Leyes de Faraday de la Electrolisis
Electrolisis
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F = Faradio = 96500 coulomb/g-equivalente, ya que 1 F es la cantidad de electricidad necesaria para liberar
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Ejercicio 1. Se realiza la electrolisis de una disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente
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Ejercicio 2. Una corriente de 4 A circula durante una hora y diez minutos a través de dos células electrolíticas
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Ejercicio 3. En una electrolisis de cloruro de zinc fundido, se pasó una corriente de 0.05 A durante una hora
con 12 minut...
Segunda Ley: “L b r c r r c
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La expresión matemática de esta ley es:
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Ejercicio 5. Dos pilas electrolíticas se colocaron en serie, una contenía una solución de cloruro de zinc; y la
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Ejercicio 6. Una corriente eléctrica constante fluye durante 3.75 horas a través de dos celdas electrolíticas
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Leyes de Faraday de la electrolisis

  1. 1. Leyes de Faraday de la Electrolisis Electrolisis A diferencia de las reacciones redóx espontaneas, que convierten la energía química en energía eléctrica; en la electrolisis se utiliza la energía eléctrica para inducir una reacción química no espontanea. Este proceso se lleva a cabo en un dispositivo que se conoce como celda electrolítica. Los usos de la electrolisis son los siguientes:  Producción de aluminio, litio, sodio, potasio, y magnesio.  Producción de hidróxido de sodio, ácido clorhídrico, clorato de sodio y clorato de potasio.  Producción de hidrógeno con múltiples usos en la industria: como combustible, en soldaduras, etc. Ver más en hidrógeno diatómico.  La electrólisis de una solución salina permite producir hipoclorito (cloro): este método se emplea para conseguir una cloración ecológica del agua de las piscinas.  La electrometalurgia es un proceso para separar el metal puro de compuestos usando la electrólisis. Por ejemplo, el hidróxido de sodio es separado en sodio puro, oxígeno puro e hidrógeno puro.  La anodización es usada para proteger los metales de la corrosión.  La galvanoplastia, también usada para evitar la corrosión de metales, crea una película delgada de un metal menos corrosible sobre otro metal. Leyes de Faraday Las leyes de Faraday de la electrolisis expresan relaciones cuantitativas basadas en las investigaciones electroquímicas publicadas por Michael Faraday en 1934. Primera Ley: “La masa de una sustancia alterada en un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de electricidad transferida a este electrodo”. La expresión matemática de esta ley es la siguiente: De esta fórmula es necesario especificar que: m es la masa de la sustancia alterada, y debe estar en gramos (g) Q es la cantidad de electricidad (coulomb) e es el equivalente electroquímico, el cual se define como la cantidad de sustancia liberada por un coulomb (1 C) puesto que, para liberar un equivalente química de un elemento se requiere un faradio, entonces, el equivalente químico se puede expresar como: De donde se sabe que: E = Peso equivalente = Peso atómico/Valencia = (g/mol)
  2. 2. F = Faradio = 96500 coulomb/g-equivalente, ya que 1 F es la cantidad de electricidad necesaria para liberar un equivalente químico de cualquier elemento., y 1 F es igual a 96500 coulomb. e = (g/coulomb) También es necesario recordar que: En donde: I = Intensidad de corriente = (Amperes) t = Tiempo = (segundos) Y sustituyendo en la expresión inicial de la primera ley de Faraday, tenemos que:
  3. 3. Ejercicio 1. Se realiza la electrolisis de una disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente de 10 A por tres horas. Calcula la cantidad de hierro depositado en el cátodo. Disociamos el tricloruro de hierro En el cátodo ocurrirá una reducción, la cual será: Por lo tanto hacen falta 3 moles de electrones para que se deposite 1 mol de Fe, esto es 3 Faradios, esto se representa en Coulomb como: 3 x 96500 También sabemos que la masa atómica del Fe es igual a 55.847 g/mol, y ya que está usando la valencia 3+, entonces E = (55.847 g/mol)/(3)=18.61566 g/mol Ahora aplicamos la Primera Ley de Faraday: . . .
  4. 4. Ejercicio 2. Una corriente de 4 A circula durante una hora y diez minutos a través de dos células electrolíticas que contienen sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio. Calcula los gramos de cobre y de aluminio que se depositaran en dichas células. Procedemos a buscar la masa atómica de los dos elementos: Cu = 63.54 g/mol Al = 26.9815 g/mol Del problema es fácil saber la valencia que están utilizando; entonces decimos que: Obtenemos entonces, el peso equivalente del cobre y el aluminio: . . . . Y finalmente aplicamos la Primera Ley de Faraday para encontrar los dos resultados: . . . . . .
  5. 5. Ejercicio 3. En una electrolisis de cloruro de zinc fundido, se pasó una corriente de 0.05 A durante una hora con 12 minutos. Calcular cuántos kilogramos de zinc se depositaran en el cátodo. Sabemos que la fórmula del cloruro de zinc es ZnCl2, así que podemos inferir que la valencia del zinc es 2+. Entonces: Por otro lado, la masa atómica del zinc es: Zn = 65.37 g/mol Y puesto que ya conocemos la valencia con la que trabaja, podemos calcular el peso equivalente: . . Y ahora procedemos a sustituir todo en la Primera Ley de Faraday: . . . . .
  6. 6. Segunda Ley: “L b r c r r c c r c r c r rc í c ” La expresión matemática de esta ley es: Ejercicio 4. Dos pilas electrolíticas se colocaron en serie; una contenía una solución de nitrato de plata; la otra, una solución de sulfato cúprico. Se pasó corriente eléctrica por las pilas hasta que depositaron 1.273 g de plata. Calcula la cantidad de cobre que se deposito al mismo tiempo. Sabemos que la masa depositada de plata puede ser considerada como m1, entonces: m1 = 1.273 g Ahora, la masa atómica de la plata es: Ag = 107.87 g/mol Y, la valencia de la plata es 1+, entonces: Entonces, el peso equivalente de la plata es: . . En el sulfato cúprico, sabemos que el cobre ocupa su mayor valencia, que es 2+, entonces: La masa atómica del cobre es: Cu = 63.54 g/mol Por lo tanto, el peso equivalente del cobre es: . . Concluimos aplicando la segunda ley de Faraday: . . . . . . . .
  7. 7. Ejercicio 5. Dos pilas electrolíticas se colocaron en serie, una contenía una solución de cloruro de zinc; y la otra, una solución que contiene oro en un estado de oxidación de 3+. Si del oro se depositaron 5 g en el cátodo, ¿Cuántos gramos de zinc se depositaron? Tenemos ya dicha la masa del oro, que en este caso es m1 La masa atómica del oro es: Au = 196.967 g/mol También, el problema nos indica que el oro trabaja con la valencia 2, entonces: Por lo tanto, el peso equivalente es: . . En el cloruro de zinc, cuya fórmula es ZnCl2, se puede notar que el zinc trabaja con la valencia 2, entonces: Y también sabemos que la masa atómica del zinc es: Zn = 65.37 g/mol Entonces, el peso equivalente del zinc es: . . Aplicamos ahora la segunda ley de Faraday: . . . . . .
  8. 8. Ejercicio 6. Una corriente eléctrica constante fluye durante 3.75 horas a través de dos celdas electrolíticas conectadas en serie. Una de ellas contiene una disolución de AgNO3 y la otra una disolución de CuCl2. Si durante este tiempo se depositaron 2g de Ag en la primera celda; ¿Cuántos gramos de Cu se depositaron en la segunda? Tenemos como primer dato, la masa depositada de la plata, que en este caso es: Obtengamos ahora la masa atómica de la plata: Ag = 107.87 g/mol Sabemos que la plata tiene valencia 1+, entonces: Entonces, obtenemos el peso equivalente, que en este caso resulta: . . Ahora trabajemos con el cobre, de acuerdo al compuesto es posible determinar que la valencia que utiliza el cobre es 2+, y su masa atómica es: Cu = 63.54 g/mol Y: Entonces, obtenemos el peso equivalente del cobre: . . Ahora aplicamos la segunda ley de Faraday, de la siguiente forma: . . . . .

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