REACCIONES DE TRANSFERENCIA
DE ELECTRONES
REACCIONES DE REDUCCIÓN Y
OXIDACIÓN
CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
Reaccion 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
2 2
( )
( )
( )
Ca s
Cl g
CaCl s
2
2
Ca
e
Ca
Cl
2
2
e
2
Cl
El Ca ha perdido electrones Decimos que se ha oxidado
El Cl ha ganado electrones Decimos 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
CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
Una oxidación es una reacción en la que una especie cede electrones
Una reducción es una reacción en la que una especie gana electrones
2 2
( )
( )
( )
Ca s
Cl g
CaCl s
2
2
Ca
e
Ca
Cl
2
2
e
2
Cl
2 2
( )
( )
2
Ca s
Cl g
Ca
Cl
Reacción iónica global Semireacción
de oxidación
Semireacción de reducción
Reacciones de oxidación-reducción o redox: procesos en los que tiene lugar una transferencia de electrones
El concepto de transferencia implica que una especie cede electrones a la vez que otra los capta, por lo que se producen dos semirecciones simultáneas
El elemento que se oxida (pierde electrones)
es el reductor
El elemento que se reduce (gana electrones)
CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
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 prácticamente lo mismo que la valencia con la que actúa
En las reacciones redox cambia el número de oxidación de los elementos que intercambian electrones.
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:
CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
El nº de oxidación de cualquier elemento es su estado fundamental es 0
El nº de oxidación de iones formados por un solo elemento es la carga del ión
Al hidrógeno, cuando está combinado, se le asigna un nº de oxidación +1, excepto en los hidruros metálicos en los que se le asigna –1
Al oxígeno se le asigna un nº de oxidación –2, excepto en los peróxidos en los que se le asigna –1 y en los compuestos con flúor que es +2
El nº de oxidación de los metales es su valencia iónica con carga positiva
En los compuestos covalentes se asigna un nº de oxidación negativo al elemento más electronegativo y uno positivo al menos electronegativo en valores
coincidentes con su valencia
Por ejemplo, para nuestra reacción redox de muestra:
CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
2 2
( )
( )
( )
Ca s
Cl g
CaCl s
0 0 +2 1
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
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
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 de reducción Se ajusta en cada una de ellas el número de átomos de las especies, excepto el
oxígeno y el hidrógeno, si aparecen
El oxígeno se ajusta añadiendo H2O en el miembro de la semirreacción en el que sea necesario
Para el ajuste de hidrógeno, si el medio es ácido, se adiciona el número adecuado de especies H+ en el miembro de la semirreacción que lo necesite, y si
el medio es básico, se añade H2O en el miembro que lo precise y en el miembro opuesto tantas especies OH como hagan falta
1
2
3
4
AJUASTE Y ESTEQUIOMETRÍA REDOX
Método ión-electrón
Ajustar la carga eléctrica con electrones en ambos miembros
Se igualan el número de electrones cedidos y ganados multiplicando cada semirreacción por el número natural que sea necesario
Para obtener la ecuación iónica ajustada, se suman ambas semirreacciones eliminando los electrones y las especies comunes que haya en ambos miembros
Para la ecuación molecular ajustada, se reemplazan las especies iónicas de la ecuación iónica anterior por las especies moleculares que intervienen en el proceso, manteniendo los coeficientes estequiométricos determinados en las
etapas anteriores, siendo en algunos casos necesarios ajustar por tanteo
6
7
8
10
Si existieran especies que no intervienen en las semirreacciones, se ajustan por tanteo
AJUASTE Y ESTEQUIOMETRÍA REDOX
Método ión-electrón
CUESTIÓN 2
Ajusta la siguiente reacción redox por el método del ión-electrón: MnO2 + HCl Mn2+ + CI2 + 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).
AJUASTE Y ESTEQUIOMETRÍA REDOX
PROBLEMA 1
Cuando 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 2
En medio ácido, el ión cromato oxida al ión sulfito según la ecuación:
a) Ajuste la ecuación iónica por el método del ión-electrón
b) 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 2
4 3 4 2
CrO SO H Cr SO H O
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 la valoración 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 / incoloro Rojo neutro: rojo / incoloro
Ferroína: rojo / azul pálido
Con el cambio de color que experimentan las propias disoluciones de oxidante y
reductor Por ejemplo:
2
4
(
)
(
)
MnO rosa
Mn
incoloro
VALORACIONES REDOX
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 herramienta muy 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
ox red
n
n
a
b
ox ox red red
c V
c V
a
b
VALORACIONES REDOX
Utilizando una nueva herramienta muy 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 equivalencia se cumple que:
(Nº eq)ox = (Nº eq)red
Se define la normalidad (N) como el número de equivalentes
de soluto por litro de disolución
º
N eq
N
V
En el punto de equivalencia se cumple:
ox ox
red red
VALORACIONES REDOX
Vamos a realizar un ejercicio de valoración redox por los dos procedimientos
PROBLEMA 3
En 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
PROBLEMA 4
VALORACIONES REDOX
PROBLEMA 5
Dada la reacción:
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 . MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
a) ¡¡¡ Ajusta la reacción anterior por el método del ión-electrón !!! b) Calcula los mL de disolución 0’5 M de KMnO4 necesarios para
PROCESOS ELECTROQUÍMICOS
Una reacción redox es una reacción en la que 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,
en vez de hacerlo mediante contacto directo entre las especies químicas, la reacción redox estará asociada a una corriente eléctrica.
En estos casos hablamos de procesos electroquímicos e
e
Si la reacción redox ocurre de manera espontánea se generará una
corriente eléctrica gracias a ella. Habremos construido una pila
electroquímica
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
PROCESOS ELECTROQUÍMICOS
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.
La energía libre que se libera en los procesos electroquímicos
espontáneos se transforma en energía eléctrica. Esto ocurre en unos dispositivos electroquímicos
denominados pilas o celdas galvánicas (o voltaicas)
La energía eléctrica que se aplica a un proceso electroquímico no
espontáneo para provocar la reacción química, se realiza en unos
PROCESOS ELECTROQUÍMICOS
Las celdas electroquímicas (pilas galvánicas y cubas electrolíticas) son dispositivos formados por dos electrodos sólidos sumergidos en una disolución determinada. Los electrodos están interconectados mediante
un circuito eléctrico externo a través del cuál se produce la transferencia de electrones del 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
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 Galvani Alessandro Volta
Italia (1745-1827)
John Frederic Daniell
Inglaterra (1790-1845) Volta dessarrolló la primera pila eléctrica en 1800, pero Daniell la perfeccionó
ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS
PILA DANIELL
ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS
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 izquierda se representa el ánodo de la pila
(de donde salen los e)
A la derecha se 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
2
2
Zn
Zn
e
Cu
2
2
e
Cu
ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS
Lo que caracteriza a una pila de cualquier tipo es lo que solemos llamar su voltaje
En Física y en Química, a esta
característica de las pilas se les denomina fuerza 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, 5J
E V C
ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS
Podríamos conocer la fuerza electromotriz (fem) o diferencia de potencial (ΔEpila) de una pila galvánica si se conocieran de antemano los
potenciales de cada uno de los electrodos (Eelectrodo).
A cada electrodo le corresponde un potencial ( 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
El potencial de electrodo dependerá de la naturaleza del metal, de la concentración de la disolución de sus iones, de la presión y de la temperatura.
ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS
Por convenio,
se ha establecido que las concentraciones de los iones que participan en la reacción redox sea 1 M, la presión de las sustancias gaseosas (si es
que interviene alguna) de 1 atmósfera y la temperatura de 25ºC A estas condiciones se les denomina condiciones estándar a 25ºC
Así pues, el potencial de electrodo en estas condiciones se denomina potencial estándar de electrodo, E0
electrodo, a 25ºC
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
ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS
Por convenio también,
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
Así, para determinar el potencial estándar del par Xn+/X, consideramos
un electrodo formado por un elemento metálico X sumergido en una disolución acuosa 1 M de uno de sus iones, Xn+, y medimos la diferencia
de potencial de este electrodo frente al electrodo estándar de hidrógeno una vez construida la pila siguiente:
2
( )
( )
(1 )
n(1 )
( )
ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS
Dependiendo del electrodo que se utilice en la celda, el electrodo estándar de hidrógeno puede actuar como ánodo o como cátodo. En ambos casos, y por convenio, se considera que el potencial
estándar de hidrógeno como ánodo o como cátodo es:
E
0= 0’00 V
La diferencia de potencial de la pila medida en esas condiciones nos daría un valor de:
ΔE
0pila
= E
0cátodo– E
0ánodo·
pilaG
q E
ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS
Por otro lado, consideraciones energéticas nos permiten deducir que:
G
Energía libre liberada en la reacción redox espontánea de la pila por cada mol de e que
se transfiere del reductor al oxidante Se expresa en J/mol
E
pilaEnergía química transformada en la pila
por cada culombio de carga que la atraviesa
Se expresa en J/C (Voltios)
q
Es la carga de un mol de e expresada
en culombios (96.400 C/mol e)
El signo “–” viene determinado por el
ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS
En el caso particular de condiciones estándares a 25 ºC:
0
·
0pila
G
q E
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
ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS
En el caso de la pila Daniell tenemos:
0
(
2/
)
0, 76
E Zn
Zn
V
Potencial de reducción estándar
2
2
Zn
e
Zn
Semirreacción de reducción
0
(
2/
)
0,34
E Cu
Cu
V
2
2
Cu
e
Cu
Potencial de oxidación estándar Semirreacción de oxidación 22
Cu
Cu
e
E Cu Cu
0(
/
2)
0,34
V
2
2
Zn
Zn
e
E Zn Zn
0(
/
2)
0,76
V
¿Quién reduce a quién?
En la reacción redox en la que el Cu reduce al Zn
tenemos: 0
1,10
E
V
00
E
00
G
¡¡Reacción no espontánea!!
Habría que suministrar energía, por lo que no puede
0
( 0,34 ) ( 0,76 )
E
V
V
ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS
En el caso de la pila Daniell tenemos:
0
(
2/
)
0, 76
E Zn
Zn
V
Potencial de reducción estándar
2
2
Zn
e
Zn
Semirreacción de reducción
0
(
2/
)
0,34
E Cu
Cu
V
2
2
Cu
e
Cu
Potencial de oxidación estándar Semirreacción de oxidación 22
Cu
Cu
e
E Cu Cu
0(
/
2)
0,34
V
2
2
Zn
Zn
e
E Zn Zn
0(
/
2)
0,76
V
¿Quién reduce a quién?
En la reacción redox en la que el Zn reduce al Cu
tenemos:
¡¡Reacción espontánea!!
Se libera energía, por lo que esa es la reacción redox que
ocurre en la pila
0
( 0,76 ) ( 0,34 )
E
V
V
ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS
En el caso de la pila Daniell tenemos:
0
(
2/
)
0,34
E Cu
Cu
V
2
2
Cu
e
Cu
La reacción redox global es
2
2
Zn
Zn
e
E Zn Zn
0(
/
2)
0,76
V
¿Quién reduce a quién?
En la reacción redox en la que el Zn reduce al Cu
tenemos:
¡¡Reacción espontánea!!
Se libera energía, por lo que esa es la reacción redox que
0
( 0,76 ) ( 0,34 )
E
V
V
01,10
E
V
00
E
00
G
2 2Zn Cu
Zn
Cu
E
0
1,10
V
2 2
( )
( )
( )
( )
Zn s Zn
ac Cu
ac Cu s
ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS
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 fenómeno
b) Escriba las reacciones observadas
CUESTIÓN 5
Explique, mediante la correspondiente reacción, qué sucede cuando en una disolución de sulfato de hierro (II) se introduce una lámina de: a) Cd; b) Zn
Datos:
ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS
CUESTIÓN 6
Razone, a la vista de los siguientes potenciales de reducción estándar: E0(Na+/Na) = 2’71 V; E0(H+/H
2) = 0’00 V; E0(Cu2+/Cu) = + 0’34 V
a) Si se desprenderá hidrógeno cuando se introduce una barra de sodio en una disolución 1 M de ácido clorhídrico
b) Si se desprenderá hidrógeno cuando se introduce una barra de 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 cátodo y escriba las reacciones que tienen lugar en cada electrodo
b) Calcule la f.e.m. de la pila
ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS
CUESTIÓN 8
Sabiendo 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.
ELECTROQUÍMICA II: ELECTRÓLISIS
Si a una pila galvánica, se le opone una fem numéricamente mayor que la que proporciona, entonces la reacción química redox espontánea de la pila se invierte
y tiene lugar un proceso electroquímico no espontáneo denominado electrolisis
Una electrólisis es pues 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
aniones
cationes electrolíticaCuba
ÁNODO CÁTODO Electrodos
Batería
e
ELECTROQUÍMICA II: ELECTRÓLISIS
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
ELECTROQUÍMICA II: ELECTRÓLISIS
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, simplemente invirtiendo el sentido del flujo de electrones transformamos una pila galvánica en una cuba electrolítica
2 2
( )
(1 )
(1 )
( )
Zn s Zn
M Cu
M Cu s
E
01,103
V
2 2
( )
( )
( )
( )
Cu s
Zn
aq
Cu
aq
Zn s
ELECTROQUÍMICA II: ELECTRÓLISIS
ELECTROQUÍMICA II: ELECTRÓLISIS
EJEMPLO
Se añade H2SO4 para lograr que el agua sea lo suficientemente conductora, ya que el agua pura
ELECTROQUÍMICA II: ELECTRÓLISIS
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 = E0
Cl-E0Na = (+1,36V) –
ELECTROQUÍMICA II: ELECTRÓLISIS
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
ELECTROQUÍMICA II: ELECTRÓLISIS
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:
ELECTROQUÍMICA II: ELECTRÓLISIS
Estas tres leyes se resumen en la siguiente expresión cuantitativa:
eq
I t
m
M
F
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. Por tanto,
la carga que debe de circular por cada equivalente químico de sustancia que se
genere en el electrodo correspondiente.
Así pues, 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 en cuestión.
Es decir, la masa de sustancia generada en un electrodo por cada mol de
electrones que circula.
Se expresa en g/eq
A s g
C
g
g
C
eq
C
eq
eq
eq
ELECTROQUÍMICA II: ELECTRÓLISIS
Hay que tener en cuenta que si tenemos varias cubas electrolíticas en serie con electrólitos diferentes, por todas ellas pasa la misma
ELECTROQUÍMICA II: ELECTRÓLISIS
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 ALGUNOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Algunos elementos químicos como el Na, K, Ca, Mg, Al, Cl2, etc., se obtienen por electrólisis.
Por ejemplo:
2 3 2
ELECTROQUÍMICA II: ELECTRÓLISIS
APLICACIONES DE LA ELECTRÓLISIS
2. PRODUCCIÓN DE COMPUESTOS DE IMPORTANCIA COMERCIAL
Por ejemplo, la obtención de NaOH a partir del NaCl en disolución acuosa:
2
2
NaCl ac
( ) 2
H O
2 2
2
NaOH ac
( )
H g
( )
Cl g
( )
ELECTROQUÍMICA II: ELECTRÓLISIS
APLICACIONES DE LA ELECTRÓLISIS
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
ELECTROQUÍMICA II: ELECTRÓLISIS
APLICACIONES DE LA ELECTRÓLISIS
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
ELECTROQUÍMICA II: ELECTRÓLISIS
CUESTIÓN 10
Tres cubas electrolíticas conectadas en serie contienen disoluciones acuosas de AgNO3 la primera, de Cd(NO3)2 la segunda y de Zn(NO3)2 la tercera. Cuando las tres cubas son atravesadas por la misma cantidad de corriente, justifique
si serán ciertas o no las siguientes afirmaciones:
a) En el cátodo se depositará la misma masa en las tres cubas b) En las cubas segunda y tercera se depositará el doble número de
equivalentes gramo que en la primera
c) En las cubas segunda y tercera se depositarán la misma cantidad desustancia
CUESTIÓN 11
Indique, razonadamente, los productos que se obtienen en el ánodo y en el cátodo 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 HCl c) Cloruro de niquel fundido (NiCl2) Datos: E0(Zn2+/Zn) = 0’76 V ; E0(Br
2/Br) = + 1’09 V ;
ELECTROQUÍMICA II: ELECTRÓLISIS
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 7
a) ¿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?
ELECTROQUÍMICA II: ELECTRÓLISIS
PROBLEMA 8
Se desea conocer la cantidad de electricidad que atraviesa dos cubas electrolíticas 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.
