I. OBJETIVO
El objeto de la electroquímica es estudiar las reacciones químicas producidos por efecto de la corriente eléctrica (electrólisis). Y la producción de energía eléctrica mediante transformaciones químicas llamadas comúnmente galvánicas o pilas.
II. ELECTRÓLISIS
Es la descomposición de los electrólitos por acción de la corriente eléctrica, proceso que consiste en la deposición o liberación de materia en los electrodos.
ELEMENTOS EN LA ELECTRÓLISIS
Los elementos necesarios en la electrólisis son los siguientes:
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1. Fuente Eléctrica
Son dispositivos que generan corriente eléctrica continua, que usualmente proviene de la transformación ce corriente alterna de 220V o 110V rectificándolo a 6,12V en corriente continua.
2. Celdas Electrolíticas
Es el recipiente que contiene al electrólito y es en donde se produce la electrólisis.
Las cubas electrólíticas varían mucho con la naturaleza de los electrólitos y de la temperatura empleada. Para su construcción debe resistir al ataque de las
soluciones ácidas o alcalis.
Generalmente son de acero revestido por P.V.C.
3. Electrolito
Son sustancias químicas que en disolución o fundidas se disocian en iones. Dependiendo la cantidad de iones de su concentración y de la temperatura. Por la naturaleza química del soluto existen electrólitos fuertes y débiles.
Electrólito Débil
Son aquellas sustancias químicas en donde la disociación no es completa. Estableciendo un equilibrio entre los moles no disociados y los iones.
Ejemplos de Electrólitos son: los Acidos, Bases, Débiles, Sales de Estructura Covalente, el Agua.
Electrólito Fuerte
Son sustancias químicas que se disocian por completo en iones por ejemplo. Las Sales Ionicas, Acidos y Bases Fuertes.
4. Electrodos
Los electrodos son conductores metálicos que están en contacto con la fuente eléctrica e inmersos en el electrólito, los electrodos pueden ser:
Electrodo Inerte:
Un electrodo es inerte cuando su única función es conducir la corriente eléctrica.
Electrodo Soluble o Reactivo
Estos electrodos además de conducir la corriente eléctrica participan en el proceso. Generalmente sufren una oxidación.
* Por su carga eléctrica los electrodos son:
ELEMENTOS DE CALEFACCIÓN
La mayoría de las celdas electrolíticas necesitan una ligera calefacción, debido a la elevada concentración necesitan un calentamiento para aumentar la conductibilidad y la solubilidad, de los electrólitos. La calefacción de los baños generalmente se realiza mediante calentadores eléctricos por inmersión que constan esencialmente de una resistencia electriza aislada, introducida dentro de un tubo de acero revestido con material antióxidante.
EN EL ANODO
Los iones negativos o aniones se dirigen al polo positivo o ánodo, al que ceden los electrones generándose una semireacción de oxidación.
En la figura se ilustra el proceso:
Reacción Catódica: m(An+ + ne-A)
Reacción anódica: n(Am- + me- B)
Reacción: mn+A + nBm- mA+nB
LEYES DE FARADAY
Cuando se hace pasar corriente eléctrica a través de una solución electrolítica se produce un desplazamiento de materia hacia los electrodos una deposición o desprendimiento progresivo de parte de la sustancia que forma el electrólito. Las leyes de Faraday suministra la herramienta matemática para estudiar cuantitativamente los fenómenos.
PRIMERA LEY
La masa depositada o liberada de una sustancia en un electrólito es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por la solución.
m= K.q m = 1Eq-Eq.q
m: masa depositada o liberada (g)
q : carga eléctrica (c)
Eq-g: equivalente gramo de la sustancia depositada o liberada
EqEq: equivalente electroquímico
I: intensidad (A)
t : Tiempo (s)
SEGUNDA LEY
Cuando una misma intensidad de corriente fluye por dos o más celdas electrolíticas, la masa depositada o liberada es proporcional a su peso equivalente.
mA, mB, mC: masa depositadas o liberadas en los electrodos.
NUMERO DE FARADAY
Es la cantidad de electricidad necesaria para depositar o liberara equivalente gramo (Eq-g) de una sustancia química.
1F = 96490 96500 C
EQUIVALENTE GRAMO (EQ-G)
Un equivalente es la cantidad de sustancia que se deposita o libera en un electrodo debido al paso de 1 coulumb.
Eq . Eq(A) =
III. CELDAS GALVÁNICAS
Son dispositivos en que a partir de una reacción redóx, se obtiene energía eléctrica, proceso que consiste en la inversión de la electrólisis.
ESTRUCTURAS DE LAS CELDAS GALVÁNICAS
ÁNODO: n(A - m Am+)
CATODO: m(Bn+ + n B)
CELDA: nA + mBn+ nAm+ + mB
NOTACIÓN DE LAS CELDAS GALVÁNICAS
Para representar las pilas Galvánicas se utiliza la siguiente notación:
AAM+BN+B
AAM+: Anodo de la pila que se ubica a la izquierda en donde ocurre la oxidación.
: Separación de las hemiceldas (Puente salino)
BN+B: Cátodo que se ubica a la derecha en donde ocurre la reducción.
Puente Salino:
El puente salino es por lo general un tubo en U invertido lleno de una solución inerte de cloruro de Sodio o de Potasio.
El Puente Salino, es un conductor electrolítico que permite que cationes y aniones se muevan de una celda a otra para mantener la neutralidad eléctrica.
FUERZA ELECTROMOTRIZ NORMAL DE UNA CELDA GALVÁNICA (f.e.m.)
En una celda galvánica el ánodo presenta al electrodo de mayor potencial normal de la celda, constituida por cualquier par de electrodos se desarrolla las semireacciones en cada electrodo y se suman los de oxidación con los signos adecuados:
EºCELDA = EºOPXIDACIÓN + EºREDUCCIÓN
EºCELDA = EºANODO + EºCATODO
EºCELDA = EºOPXIDACIÓN + EºOXIDACIÓN
ECUACIÓN DE NERNST
A fines del siglo XIX H.W. Nernst un químico alemán encontró que el potencial de una celda no sólo está en función del electrodo y del electrólito, sino también de su concentración y temperatura para obtener el voltaje de una celda galvánica en condiciones diferentes a las normales, se utilizará la ecuación de Nernst.
Donde:
E : Potencial o Voltaje de la Celda (f.e.m.)
Eº : Potencial normal del par dado.
R: Constante universal de los gases 8,313 J/mol-g
T: Temperatura absoluta ºK
F: Número de Faraday 96500 C/Eq-g
n: Número de electrones que se pierde o gana
Ln: Logaritmo Neperiano.
Sustituyendo los valores numéricos de las constantes y pasando de logaritmos naturales a decimales, obtendremos:
Si además se introduce la temperatura normal de 25ºC la ecuación de Nernst queda de la siguiente forma:
CELDA DE CONCENTRACIÓN
Una celda de concentración son aquellas que generan corriente eléctrica a causa de la diferencia de concentraciones del electrólito en ambas Hemiceldas. El voltaje de esta celda se puede calcular por la ecuación de Nernst.
Zn(s) Zn2+ (0,1M Zn2+ (1M)Znº(s)
Zn2+ (0,01M)Zn2+ (1MZn
Ecuación de Nernst
PILAS
En un sistema que permite obtener corriente eléctrica a partir de una reacción redox.
CLASES DE PILAS:
PILAS PRIMARIAS O VOLTAICAS
Son aquellas que tienen un duración limitación; estas tienen duración hasta que se agoten los iones de la solución o uno de los electrodos.
PILA SECA;
Tienen en la parte intermedia una barra de grafito (c) cubierta por una mezcla acuosa de cloruro de armonio, dióxido de manganeso y carbón. La oxidación ocurre en la envoltura de cine (Zn) (Anodo) y la reducción ocurre sobre el grafito (Cátodo).
OXIDACIÓN: Zn Zn+++ 2
REDUCCIÓN: 2 + 2NH4+ 2MnO2 2HMnO2 + 2NH3
POR CADA Eq-g de Zn se consume 1 mol de MnO2
PILAS SECUNDARIAS O ACUMULADORES
Son aquellas que se pueden cargar (suministrar energía) y así producir una reacción química, formándose nuevas sustancias; después estas reaccionarán entre sí generando electricidad.
Ejm: Batería
En la descarga, la oxidación ocurre en el ánodo:
Pb Pb+2 + 2
Y la reducción en el cátodo
Pb+4O2 + 2 Pb+2
La reacción total es:
2H2SO4+Pb+4O2+PbO2Pb+2SO4+2H2O
en el ánodo
en el cátodo
Descarga
Carga
POTENCIALES ELECTROQUÍMICOS NORMALES
CONCENTRACIONES IÓNICAS 1M EN AGUA A 25ºC
Nº
SEMI
REACCIÓN POTENCIAL (V)
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20 Li
K
Ca
Na
Al
Zn
Cr
Fe
Cd
Ni
Sn
Pb
H2O
Cu
Fe2+
Ag
2Br
2Cl
Au
2F Li + 1
K++ 1
Ca²++ 2
Na+ + 3
Al3+ + 3
Zn2+ + 2
Cr3++3
Fe2+ + 2
Cd2++ 2
Ni2++ 2
Sn2++2
Pb4+ + 4
2H+ 2
Cu²+ + 2
Fe3+ + 1
Ag+ + 1
Br2º + 2
Cl2º + 2
Au3++ 3
F2 + 2
+3.02
+2.925
+2.87
+2.714
+1.66
+0.76
+0.74
+0.44
+0.40
+0.25
+0.14
+0.13
0
-0.34
-0.771
-0.799
-1.065
-1.359
-1.5
-2.87
PROBLEMAS RESUELTOS Y PROPUESTOS
1. ¿Qué intensidad de corriente (amperios) necesitamos para depositar 90g de aluminio en 5 horas?
(P.A. Al = 27)
a) 27,0 b) 36,4 c) 48,7
d) 53,6 e) 60,8
Resolución
Aplicamos la 1º ley de Farada
Luego:
Reemplazando:
I =
I = 53,6 Rpta. d
2. Si en el cátodo de una celda que contiene CuCl2 se han depositado 6,35g de metal durante 1930 segundos ¿Qué corriente se utilizó en amperios?
(P.A. Cu = 63,5 Cl = 35,5)
a) 50A b) 5A c) 25A
d) 2,5A e) 10A
Resolución
Reacción Catódica:
CuCl2 Cu²+ + 2Cl-
Eq–g(Cu) =
Eq – g(Cu) = Equivalente gramo del cobre.
Aplicamos:
I =
Reemplazamos:
I =
I = 10A Rpta. e
3. Determinar el potencial de la siguiente pila: Mg/Mg²+, 1M//Ag+, 1M//Ag
(EºMg/Mg2+ = 2,34V; EºAg/Ag+ = -0,80V)
a) +1,54V b) +3,14V
c) +3,94V d) 0,74V e) 0,37V
Resolución
Aplicamos celdas galvánicas:
Mg/Mg²+, 1M//Ag+, 1M//Ag
Luego: Ordenando las Semiceldas
Mgº - 2 Mg2+ Eº = + 2,34V
2Ag+ + 2 2Agº Eº = + 0,80V
(Se ha invertido la semireacción y se cambia el signo (-) por (+) en el potencial)
Finalmente:
EºCELDA = EºOXID + Eº RED.
Reemplazamos:
EºCELDA = 2,34V + 0,80V
EºCELDA = + 3,14V
Rpta. b
4. ¿Cuántos gramos de cobre metálico se puede formar al pasar una corriente de 9,65 amperios a través de una solución de CuSO4 durante 1 hora
(P.A. Cu = 63,5)?
a) 2,0g b) 0,968g
c) 11,43g d) 20,0g
e) 11,43g
5. Las celdas electrolíticas están conectadas en serie, una de ellas contiene una solución de CuSO4 y la otra AgNO3 ¿Cuántos gramos de plata se depositan en el mismo tiempo que se deposita 6,35g de cobre?
(P.A. Ag = 108 Cu = 63,5)
a) 12g b) 10,6g
c) 18,6g d) 21,6g e) 30g
6. Encontrar el f.e.m. para la reacción de la siguiente pila:
2Ag+ + Znº + Zn++ + 2Agº
Znº/Zn++ Eº = 0,76V
Agº/Ag+ Eº = -0,80V
a) 0,80V b) 0,76V
c) 1,56V d) –0,80V
e) -1,56V
7. Se considera una celda galvánica formada por una lámina de zinc sumergida en una solución de ZnSO4 de 1M y una lámina de plata sumergida en una solución de AgNO3 1M. El cable conductor y el puente salino completando el circuito. Indicar la proposición incorrecta.
Datos:
Znº Zn+2 Eº : 0.76v
Ag+ Agº Eº : 0,8v
a) El potencial de la celda es el 1,56v
b) El electrodo de Zn es el ánodo
c) En el lado de electrodo de plata se produce la oxidación.
d) El cátodo incrementa su masa y el ánodo disminuye.
e) Los electrodos fluyen del electrodo de Zn al electrodo de plata.
9. ¿Cuál es el potencial normal de la reacción?
Zn(s) + Cl2(g) Zn2+ + 2Cl-
Zn/Zn2+ Eº = 0,76v Cl-/Cl2 Eº = -1,36v
a) 2,12 b) 1,36 c) 0,6
d) 0,7 e) 0,4
10. Según la tabla de potenciales es estándar
Fe3+ Fe2+ Eº : 0,71v
F2 F- Eº : 2,85v
¿Cuál de las afirmaciones es correcta?
a) El ion F- es un agente más oxidante que el ión Fe3+
b) El F2 es un agente reductor
c) El ión Fe2+ es un agente más oxidante que el ión F-
d) El ión F- es un agente más oxidante que el ión Fe2+
e) El ión Fe3+ es un agente oxidante más energético que el F2
11. Una solución acuosa de sal de platino se electroliza pasando una corriente de 2,50 amperios durante 2 horas, produciéndose 9,12 gramos de Pt metálico en el cátodo. ¿Cuál será la carga de los iones platino en dicha solución?
PA(pt) = 195 u.m.a.
a) +1 b) +2 c) +3
d) +4 e) +5
12. Indique la veracidad (V) o falsedad (F) de las siguientes proposiciones respecto a la electrólisis:
I. Es una transformación química no espontánea.
II. En un electrodo ocurre un proceso de reducción u oxidación.
III. El proceso a nivel industrial puede utilizar corriente eléctrica continua o alterna.
IV. En un proceso electrolítico, todas las especies químicas del electrolito siempre se transforman.
a) VVFV b) FVFV c) FFFV
d) VVFF e) VVVV
13. Sobre electrolisis
I. El electrodo positivo es aquel en donde ocurre la oxidación.
II. El electrodo negativo se llama ánodo, en el ocurre la oxidación.
III. El conductor externo permite la unión del cátodo y del ánodo, a través de el fluyen los electrones.
IV. Si el proceso se usa para un electroplateado, el objeto a recubrir se debe colocar en el cátodo
Es(son) correcto(s)
a) Todos b) I - II
c) II - III d) I - II - IV
e) I - III - IV
14. Calcule el valor de la intensidad de corriente que se requiere para reducir todos los iones plata contenidos en 2,6 L de AgNO3 2,5M si el proceso debe durar un día.
a)2,4 A b)3,6 A c)8,2A
d) 10,8 A e) 7,26 A