UNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍAUNIVERSIDAD NACIONAL DE INGENIERÍAFacultad de Ingeniería Química y ManufactureraFacultad de Ingeniería Química y Manufacturera

Área Académica de Ciencias BásicasÁrea Académica de Ciencias Básicas

ELECTROQUIMICAELECTROQUIMICA PROFESOR: ING. JAIME FLORES RAMOSPROFESOR: ING. JAIME FLORES RAMOS

QUÍMICA II (QUÍMICA II (QU-118)QU-118)

REACCIONES REDOX REACCIONES REDOX Reacciones en donde existe cambio en el número de oxidación, debido a la transferencia de electrones.

Ecuación molecular:

oxidación

Reducción

Agente Agente medioreductor oxidante

Ecuación iónica:

NO2- + MnO4

- + H+ Mn2+ + NO3- + H2O

)()()()()()()( lacacacacacac OHONKSOKSOnMSOHOnKMONK 23

5

424

2

424

7

2

3

REDUCCIÓN-Disminución en el estado de oxidación.

-Ganancia de electrones.

- Aumento del número de hidrógenos y/o disminución del número de oxígeno

-Son el causante de que otras sustancias se oxiden. (Ag. oxidantes)

•Los oxidantes son sustancias que tienen elementos con su mayor estado de oxidación.

Ejm.

Las propiedades oxidantes son características para los no metales

F2, Cl2, Br2, I2; O2

4

7OnM

...,,, 4

7

3

5

4

6

2 OnKMONHOSH

24

6

2

4

2

OnM

OnM

nM

OXIDACIÓN- Aumento en el estado de oxidación.

- Pérdida de electrones.

- Aumento del número de oxígenos y/o disminución del número de hidrógenos.

- Son el causante de que otras sustancias se reduzcan (agentes reductores).

• Los reductores son sustancias que contienen elementos con su menor E.O.

Ejm.

• Entre las sustancias elementales tenemos:

Metales alcalinos, alcalinotérreos, Zn, Al, Fe

Algunos no metales: H2, C, P, Si

Hidruros de los metales alcalinos

DUALIDAD OXIDANTE – REDUCTOR

Son sustancias que contienen elementos con E.O. intermedio

Ejm. I2, H2O2, HNO2 y los nitritos

....,,, 3

32

2

IHNSNa

OXIDACIÓN

• Aumenta el estado de oxidación

• Pérdida de electrones

• Agente Reductor

REDUCCIÓN

• Disminuye el estado de oxidación.

• Ganancia de electrones

• Agente oxidante

Nº de electrones ganados = Nº de electrones perdidos

BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICASBALANCE DE ECUACIONES QUÍMICASMÉTODO DE ION ELECTRÓN

A. En medio ácido (H+)

)(2)(42)(3)(4)(42)(2)(4 lacacacacacac OHSOKKNOMnSOSOHKNOKMnO

1. Ecuación iónica: 3

224

NOMnHNOMnO

2. Las semireacciones son:

2-

4

3-2

Mn MnO : Re

NO :

ducción

NOOxidación

3. Balance de masas:

a. Átomos diferentes de O e H

b. Átomos de oxígeno

OH

NO

22-

4

32-2

4Mn MnO

OHNO

c. Átomos de Hidrógeno

OH

HNO

22-

4

32-2

4Mn 8H MnO

2 OH NO

4. Balance de cargas:

OH

eHNO

22--

4

32-2

4Mn 5e 8H MnO

22 OH NO

5. Balance de electrones

)4Mn 5e 8H 2(MnO : Reducción

225( : Oxidación

22--

4

322

OH

eHNOOHNO

OHMnNOHNO 22

3-42 32562MnO5

:Neta IónicaEcuación

6. Ecuación Molecular y Balance Final

OHSOKKNOMnSOSOHKNO 242344224 352352KMnO

B. En Medio Básico (OH-)

)(4)(3(s)-2(ac) )(NO acac OHAlNHAl

Transformando a medio básico:

OHHNHOHOHAlNO 3-42

-2 2Al(OH) 62

Masa equivalente (Ēq)

3-42

-2 2Al(OH) 52 NHOHOHAlNO

El equivalente químico del oxidante o reductor es la cantidad que acepta o libera 1 mol de electrones

MqE

g/mol

eq/mol

¿Cuál es la masa equivalente del KMnO4 en la reacción?

5eq mol 1

6,315

158 q(KMnO)E 458 42

2-4 eq

gOHMneHMnO

Ecuación iónica neta

= # electrones ganados o perdidos por una especie química

EjemploEjemplo

Balancear en medio ácidoBalancear en medio ácido

CrCr22OO772-2- + Cl + Cl-- Cr Cr3+3+ + Cl + Cl22

Paso 0

Cr2O72- + Cl- Cr3+ + Cl2

+6 -2 -1 0

reducción

Paso 1

Reducción Cr2O72- Cr3+

Oxidación Cl- Cl2

Paso 2

Reducción Cr2O72- Cr3+

Oxidación Cl- Cl2

2

2

+ 7 H2O14 H+ +

Paso 3

Red: Cr2O72- Cr3+

Ox: Cl- Cl2

2

2

+ 7 H2O14 H+ +6e- +

+ 2e-

Paso 4

Red: Cr2O72- Cr3+

Ox: Cl- Cl2

2

2

+ 7 H2O14 H+ +6e- +

+ 2e-( ) x3

14 H+ + Cr2O72- + 6 Cl- 2 Cr3+ + 3 Cl2 + 7 H2O

ElectroquímicaElectroquímicaLa electroquímica se ocupa del estudio de la La electroquímica se ocupa del estudio de la ínter conversión ínter conversión entre la entre la energía química y la energía química y la energía eléctrica, así como las leyes que están energía eléctrica, así como las leyes que están involucradas en estos procesosinvolucradas en estos procesos..

Energía eléctricaEnergía eléctrica Energía químicaEnergía química

Las usamos todos los días!Las usamos todos los días!

PILA VEGETALPILA VEGETAL

CONCEPTOS PREVIOS

1. Electrolitos.- Son sustancias que fundidas o en solución se disocian en iones en forma total o parcial.

2. Electrodos.- Son cuerpos que permiten trasladar electrones de un conductor a otro.

a. Electrodo Activo.- Se disuelven o forman durante el proceso Ejem.: Zn, Cu, ..

b. Electrodo inerte.- No se consumen durante el proceso ejm.: Pt, grafito, acero.

3. Catodo.- Son electrodos en donde se produce una reducción.

4. Anodo.- Son electrodos en donde se produce una oxidación.

5. Celdas electroquímicas.- Son recipientes que contienen a los electrolitos y electrodos. Celdas galvánicas y celdas electrolítica.

6.Condiciones estándar

Presión = 1 bar ≈ 1 atm

Actividad = 1 ó 1 M

7. Potencial de oxidación (Eox)

Determina la fuerza relativa con la que una sustancia genera electrones

A mayor potencial de oxidación, mayor será la tendencia a perder electrones (mejor agente reductor)

VeZnZn

VeCC

ox

oxuu

76,02

38,022

2

El Zn se oxida más fácilmente que el CuEl Zn es mejor agente reductor que el Cu

8. Potencial de reducción (Ered) Determina la fuerza relativa con la que una sustancia gana electrones. A mayor potencial de reducción, mayor será la tendencia a reducirse (mejor agente oxidante)

9. Si se invierte la dirección en que esta escrita la semirreacción, se invierte el signo de su potencial de semicelda.

2

2

80,0

34,02

CuionelquereducciónlaatendenciamástieneAgionEl

VAgegA

VCueuC

VeuCCu

VredCueuC

ox 34,02

34,022

2

10. Por convención al electrodo estándar del hidrógeno se le asigna un potencial de 0 V

Tabla de potencial estándar de reducción en agua a 25°C

Media reacción de reducción ε° (v)

VHeH 022 2

87,222

80,0

34,02

00,022

76,02

05,3

2

2

2

2

FeF

AgeAg

CueCu

HeH

ZneZn

LieLi

FeF

AgeAg

CueCu

HeH

ZneZn

LieLi

22

2

22

2

2

2

2

2

Aumenta el potencial de oxidación

Aumenta la tendencia a la oxidación

Aumenta la fuerza del agente reductor

Mejor agente reductor

Aumenta el potencial de reducción

Aumenta la tendencia a la reducción

Aumenta la fuerza del agente oxidante

Mejor agente oxidante

A condiciones estándar, ¿cuál es mejor A condiciones estándar, ¿cuál es mejor oxidante: MnOoxidante: MnO44

-- o Cr o Cr22OO772- 2- ??

MnOMnO44-- + 8H + 8H++ + 5e + 5e-- Mn Mn2+2+ + 4 H + 4 H22OO Eº = +1.51 VEº = +1.51 V

CrCr22OO772-2- + 14H + 14H++ + 5e + 5e-- 2Cr 2Cr3+3+ + 7H + 7H22OO Eº = +1.33 VEº = +1.33 V

Un Un oxidanteoxidante es la especie que sufre la es la especie que sufre la reducciónreducción, por lo que el mejor oxidante será la , por lo que el mejor oxidante será la especie con la mayor tendencia a la reducción:especie con la mayor tendencia a la reducción:

MnOMnO44--

Celdas galvánicasCeldas galvánicasSon los dispositivos en los cuales se produce una Son los dispositivos en los cuales se produce una reacciónreacción redox espontánea generando corriente redox espontánea generando corriente contínua. contínua.

Celda Zn-CuCelda Zn-CuPila de DaniellPila de Daniell

Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) Ecell = 1.10 V

Celda Zn-CuCelda Zn-Cu

Celda Zn-CuCelda Zn-CuEº(CuEº(Cu2+2+/Cu) = +0,34 V/Cu) = +0,34 VEº(ZnEº(Zn2+2+/Zn) = -0,76 V/Zn) = -0,76 V

OxidaciónOxidación Ánodo Ánodo : Zn : Zn Zn Zn2+2+ + 2e + 2e--

ReducciónReducción Cátodo Cátodo : Cu: Cu2+2+ +2e +2e-- Cu Cu

Reacción global: Zn + CuReacción global: Zn + Cu2+2+ Cu + Zn Cu + Zn2+2+

Fem de la pila = +0,34 –(-0,76) = + 1,10 VFem de la pila = +0,34 –(-0,76) = + 1,10 V

Representación o notación de la pila:Representación o notación de la pila:

Zn(s) / ZnZn(s) / Zn2+2+(1M) // Cu(1M) // Cu2+2+(1M) / Cu(s) (1M) / Cu(s)

Se reduce fácilmente!

Se oxida fácilmente!

Medida de los EºMedida de los Eºredred

H2(g) 2 H+(ac) + 2e-

Oxidaciónánodoánodo

Cu2+ + 2e- Cu(s) Reducción

cátodocátodo

Zn(s) + 2 HCl(aq) Zn(s) + 2 HCl(aq) H H22(g) + ZnCl(g) + ZnCl22(aq)(aq)

SemirreaccionesSemirreacciones

proceso de proceso de redreducción: ucción: 2H2H++ + 2e + 2e -- H H22(g)(g)

proceso de proceso de oxoxidación: idación: Zn Zn Zn Zn2+2+ + 2e + 2e ––

reacción total: reacción total: 2H2H++ + Zn + Zn Zn Zn2+2+ + + HH22(g)(g)

Comprobemos las anteriores tendenciasComprobemos las anteriores tendencias

LA SEMICELDA PATRÓN DEL LA SEMICELDA PATRÓN DEL HIDRÓGENOHIDRÓGENO

por convención, el potencial estándar por convención, el potencial estándar del hidrógeno es cero a 25 º Cdel hidrógeno es cero a 25 º C

HH22(g) (g) 2 H 2 H++(ac) + 2e(ac) + 2e-- Eº = 0,0 VEº = 0,0 V

2 H2 H++(ac) + 2e(ac) + 2e-- H H22(g) (g) Eº = 0,0 VEº = 0,0 V

La semicelda patrón de hidrógenoLa semicelda patrón de hidrógeno

Pt/H2(g, 1 atm)/H+(1M)

Potenciales EstándarPotenciales Estándar

ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES REDOXREDOX

La disminución de la energía libre ( G) que tiene lugar durante una reacción espontanea a T y P ctes. es igual al trabajo electrico maximo que puede alcanzar esta reacción sobre los alrededores.

G = - q = -n F n = # moles de electrones transferidos

F = faraday (es la carga de 1 mol de e-)

F = 96485

J = 1c x 1v

VxmolJ

molC

96485

En condiciones estándar:

G° = - n F ε°

Espontánea : G < 0

Reacción ε > 0

No espontánea : G > 0

ε < 0

Ecuación de Nernst:

aA + bB cC + dD

G = G° + RT ln ba

dc

BA

Dc

][][

][][

Pero : G = -n F ε

G° = -n F ε°

-n F ε = -n F ε ° + RT ln

ε = ε°

Luego

ba

dc

BA

Dc

][][

][][

ba

dc

Ba

DcnFRT

][][

][][ln

121

11

.105692,2.96485

15,298...3144,8

cJxmolC

KKmolJF

RT

Qn

log,05910

303,2)105692,2(105692,2 22 xF

RTVx

FRT

RELACIÓN ENTRE ε°, G° Y K

En el equilibrio químico:

G = O

ε = O

O = ε ° -

De donde:

G° < 0 ε° > 0 K> 1 Reacción espontanea

G° = 0 ε° = 0 K= 1

G° > 0 ε° < 0 K < 1 Reacción no espontanea

Kn

log0591,0

)(,

KK

n

0591010

Análogamente resulta si partimos de la energía libre:

G = G° + RT ln Q

En el equilibrio: G = 0

Q = K

G° = - RT ln K

CELDAS DE CONCENTRACIÓN

- Es una celda con dos semiceldas hechas del mismo material pero que tengan distinta concentración iónica.

-La reducción ocurrirá en el compartimiento más concentrado y la oxidación se producirá en el lado más diluido.

-Las fem de las celdas de concentración casi siempre es pequeña y disminuye durante el proceso .

-Cuando las concentraciones iónicas son iguales, se hace cero y ya no ocurre cambios.

RTnF

RTG

eeK

Baterías: Son varias celdas galvánicas, conectadas en serie, generando un voltaje constante. No requiere de puente salino.

Acumulador de plomo: Batería que puede recargarse (celda secundaria) pasando corriente eléctrica a través de ella, en dirección opuesta a la que se verifica al descargarse.

Ánodo : Pb(s) + SO4 2-(ac) Pb SO4(s) + 2 e-

Cátodo : PbO2(s) + SO42-

(ac) + 4H+ + 2e- PbSO4(s) + 2H2O(l)

descarga (celda galvánica)

Pb(s) + PbO2(s) + 4H+

(ac) + 2SO2-4(ac) 2PbSO4(s) + 2H2O (l)

carga (celda electrolítica)

-Tanto el ánodo como el cátodo están inmersos en una solución de ácido sulfúrico.

-La densidad de la solución ácida debe ser mayor o igual a 1,2 g/ml

-El potencial de la celda disminuye al bajar la temperatura

-Cada pila genera algo de 2 V

-La batería común de un automóvil consiste de 6 de estas pilas conectadas en serie (12 V)

PILA SECA (Pila de Laclanché)

Tiene ánodo de Zn y cátodo de carbón.

Electrolitos: NH4Cl; Zn CL2; otros: MnO2 y almidón

Ánodo : Zn(s) Zn2+ + 2e-

Cátodo : 2NH4+ + 2 MnO2(s) + 2e- Mn2O3(s) + 2NH3(ac) +

H2O(l)

Zn(s) + 2MnO2(s) + 2NH+4 Mn2O3(s) + 2NH3(ac) + H2O(l) +Zn2+

(Zn (NH3)22+ complejo)

-El voltaje aprox. es 1,5 v -La celda opera hasta que uno de los reactivos se agota en general en Zn. -No se puede recargar se llaman celdas primarias.

Celdas de combustible (1,23v)

• Son muy eficientes para convertir, la energía liberada por la combustión de una combustible en trabajo útil.

• Pueden tener una eficiencia de 75%.

• A diferencia de las baterías los reactivos deben reponerse.

Ánodo : 2H2(g) + 4OH-(ac) 4H2O(l) + 4e-

Cátodo: O2(g) + 2H2O(l) + 4e- 4OH-(ac)

2H2(g) + 02(g) 2H2O(l)

CELDA DE CELDA DE COMBUSTIBLECOMBUSTIBLE

-- +Ánodo Cátodo

Electrolito

1. En el ánodo tiene lugar la oxidación del combustible: Las moléculas de hidrógeno se disocian en protones y electrones.

2. El electrolito permite el paso de los protones, e impide el paso de los electrones.

3. Los electrones generan corriente eléctrica a su paso por un circuito externo.

4.En el cátodo se produce una reacción de reducción: electrones y protones se combinan con el oxígeno para formar agua.

Una celda individual genera un voltaje cercano a un voltio. Para las aplicaciones que requieren mayor voltaje y alta potencia se

apilan en serie el número necesario de estas celdas, para formar una pila de combustible.

LA ERA DEL HIDRÓGENO

Celda Celda comercialescomerciales

Pila seca

Batería

Celdas comercialesCeldas comerciales

Pila Ni-Cd

Cd(s) + 2 NiO(OH)(s) + 2 H2O(l) → 2 Ni(OH)2(s) + Cd(OH)2(s)

Pila Ag-Zn

Zn(s) + Ag2O(s) → ZnO(s) + 2 Ag(s) Epila = 1.8 V

CorrosiónCorrosión

CORROSIÓN: Deterioro de los metales por un proceso electroquímico.

Factores críticos:

- Concentración del oxígeno

- pH

- Humedad

- Presencia de electrolitos

- Corrientes eléctricas ocasionales

- Irregularidades en la estructura del metal

Ejm: Corrosión de un clavo de hierro

•Para que el metal se oxide debe estar presente el O2 y el agua

•Reacciones:

Ánodo: 2 (Fe° (s) Fe 2+(ac) + 2e-) ε°ox = 0,44v

Cátodo: 02(g) + 4H+(ac)+4e- 2H2O(l) ε °red = 1,23v

2 Fe(s) + O2(g) + 4H+(ac) 2Fe2+

(ac) + 2H2O(l) ε° = 1,67v

4Fe2+(ac) + O2(g) + (4 + 2n)H2O(l) 2Fe2O3 . nH2O(s) + 8H+

(ac)

Herrumbre

(poroso)

-Hay varias formas de inhibir o impedir la corrosión.

-Recubrir el metal con una capa de polímero

Ejm. Pintura o de un metal noble

-Revestimiento: zinc, estaño, niquel y cromo puede impedir la corrosión del hierro.

-Se puede impedir la corrosión, utilizando ánodos de sacrificio.

Reacciones: Ánodo : 2 (Mg(s) Mg2+

(ac) + 2e-) Cátodo: 02(g) + 4H+

(ac)+4e- 2H2O(l)

2 Mg(s) + O2(g) + 4H+(ac) +2Mg2

(ac) + 2H2O(l)

* El Mg o Zn se oxida más fácilmente que el Fe.

LA CORROSIÓN

Celdas electrolíticasCeldas electrolíticas Son dispositivos en los cuales la energía Son dispositivos en los cuales la energía

eléctrica se usa para generar una reacción eléctrica se usa para generar una reacción química que en otras condiciones no química que en otras condiciones no sucedería espontáneamente. A este sucedería espontáneamente. A este proceso se le llama electrólisis.proceso se le llama electrólisis.

Una celda electrolítica debe contener:Una celda electrolítica debe contener:• Dos electrodos, ánodo o cátodo (inertes o Dos electrodos, ánodo o cátodo (inertes o

activos)activos)• Una fuente de corriente continua, fuente poder Una fuente de corriente continua, fuente poder

(una “bomba de electrones”).(una “bomba de electrones”).• Un electrolito (sal fundida o solución acuosa)Un electrolito (sal fundida o solución acuosa)

Al cerrar el circuito los electrones Al cerrar el circuito los electrones generados por la fuente externa llegan al generados por la fuente externa llegan al cátodocátodo de polo ( de polo (--) y la electrólisis se ) y la electrólisis se realiza se estos electrones son aceptados realiza se estos electrones son aceptados en una semirreacción de en una semirreacción de reducciónreducción. .

En el otro electrodo, el En el otro electrodo, el ánodoánodo de polo ( de polo (++), ),

simultáneamente una especie libera simultáneamente una especie libera electrones y se electrones y se oxidaoxida. .

Electrólisis de NaCl fundidoElectrólisis de NaCl fundido

Electrólisis de NaCl fundidoElectrólisis de NaCl fundido

CátodoCátodo ( (reducciónreducción): ): [Na[Na++ + e + e-- Na( Na(ℓℓ)]x2)]x2 Eº = -2,71 VEº = -2,71 V

ÁnodoÁnodo ( (oxidaciónoxidación): ): 2 Cl2 Cl-- Cl Cl22(g) + 2e(g) + 2e-- Eº = -1,36 VEº = -1,36 V

2NaCl(2NaCl(ℓℓ) ) 2 Na( 2 Na(ℓℓ) + Cl) + Cl22(g) (g) Eº = -4,07 VEº = -4,07 V

Es decir la fuente de corriente continua debe tener al menos un Es decir la fuente de corriente continua debe tener al menos un potencial de 4,07 V, para que la reacción ocurra !potencial de 4,07 V, para que la reacción ocurra !

Complicaciones en las celdas Complicaciones en las celdas electrolíticaselectrolíticas

La electrólisis de La electrólisis de soluciones acuosas soluciones acuosas no siempre son no siempre son fáciles de predecir.fáciles de predecir.

Las predicciones Las predicciones antes hechas nada antes hechas nada nos dicen sobre las nos dicen sobre las velocidades de velocidades de reacción.reacción.

Electrólisis de soluciones acuosasElectrólisis de soluciones acuosas (con electrodos de Pt) (con electrodos de Pt)

Electrólisis de HElectrólisis de H22SOSO44 diluido diluido

Electrólisis del aguaElectrólisis del agua

ÁnodoÁnodo 2 H2 H22O O 4H 4H++ + O + O22(g) + (g) + 4e4e--

Cátodo ( 2HCátodo ( 2H22O + 2eO + 2e-- H H22(g) + (g) + 2OH2OH-- )x2 )x2

ReacciónReacción 2 H2 H22O O 2 H 2 H22(g) + O(g) + O22(g)(g)

Electrólisis de NaCl diluidoElectrólisis de NaCl diluido

Electrólisis del aguaElectrólisis del agua

ÁnodoÁnodo 2 H2 H22O O 4H 4H++ + O + O22(g) + 4e(g) + 4e--

CátodoCátodo ( 2H( 2H22O + 2eO + 2e-- H H22(g) + (g) + 2OH2OH-- )x2 )x2

ReacciónReacción 2 H2 H22O O 2 H 2 H22(g) + O(g) + O22(g)(g)

Electrólisis de NaCl concentrado Electrólisis de NaCl concentrado (salmueras, como el agua de mar)(salmueras, como el agua de mar)

ÁnodoÁnodo 2 Cl2 Cl--(ac) (ac) Cl Cl22(g) + 2e(g) + 2e--

Cátodo 2HCátodo 2H22O + 2eO + 2e-- H H22(g) + 2OH(g) + 2OH--

2 Cl-(ac) + 2 H2 Cl-(ac) + 2 H22O O H H22(g) + Cl(g) + Cl22(g) + 2OH(g) + 2OH--

Ecuación molecularEcuación molecular

2 H2 H22O(l) + 2 NaCl(ac) O(l) + 2 NaCl(ac) H H22(g) + Cl(g) + Cl22(g) +2NaOH(ac)(g) +2NaOH(ac)

3 productos industriales muy importantes !

Electrólisis de Electrólisis de NaCl concentrado NaCl concentrado (salmueras, como (salmueras, como el agua de mar)el agua de mar)

Electrólisis de HCl concentradoElectrólisis de HCl concentrado

ÁnodoÁnodo 2 Cl-(ac) 2 Cl-(ac) Cl Cl22(g) + 2e(g) + 2e--

Cátodo 2HCátodo 2H22O + 2eO + 2e-- H H22(g) + 2OH(g) + 2OH--

Reacción 2 Cl-(ac) + 2 HReacción 2 Cl-(ac) + 2 H22O O 2 H 2 H22(g) + (g) + ClCl22(g) (g)

Reacción 2 HCl(ac) Reacción 2 HCl(ac) H H22(g) + Cl(g) + Cl22(g)(g)

Electrólisis de soluciones acuosas de sales Electrólisis de soluciones acuosas de sales inorgánicas metálicasinorgánicas metálicas

Generalmente ocurre:Generalmente ocurre:

Ánodo Ánodo oxioxiddaciaciónón del agua, si est del agua, si están presentes án presentes los ioneslos iones: SO: SO44

2-2- o NO o NO33--

2 H2 H22O O 4 H 4 H++ + O + O22(g) + 4e(g) + 4e--

Cátodo Cátodo reducción reducción de catión metálicode catión metálico

MMn+n+ + n e + n e-- M(s) M(s)

Pero si los cationes sonPero si los cationes son: Li: Li++, Na, Na++,K,K++, …, …

Se reduce el agua,Se reduce el agua,

2 H2 H22O + 2 eO + 2 e-- 2 OH 2 OH-- + H + H22(g) (g)

Electrólisis del CuSOElectrólisis del CuSO44(aq)(aq)

ÁnodoÁnodo ( 2 H ( 2 H22O O 4H 4H++ + O + O22(g) + 4e(g) + 4e- - ) x ) x ½½

CátodoCátodo Cu Cu2+2+ + 2 e + 2 e-- Cu(s) Cu(s)

Reacción Reacción CuCu2+2+ + H + H22O O 2H 2H++ + + ½ O½ O22(g) + Cu(s)(g) + Cu(s)

Reacción Reacción CuSOCuSO44(ac) + H(ac) + H22O(l) O(l) H H22SOSO44(ac) + ½ O(ac) + ½ O22(g) + Cu(s) (g) + Cu(s)

Electrólisis del aguaElectrólisis del agua

2H2O(ℓ) 2H2(g) + O2(g)Electricidad

Aplicaciones de la electrólisisAplicaciones de la electrólisis

Electroplateado

Aplicaciones de la electrólisisAplicaciones de la electrólisisAfino electrolítico obtención de metales de alta pureza, como el Afino electrolítico obtención de metales de alta pureza, como el

cobrecobre

1. Leyes de Faraday1. Leyes de Faraday

Primera LeyLa masa de cualquier sustancia liberada, depositada o consumida en un electrodo es proporcional a la carga eléctrica que pasa por el circuito

m q

50096|..| ONtxIatómicamolarmasa

zqmqmasa

Segunda Ley

Las masas de diferentes sustancias liberadas, depositadas o consumidas en diferentes electrodos son proporcionales a sus masa equivalentes.

#eq(A) = # eq(B) = cte

.)()(

cteqEm

qEm

qEmasaB

B

A

A

2. FARADAY (F)

1 mol de e- = 6,023x1023 e-

1 Faraday 96 485 C

1 eq =

3. APLICANDO ESTEQUIOMETRIA

El número de mol de material que se oxida o reduce en un electrodo, esta relacionado por la estequiometría y con la cantidad de electricidad.

Cu2+ + 2e- Cu

1 mol 2 mol de e- 1 mol de Cu

2 F 63,5 g de Cu

gON

atómicamasa

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