REACCIONES DE REDUCCIÓN Y OXIDACIÓN

REACCIONES DE REDUCCIÓN Y OXIDACIÓN
(REDOX) REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES

CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
Reaccion de oxidación-reducción o redox: proceso en el que tiene lugar una transferencia de electrones Una especie cede electrones a la vez que otra los capta, por lo que se producen dos semirecciones simultáneas Oxidación: reacción en la que una especie cede electrones Reducción: reacción en la que una especie gana electrones 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 Cl2/2Cl  Par redox conjugado

CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN Reacción iónica global
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 Una oxidación es una reacción en la que una especie cede electrones Una reducción es una reacción en la que una especie gana electrones El elemento que se oxida (pierde electrones) es el reductor El elemento que se reduce (gana electrones) es el oxidante Semireacción de oxidación Semireacción de reducción Reacción iónica global

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 elemento que cede electrones aumenta su número de oxidación, mientras que el elemento que los gana disminuye su número de oxidación

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: 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 La suma de los nº de oxidación de todos los elementos ha de ser cero, si se trata de una especie neutra, o la carga, si se trata de un ión

Por ejemplo, para nuestra reacción redox de muestra: +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 como reductor

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 1 A partir de la ecuación sin ajustar, se identifican los átomos que se oxidan y los que se reducen inspeccionando sus números de oxidación 2 Se escriben por separado las semirreacciones iónicas de oxidación y de reducción 3 Se ajusta en cada una de ellas el número de átomos de las especies, excepto el oxígeno y el hidrógeno, si aparecen 4 El oxígeno se ajusta añadiendo H2O en el miembro de la semirreacción en el que sea necesario 5 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

Método ión-electrón 6 Ajustar la carga eléctrica con electrones en ambos miembros 7 Se igualan el número de electrones cedidos y ganados multiplicando cada semirreacción por el número natural que sea necesario 8 Para obtener la ecuación iónica ajustada, se suman ambas semirreacciones eliminando los electrones y las especies comunes que haya en ambos miembros 9 Si existieran especies que no intervienen en las semirreacciones, se ajustan por tanteo 10 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

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). Ajusta la reacción redox por el método del ión-electrón.

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

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:

VALORACIONES REDOX equivalente químico
A la hora de realizar los cálculos en las valoraciones redox se puede hacer por dos vías diferentes: A B 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

En el punto de equivalencia se cumple:
VALORACIONES REDOX El cálculo del equivalente químico (Meq) de un agente oxidante o reductor, implica el conocimiento previo de la semirreacción redox en la que interviene B 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 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 En el punto de equivalencia se cumple:

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 Calcula la concentración de la disolución de KMnO4 del problema anterior haciendo uso del concepto de equivalente químico Datos: Masas atómicas: O = 16; K = 39; Mn = 55; Na = 23; C = 12

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 que reaccionen completamente con 2’4 g de FeSO4 Datos. Masas atómicas: O = 16; S = 32; Fe = 56.

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 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 electrólisis

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 dispositivos denominados cubas o celdas electrolíticas

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 Y todo esto independientemente de que sean los electrodos de una pila galvánica o de una cuba electrolítica

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: Volta dessarrolló la primera pila eléctrica en 1800, pero Daniell la perfeccionó en 1836 construyendo la que se conoce como pila Daniell, precursora de las actuales pilas eléctricas Luigi Galvani Italia ( ) Alessandro Volta Italia ( ) John Frederic Daniell Inglaterra ( )

PILA DANIELL 

Las celdas galvánicas se representan simbólicamente mediante una notación o diagrama de pila. Ejemplo de diagrama de la pila Daniell: A la izquierda se representa el ánodo de la pila (de donde salen los e) Una barra vertical (│) indica un cambio de fase entre las especies que separa A la derecha se representa el cátodo de la pila (a donde llegan los e) Una doble barra (││) indica un tabique poroso o un puente salino 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: Oxidación en el ánodo Reducción en el cátodo

Lo que caracteriza a una pila de cualquier tipo es lo que solemos llamar su voltaje 4,5 V 9 V 1,5 V 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  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

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. Ello conduce a que se establezcan unas condiciones termoquímicas fijadas

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, E0electrodo, 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 establece como referencia

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:

ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS ΔE0pila = E0cátodo – E0ánodo
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: E0 = 0’00 V La diferencia de potencial de la pila medida en esas condiciones nos daría un valor de: ΔE0pila = E0cátodo – E0ánodo De esta manera, los potenciales de reducción estándar a 25ºC para diversos electrodos, E0(Xn+/X) están tabulados

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 Epila Energía 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 ( C/mol e) El signo “–” viene determinado por el valor negativo de la carga del e

En el caso particular de condiciones estándares a 25 ºC: 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 ¡¡¡ Esto es básicamente lo que hay que tener en cuenta para resolver todas las cuestiones que se os planteen sobre pilas galvánicas !!!

ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS ¡¡Reacción no espontánea!!
En el caso de la pila Daniell tenemos: ¿Quién reduce a quién? En la reacción redox en la que el Cu reduce al Zn tenemos: Semirreacción de reducción Potencial de reducción estándar Semirreacción de oxidación Potencial de oxidación estándar ¡¡Reacción no espontánea!! Habría que suministrar energía, por lo que no puede ser la que ocurra en la pila

ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS ¡¡Reacción espontánea!!
En el caso de la pila Daniell tenemos: ¿Quién reduce a quién? En la reacción redox en la que el Zn reduce al Cu tenemos: Semirreacción de reducción Potencial de reducción estándar Semirreacción de oxidación Potencial de oxidación estándar ¡¡Reacción espontánea!! Se libera energía, por lo que esa es la reacción redox que ocurre en la pila

ELECTROQUÍMICA I: PILAS GALVÁNICAS ¡¡Reacción espontánea!!
En el caso de la pila Daniell tenemos: ¿Quién reduce a quién? La reacción redox global es En la reacción redox en la que el Zn reduce al Cu tenemos: ¡¡Reacción espontánea!! ¡¡ Diagrama de la pila !! Se libera energía, por lo que esa es la reacción redox que ocurre en la pila

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: E0(Zn2+/Zn) =  0’76 V; E0(Fe2+/Fe) =  0’44 V; E0(Cd2+/Cd) =  0’40 V

CUESTIÓN 6 Razone, a la vista de los siguientes potenciales de reducción estándar: E0(Na+/Na) =  2’71 V; E0(H+/H2) = 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 Datos: E0(Fe2+/Fe) =  0’45 V; E0(Sn4+/Sn2+) = 0’15 V

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. b) Escriba el diagrama de la pila y calcule la f.e.m de la misma. Datos: E0(Cu2+/Cu) = 0’34 V ; E0(Al3+/Al) = 1’65 V

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 Electrólito aniones cationes electrolítica Cuba ÁNODO CÁTODO Electrodos Batería e 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

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 Electrólito aniones cationes electrolítica Cuba ÁNODO CÁTODO Electrodos Batería e 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 Recipiente que contiene al electrólito Puede ser una sustancia fundida o en disolución

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 ¡¡¡ Y esa conclusión es válida para cualquier proceso redox !!!

EJEMPLO

EJEMPLO ELECTRÓLISIS DEL H2O Se añade H2SO4 para lograr que el agua sea lo suficientemente conductora, ya que el agua pura lo es muy poco

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 = E0Cl-E0Na = (+1,36V) – (-2,71V) = 4,07V

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 procesos lectrolíticos. Estas conclusiones son:

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 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 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 C Esta cantidad recibe el nombre de constante de Faraday: F = C/mol

Estas tres leyes se resumen en la siguiente expresión cuantitativa: 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) m es la masa de sustancia (expresada en g) generada en un electrodo 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 C/eq 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

Hay que tener en cuenta que si tenemos varias cubas electrolíticas en serie con electrólitos diferentes, por todas ellas pasa la misma cantidad de carga

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:

APLICACIONES DE LA ELECTRÓLISIS 2. PRODUCCIÓN DE COMPUESTOS DE IMPORTANCIA COMERCIAL Por ejemplo, la obtención de NaOH a partir del NaCl en disolución acuosa:

APLICACIONES DE LA ELECTRÓLISIS 3. RECUBRIMIENTOS METÁLICOS Dorado 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 que se quiere cubrir.

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 cobre puro.

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(Br2/Br) = + 1’09 V ; E0(Cl2/Cl) = + 1’36 V ; E0(Ni2+/Ni) =  0’25 V

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 = 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? Datos: F = C; R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1 Cl = 35’5; Au = 197

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. Datos: F = C Masas atómicas: Fe = 56; Ag = 108

REACCIONES DE REDUCCIÓN Y OXIDACIÓN

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