electroquimica uni

ELECTROQUMICA

Qumica 2 bachillerato electroqumica

ELECTROQUMICA1.- Fuerza de los sistemas redox. Potencial normal de electrodo.

2.- Serie electroqumica

3.- Aplicaciones de la serie de potenciales.

4.- Pilas voltaicas o galvnicas.

5.- Fuerza electromotriz de una pila.

6.- Electrlisis. Aplicaciones.

7.- Leyes de Faraday.

1.- FUERZA DE LOS SISTEMAS REDOX. POTENCIAL NORMAL DE ELECTRODO

* La fortaleza de un oxidante o de un reductor viene dada por la tendencia a ganar o a perder electrones.

Los metales alcalinos son buenos reductores, ya que su capa de valencia es ns1 y por tanto tienen tendencia a perder 1 electrn. Ejemplo: Na Na+ + 1 e-.

Los halgenos son buenos oxidantes, ya que tienen 7 electrones en la capa de valencia y tienen tendencia a ganar un electrn para completarla. Ejemplo: F + 1 e- F-Los compuestos o iones complejos, dependen del ndice de oxidacin del tomo central, y as los de I.O. elevado tienen gran poder oxidante y los de I.O. bajo tienen gran poder reductor.

La fuerza absoluta no puede conocerse ya que para que una sustancia gane electrones tiene que haber otra que los pierda y viceversa, por tanto, el carcter oxidante y reductor es relativo, depende de la sustancia con que se enfrente.

De forma general, una reaccin redox se puede poner como:

( oxidante )1 + ( reductor )2 ( reductor )1 + ( oxidante )2Si el (oxidante)1 es ms fuerte que el (oxidante)2, la reaccin estar desplazada hacia la derecha, lo cual viene indicado por el valor de G o de K; sin embargo, en las reacciones redox el desplazamiento de la reaccin no se mide por G o por K, sino por el llamado potencial del par redox o de electrodo (E).

Se llama electrodo a todo dispositivo o sistema fsico donde puede tener lugar una oxidacin o una reduccin.

Para medir los potenciales de electrodo es necesario tomar un electrodo de referencia o patrn, al que se le asigna un valor del potencial 0 (E = 0). Dicho electrodo es el electrodo normal de hidrgeno, que consta de una lmina de platino, que hace de electrodo inerte, introducida en un tubo de vidrio abierto por la parte superior, por donde se inyecta H2 a la presin de 1 atm y todo ello sumergido en una disolucin 1 M de H3O+ (H+), es decir de pH = 0, a 25C.

Electrodo normal de hidrgeno Dispositivo para medir el E del par Cu2+/Cu

Para medir el potencial de un par cualquiera, como el E Cu2+/Cu, se conecta este electrodo, que est formado por una barra de cobre metlico sumergida en una disolucin que contiene Cu2+, mediante hilos conductores al electrodo de hidrgeno. El galvanmetro (voltmetro) mide la d.d.p. entre los electrodos, pero como al electrodo del hidrgeno por convenio se le asigna un E = 0, dicha medida se toma como potencial del par Cu2+/Cu, y adems se le pone un signo + o , dependiendo del proceso que tenga lugar en el electrodo

El criterio de signos que se sigue, es:

+ , si la sustancia se reduce , y por tanto el hidrgeno se oxida: H2 2 H+ + 2 e- , si la sustancia se oxida, y por tanto el hidrgeno se reduce: 2 H+ + 2 e- H2Con este criterio de signos, los potenciales reciben el nombre de potenciales de reduccin, ya que indican la tendencia de una sustancia a reducirse, y en la notacin abreviada del potencial se pone en primer lugar la forma oxidada y a continuacin la forma reducida, lo cual representa el proceso de reduccin: E Cu2+/Cu en vez de E Cu/Cu2+.

* Si el E de un par es +, indica que esa sustancia tiene ms tendencia a reducirse que el hidrgeno.

* Si el E de un par es , indica que esa sustancia tiene menos tendencia a reducirse que el hidrgeno.

Ejemplos:

1) Al conectar un electrodo de Zn al electrodo normal de hidrgeno, los procesos que tienen lugar son: Zn Zn2+ + 2 e- (oxidacin) y 2 H+ + 2 e- H2 (reduccin), por tanto, E Zn2+/Zn = - 0,76 volts, ya que el Zn2+ tiene menos tendencia a reducirse que el H+ y por eso se oxida.

2) E Cu2+/Cu = 0,34 volts. El signo + indica que el Cu2+ tiene ms tendencia a reducirse que el H+, y por tanto, los procesos que tienen lugar al conectar ambos electrodos son:

Cu2+ + 2 e- Cu (reduccin) y H2 2 H+ + 2 e- (oxidacin).

2.- SERIE ELECTROQUMICA DE POTENCIALES

El valor del potencial de un par redox depende de las condiciones en las que se encuentre.

Si las condiciones son las normales o estndar ( 25C, 1 atm y [iones] = 1 M ), los potenciales se llaman normales o estndar y se designan con E, pero si las condiciones son otras distintas, se llaman potenciales actuales y se designan con E.

( Ecuacin de Nernst) ( no interesa en este curso)

Tabla de potenciales de reduccin estndarElectrodoE (voltios)ElectrodoE (voltios)

Li+/ Li- 3,04Cu2+/ Cu0,34

Cs+/ Cs- 3,02I2 / I-0,54

K+/ K- 2,92Fe3+/ Fe2+0,77

Ca2+/ Ca- 2,87Ag+/ Ag0,80

Na+/ Na- 2,71NO3-/ NO0,96

Al3+/ Al- 1,67Br2 / Br-1,09

H2O / H2 + OH-- 0,83IO3- / I21,20

Zn2+/ Zn- 0,76O2 / H2O + H+1,23

Fe2+/ Fe- 0,44Cr2O72- / Cr3+1,33

Ni2+/ Ni- 0,25Cl2 / Cl-1,36

Pb2+/ Pb- 0,13ClO- / Cl-1,46

H+/ H20MnO4- / Mn2+1,51

Cu2+/ Cu+0,15Au+/ Au1,68

SO42- / SO20,20F2 / F-2,85

El F2 es el mejor oxidante, ya que a mayor E mayor tendencia a reducirse y por tanto mayor poder oxidante.

El Li es el mejor reductor, porque su E es el ms bajo y por tanto frente a cualquier sustancia se oxidara.

Notas: Si una ecuacin se multiplica por un nmero n, el potencial del par no vara.

Si una ecuacin se invierte, el potencial del par cambia de signo. Li+ + 1 e- Li , E = - 3,04 volts , 2 Li+ + 2 e- 2 Li , E Li+/Li = - 3,04 volts

Li Li+ + 1 e- , E Li/Li+ = 3,04 volts3.- APLICACIONES DE LA SERIE DE POTENCIALES

La tabla o serie de potenciales (tensiones) es de gran utilidad, ya que permite determinar en que sentido transcurre una reaccin redox.

Ejemplo: La reaccin Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu, est desplazada hacia la derecha porque el E Cu2+/Cu (0,34 V) > E Zn2+/Zn ( - 0,76 V) y por tanto el Cu2+ tiene ms tendencia a reducirse que el Zn2+.

Veamos algunas aplicaciones prcticas:

1) Eleccin del reductor ms aconsejable en metalurgia:

Muchos metales no se encuentran libres en la Naturaleza y se obtienen en la industria a partir de sus compuestos (xidos:Men+ O2-), por reduccin con metal de potencial ms bajo

+ Me2 + Me2n+ ; As:

- Los metales de E + con cualquier metal de E -.

- Zn, Cr y Mn se obtienen por reduccin con Aluminio. ( Zn2+ + Al Zn + Al3+ )

- Fe y otros con el Carbono.

- Los metales ms activos (ms reductores) como el Li y el Cs, al no haber ningn metal ms reductor que ellos, no se pueden obtener de esta forma y hay que recurrir a la reduccin electroltica.

2) Ataque de los cidos a los metales:Los cidos como consecuencia de su disociacin: HA H+ + A- , pueden atacar a los metales de dos formas:

Como cido, debido a los H+ : Me + H+ Men+ + H2 Como oxidante, debido a los aniones: Me + A- Men+ + B-

Ejemplos:

a) El cido clorhdrico, HCl , slo puede atacar como cido y por tanto slo oxida a los metales de E - (Cs, Ca, Zn, etc.), pero no ataca a los metales de E + (Cu, Ag, Au, ), ya que estos tienen ms tendencia a reducirse que los H+.

H+ + Cs H2 + Cs+ ; 2 HCl + 2 Cs H2 + 2 CsCl

No puede atacar como oxidante porque los iones Cl- no son oxidantes, ya que el Cloro tiene el menor I.O. posible (-1).

b) El cido ntrico, HNO3, puede atacar como cido y como oxidante.

- Si est diluido ataca como cido y oxida a los metales de E - :

H+ + Zn H2 + Zn2+ ; 2 HNO3(dil.) + Zn Zn(NO3)2 + H2- Si est concentrado ataca como oxidante, debido a los iones NO3-, y oxida tanto a los metales de E - como a los metales de E + , pero < 0,96 volts (E NO3-/NO ), como el CuNO3- + Zn NO + Zn2+ ; 8 HNO3(conc.) + 3 Zn 3 Zn(NO3)2 + 2 NO + 4H2O

NO3- + Cu NO + Cu2+ ; 8 HNO3(conc.) + 3 Cu 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4H2O

Nota: los cidos sulfrico, ntrico, perclrico, etc. pueden reducirse a distintos productos dependiendo de las condiciones de reaccin, as por ejemplo el HNO3 se puede reducir a NO, NO2, N2 y NH4+.

Ejercicio resuelto: Consultando la tabla de potenciales, deduce cules de los siguientes metales Al, Ag, Au, Fe y Ni, reaccionan con los iones Cu2+ .

Los iones Cu2+ se tienen que reducir a Cu, mientras que los metales se tienen que oxidar a sus correspondientes iones: Cu2+ + 2 e- Cu , Me Me+n + ne-.

Para que esto ocurra, el E Cu2+/Cu ( 0,34 V) tiene que ser mayor que el del metal, por tanto, reaccionarn el Al (E = -1,67 V), el Fe (E = -0,44 V) y el N (E = -0,25 V ).

4.- PILAS VOLTAICAS , GALVNICAS, ELCTRICAS O ELECTROQIMICAS

Se llama pila o celda electroqumica a todo dispositivo que origina una corriente elctrica, debido al paso de electrones de un reductor a un oxidante a travs de un circuito externo.

PILA DANIELL:

Consta de dos electrodos, uno de cinc y otro de cobre, formados por sendas barras de Zn y de Cu, sumergidas en unas vasijas que contienen disoluciones acuosas de ZnSO4 y CuSO4, respectivamente, y conectadas entre s por un hilo conductor provisto de un galvanmetro (voltmetro).

Este dispositivo se completa con el llamado puente salino, formado por un tubo en forma de U invertida, con sus extremos tapados con lana de vidrio o algodn, y en cuyo interior hay una disolucin salina (KCl, NaCl, etc.). Sirve para dejar pasar de una vasija a otra los iones SO42-, Cl-, K+, Na+, etc., inertes al proceso redox, con el fin de que no haya acumulacin de cargas + o en las vasijas y as mantener la electroneutralidad en ellas.

Experimentalmente, por la indicacin del galvanmetro, se observa el paso de corriente elctrica desde la lmina de Zn a la de Cu, lo cul indica que en el electrodo de Zn tienen lugar la oxidacin: Zn Zn2+ + 2e- . Estos electrones pasan a travs del hilo conductor y de la barra de Cu a la disolucin de CuSO4, donde tiene lugar la reduccin: Cu2+ + 2e- Cu

En definitiva, ha tenido lugar la reaccin redox: Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu , transformndose energa qumica en energa elctrica.

Los electrodos se llaman: nodo ( - ) , tiene lugar la oxidacin (el par de menor E)

Ctodo (+) , tiene lugar la reduccin (el par de mayor E)

Nota recordatoria: (vocal-vocal, consonante-consonante)

Una pila se agota cuando se alcanza el equilibrio de la reaccin.

Para escribir la notacin abreviada de la pila, se pone el nodo a la izquierda y el ctodo a la derecha, indicando en ambos casos el proceso redox que tiene lugar y, separados por dos rayas que indican el puente salino:

Si para separar los electrodos, en vez del puente salino, se utiliza un tabique poroso:

PILA CON ELECTRODO DE GAS ( Ni -Cl2 ): Para el electrodo de Cl2(gas), se utiliza un electrodo inerte de platino (igual que el de H2)

Como E Ni2+/Ni = - 0,25 V y el E Cl2/Cl- = 1,36 V, se deduce que el electrodo de niquel es el nodo y el de cloro el ctodo.Ni Ni2+ + 2e-

Cl2 + 2e- 2 Cl-

Los electrodos inertes de platino tambin son necesarios cuando se trata de un proceso redox entre iones, por ejemplo, se puede construir la pila: Pt/ Cu+, Cu2+ // Fe3+, Fe2+/Pt

PILAS COMERCIALES:

PILA SECA:

El ctodo es una pasta humedecida formada por MnO2, ZnCl2, NH4Cl y polvo de carbn, con una barra de C (grafito) que hace de electrodo inerte, mientras que el nodo es el propio recipiente de la pila que es de cinc. En esta pila no hay disoluciones y, por ello, se le dio el nombre de pila seca. Las reacciones que tienen lugar en los electrodos son:

nodo (-): Zn Zn2+ + 2e-

Ctodo (+): 2 MnO2 + 2 H+ + 2 e- Mn2O3 + H2O

Los H+ proceden del NH4Cl NH3(g) + H+ + Cl-

La pila seca presenta algunos problemas de corrosin:El envase de cinc se deteriora progresivamente y se hincha debido a la acidez del NH4Cl y al NH3(g) que se va formando, lo que hace que la pila pueda descargarse aunque no se utilice. Tambin se produce: NH3 + Zn Zn(NH3)42+.

PILA ALCALINASon muy similares a la pila seca. El nodo es una barra de cinc y el ctodo es de MnO2, el recipiente es de acero y los electrodos est separados por un gel de KOH. Las pilas alcalinas son ms duraderas y pueden ser utilizadas en un rango de temperaturas ms amplio. Al igual que las pilas secas proporcionan una d.d.p. de 1,5 V.PILA DE MERCURIO El nodo es un recipiente de cinc con mercurio, y el ctodo es de acero en contacto con una pasta de HgO, KOH y Zn(OH)2. Su f.e.m. es de 1,35 V.HgO + H2O + 2 e- Hg + 2 OH-

Zn (Hg) + 2 OH- ZnO + H2O + 2 e-PILAS RECARGABLES La mayora de las pilas deben ser desechadas cuando se agotan. Sin embargo, hay dispositivos que pueden ser recargados repetidas veces por accin de la corriente elctrica y admiten un uso ms prolongado.

La pila nquel-cadmio suministra una d.d.p. de 1,2 V y la reaccin global que se produce es:

descarga

Cd(s) + Ni2O3 + 3 H2O Cd(OH)2 + 2 Ni(OH)2 carga

Las bateras de los coches estn formadas por electrodos de plomo en forma de parrilla, dispuestos en paralelo y sumergidos en disolucin de H2SO4 al 38%. Uno de ellos est recubierto de plomo esponjoso (nodo) y el otro de PbO2 (ctodo). Las reacciones que se producen son:

nodo (-): Pb + SO42- PbSO4 + 2e-

Ctodo (+): PbO2 + 4 H+ + SO42- + 2 e- PbSO4 + 2 H2O

descarga

Reaccin global: PbO2 + Pb + 2 H2SO4 2 PbSO4 + 2 H2O

carga

El sentido de la reaccin se invierte haciendo pasar la corriente elctrica.

El potencial de una pila sencilla de plomo es de 2 V y cuando se conectan varias en serie, formando una batera, se consiguen voltajes superiores. En los coches se conectan 6 y se alcanza un voltaje de 12 V.

PILA DE VOLTA

Volta, en el ao 1.800, construy la primera pila aunque no saba la razn del funcionamiento. Para ello coloc, formando una columna, varias docenas de discos de cobre (plata) alternados con otros discos semejantes de cinc (estao). Entre cada par de discos intercal un disco de papel o de otro material esponjoso, empapado con disolucin acuosa de sal comn (cloruro sdico). Al conectar la parte superior de la columna con la inferior, se produce la corriente elctrica.

5.- FUERZA ELECTROMOTRIZ DE UNA PILA

La diferencia de potencial entre los electrodos de una pila se llama fuerza electromotriz (f.e.m.) o potencial de la pila:

La f.e.m. de la pila, al igual que los E de electrodo, depende de:

Naturaleza de las sustancias

Concentraciones de las sustancias

Temperatura

Presin, en el caso de los gases

Si las condiciones son las normales, se llama f.e.m. normal o estndar, mientras que en otras condiciones se llama f.e.m. actual.

Ejemplo: En la pila Daniell, la reaccin global que tiene lugar es: Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

nodo: Zn Zn2+ + 2e-

Ctodo: Cu2+ + 2e- Cu ; E Zn2+/Zn = -0,76 V , E Cu2+/Cu = 0,34 V E pila = E Cu2+/Cu - E Zn2+/Zn = 0,34 (-0,76) = 1,1 volts Experimentalmente, para una reaccin redox cualquiera, se ha obtenido:

n = n de electrones intercambiados

Eo = potencial o f.e.m. normal de la reaccin

F = Faraday = 96.500 Culombios

De esta expresin se deduce que una reaccin redox es espontnea (G < 0 ), si E > 0 , es decir:

- Si la f.e.m. de una reaccin redox (pila) es + , la reaccin es espontnea.

- Si la f.e.m. de una reaccin redox (pila) es - , la reaccin espontnea es la inversa.

6.- ELECTRLISIS

Es la realizacin de una reaccin redox, que espontneamente no tendra lugar, mediante el paso de una corriente elctrica continua a travs de un electrlito.

Se lleva a cabo en la llamada cuba o clula electroltica, que es un recipiente provisto de dos electrodos inertes (barras conductoras de un metal cualquiera o de grafito) conectadas a un generador de corriente continua (pila o batera).

Ejemplo 1: Electrlisis del NaCl fundido

Al conectar los electrodos al generador, con la d.d.p. adecuada, se observa que en un electrodo se desprende cloro (g), mientras que en el otro se deposita sodio (l).

Esto se puede explicar porque el electrodo +, atrae hacia s los iones Cl-, los cuales ceden electrones al electrodo y se transforman en Cl2 (g), que asciende a la superficie en forma de burbujas:

2 Cl- Cl2 + 2 e- nodo (+) (oxidacin)

mientras que el electrodo , atrae a los Na+, que reciben electrones y forman Na(s) que se deposita en su superficie:

2 Na+ + 2 e- 2 Na Ctodo (-) (reduccin)

Nota: Los signos del nodo y del ctodo en las pilas y en las celdas electrolticas son contrarios.

La reaccin global que se ha producido es:

Sin embargo, por los valores de los potenciales, la reaccin espontnea es la inversa: Cl2 + 2 Na 2 Cl- + 2 Na+ , ya que E Cl2/Cl- ( 1,36 volts ) > E Na+/Na ( -2,71 volts ), y por tanto, el cloro tiene ms tendencia a reducirse que el sodio.

El E de la reaccin espontnea es: E = 1,36 ( -2,71 ) = 4,07 volts, mientras que el E de la reaccin inversa, que se produce en la electrlisis, es 4,07 volts, por consiguiente no es espontnea, y para que pueda tener lugar, la f.e.m. (voltaje) del generador tiene que ser mayor de 4,07 volts.

Ejemplo 2: Electrlisis del agua

El agua pura, al no contener suficiente cantidad de iones, no es buena conductora de la corriente. Pero al aadirle una pequea cantidad de H2SO4, sustancia disociada en sus iones, tiene lugar la reaccin:Ctodo (-): 4 H+ (ac) + 4e- 2 H2(g) , E1 = 0,00 V

nodo (+): 2 H2O(l) O2(g) + 4H+(ac) + 4 e- , E2 = -1,23 V

2 H2O (l) 2 H2(g) + O2(g) , E = -1,23 V

En el medio existen iones sulfato, SO42-, que podran oxidarse en lugar del agua. Sin embargo, requieren un potencial mucho mayor, de ah que se oxide antes el agua y, por tanto, no haya consumo de HSO4. Ejemplo 3: Electrlisis de una disolucin acuosa de NaCl

La electrlisis de disoluciones acuosas es ms difcil de explicar, porque adems de los iones del electrlito, est presente el agua, que tambin se puede descargar en vez de los iones del electrlito si para ello se requiere menor E, aunque tambin depende de factores cinticos.

En el ctodo adems del catin de la sal, puede ocurrir: 2 H2O (l) + 2 e- H2(g) + 2 OH-

En el nodo, adems del anin de la sal, puede ocurrir: 2 H2O (l) O2(g) + 4 H+ + 4 e-

En la electrlisis de la disolucin de NaCl:

nodo: 2 Cl- Cl2 + 2e-Ctodo: 2 H2O (l) + 2 e- H2(g) + 2 OH- en vez de Na+ + 1e- Na

Diferencias entre la electrlisis y las pilas: En las pilas la reaccin es espontnea y se transforma energa qumica en energa elctrica.

En la electrlisis la reaccin es forzada, tenindose que aportar energa elctrica para que se produzca.

Aplicaciones de la electrlisis

Obtencin de elementos muy activos (muy oxidantes o muy reductores) como el litio y el flor, para los que no hay reductores y oxidantes de tipo qumico.

Proteccin de un metal con una capa de otro metal ms resistente a los agentes externos de corrosin. En esto se basa el niquelado, el cromado, plateado, etc.

Purificacin de sustancias mediante el llamado refino electroltico.

Plateado de un tenedor Purificacin de cobre (refino electroltico)7.- LEYES DE FARADAY1) La cantidad (gramos) de sustancia depositada o liberada en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de corriente, es decir, a la carga ( q = I . t ) que pasa por la disolucin y al equivalente electroqumico de la sustancia.

siendo m = masa (gramos)

I = intensidad de corriente (Amperios)

t = tiempo (segundos)

Ee = equivalente electroqumico =

2) La cantidad de electricidad necesaria para depositar o liberar 1 eq-g de cualquier sustancia es 1 Faraday = 96.500 Culombios = carga de 1 mol de electrones.

1 F = 6,023 . 10 23 e- 1,6 . 10 19 C/e- = 96.500 C

Ejemplos:

a) Na+ + 1 e- Na ; para depositar 1 mol (1 eq-g) de Na se necesita 1 mol de e- (1 F)

b) Cu2+ + 2 e- Cu ; para depositar 1 mol (2 eq-g) de Cu se necesitan 2 moles de e-,

por tanto, para depositar 1 eq-g tambin se necesita 1 mol de e-(1 F)

De esta 2 ley se deduce:

En los dos electrodos de una cuba electroltica se depositan o liberan el mismo nmero de equivalentes, ya que la cantidad de corriente que pasa por ambos electrodos es la misma.

Si se conectan en serie varias cubas electrolticas, en todos los electrodos se depositan o liberan el mismo nmero de equivalentes.

Ejemplo: Al pasar un culombio de carga en todos los electrodos se deposita o libera 1 equivalente de cada sustancia:

Electroqumica en la WEBhttp://www.mysvarela.nom.es/redox.htmhttp://www.mysvarela.nom.es/electrolisis.htmhttp://www.irabia.org/web/ciencias/elementos/elementos/pilas/newpage2.htmhttp://www.lab314.com/cadena/basico4.htmCUESTIONES Y PROBLEMAS1.- El potencial normal del par redox Br2/Br es + 1,07 voltios. De las siguientes especies: Cl2, F2, Fe3+, H+, Al y HNO3, cules sern capaces de oxidar a los iones bromuro?.

Datos: E Cl2/Cl - = 1,36 V, E F2/F - = 2,85 V, E Fe3+/Fe = 0,77 V , E Al3+/Al = -1,67 V

E NO3-/NO = 0,96 V

2.- Cmo ha de ser, positivo o negativo, el potencial normal de reduccin de un metal Me para que sea atacado por un cido, desprendindose hidrgeno y formndose el correspondiente catin Me +n.

3.- Predice razonadamente qu ocurrir cuando se introduzca un clavo de hierro en una disolucin 1 M de CuSO4. Datos: E Fe2+/Fe = - 0,44 V , E Cu2+/Cu = 0,34 V

4.- La plata no se disuelve en HCl ni en H2SO4 concentrados, pero s en HNO3 1M. Explica este comportamiento escribiendo las correspondientes reacciones redox a partir de sus respectivos potenciales normales.

Datos: E SO42-/SO2 = 0,20 V , E NO3-/NO = 0,96 V , E Ag+/Ag = 0,80 V

5.- En una pila formada con electrodos de Zn2+/Zn y Ni2+/Ni, unidos por un puente salino lleno de disolucin acuosa de KCl, indica la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) Por el circuito externo, los electrones circulan desde el electrodo de Ni al de Zn.

b) Por el circuito interno los electrones circulan desde el electrodo de Zn al de Ni.

c) Por el circuito interno circulan iones positivos desde el electrodo de Zn al de Ni.

d) Por el circuito interno circulan tambin iones negativos desde el electrodo de Zn al de Ni.

e) Los iones Cl- del puente salino circulan hacia el electrodo de Ni.

f) El electrodo de Ni es el polo positivo de la pila.

g) Cuando esta pila funciona cierto tiempo el electrodo de Zn metlico ha perdido peso.

Datos: E Zn2+/Zn = - 0,76 V , E Ni2+/Ni = - 0,25 V

6.- La primera pila conocida fue ideada por Volta, equivalente a la formada por un electrodo de Zn y otro de Ag (ste acta como electrodo inerte), introducidos en una disolucin acuosa de NaCl. Sabiendo que los iones activos son Zn2+ y H+ (del agua), escribe las reacciones parciales de los electrodos y la reaccin global. Indica la polaridad de los electrodos, la f.e.m. de la pila y la notacin de la pila.

Dato: E Zn2+/Zn = - 0,76 V Sol: 0,76 V

7.- Escribe la notacin de la pila basada en la reaccin: Cl2 + H2 2 Cl- + 2 H+. Dibuja un esquema de la misma, indica cul ser el nodo y el ctodo y calcula su f.e.m.

Dato: E Cl2/Cl - = 1,36 V

8.- Predice la f.e.m. normal y las polaridades en las dos pilas formadas por los electrodos normales cobre-plata y cobre-plomo. Escribe las reacciones parciales y globales.

Datos: E Cu2+/Cu = 0,34 V , E Ag+/Ag = 0,80 V , E Pb2+/Pb = - 0,13 V Sol: 0,46 V ; 0,47 V.

9.- Sabiendo que la f.e.m. normal de la pila Ag/Ag+ // Au3+/Au es de 0,70 V, calcula el potencial normal del electrodo Au3+/Au.

Dato: E Ag+/Ag = 0,80 V Sol: 1,50 V

10.- Una disolucin acuosa de CuSO4 se electroliza con una corriente continua y constante durante 4 horas, depositndose en el ctodo 16,583 g de cobre metlico. Calcula la intensidad de la corriente.

Dato: Mat Cu = 63,54 Sol: 3,5 A

11.- Una disolucin acuosa de ZnSO4 se electroliza con una corriente elctrica continua y constante de 10 A. Al cabo de 15 minutos se depositan en el ctodo 3,0485 g de cinc metlico. Calcula la masa atmica del cinc.

Sol: 65,37

12.- Una cuba electroltica contiene 1.000 cc de una disolucin de sulfato de cobre (II). Se hace pasar una corriente de 2 A durante 1 hora, al cabo de la cual se ha depositado todo el cobre, cul es la molaridad de la disolucin inicial de sulfato de cobre (II)?.

Dato: Mat Cu = 63,54 Sol: 0,037 M

13.- En la electrlisis de una disolucin de bromuro de cobre (II), en uno de los electrodos se han depositado 0,5 g de cobre. Cuntos gramos de bromo se depositarn en el otro electrodo?. Escribe las reacciones andica y catdica.

Datos: Mat Cu = 63,54, Br = 79,9 Sol: 1,26 g de Br2

PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS DE P.A.U.

1.- Las disoluciones acuosas del cido cloroso no son estables y se descomponen espontneamente dando cido hipocloroso e in clorato. a) Escribe la reaccin ajustada para este proceso, indicando oxidante, reductor, especie que se oxida y especie que se reduce. b) Basndote en los potenciales normales, justifica la espontaneidad de la reaccin de descomposicin que sufre el cido cloroso.

Datos: Eo(HClO2/HClO) = +1,65 V ; Eo(ClO3-/HClO2) = + 1,21 V

2.- Se construye una pila con los elementos Cu2+/Cu y Al3+/Al, cuyos potenciales estndar de reduccin son 0,34 V y -1,67 V, respectivamente. a) Escribe las reacciones que tienen lugar en cada electrodo y la global de la pila. b) Haz un esquema de dicha pila, indicando los elementos necesarios para su funcionamiento. c) En qu sentido circulan los electrones?.

3.- Se forma una pila con los semisistemas Sn2+/Sn y Fe3+/Fe2+. Si sus potenciales de reduccin son -0,14 y +0,77 V respectivamente:

a) Escribe el proceso redox que tiene lugar en la pila y calcula su f.e.m.

b) Indica cul es el ctodo y cul el nodo.

4.- Dadas las siguientes reacciones:

Zn 2+ (ac.) + 2 Ag(s) 2 Ag+(ac.) + Zn(s)

Cu 2+ (ac.) + Zn(s) Zn 2+ (ac.) + Cu(s)

Justifica si se puede montar o no una pila, indicando cuando sea posible quin acta como ctodo y como nodo. (Consulta la tabla de potenciales).

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

nodo Ctodo

Ni / Ni2+(aq) , Cl2(Pt) / Cl-(aq)

E pila = E ms alto E ms bajo = E ctodo E nodo

EMBED Equation.3 Go = - n . Eo . F

2 Cl- + 2 Na+ EMBED Equation.3 Cl2 + 2 Na

m = I . t . Ee

EMBED PBrush

EMBED PBrush

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

E = E - EMBED Equation.3 ln Q

Me1

Me1n+

m = q . Ee

EMBED PBrush

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