EJERCICIOS PARA RESOLVER. Reacciones Químicas Electroquímica

·      EJERCICIOS PARA RESOLVER EN SU CARPETA

1. Calcular el equivalente  electroquímico  del Zn, si sobre un electrolito de  cloruro de  de zinc se hace circulara una corriente de  2,5 amperios por   dos horas y media. La masa atómica es de  65.38 g
2. Una corriente de 5 A  circula durante 30 minutos  y deposita 3.048 g de Zn, calcular el  equivalente  químico del metal.
3. Se hacen pasar 0,3 Faraday  a  través de tres células electrolíticas en serie. Una  contiene plata, otra zinc, y otra  aluminio. ¿Cuántos  gramos de metal se depositan  en los respectivos cátodos?
4. ¿Cuánto  tiempo llevará  en depositarse 100 g de  aluminio con una corriente de 125 amperios?
5. ¿Cuánto tiempo llevará el depositarse 100g de aluminio con una corriente de 125 amperios?
6. ¿Qué tiempo se requiere para que pasen por una cuba electrolítica  72000 culombios con una corriente de 10 amperios?
7. ¿Cuál es la intensidad de la corriente que pasa por una resistencia de 100 ohmios, cuando se conectan a sus extremos 45 voltios?
8. ¿Cuanto tiempo debe circular una corriente de  5 amperios  para depositar toda la plata contenida en 500 ml de una solución normal de  nitrato de plata?
9.   Si 96.500 coulombious depositan 107,8 g/Equi-g,   30 gramos de plata cuantos coulombious requiere.
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Reacciones Químicas Electroquímica
La electroquímica estudia los cambios químicos que producen una corriente eléctrica y la generación de electricidad mediante reacciones químicas. Es por ello, que el campo de la electroquímica ha sido dividido en dos grandes secciones. La primera de ellas es la Electrólisis, la cual se refiere a las reacciones químicas que se producen por acción de una corriente eléctrica. La otra sección se refiere a aquellas reacciones químicas que generan una corriente eléctrica, éste proceso se lleva a cabo en una celda o pila galvánica.
	Celdas electrolíticas: son aquellas en las cuales la energía eléctrica que procede de una fuente externa provoca reacciones químicas no espontáneas generando un proceso denominado electrólisis. Las celdas electrolíticas constan de un recipiente para el material de reacción, dos electrodos sumergidos dentro de dicho material y conectados a una fuente de corriente directa.
Celdas voltaicas o galvánicas: son celdas electroquímicas en las cuales las reacciones espontáneas de óxido-reducción producen energía eléctrica. Las dos mitades de la reacción de óxido reducción, se encuentran separadas, por lo que la transferencia de electrones debe efectuarse a través de un circuito externo.
En todas las reacciones electroquímicas hay transferencia de electrones y por tanto, son reacciones de óxido reducción (redox).soluciones electrolíticas
Existen teorías que permiten explicar el comportamiento de las soluciones electrolíticas. Una de estas teorías es la de la Ionización de Arrhenius. Arrhenius propuso en 1887 la Teoría de la disociación electrolítica, la cual está basada en la idea de que los electrolitos se disocian en iones al ponerse en contacto con el agua.
Postulados de la Teoría de Arrhenius:   a) Los electrolitos al disolverse en el agua se disocian parcialmente en iones, los cuales son átomos o radicales con carga eléctrica. b) El número de cargas eléctricas transportadas por cada ión es igual a su valencia y el número total de cargas de los cationes es igual al total de cargas de los iones, de allí que las soluciones electrolíticas sean eléctricamente neutras. c) La ionización es un proceso reversible y se establece un equilibrio, propio de cada electrolito, entre las moléculas no disociadas y los iones. d) Los iones deben ser considerados como especies químicas con sus propiedades características. e) Los poliácidos se ionizan en fases. Por ejemplo:
La electrolisis como proceso de Óxido – Reducción: Se tiene un recipiente o cuba electrolítica compuesta por dos electrodos inertes conectados a una fuente de corriente. Al colocar una solución electrolítica en el recipiente y hacer pasar una corriente eléctrica, los iones positivos de la solución se mueven hacia el cátodo (cationes) y los iones negativos hacia el ánodo (aniones).La reducción ocurre en el cátodo y la oxidación en el ánodo.
Todos los procesos electrolíticos implican reacciones de óxido-reducción o redox. Por ejemplo: en la electrólisis de una solución de cloruro de sodio, el número de oxidación del cloro pasa de -1 a 0 en el ánodo y en el cátodo el número de oxidación del sodio pasa de +1 a 0. Cuando se da la oxidación de manera simultánea se da la reducción.
Leyes de Faraday de la Electrólisis: Michael Faraday, formuló las leyes de la electrólisis en 1833: Primera Ley de Faraday: “La masa de un producto obtenido o de reactivo consumido durante la reacción en un electrodo, es proporcional a la cantidad de carga (corriente x tiempo) que ha pasado a través del circuito”. Esta primera ley, permite calcular, la cantidad de electricidad (en coulambios o faraday) para depositar un equivalente gramo de una sustancia. La unidad eléctrica que se emplea en física es el coulomb (C). Un coulomb se define como la cantidad de carga que atraviesa un punto determinado cuando se hace pasar un ampere (A) de corriente durante un segundo. Intensidad (A) = Coulombios = Amperios x segundos Ejemplo: Calcular el equivalente electroquímico del ión férrico (Fe+++) El equivalente electroquímico es la masa transportada por un Coulomb: Ejemplo: Calcular el número de coulombios necesarios para depositar en el cátodo 30 g de plata, cuando se hace pasar una corriente de 3 amperios a través de una solución de AgNO3. Cálculo del equivalente químico: Si 96.500 coulombious depositan 107,8 g/Equi-g, 30 gramos de plata cuantos coulombious requiere. Cálculo de la electricidad empleada:
Segunda Ley de Faraday: “Las masas de diferentes sustancias producidas por el paso de la misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a sus equivalentes gramos”. Esta ley permite calcular la masa de diferentes sustancias depositadas por la misma cantidad de electricidad.La cantidad de elemento depositado por un Faraday (96.500 c) se conoce como equivalente electroquímico.   Ejemplo: Calcule la cantidad de cobre que se depositará al hacer pasar una corriente de 100 Amperes durante 20 minutos por una solución de sulfato cúprico (CuSO4). Peso atómico del Cu = 63,54 g. Cálculo del Equivalente químico: Cálculo de la cantidad de electricidad empleada: Q = A x t Q = 100 Amperes x 1.200 segundos = 120.000 coulombios. Cálculo de la cantidad de cobre depositado:
Las dos leyes de Faraday se cumplen para los electrolitos tanto fundidos como en solución. Su validez no se altera por variaciones de temperatura, presión, naturaleza del solvente y del voltaje aplicado.
Aplicaciones tecnológicas de los procesos electroquímicos: Los procesos electroquímicos se emplean en la producción y purificación de diversos metales. También se utiliza en la galvanoplastia que se basa en procesos de electrolisis para recubrir un metal con otro. La galvanoplastia se aplica en joyería para recubrir con plata u oro diversas prendas y joyas; cucharas, tenedores, jarras y otros utensilios que son moldeados en metales de bajo costo para luego ser cubiertos por una delgada capa de un metal más atractivo y resistente a la corrosión, como el oro o la plata.
La galvanoplastia se utiliza también para proteger tuberías o tanques por lo cual se les denomina galvanizados, ya que están recubiertos con metales que evitan la acción corrosiva del aire y el agua. La corrosión consiste en la oxidación del metal y es producto de reacciones de óxido reducción.
REFERENCIAS: Requeijo, D. y Requeijo A. (2002). Química. Editorial Biosfera. Irazábal A. y de Irazábal C. (S/A). Química. Ediciones CO-BO. Mahan. Química. (1977). Fondo Educativo Interamenricano. ·         CONCLUSIONES Equivalente electroquímico es la cantidad de sustancia que se deposita o se desprende en una célula electrolítica al paso de 1 faradio 1 faradio = 96.500 coulombios Eqivalente electroquímico es igual al equivalente químico dividido por 96.500 Equivalente químico es igual al peso atómico partido por la valencia La plata tiene valencia +1 y Pa = 107'9 Eeq de Ag = 107'9/1 x 96.500 El aluminio tiene valencia+ 3 y Pa = 27 Eeq de Al = 27 / 3 x 96.500 El cobre tiene valencia +1 y +2 y por lo tanto tendrá dos eqivalentes dependiendo con la que actue. Pa = 63'5 Eeq de Cu +1 = 63'5 / 1 x 96.500 Eeq de Cu +2= 63'5 / 2 x 96500 ·        Equivalente electroquímico Equivalente electroquímico es la cantidad de sustancia que se deposita o se desprende en una célula electrolítica cuando circula durante un segundo una corriente de un amperio. Sustituir    Intensidad = 1 Amperio  y  tiempo = 1 segundo Equivalente químico es igual al peso atómico partido por la valencia: (Meq/nº e-) Equivalente electroquímico es igual al equivalente químico dividido por 96.500:  Meq / (nº e- * 96500) Ejemplo: La plata tiene valencia +1 y Mat = 107'9,    Eeq de Ag = 107'9/1 x 96.500 El aluminio tiene valencia+ 3 y Mat = 27,    Eeq de Al = 27 / 3 x 96.500 El cobre tiene valencia +1 y +2 y por lo tanto tendrá dos equivalentes dependiendo con la que actue. Mat = 63'5,   Eeq de Cu +1 = 63'5 / 1 x 96.500     o     Eeq de Cu +2= 63'5 / 2 x 96500 PROCESOS ELECTROLITICOS La electrólisis consiste en la descomposición química de una sustancia por medio de la electricidad (electro = electricidad y lisis = destrucción). El paso de la corriente eléctrica as través de un electrólito (en disolución o fundido), por ejemplo, NaCl fundido, nos demuestra que en el cátodo o polo negativo el catión sodio (Na+) se reduce a Na0 por ganancia, en cambio en el ánodo o polo positivo los aniones cloruro (Cl-) entregan sus electrones oxidándose a Cl2 (gaseoso). En resumen, el proceso de electrólisis se caracteriza porque: a) Es un fenómeno redox no espontáneo producido por una corriente eléctrica b) La reducción se lleva a efecto en el polo negativo o cátodo y la oxidación en el ánodo o polo positivo. El proceso electrolítico se realiza debido a que, la corriente eléctrica circula desde el cátodo hacia el ánodo, siempre que entre ellos esté presente una sustancia conductora (electrólito) En algunas electrólisis, si el valor de la diferencia de potencial aplicada están sólo ligeramente mayor que el calculado teóricamente, la reacción es lenta o no se produce, por lo que resulta necesario aumentar el potencial aplicado. Este fenómeno se da, sobre todo, cuando en algunos e los electrodos se produce algún desprendimiento gaseoso. El potencial añadido en exceso en estos casos recibe el nombre de sobretensión. La cantidad de producto que se forma durante una electrólisis depende de los 2 factores siguientes: a) De la cantidad de electricidad que circula a través de la pila electrolítica. b) De la masa equivalente de la sustancia que forma el electrólito. La cantidad de electricidad que circula por una cuba electrolítica puede determinarse hallando el producto de la intensidad de la corriente, expresada en amperios por el tiempo transcurrido, expresado en segundos. Es decir, Q (culombios) = I · t. Tras efectuar múltiples determinaciones, Faraday enunció las 2 leyes que rigen la electrólisis y que son las siguientes: a) Primera Ley de Faraday: La cantidad de sustancias que se depositan (o altera su número de oxidación) en un electrodo, es proporcional a la cantidad de electricidad que pasa por el sistema. Lo anterior significa que a mayor Faraday mayor cantidad de sustancia depositada. Así, por ejemplo, para libera 96 gramos de oxígeno se necesitan 12 Faraday de electricidad. Se denomina equivalente electroquímico de una sustancia a la masa en gramos de dicha sustancia depositada por el paso de un culombio. De a cuerdo con esta definición podemos escribir la expresión: m =___PIt___ n · 96500 Donde: m : masa en gramos que se ha depositado P : peso atómico del elemento n : número de electrones intercambiados I : intensidad de la corriente expresada en amperios t : tiempo en segundos 96500 : factor de equivalencia entre el Faraday y el culombio, ya que 1F = 96500C. b) Segunda Ley de Faraday: La cantidad de diferentes sustancias depositadas o disueltas por una misma cantidad de electricidad, son directamente proporcionales a sus respectivos pesos equivalentes. Por ejemplo, si la corriente eléctrica se hace pasar por una serie de celdas electrolíticas que contienen distintas sustancias, la cantidad de electricidad que circula a través de cada electrodo es la misma y las cantidades de elementos liberados son proporcionales a sus respectivos pesos equivalentes. Como la cantidad de electricidad en Coulomb es igual al producto de la intensidad de la corriente I en ampere por el tiempo t en segundos que ha pasado la corriente, combinando las dos leyes resulta que la masa m de material depositado o disuelto en cada electrodo será igual a lo siguiente: m =___ItA___ Fn Donde: I: ampere. t: tiempo en segundos. A: peso atómico. F: Faraday. n: valencia. Significado del número de Avogadro en la electrólisis: La carga del electrón es 1.602x10-19 coulomb absolutos de electricidad. De aquí 96500/1.602x10-19= 6.02x1023 que es el número de electrones en 1 Faraday. En otras palabras, 1 Faraday de electricidad está asociado con un número de Avogadro de partículas de carga unitaria, correspondiente a la carga de un equivalente-gramo de sustancia, que serán electrones que les falta si se trata de cationes o de electrones que les sobre en cada caso de aniones. Un Faraday es un número de Avogadro de electrones, de la misma manera que 1 mol es número de Avogadro de moléculas. La determinación experimental del valor del Faraday y la carga del electrón, proporcionó uno de los mejores métodos para determinar el Número de Avogadro. Aplicaciones de la electrólisis: La separación de los elementos de los electrólitos (disueltos o fundidos) se utiliza industrialmente para obtener gases puros como el hidrógeno y el oxígeno y obtener metales refinados como el hierro, cobre, aluminio, magnesio, potasio, etc. Otra aplicación importante se encuentra en la galvanoplastia y galvanostegia: a) La galvanoplastia: Consiste en obtener copias metálicas de algunos objetos, con huecos y relieves. Entre los productos que se pueden citar para esta técnica podríamos señalar lozas y porcelanas. b) La galvanostegia: Consiste en recubrir los metales de una capa metálica resistente para darles un mejor aspecto o para aumentar su duración y resistencia a la corrosión. Entre las aplicaciones podemos citar el galvanizado (cincado), cobreado, latonado, plateado, dorado, etc. El cobre electrolítico consiste en una placa de cobre catódico, en donde los iones Cu++ de una solución se han reducido y adherido al cátodo de una celda electrolítica. La semirreacción del cobre catódico es: Cu++ + 2e- (cátodo)---> Cu0 Galvanizado: Técnica electrolítica que se realiza con el fin de cubrir metales con una capa de cinc. Por ejemplo, las planchas para techados de construcciones. Cobreado: Técnica que se emplea para recubrir de cobre algunos objetos (se utiliza CuSo4 como electrólito). El siguiente esquema ilustra un sistema de cobreado de una cuchara: Cobre electrolítico: el proceso de obtención del cobre electrolítico es una derivación de la técnica de cobreado. Afinación del cobre: Los ánodos de cobre en bruto se suspenden en un baño de sulfato cúprico acidulado con ácido sulfúrico. Los cátodos son láminas delgadas de cobre puro recubierto de grafito, para que el metal depositado por la corriente eléctrica pueda separarse después fácilmente; las láminas se suspenden alternativamente con los ánodos en el mismo baño. Cuando pasa la corriente, los iones cobre se descargan en el cátodo, que va engrosando gradualmente por el metal puro adherido, a la vez que en el ánodo se disuelve una cantidad equivalente de cobre, formando iones cúpricos. Si las impurezas del cobre son de elementos mas activos, situados encima de él en la serie electromotriz de los metales, pasan a la disolución y quedan en ella. Si están por debajo del cobre en dicha serie, no se disuelven, y caen al fondo del as cubas, debajo de los ánodos, como barro anódico, del que se recuperan el oro, la plata y el platino, muchas veces en cantidades suficientes para pagar el proceso de afinación. Algunos ejemplos de electrólisis: 1. Electrólisis del Cloruro de Sodio fundido. 2. Electrólisis de una solución acuosa de Cloruro de Sodio. 3. Electrólisis de una solución acuosa de ácido sulfúrico. Electrólisis de soluciones en agua a) Si el catión en un metal muy activo, como los del grupo alcalino (Na, K, Li, Cs), no se deposita el catón durante la electrólisis y se libera hidrógeno en el cátodo (caso del Cloruro de Sodio) b) Si el catión es un metal como cobre, plata, oro, platino, aceptará electrones en el cátodo y se depositará como metal libre. c) Si el anión tiene sólo una atracción débil por los electrones: F, Cl, Br, I, los iones pierden sus eletrones en el {ánodo como elementos libres (caso del Cloruro de Sodio). d) Los aniones que tiene una atracción fuerte por los electrones, como el SO-2 y NO-, no pierden sus electrones en el ánodo, y se libera oxígeno como consecuencia de la reacción del agua (caso del ácido sulfúrico) Procesos industriales de electrólisis La industria moderna no podría funcionar como lo hace hoy en día sin las reacciones de electrólisis. Muchos elementos se producen casi exclusivamente por electrólisis, por ejemplo, el aluminio, el magnesio, el cloro y el flúor. Entre los compuestos químicos producidos por electrólisis están el NaOH, K2Cr2O7, KMnO4, Na2S2O8 y gran número de compuestos orgánicos. Afino electrolítico El afino electrolítico de metales, implica el depósito de metal puro en un cátodo, a partir de una disolución conteniendo el ión metálico. El cobre que se obtiene por tostación de sus minerales tiene bastante pureza para algunas aplicaciones como tuberías, pero no las suficientes para aplicaciones que requieren una gran conductividad eléctrica. Para estas últimas hace falta cobre con una pureza superior al 99,5%. Se toma como ánodo un trozo de cobre impuro y como cátodo una lámina delgada de cobre metálico puro. Durante la electrólisis el Cu2+ producido en el ánodo se desplaza a través de una disolución de ácido sulfúrico y sulfato de cobre hasta el cátodo, donde se reduce a Cu(s). el cátodo de cobre puro aumenta su tamaño, mientras que el trozo de cobre impuro se consume. Depósito electrolítico En el depósito o baño electrolítico se deposita un baño de un metal sobre otro metal por electrólisis. Este procedimiento se lleva a cabo por motivos decorativos o para proteger de la corrosión al segundo metal. Los cubiertos de baño de plata por ejemplo, consisten en una base de hierro con un recubrimiento fino de plata metálica. En un proceso de depósito electrolítico el objeto a bañar constituye el cátodo de la célula electroquímica. El electrólito contiene iones del metal que constituyen el baño. Estos iones son atraídos hacia el cátodo, donde se reducen a átomos metálicos. El electrólito suele ser sulfato de cobre en el caso de un baño de cobre y K(Ag(CN)2)(aq) en el caso de un baño de plata. La concentración de ión plata libre en una disolución del ión complejo [Ag(CN)2] (aq) es muy pequeña y el baño electrolítico en estas condiciones proporciona un depósito del metal microcristalino y muy adherente. El cromado o baño de cromo es muy útil por su resistencia a la corrosión, así como por su belleza con fines decorativos. El acero puede cromarse mediante una disolución acuosa de CrO3 y H2SO4. Sin embargo, el baño obtenido es fino, poroso y tiende a resquebrajarse. En la práctica primero se baña el hacer con una capa fina de cobre o níquel y después se aplica el baño de cromo. Las piezas de maquinarias pueden hacerse resistentes al agua mediante un baño de cromo o cadmio. Algunos plásticos también pueden bañarse, primero debe hacerse conductor al plástico recubriéndolo con polvo de grafito. El proceso de reposo electrolíticos de cobre sobre plásticos ha sido importante para mejorar la calidad de algunos circuitos microelectrónicas. Los baños electrolíticos se utilizan, en el sentido literal del término, para hacer dinero. La moneda americana de un centavo actual, sino que se hace bañando con cobre un núcleo central de zinc y a continuación se graba esta pieza con baño de cobre. Electrosíntesis La electrosíntesis es un procedimiento para producir sustancias por medio de reacciones de electrólisis. Resulta útil para algunas síntesis que requieren un control cuidadoso de las condiciones de reacción. El dióxido de manganeso se presenta en la naturaleza en forma pirolusita, pero el pequeño tamaño de los cristales y las imperfecciones de la red hacen que este material no sea adecuado para algunas aplicaciones modernas, como las baterías alcalinas. La electrosíntesis de MnO2 se lleva a cabo en una disolución de MnSO4 en H2SO4 (aq). El MnO2(s) puro se forma por oxidación del Mn2+ sobre un electrodo inerte (como el grafito). La reacción catódica es la reducción de H+ a H2(g) y la reacción global es: Mn2+ (aq) + 2H2O(l) --------> MnO2(s) + 2H+(aq) + H2(g) Electrólisis de una disolución acuosa de cloruro de sodio: proceso cloro-sosa Reacción global: 2Cl (aq) + 2H2O(l) ---------> 2OH-(aq) + H2(g) + Cl2(g) Eº= -2,19 V Cuando esta electrólisis se lleva a cabo a escala industrial se la denomina proceso cloro-sosa atendiendo a los nombre de los productos principales cloro y la sosa NaOH (aq). El proceso cloro-sosa es uno de los procesos electrolíticos más importantes. Galvanotecnia Proceso electroquímico por el cual se deposita una capa fina de metal sobre una base generalmente metálica. Los objetos se galvanizan para evitar la corrosión, para obtener una superficie dura o un acabado atractivo, para purificar metales (como en la refinación electrolítica del cobre), para separar metales para el análisis cuantitativo o como es el caso de la electrotipia, para reproducir un molde. Los metales que se utilizan normalmente en galvanotecnia son: cadmio, cromo, cobre, oro, níquel, plata y estaño. Las cuberterías plateadas, los accesorios cromados de automóvil y los recipientes de comida estañados son productos típicos de galvanotecnia. En este proceso, el objeto que va a ser cubierto se coloca en una disolución (baño) de una sal del metal recubridor, y se conecta a un terminal negativo de una fuente de electricidad externa. Otro conductor, compuesto a menudo por el metal recubridor, se conecta al terminal positivo de la fuente de electricidad. Para el proceso es necesaria una corriente continua de bajo voltaje, normalmente de 1 a 6 V. Cuando se pasa la corriente a través de la disolución, los átomos del metal recubridor se depositan en el cátodo o electrodo negativo. Esos átomos son sustituidos en el baño por los del ánodo (electrodo positivo), si está compuesto por el mismo metal, como es el caso del cobre y la plata. Si no es así, se sustituyen añadiendo al baño periódicamente la sal correspondiente, como ocurre con el oro y el cromo. En cualquier caso, se mantiene un equilibrio entre el metal que sale y el metal que entra en la disolución hasta que el objeto está galvanizado. Los materiales no conductores pueden ser galvanizados si se cubren antes con un material conductor como el grafito. La cera o los diseños de plástico para la electrotipia, y las matrices de los discos fonográficos se recubren de esta manera. Para asegurar una cohesión estrecha entre el objeto a ser recubierto y el material recubridor, hay que limpiar el objeto a fondo, ya sea sumergiéndolo en una disolución ácida o cáustica, o bien utilizándolo como ánodo en un baño limpiador durante un instante. Para eliminar irregularidades en las depresiones de la placa y asegurar que la textura de su superficie es de buena calidad y propicia para el refinado, hay que controlar cuidadosamente la densidad de la intensidad de corriente (amperios por metro cuadrado de superficie de cátodo) y la temperatura. Con frecuencia se añaden al baño ciertos coloides o compuestos especiales para mejorar la uniformidad de la superficie de la placa. Algunos metales, en concreto el cromo, tienen poco poder desprendedor, es decir, tienden a recubrir excesivamente las protuberancias y dejan las grietas del ánodo completamente desnudas.