Electrólisis

Electrólisis

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  Electrolitos1.5 ELECTROLISIS La descomposiciónse produce cuando circula la co- rriente eléctrica a través de una solución electrolít¡ca o de sus compuestos fundidos. Condiciones. Para que se realice la etectrólisis de una sustanc¡a, es necesario se cumplan algunas condicio- nes como los siguientes: 1. Presencia de partículas o grupos atómicos carga- dos eléctricamente, que pueden ser electrones o iones. 2. Una diferencia de potencial. áQué es un electrolito? Es un sistema líquido, con- ductor de la corriente eléctrica. Puede ser: ácidos, ba- ses y sales inorgánicas. iQué son electrodos? Son metales en forma de lá- minas, cables o alambres que se sumergen en la solu- ción electro!ítica. Su función es orientar las partículas cargadas eléctricamente a sú respectivo electrodo, tomando en cuenta que "cargas del mismo signo se repelen y de signo contrario se atraen': Los electrodos son dos: Anodo se denomina al polo positivo. Cátodo se denomina al polo negativo. Cátodo Solución electrolítica Acidos I HCI H2SO4 HNO3 Bases I NaOH KOH Ca (OH)z Sales I NaCl KCI NarCO, CONDUCTORES METALICOS Se indicó en la sección 1.4. Anodo + 1.5.1 TEORÍA SOBRE I^A ELECTROLISIS Swante Arrhenius explica que ta conductividad de la corriente se realiza mediante iones. Este científico for- muló los siguientes postulados: E. Toda solución de electrolitos contiene iones. b. Los disolventes rompen la unión de los electrolitos. G. Los iones son los que conducen la corriente eléctrica. d. La conductibilidad eléctrica de una solución electrolítica está en razón directa al grado de disociación del electrolito, esto si el electrolito es débil o fuerte. !.5.2 ELECTNÓUSIS DEL CLORURO DE SODIO FUNDIDO La descomposición se efectúa en la cuba electrolítica, que puede ser un vaso de precipitación en el que se introducen los dos electrodos; ánodo y cátodo. Estos que se encuentran conectados a un generador de co- rriente eléctrica continua o batería. El cloruro de sodio fundido se introduce en la celda y se conectá el circuito. Se observa que el cátodo va ad- quiriendo electrones provenientes del polo positivo, lo que origina que e! cátodo tenga tantos electrones y se cargan negat¡vamente, esto significa que se inició la circulación.de la corriente eléctrica y, naturalmente, la descomposición de la sal. lo r-isrca y Qurmrca
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  Se explicará loque ocurre en cada electrodo. En el cátodo, la semirreacción detsodio. Elsodío at se- pararse de la molécula de Nacl perdió un electrón y se convirtió en ion positivo monovalente, por to tan- to migra al cátodo o polo negativo que como tiene abundantes electrones cede uno al sodio por lo que pierde la carga positiva y se transforma en átomo o metal. Esto es un fenómeno de reduccíón (ganancia de etectrones): De esta etectrólisis se obtiene sodio metático en el cá- todo y desprendimiento de gas ctoro en el ánodo. 1.5.3 EtECTnóusIs DE CLORURO DE SODIO EN SOLUCIÓN ACUOSA cuando el cloruro de sodio se disuerve en agua se pro- duce la ionización, y en la celda electrolítta existen cuatro clases de iones; dos positivos (Na* y H*) y dos negativos (Cl- y OH-): NaCl + H-OH Na* + Cl- + H* + OH* Los iones H* y Na+ son atraídos por er cátodo, pero so- lamente el hidrógeno gana un electrón y se'iransfor- ma en átomo, no así el sodiq puesto que t¡ene mayor potencial eléctrico. 2H+ + 2e- -¡ gro se descarga (reducción) 2Na* --> 2Na+ no se descarga Los iones cl- y oH- son atraídos por et ánodo, pero so- lamente el cloro se descarga, no así el OH, de manera que: 2Cl- - 2e- --> Ctro se descarga (oxidación) 2 OH- -+ 2OH- no se descarga Los iones Na+yoH*quedan en ta sorución yreaccionan: Na* + OH* _+ NaOH Por lo tanto, resumiendo et proceso de una sora ecua- ción se tiene: ' 2NaCl + 2Hro -> 2NaOH * Hro + Ctro De esta manera, en er proceso erectrotítico dercroruro de sodio en solución acuosa, se produce: a. Cloro gas en el ánodo: Ctro b. Hidrógeno gas en et cátodo: Hro c. Hidróxido de sodio que queda en la cetda. 2Na* _> 2Na+ 2OH- _> 2OH- = 2NaOH lde la .o for- : :, i.|1.: ; i, i,. tl ¡,. ¡:i: { r-, :.1 ¡.a i +.'l' l:' ,t't i,' i:1 §:" lirj f,i:l:! . ! -'i 6.ir L,;! i.- !:'". li' 1: ',;:., i,!: !.':1 ?:f; .J rl, *:: {,ti f¿r :9i,üir :4i =iif::-j.*i: n'it )l1t :;, : ,E:'r:, .:, . 'ir:. El ión cloro negativo migra at ánodo o polo positivo, que, en cambio, tiene deficiencia de etectrones por to que elcloro deposita un electrón, vale decir, pieüe un electrón y se convierte en átomo gaseoso. Este es un fenómeno de oxidación (pérdida de electrones). DO ¡lítica, lue se . Estos de co- elda y va ad- rsitivo, lrones rinició nente, si se suman las dos semirreacciones, que en definitiva son reacciones que se producen en tos electrodos y q.ue en conjunto forman el sistema de óxido_reduc_ ción, se tiene: Semirreacción a. catódica 2Na+ + 2e- = 2Na0 b. anódica zcf - 2e- = Ctzo Reacción total 2Na* + 2Cl_ = 2Nao + Ct20 Bachillerato General Unifi cado
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  !, .5.4 EQUIVALENTEQUEMICO Ea) El equivalente químico de un elemento en un com- puesto dado, es la relación entre el átomo gramo del elemento (masa atómica) y la valencia con la cual se encuentra actuando. Ejemplos: Encontrar el equivalente químico de la plata en el ni- trato de plata. AgNo, Eq =+ =-P=1o7,89 Encontrar el equivalente quÍmico del cobre en el sul- fato cúprico. cusoo Eq =+ - 63'149 -31,77 IV2 Encontrar et equivalente químico del cobre en el ni- tratocuproso. cuNo3 Eq = + ='+n = 63,54 9 Encontrar el equivalente químico del hierro en el clo- ruro ferroso y en el cloruro férrico. Eq=+ =ry=zt,eze Eq =+=r!1t= 18,6i e 1.5.5 EQUIVALENTE ELECTROQUÍnaICO (a) Es ta cantidad de sustancia puesta en libertad por un culombio, o la cantidad de sustancia depositada en uno de los electrodos al paso de un culombio. Un equivalente electroquímico se obtiene dividiendo el equivalente químico de un elemento para 96 500 culombios. 28 Física y Química La fórmula es: a = equivalente electroquímico en gramos/ culombios. ) Eq = equivalente químico en gramos. F = constante de Faraday = 96 500 culombios. Ejemplo: Hallar el equivalente etectroquímico del cobre en el cloruro cúprico, cuyo peso atómico es 63,57. a-? Eq = 63,57 +2 = 31 ,785 9 F =96 500 culombios ar= Eq -F ,-,, _ 31,785 g ¿ - 96 5oo culombios Q = 0,00032949/culombios Se ha calculado el valor del equivalente electroquími- co para algunos elementos. 1.5.6 CÁTCULO DE LA CONSTANTE DE FARADAY (F) La constante Faraday, cuyo valor promedio es de 96 500 culombios, se calcula dividiendo el equivalente químico del elemento expresado en miligramos (Eq mg) para elequivalente electroquímico en mg/culom- bio (Q). FeCl, FeCl, Elemento Átomo gramo o pesoatómko Ualencia Qen mg/culomb. Ag Cu Cu Au Au AI Na H 108,87 g 63,54 g ' 63,54 g 196,96 g '196,96 g 26,98 g 22,98 g 1,008 g 1 t 2 1 3 3 1 1 1,12 0,66 0,33 2,04 0,67 , 01093 0,24 0,0104
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  Tomemos como ejemploel caso del oro monovatente: (Au*'). r= Eqmg mg/culombio Peso atómico ='196,96 g Valencia = 1 cidad, elaec¡r, go en los respectivos cada elemento. 500 culombios. Allí se depositarán cátodos 1 equívalente químico de p= Eqmg Q mg/culombio Cu (monovalente) Peso atómico = 63,54 g Valencia = 1 Eq=J3JL =63,54mg p=@' 1 '-o,6qmúculomb'o Q = 0,66 mg/culombio F = 96 500 culombios Ejercicio: calcular la constante de Faradaytomando como ejem- plos el oro trivalente, et cobre divatentg el cromo diy trivalente. El experimento reatizado por Restrepo, consistió en que eñ una celda electrolítica colocó como etectrótito cloruro de sodio e hizo circular ta cantidad de etectrici- dad de 1O 000 cutombios, con lo cual obtuvo el depó- sito de 2,38 g de sodio en el cátodo y 3,67 gramos de gas cloro que se liberó en el ánodo. cuando duplicó ta cantidad de electricidad a 20 000 culombios,obtuvo 4,76 gde sodio 7,34 dectoro. segunda tey. se dispone de cuatro cubas electroríti- cas en serie, en las que se coloca diferentes electro- litos, pero que circula la misma cantidad de erectri- Hzlo¿ A9NO3 CuSO4 FeCt3 ,uioocutombios - i' Experimento que sirue paro deducir la segunda ley de Faraday. 96 500 culombios H*r Ag*, Cu*2 Fe*3 gramos de electrolito .l,00g 107,0g 31,g lg,6 Puesto que: Eq de H*l =ryl= 1,008 g Eq de Ag*' = rft = 1o1,8 .g Eq de cu*2 =ry= 31,8 g Eq de Fe*3 =+a= 18,6 g Por lo tanto, cuando pasan 96 500 cutombios, se de- posita o se desprende un equivalente quÍmico del elemento. De este experimento se deduce la segunda Ley de Fa- raday, que dice: si una misma cantidad de etectricidad atravie- sa distintos electrolitos, tas masas de las sus_ tancias depositadas o desprendidas durantá la electrólisis son proporcionates a los respectivos equivalentes químicos. En las leyes de Faraday intervienen variables como la intensidad de la corriente, el tiempq ta constante de Faraday, el equivalente químico. De ailí que se puede reunir estos factores en la siguiente fórmuta: Eq=ry= 196,96mg Q = 2,04 mg Para el cobre monovalente: F _ 1e6?6eml 2,04;mflculombio F = 96 500 culombios en el nbios ¡uími- ,l al,12 I :::l Z:I ':1 I a_l F) de 96 ,alente ros (Eq :ulom- a rt .a a, .O aa ao oa I.5.7 LEYES DE FARADAY Bachíllerato Genera
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  a= l= T= Eq= cantidad del electrolitoen gramos. lntensidad de la corriente en amper¡os' tiempo en segundos. A equivalente químico = l¡ . 4. constante de Faraday = 96 500 culombios Cr¡lombios = Amperios x tiemPo 1 FaradaY =96 5oo culombios ¿Qué intensidad debe tener una corriente iue deposite 60 g de cloro en 3 h'? Fórmula o=# , QxFt=- ' Tx Eq = 105,64 § para F= Problemas: 1. ¿cuántos gramos de plata se depositarán en el cá- iodo cuando pasa una corriente de 2 amperios en 3h, sobre una solución de AgNO3' Datos Q =609 l=? T=3h=10800seg F =96 500 C eq =|E= 35,5 9 o _ z Xx 19 p99l>1os s =24,11 9< - 96 5008 ¿Qué cantidad de Cu de una solución de CuSOa se áepositará cuando pasa una corriente de 5 ampe- rios en 30 minutos? Datos T =? I = 2,5A V=500m| N=1N Eq = +1=108 s Q = Sol N de AgNO, - Eq en 1 000 ml Q=108gen1000ml Q=54gen500ml s4lx96 500 C '--z5Ax1o1d T=19300s=5h21'40" 6. En la operación del plateado electrolítico se ut¡li- za una corriente de un amperio en un tiempo de 45 h. ¿Qué peso de plata se obtiene con un rendi- m¡ento del 95olo? Datos Fórmula Q =? t =1A q=J¡r2!E9- T=45h=16200, F o/o = 95o/o t =96 500 C Eq = 1o8g ¿Cuánto tiempo debe circular una corriente de 2'5 ámperios para depositar toda la plata contenida en 500 ml de una solución normalde AgNOr? Fórmula lxTx Eq fl- -? r ? QxF ' lxEq Datos Q=? I =24 T =3h=10800s Eq=1089 F =96500C Datos Q=? I =5A T=30min=1 F=96500C Eq = g*=3zs Datos Q =? I =8A T=12h=43200s F =96500C 58,71 Eq = T=29,59 30 FÍsica y Química Fórmula' ,-, _ lxTx Eq ¿- F Fórmula O- IxTxEq Soos F 5. 2. ,=W=z,el9 3. ¿Cuántos gramos de Ni.se obtienen sobre un guar- áa choques cuando circula una corriente de 8 am- perios en 12 h sobre una solución de NiCl2? Fórmula ",- lxTxEq ¿- F 60 fx9610l-C -= 1 S,I O A 10 800 sx35,5fi
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  a=ffi=181'13s 'iY; 18t't3 g -sr%::!rrrr, =7tz,ot etoog Fórmula Culombio = áñtp€rio x tiempo Culombio =2 Ax7 200 s = I 44AOC ¿Qué volumen de hidrógeno seco se pone en li- bertad cuando pasa una corriente de i amperios en 2h. Calcular elvolumen de hidrógeno seco a 20 "C y a 800 mm de Hg de presión? Datos H, (húmedo) = 22,41 H (seco) = 1"1,21 T -2h=7 200 s Vr= =7r7f.l 96 500 C = "l'l ,21 1440OC = x = Datos P1 =7GO mm Hg Vl = '1,67 I T1 =273K Pz = 800 mm Vz=7 Tz= 293 K 14400Cx11 921 = 7,67 I 96 s00 c Fórmula P,V, = PrV, Tl Tz v, _ PrVlT2 ' PrT, de 2,5 tenida 3? e ut¡l¡- rpo de rendi- l. i' 4 3l -{. É.: !:.. :l *' tl ii. ::,! r! ¡.. , ; í... l:l -t,,. ,tr r+_É §:. "t:; Í' ¡; á¡ ¿_' ;:;. &:! ü', !it: ¡,f ¿..: i, *:, L ?.-: ¿._ .t.:; f',:; T.-1 ;.É.,.1 ;!:i s, ti tr,. $.:. g¿ 5;.'i +-::i itt::1 E.i-l J':' :,jrir Resuelva en su cataderno. l. Calcular el equivalente electroquímico del Zn, te- niendo en cuenta que la masa atómica es 65,3g g. se hacen pasar e3 Faraday a través de tres células electrónicas en serie. una contiene plata, otra zinc y otra aluminio. ¿Cuántos gramos de metat se de- positarán en los respect¡vos cátodos? 5. ¿Cuánto tiempo llevará et depositarse 100 g de aluminio con una coriente de .l25 amperios? 6. iQué tiempo se requiere para que pasen por una cuba electrolítica 12 000 culombios con una co- 2. Bachillerato General Unificado 3 1
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  b. T".5.8 APLICACTONES DE I-AELEcrRoQuinnICA La tecnología empleada en la etectroquímica consti- tuye un valioso aporte ya sea en el laboratorio, como 'en la pequeña y gran industria, señalándose entre otras las siguientes aplicaciones: ?. Obtención de elementos gaseosos, como por ejemplo el ctoro en la electrólisis delcloruro de so- dio fundido; la obtención del hidrógeno y oxígeno en elvoltámetro. Obtención industrial de metales como en el caso del cobre a partir el sulfato cúprico, de la plata a partir del nitrato de Plata. En la cobertura de metales oxidables a la tempera- tura ambiente y en elaire húmedo como el hierrq que para evitar que se oxide se le cubre con una capa delgada de metal resistente a la oxidación como el níquel, proceso que se llama niquelado; si se cubre con cromo 9 se llama cromado; si es con oro, dorado. Esta aplicación se utiliza en los acabados de tos automóviles, en las chapas de las puertas, en los relojes, etc. GALVANOSTEGIA Et¡mológicamentá significa "cubrir". Consiste en de- positar una capa adherente de un metal no oxidable sobre otro metal, caso concreto el niquelado. Por ejemplo, si se va a proceder a niquelar los guarda- choques de los carros, para lo cual se disponen de cel- das electrolíticas muy amplias y que en la industria tra- bajan en serie, se utilizan electroCos del mismo metal, esto es barras de níquel. como electrolitos se requiere de cianuro o sulfato niquélico, se introduce la pieza de hierro en el bañq la misma que debe ir conectada al polo negativo del circuito, obteniéndose así el depósi- to lento del níquel sobre las piezas de hierro. GALVANOPLASTIA Etimológicamente significa "motdÉár4 Consiste en de- positar una capa poco adherente de un metal sobre un molde; por ejemplq cuando se quiere construir el busto de una persona para un monumento, entonces es necesario fundir en yeso la imagen, luego se la cu- bre con grafito, se la conecta at cátodo, se introduce en el electrol¡to y se deposita una capa gruesa no ad- herente que resulta ser la imagen. 3/ l-rslcaYQurmrca I. .5.9 PTLAS ELÉCTRTCAS iQué es una pila eléctrica? Es un sistema que per- i it" transformar la energía química, producto de una reaci¡ón, en energía eléctrica. Es un dispositivo que mantiene la diferencia de po- tencial entre sus dos electrodos o terminales A y B, los que deben estar separados por un campo eléctrico que señale el sentido de derecha a izquierda. En este campo, las cargas móviles que son los iones se dirigi- rán al terminal de signo contrario, vale decir, los elec- trones emigran alterminal positivo. . Todo tipo de pila se compone de dos electrodos, uno positivo y otro negativo, introducidos en una solución electrolitica de un ácido, una base o una sal. Los elec- trodos carecen de carga eléctrica mientras están fuera de la solución electrolítica, mas, cuando ellos se intro- ducen ocurre que: á. El electrodo reacciona con el electrolito des- prendiendo iones positivos, Por lo que pierde su neutralidad, retiene la carga negat¡va y se carga negativamente. b. Los iones positivos que están en la solución elec- trolítica se dirigen al otro electrodo en el que se depositan o ceden su carga positiva, por lo tanto se carga positivamente. terminalnegativo terminal positivo De esta manera, se han constru¡do los dos polos de la pila con una diferencia de potencial. De lo dicho, se concluye que en una pila se produce una diferencia de potencial entre dos metales quími camente distintos cuando se sumergen en una solu ción de un electrolito, por lo mismo, cuando se intro duce un metal en un ácido pasan a la solución ione: metálicos que llevan carga positiva, dejando al meta terminal negativo
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  er- lna cargado negativamente. Seforma un campo eléctri- co en la solución ácida que tiende a atraer a los iones positivos hacia el metal y así limitar el número de io- nes que pasan a la solución. Si se mide e! potencial del ácido en la reacción al metal, el ácido tendrá un valor positivo. EXPERIMENTO AI introducir una lámina de zinc en agua, se produce un paso.de algunos átomos del metal hacia el agua en forma espontánea, esto se debe a que el metal posee tensión de disolución. Los iones de zinc son atraídos hacia la lámina que se cargó negat¡vamente, esta atracción se llama prerión electrolítica. En el primer caso, la lámina se carga positivamente y en el segundo negat¡vamente. Lo contrario ocurrirá con la solucién. El resultado es !a aparición de una diferencia de po- tencial entre la lámina de zinc y la solución de sulfato de zinc. Se ha calculado la tensión de disolución, esto es, la mayor o menorfacilidad de desprenderse de los iones para los metales, por ejemplo elvalor delzinc es gran- de y menor en el cobre. Pila galvánica. El mecanismo de funcionamiento se basa en los fenómenos de perder electrones (oxida- ción) o ganar electrones (reducción). En un recipiente que se d'ivide en dos compart¡mientos: )o- los ico rte gi- ]c- no 5n lc- tra o- !s- 5U la c- ie lo o De manera que existen dos fuerzas, una que obra de la lámina hacia el líquido y otra en sent¡do contrario, esto es, de la solución a la lámina. Si la tensión de disotución y la presión etectrolitica son iguates, se establece un equitibrio. Ahora, si !a lámina de zinc se introduce en un vaso que contiene una solución de sulfato de zinc (ZnSOd, aquí hay un predominio de la presión electrolítica, por lo que los iones de Zn*z se adhieren a la lámina de zinc, movimiento que termina cuando se estabtece elequilibrio. Pero si la tensión de disolución es mayor que la pre- sión electrolítica, pasarán iones de la barra de zinc a la solución. Pared porosa Solución de CuSOo Compartimiento A. Que lleva como ánodo una barra de zinc sumergido en una solución de sulfato cúprico. Compartimiento B. Que lleva como cátodo una barra de cobre sumergido, también en solución de sulfato cúprico. Los compartimientos A y B se encuentran separados por una pared de material poroso que no deja que se mezclen las soluciones sino que pasefirolamente los iones de un compart¡miento al otro. En los dos compartimientos la presión de disolución es mayor, por lo que los iones positivos Zn*'y Cu*2 pa- sarán a sus respectivas soluciones,las que se cargarán positivamente. En la barra de zinc existe mayor densidad etectrónica, mayor, número de electiones, puesto que cedió a la BachilleratoGeneralUnificado 33
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  solución mayor cantidadde iones zinc que la barra de cobre. Si se conectan los dos electrodos mediante un alam- bre se observará el paso de la corriente eléctrica del ánodo al cátodo, esto es la barra de zinc o de cobre. En et ánodo o barra de zinc se produce ta reacción de oxidación, pierde electrones: Zno -2 e- ---> Zn*? (oxidación) En el cátodo o barra de cobre se produce la reacción de reducción, gana electrones: Cu*2 + 2 e- -2 e- --+ Cuo (reducción) POTENCIALES DE LOS METALES EN E/V TOMANDO COMO BASE EL H I.5"tr.O PILA DE ZINC - CARBÓI{ Es el tipo de las denominadas pilas secas, porque se sustituye el electrolito en solución líquida con uno pastoso, cuyo ejemplo es la pila que se utilizan en las linternas, radios, etc. El nombre de pilas de zinc - carbón se debe a tos nom- bres de los electrodos que se utitizan. 34 Física y euímica Cámara de aire Electrodo de carbón Electrolito Arandela aíslante De acuerdo con el gráfico se t¡ene: 1. Et electrodo negativo es ta cápsuta de zinc y tas sustancias químicas que están en el interior. 2. El electrodo positivo es una. barra de carbón. 3. La mezcla despolarizante está compuesta de dió- xido de manganeso, carbón en potvo (grafito) y cloruro de amonio (NH*C|), esta es una pasta húmeda. 4. Pasta o electrolito, compuesta de ctoruro de amo- nio, cloruro de zinc(ZnClr), agua, harina y atmidón, la que se encuentra entre el recipiente de zinc y la mezcla despolarizante. Las reacciones que se producen son: En el cátodo, el z-inc se oxida, píerde 2 electrones y pasa de Zno aZn*z Zno + 2NH4C|-¡ -+ Zn*z + 2Cl2O + 2NH3 + 2H+ + 2e- Los electrones se quedan en et electrodo de zinc por lo.que se carga negat¡vamente, en tanto que los iones H* emigran hacia ta barra de carbón que se carga po- sitivamente ya que el hidrógeno le cede la carga posi- tiva que lleva. se cierra el circuito cuando se unen tos dos polos, entonces los etectrones circulan det polo negativo al polo positivo, dando lugar a la corriente eléctrica continua. En la barra de carbón se siguen acumulando iones po- sitivos de hidrógeno impidiendo ra circuración y la pila se agota; es necesario hacerlos desaparecer por ta mis- (-) I +i lt f: i r: I, §r i: rt" $ ts ú :i. !!- H PARES É,N PARES EN L¡ Li* Cs Cst KK* Rb Rb* Ca Ca2* Na Na* Mg Mg'* Zn Zn2n Fz Fe2* cd cd2* T¡ T¡* Co Co2* 3,02 2,93 2,92 2,92 2,76 2,71 2,35 0,76 0,44 0,40 0,33 0,26 N¡ Ni2* Sn Sn2* Pb Pb2* H2 H2 Cu Cu2* Cu Cu* Ag Ag* Hg Hg'* Hg, Hg'* 02 oH- lz l- Br, Br- cl, cl-- 0,23 O,'i'4 0,12 0,00 -O,34 -0,53 -0,79 -0,80 -0,86 o,40 -0,53 -0,05 -0,35
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  d, b. ma acc¡ón delas sustanc¡as quím¡cas, en la siguiente reacción: 2Mn*a O, + 2H* + 2e- MnrO, + H2O Este proceso se llama despolarización del sistema. 1.5.11 ACI.JMULADOR DE PLOMO El acumulador permite que las reacciones químicas sean reversibles, es decir: Transforma la energía química en energía eléctrica. Transforma la energía eléctrica en energía química. Esta es la diferencia con una pila seca, que cuando la reacción química termina, la pila queda totalmente agotada e irreversible (pila de linterna); en cambio en las baterías o acumuladores de plomo, como las reac- ciones químicas son reversibles, una vez agotada la reacción en un sentido, que es la descarga de la ba- tería, puede volverse'a cargar cuando se le adminis- tra corriente eléctrica continua, y la batería funciona perfectamente. Esto ocurre cuando en un automóvil se ha dejado las luces encendidas con el motor apagadq la batería se descargq, toda la energía química se transforma en eléctrica. Cuando se la lleva a un tailer donde cargan baterías, allí se suministra durante varias horas co- rriente cont¡nua, es decir, la energía eléctrica se está transformando en energía química. Un acumulador consta de: 1. Elelectrodo positivo o cátodo, formado por placas de plomo con dióxido de ptomo. 3. El electrolitq que es una sotución de ácido sulfúrico. FUNCIONAMIENTO Y REACC¡ONES QUÍMICAS Diferentes reacciones químicas se producen en el pro- ceso de descarga y carga de la batería: il. Proceso de descarga. Producción de etectricidad. En el cátodo: el plomo metalico al reaccionar con el ácido sulfúrico se transforma en sutfato plum- boso .Jn ,ut.n cia +2;esto es, sufre el fenómeno de oxidación con pérdida de dos electrones. Pbo+ H2so4 pb*2so4 * Hro + 2e- En el ánodo: los electrones llegan al polo positivo, oxidándose a dióxido de plomo u óxido ptúmbico de valencia +4, que reacciona con el ion sulfato formando sulfato plumboso insoluble, el mismo que se adhiere a las placas. Pb*4o2+2e-+HrSOo+H, Pb*2so4 + 2H2o Las dos reacciones anter¡ores expresadas en una sola quedan así: carga Pb*4O2 + Pbo + 2HrSOo - 2Pb+25O4+ 2HrO descarga b. Proceso de carga en el ánodo, Las reacciones químicas se producen en sentido contrario, es así como el plomo divalente absorbe dos etectrones y se trañsforma en plomo metálico, siendo un fe- nómeno de reducción. Pb*2 + 2e- -> Pbo Pb*2 So4 + 2e- pbo + Soo-, En el cátodo: el plomo divalente delsulfato plum- boso desprende dos electrones y se transforma en plomo tetrava lente, así: Pb*2 - 2e- ----> Pb*4 2pb*zSOo + 2H2O --+ pb*4O2 + pbo + 2H2SO4 Las dos reacciones anteriores expresadas en una sola quedan así: d¡ó- rfito) rasta lsy 2e- lor les )o- ¡sí- los rlo rte o- ila s- 2- El electrodo negativo o ánodq formado soto por 2Pb*zSOo + 2HzO -> Pb*4O2 + pbo + 2HrSOo placas de plomo esponjoso. CARGAY DESCARGA DE UNA BATERÍA El sentido de la corriente es det polo negativo al polo positivo. En la descarga se produce sulfato ptumboso en ambos electrodos. El ácido sutfúrico se diluye en razón de que en la reacción se produce agua. La batería se cargará nuer,amente cuando se le su- ministre del exterior energía eléctrica, y esto ocurre cuandos se pone a funcionar el motor del auto, pero si está apagado y las luces y radio están funcionando, la batería se descargará lentamente. Bachillerato General Unificado 35
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  E Agente reductor. Sustanciaque se oxida y causa la reducción de alguna otra sustancia. Agente oxidante. Sustancia que se reduce porque causa la oxidación de alguna otra sustancia. Ánodo. Electrodo en el que tiene lugar ta oxidación. Cátodo. Electrodo en el que tiene lugar la reducción. Celda electrotítica. Dispositivo en et que se hace que Celda galvánica. Dispositivo en el cual tiene lugar una reacción espontánea con paso de.electrones a través de un circuito eléctrico. Electrólisis. Proceso en el que se utiliza la electricidad para producir un cambio químico. Electroquímica. Rama de la química que se ocupa de las relaciones entre ta electricidad y las reacciones qurmrcas TerrER e LeeoRAToRro FABRTCACIÓN DE UNA PILA ELÉCTRICA Objetivo Conocer elfuncionamiento de una pila eléctrica. Materiales Láminas de zinc y cobre de 20 cm x 2 cm en las que se realiza un agujero en cada uno de los extremos, alam- bre de cobre (aquellos que utilizan para la Iuz), vasos de precipitación de 50 ml, tubo de vidrio en forma de U (puede utilizarse una manguera de inyectar sueros), tubos de ensayo, algodón o papel filtro, voltímetro (si es posible). Reactivos Soluciones al 100/o de cloruro de sodio, sulfato cúpricq sulfato de zinc. lecntca 1. En el orificio de cada lámina metálica, ¡ntroduzca la punta del alambre de cobre de unos 20 cm, en- torche para que sirvan de electrodos. 2, En un vaso de precipitación ponga la solución de sulfato cúprico y en el otro la solución de sutfato de zinc. 3. Prepare el puente salino en el cual pondrá la solu- ción de cloruro de sodio y lo taponará fuertemen- te con algodón o papelfiltrq por los dos Iados del tubo en U. Conecte las soluciones de los vasos mediante el puente salino. lntroduzca las láminas de cobre en cada vaso. Mediante los alambres, conecte a un voltímetro a fin de que detecte el paso de la corriente (puede conectar un foco de linterna de 1.5 V). 4. 5. 6. 36 Física yQuímica
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  Fotocopiar esta páginapara realizar la prueba ,! i.ffi, ffii, s del le el EveruncróN Nombre: Curso: Fecha: Calificación: 1, Escriba, dentro de un paréntesis la letra V o F si considera que la respuesta es verdadera o falsa. b. Los metales conducen corriente eléctrica debi- do a la presencia de: a. Alta energía de ionización. b. Alta electronegatividad. c. Electrones móviles. c. Siel potencial de reacción es positivq esto indi- ca que: a. Hay reacción y produce energía. b. No hay reacción. c. Hay equilibrio químico. d. El paso de un coulombio por determinado pun- to de un conductor, durante un segundq co- rresponde a la siguiente unidad: a. Faraday b. Voltio c. Amperio e. En la electrólisis del CaCl, fundidq la especie que reacciona con elelectrodo negativo es: a. Ca b. Ca*z c. Cl-l En una cetda gatvánica, et cátodo: a. Atrae los iones positivos. b. Gana electrones. c. Es fabricado de carbono. a. La mayor energía del electrón se encuentra en el nivel 1. ( b. El llamadoiflujo eléctrico"tiene masa. ( c. Los e¡ectrones libres están localizados en los niveles. ( d. Amperio es igual a Culombio por voltio. ( e. Un aparato deTV const¡tuye una resistencia etéctrica. ( f. Elazúcar cornún o sacarosa es un electrolito. ( g. Elcloruro de sodio anhidro conduce la corriente eléctrica. ( h. Es lo mismo equívalente químico que masa molecular. ( i. Una pila de Zinc-Carbón es una pila seca. ( j. En un acumulador de ptomo se utitiza Prueba objetiva ) ) ) ) ) ) ) ) ) ácido sulfúrico. Encierre en un círculo ta letra de ta respuesta que considera correcta. Tiene 3 opciones. a. La reacción que representa una reducción es: a. Na*l -> Nao + I e- b. Cfr + le- -+ Clo c. Na*l + le- -+ Nao () 2. Bachillerato General Uniñcado
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  Fotocopiar esta páginapara realiz.r,.h Encontrar el equivalente electroquímico del hierro en el cloruro férrico (Fe = 55,849). 3. Establezca una clara diferencia entre: a. Ánodo y cátodo. b. Celda electrolítica y celda galvánica. c. Pila seca y pila alcalina. d. Conducción electrolítica y conducción electrónica. 4. Escriba las reacciones que se producen en la des- carga del acumulador de plomo. 5. Calcular la constante de Faraday tomando como ejemplo el cobre divalente de masa atómica 63,54 g. 7. Explique cómo están funcionan: a. La batería de plomo. constituidas y cómo b. La pila seca. ¿Cuántos gramos de sodio se obtendrán por elec- trólisis del cloruro de sodio fundido, si el proceso se realiza durante una hora y con una corriente de un amperio? 3B Física y Química