oxidación Zn (s) ⇒ Zn +2(aq) + 2e- Cu+2(aq) +2e- ⇒ Cu(s) Reducción

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Electrodo estándar de hidrógeno.

Cuando este electrodo se utiliza para formar una pila,

en la superficie del platino, se dan las siguientes

reacciones:

a) Cuando el electrodo actúa como polo negativo:

(ánodo-oxidación)

H2 2 H+ + 2 e- Eo = 0 V

b) Cuando el electrodo actúa como polo positivo:

(cátodo-reducción)

2 H+ + 2 e- H2 Eo = 0 V

Se denominan par oxidante - reductor conjugados a las especies oxidante y

reductor que se diferencien en “n” electrones

Cuanto más fuerte sea un oxidante, más débil es su reductor conjugado.

Las consecuencias que se pueden deducir son:

El mejor oxidante es……………….. y el peor es el ………….

En consecuencia, el reductor más débil es ………………… y el más fuerte el

……………………

Un valor elevado de potencial para la reacción Au3+ (aq) + 3e- Au (s) indica que el

oro (III) es un ……………………. y entonces el oro metálico, su ………………

conjugado, es muy ………….. y tiene ………….. tendencia a oxidarse a Au3+

El mejor oxidante es el flúor y el peor es el ión Li+. En consecuencia, el

reductor más débil es el ión F- y el más fuerte el litio metálico

Un valor elevado de potencial, por ejemplo, de indica que el oro (III) es un

agente oxidante fuerte:

Au3+ (aq) + 3e- Au (s)

y entonces el oro metálico, su reductor conjugado, es muy débil y tiene poca

tendencia a oxidarse a Au3+

º

Au3Au

E

Tubería protegida por un ánodo de Magnesio.

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• Las pilas producen una diferencia de potencial (Epila) que puede considerarse como la diferencia entre los potenciales de reducción de los dos electrodos que la conforman.

• Consideraremos que cada semireacción de reducción viene dada por un potencial de reducción. Como en el cátodo se produce la reducción, en todas las pilas Ecatodo > Eánodo.

• Cada pareja de sustancia oxidante-reductora tendrá una mayor o menor tendencia a estar en su forma oxidada o reducida.

• El que se encuentre en una u otra forma dependerá de la otra pareja de sustancia oxidante-reductora.

ánodocátodopila EEE

¿Qué especie se reducirá en cada caso?

La que tenga un mayor potencial de reducción.

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Potenciales de pila

E0pila= E0

(cátodo) - E0 (ánodo)

El valor de E0 no cambia cuando alguna de las semi-reacciones es

multiplicada por un número.

2 Fe+3 + 2e- 2 Fe+2 E0(cátodo)= 0.77 V

Cu(sólido) Cu+2(ac)

+ 2e- - E0 (ánodo)= - 0.34 V

Cu + 2 Fe+3

2 Fe+2 + Cu+

E0pila=E0

(cátodo)- E0 (ánodo)= 0.43 V

Dato: observar que se trata de potenciales

normales de reducción

Eº(V): Fe3+/Fe2+ = 0,77; Cu2+/Cu = 0,34.

Espontaneidad de las reacciones redox

• Los valores de los potenciales estándar de reducción permiten

predecir si una reacción redox es o no espontánea en un sentido

determinado

• ¿Reacciona un metal con la sal de otro metal?

• ¿Es capaz de desplazar un metal a otro de una de sus sales?

• ¿Reacciona un metal determinado con un ácido?

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Predecir o justificar reacciones redox:

Metal(sólido) + HCl → M+n disuelto+H2↑ Eº=?

Metal1 + sal metal 2→ salmetal1 + metal2 Eº=?

Las sales de Cu+2 son azules

Cu + HNO3→ Cu(NO3)2azul + NO o NO2 pardos + H2O

Eº(V): Mn2+/Mn = – 1,18; H+/H = 0; Cu2+/Cu = 0,34.

Predecir y justificar determinadas reacciones REDOX conociendo los

potenciales normales de reducción

Zn + CuSO4 ???

Cu + ZnSO4 ???

Cu + HCl ???

Zn+ HCl ???

Al + H Cl ???

¿Qué pasa si el ácido es el nítrico?

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¿cambios de color? ¿desprendimiento de gases? ¿sólidos se disuelven (no muy exacto

químicamente hablando)?

Conociendo la intensidad de la corriente y el tiempo podemos conocer la carga que circuló por el circuito

Electolisis • Producción de una reacción química de oxidacción-

reducción no espontánea mediante el uso de energía eléctrica (corriente electrica continua)

Electrolisis

• La electrolisis se utiliza industrialmente

para obtener metales a partir de sales de

dichos metales utilizando la electricidad

como fuente de energía.

• Se llama galvanoplastia al proceso de

recubrir un objeto metálico con una

capa fina de otro metal:

• Ejemplo: Zn2+ + 2 e– Zn (cincado)

(en este caso los electrones los

suministra la corriente eléctrica)

Electrodeposición de Ag.

Electrorrefinado del Cu.

NaCl fundido

CuSO4

disuelto en agua

Práctica de laboratorio https://sanitex.wikispaces.com/Leyes+de+Faraday

Electrólisis. Ecuación de Faraday.

Ag+ + 1 e- Ag Con 1 F se depositan 107,9 g de Ag

Cu+2 + 2 e- Cu Con 1 F se depositan 63,5/2 g de Cu

(O lo que es lo mismo con 2 F se depositan 63,5 g de Cu)

Al+3 + 3 e- Al Con 1 F se depositan 27/3 g de Al

(O lo que es lo mismo con 3 F se depositan 27 g de Al)

• Con un mol de electrones se puede reducir 1 mol de metal monovalente o ½mol de metal divalente, es decir, a una masa de (Mat/n), siendo n el nº de electrones ganados por la especie que estamos considerando (o perdidos si la especie se oxida).

Con 96500 C se depositan ( Mat/n) gramos

Con I.t C se depositarán m (g)

-( )

96500 º 96500

eq atM I t M I t

m gn e

Las masas atómicas son dato del problema

Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.

TIPOS DE ELECTRODOS

Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos células

electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio,

a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.

b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos:

Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq-1

Cu de g 5,53 =Cu mol 1

Cu de g 63.5

-e de mol 2

Cu mol 1

C 96.500

-e de mol 1C 16.800) s A.4200 (4

Al de g 1,57 =Al mol 1

Al de g 27

-e de mol 3

Al mol 1

C 96.500

-e de mol 1C 16.800) s A.4200 (4

a) Cu2+ + 2 e– Cu ; Al3+ + 3 e– Al

En el cátodo tiene lugar la reducción de los iones correspondientes a metal

Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos células

electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio,

a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.

b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos:

Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq-1

a) Cu2+ + 2 e– Cu ; Al3+ + 3 e– Al

b) Meq · I · t (63,5/2) g/eq·4 A· 4200 s m (Cu) = ————— = ——————————— = 5,53 g 96500 C/eq 96500 C/eq

Meq · I · t (27,0/3) g/eq·4 A· 4200 s m (Al) = ————— = ——————————— = 1,57 g 96500 C/eq 96500 C/eq

Utilizando la ecuación de Faraday

Intensidad de corriente (en

Amperios) y tiempo (segundos)

Carga en culombios

Nº de moles de

electrones

Moles de sustancia

reducida u oxidada

Masa de sustancia

reducida u oxidada

Dado que el cloro es un gas podría

preguntar el volumen en

determinadas condiciones de P y T

Vamos a realizar una electrolisis de dos electrodos de cobre (los cuales debemos pesar antes) en una disolución de Sulfato de cobre, con una fuente de alimentación sabremos que uno sera un cátodo y otro un ánodo. En el ánodo ocurrirá la siguiente reacción (pueden formarse burbujas debido a la descarga de oxigeno del proceso, pero no afecta)

Reacción cátodo: (Al depositarse el cobre)

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1 mol de electrones= 96.500 C= 1 Faraday

Ejemplo: Se realiza la electrólisis de un disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la cantidad de hierro depositado en el cátodo.

• El tricloruro en disolución estará disociado:

FeCl3 3 Cl– + Fe3+

• La reducción será: Fe3+ + 3 e– Fe

m (g) = 20,82 g

1º Calculo la carga en culombios a partir de la intensidad en Amperios y del tiempo en segundos.

2º Paso esa carga eléctrica a moles de electrones teniendo en cuenta la equivalencia del Faraday.

3º Tengo en cuenta que por cada 3 moles de electrones se deposita 1 mol de hierro.

4º calculo la masa que corresponde a esos moles de hierro

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Se realiza la electrólisis de un disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la cantidad de hierro depositado en el cátodo.

• El tricloruro en disolución estará disociado: FeCl3 3 Cl– + Fe3+

• La reducción será: Fe3+ + 3 e– Fe Meq x I x t (55,8/3) g/eq x 10 A x 3 x 3600 s

m (g) = ————— = ————————————— 96500 C/eq 96500 C/eq

m (g) = 20,82 g

Con 96500 C se depositan ( Mat/n) gramos

Con I.t C se depositarán m (g)

Con 3.96500 C se depositan ( 55,8) gramos de Fe

Con (10A.3.3600 s) C se depositarán m (g)

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Electrólisis. Ecuación de Faraday.

Con 96500 C se depositan ( Mat/n) gramos

Con I.t C se depositarán m (g)

-( )

96500 º 96500

eq atM I t M I t

m gn e