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Problemas de electrolisis
1. El principal método de obtención del aluminio comercial es la electrolisis de las
sales de Al3+
fundidas. Los electrodos son de carbono. Calcula: a) La masa de
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durante 6 horas. b) Escribe la semirreacción que se produce en el cátodo.
Resolución
Si tenemos Al3+
y se deposita Al, cuyo nº de oxidación es cero, se ha producido
una reducción (disminución del nº de oxidación), por lo que esto ocurre en el cátodo.
La semirreacción del cátodo es: Al3+
+ 3e-
→ Al
Calculo la carga que circula durante las 6 h aplicando la fórmula: Q = I . t
Q = 175 A . 6h . 3600s = 3,78 . 106
C
Sustituyo en la fórmula de Faraday y opero:
M . Q
m (g) = ----------
z . F
27g/mol. 3,78 . 106
C
m = ----------------------------= 352 g de aluminio
3. 96500C/mol
2. Una corriente de 8 A atraviesa durante dos horas dos celdas electrolíticas
conectadas en serie que contienen sulfato de aluminio la primera y un sulfato de
cobre la segunda.
a) Calcule la cantidad de aluminio depositada en la primera celda.
b) Sabiendo que en la segunda celda se han depositado 18’95 g de cobre, calcule el
estado de oxidación en que se encontraba el cobre.
Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Al = 27; Cu = 63’5.
Resolución
a) La semirreacción que tiene lugar en el cátodo es: Al3+
+ 3e- → Al
Aplicando la Ley de Faraday y sustituyendo los datos, obtenemos:
Q = I .t ; z = 3 electrones
M . I . t
m (g) = ----------
z . F
27 . 8 A . 2h. 3600s
m = ------------------------- = 5,3 g de aluminio
3 . 96500 C/mol
b) Despejo el nº de electrones de la fórmula anterior:
63,5 . 8 A . 2h. 3600s
z = ------------------------------- = 2 electrones
18,95 g . 96500 C/mol
Luego el estado de oxidación en el que se encontraba el cobre en el sulfato
de cobre es Cu2+
.
3. Se han conectado en serie dos cubas electrolíticas que contiene
disoluciones acuosas de una sal de Ag+
y otra de Fe3+
.Calcula las masas de
plata y hierro que se depositan por electrolisis con una corriente de 1,5
Amperios durante 3 minutos.
Resolución
Las semirreacciones que tienen lugar en el cátodo son:
Ag+
+ 1e-
→ Ag Fe3+
+ 3e-
→ Fe
Aplicando la fórmula y sustituyendo:
Q = I .t ; z = nº electrones
M . I . t 107,87 . 1,5A . 3. 60s
m (Ag) = ---------- =-------------------------= 0,30 g de plata
z . F 1. 96500
Haciendo lo mismo para el hierro:
55,8 . 1,5A . 3. 60s
m (Fe) = ------------------------- = 0,05 g de hierro
3. 96500
4. 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 = 96500 C. Masas atómicas: Zn = 65’4; Ag = 108.
Resolución
a) La semirreacción en el cátodo es: Zn2+
+ 2e-
→ Zn
Aplicando Faraday y sustituyendo:
65,4g/mol . 1,87A . 42,5 . 60s
m (Zn) = --------------------------------- = 1,62 g de hierro
2. 96500
b) Despejando el tiempo de la misma ecuación y teniendo en cuenta que la
semirreacción es: Ag+
+ 1e-
→ Ag
M . I . t m . z . F 0,58 g . 1 . 96.500C/mol
m (Ag) = ---------- ; t = -------------= ----------------------------= 281,65 s
z . F M . I 108 . 1,84 A
5. Se electroliza una disolución acuosa de NiCl2 pasando una corriente de 0’1 A durante
20 horas. Calcule:
a) La masa de níquel depositada en el cátodo.
b) El volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se desprende en el ánodo.
Datos: F= 96500 C. Masas atómicas: Cl = 35’5; Ni = 58’7.
Resolución
Hay que tener en cuenta la disociación de la sal NiCl2: NiCl2 → Ni2+
+ 2 Cl-
a) La semirreacción en el cátodo es: Ni2+
+ 2e-
→ Ni
Aplicando Faraday y sustituyendo:
58,7 g/mol . 0,1A . 20 h . 3600s
m (Ni) = ------------------------------------- = 2,18 g de Ni
2. 96500
b) La semirreacción del ánodo es: 2 Cl -
→ Cl2 + 2 e-
Aplicando Faraday y sustituyendo, pero teniendo en cuenta que la masa
molar del Cl2 es 35,5 x 2 = 71 g/mol:
71 g/mol . 0,1A . 20 h . 3600s
m (Cl2) = ------------------------------------- = 2,64 g de cloro gas (Cl2)
2. 96500
Teniendo en cuenta que 2,64 g equivalen a 0,037 moles de cloro,
aplicamos la ecuación de los gases ideales y despejamos el volumen:
P.V = n . R . T
2,64 / 71 . 0,082 . 273 K
V = --------------------------------- = 0,832 L
1 atm
6. Se hace pasar una corriente de 0’5 A a través de un litro de disolución de AgNO3 0’1
M durante 2 horas. Calcule: a) La masa de plata que se deposita en el cátodo. b) La
concentración de ion plata que queda en la disolución, una vez finalizada la
electrólisis. Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Ag = 108.
Resolución
a) La semirreacción que tienen lugar en el cátodo es:
Ag+
+ 1e-
→ Ag
Aplicando la fórmula y sustituyendo:
Q = I .t ; z = 1 electrón
M . I . t 108 . 0,5A . 2. 3600s
m (Ag) = ---------- =-------------------------= 4,02 g de Ag =0,037 moles Ag
z . F 1. 96500
b) El nº de moles de iones Ag+
que queda en disolución serán: los que había
inicialmente menos el nº de moles de Ag+
utilizados en la electrolisis.
El nº de moles de inicialmente de Ag+
es de 0,1 mol, ya que proviene de
la disociación de la sal:
AgNO3 → Ag+
+ NO3
-
0’1 M 0’1 M 0’1 M
El nº de moles de Ag+
utilizados en la electrolisis lo hallamos de la
semirreacción del cátodo, ya que se deposita 1 mol de Ag metálica por
cada mol de ión Ag+
. Por lo tanto: Si se ha depositado 0,037 moles de Ag
metálica, se ha consumido 0,037 moles de ión Ag+
.
Restando ambos valores:
0,1 mol - 0,037 moles Ag+
= 0,063 moles
Para 1 litro, calculamos la molaridad y sería 0,063 M.
7. ¿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 dicloro, medido a la presión de 740 mmHg y
25ºC, se desprenderá del ánodo?. Datos: F = 96500 C/mol
R = 0'082 atm L/ K mol Masas atómicas: Au = 197 Cl = 35'5
Resolución
Tenemos que tener en cuenta la disociación de la sal AuCl3 para el apartado
b) : AuCl3 → Au3
+ 3 Cl-
a) Escribimos la semirreacción del cátodo:
Au3+
+ 3e-
→ Au
Despejando la carga de la ecuación de Faraday y sustituyendo, obtenemos:
M . Q m . z . F 19,7 g . 3 . 96500
m (g) = ---------- ; Q = ---------------= --------------------------= 28.950 C
z . F M 197
b) Tenemos que tener en cuenta la disociación de la sal AuCl3 para este
apartado, ya que con 1 mol de la sal se obtiene 3 moles del anión :
AuCl3 → Au3
+ 3 Cl-
concentración 0,1 M 0,1 M 3 . 0,1M = 0,3 M
A continuación, y teniendo en cuenta la semirreacción del ánodo que me
indica que con un mol de Cl –
obtenemos ½ de cloro:
Cl -
→ 1/2 Cl2 + 1 e-
deducimos que con 0,3 moles de Cl-
obtendríamos la mitad de cloro, es
decir 0,15 moles de cloro gas (Cl2). Una vez calculados los moles de cloro,
aplico la ecuación de los gases ideales y despejo el volumen, previo
cambio de unidades de la presión a atmósferas y la temperatura a K.
P.V = n . R . T
0,15 moles. 0,082 atm.L/K.mol . 298
V = ------------------------------------------= 3,77 L
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ProblemasElectrolisis

  • 1. Problemas de electrolisis 1. El principal método de obtención del aluminio comercial es la electrolisis de las sales de Al3+ fundidas. Los electrodos son de carbono. Calcula: a) La masa de aluminio metálico depositada si por la cuba pasa una corriente de 175 A durante 6 horas. b) Escribe la semirreacción que se produce en el cátodo. Resolución Si tenemos Al3+ y se deposita Al, cuyo nº de oxidación es cero, se ha producido una reducción (disminución del nº de oxidación), por lo que esto ocurre en el cátodo. La semirreacción del cátodo es: Al3+ + 3e- → Al Calculo la carga que circula durante las 6 h aplicando la fórmula: Q = I . t Q = 175 A . 6h . 3600s = 3,78 . 106 C Sustituyo en la fórmula de Faraday y opero: M . Q m (g) = ---------- z . F 27g/mol. 3,78 . 106 C m = ----------------------------= 352 g de aluminio 3. 96500C/mol 2. Una corriente de 8 A atraviesa durante dos horas dos celdas electrolíticas conectadas en serie que contienen sulfato de aluminio la primera y un sulfato de cobre la segunda. a) Calcule la cantidad de aluminio depositada en la primera celda. b) Sabiendo que en la segunda celda se han depositado 18’95 g de cobre, calcule el estado de oxidación en que se encontraba el cobre. Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Al = 27; Cu = 63’5. Resolución a) La semirreacción que tiene lugar en el cátodo es: Al3+ + 3e- → Al Aplicando la Ley de Faraday y sustituyendo los datos, obtenemos: Q = I .t ; z = 3 electrones M . I . t m (g) = ---------- z . F 27 . 8 A . 2h. 3600s m = ------------------------- = 5,3 g de aluminio 3 . 96500 C/mol
  • 2. b) Despejo el nº de electrones de la fórmula anterior: 63,5 . 8 A . 2h. 3600s z = ------------------------------- = 2 electrones 18,95 g . 96500 C/mol Luego el estado de oxidación en el que se encontraba el cobre en el sulfato de cobre es Cu2+ . 3. Se han conectado en serie dos cubas electrolíticas que contiene disoluciones acuosas de una sal de Ag+ y otra de Fe3+ .Calcula las masas de plata y hierro que se depositan por electrolisis con una corriente de 1,5 Amperios durante 3 minutos. Resolución Las semirreacciones que tienen lugar en el cátodo son: Ag+ + 1e- → Ag Fe3+ + 3e- → Fe Aplicando la fórmula y sustituyendo: Q = I .t ; z = nº electrones M . I . t 107,87 . 1,5A . 3. 60s m (Ag) = ---------- =-------------------------= 0,30 g de plata z . F 1. 96500 Haciendo lo mismo para el hierro: 55,8 . 1,5A . 3. 60s m (Fe) = ------------------------- = 0,05 g de hierro 3. 96500 4. 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 = 96500 C. Masas atómicas: Zn = 65’4; Ag = 108. Resolución a) La semirreacción en el cátodo es: Zn2+ + 2e- → Zn Aplicando Faraday y sustituyendo:
  • 3. 65,4g/mol . 1,87A . 42,5 . 60s m (Zn) = --------------------------------- = 1,62 g de hierro 2. 96500 b) Despejando el tiempo de la misma ecuación y teniendo en cuenta que la semirreacción es: Ag+ + 1e- → Ag M . I . t m . z . F 0,58 g . 1 . 96.500C/mol m (Ag) = ---------- ; t = -------------= ----------------------------= 281,65 s z . F M . I 108 . 1,84 A 5. Se electroliza una disolución acuosa de NiCl2 pasando una corriente de 0’1 A durante 20 horas. Calcule: a) La masa de níquel depositada en el cátodo. b) El volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se desprende en el ánodo. Datos: F= 96500 C. Masas atómicas: Cl = 35’5; Ni = 58’7. Resolución Hay que tener en cuenta la disociación de la sal NiCl2: NiCl2 → Ni2+ + 2 Cl- a) La semirreacción en el cátodo es: Ni2+ + 2e- → Ni Aplicando Faraday y sustituyendo: 58,7 g/mol . 0,1A . 20 h . 3600s m (Ni) = ------------------------------------- = 2,18 g de Ni 2. 96500 b) La semirreacción del ánodo es: 2 Cl - → Cl2 + 2 e- Aplicando Faraday y sustituyendo, pero teniendo en cuenta que la masa molar del Cl2 es 35,5 x 2 = 71 g/mol: 71 g/mol . 0,1A . 20 h . 3600s m (Cl2) = ------------------------------------- = 2,64 g de cloro gas (Cl2) 2. 96500 Teniendo en cuenta que 2,64 g equivalen a 0,037 moles de cloro, aplicamos la ecuación de los gases ideales y despejamos el volumen: P.V = n . R . T 2,64 / 71 . 0,082 . 273 K V = --------------------------------- = 0,832 L 1 atm 6. Se hace pasar una corriente de 0’5 A a través de un litro de disolución de AgNO3 0’1 M durante 2 horas. Calcule: a) La masa de plata que se deposita en el cátodo. b) La
  • 4. concentración de ion plata que queda en la disolución, una vez finalizada la electrólisis. Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Ag = 108. Resolución a) La semirreacción que tienen lugar en el cátodo es: Ag+ + 1e- → Ag Aplicando la fórmula y sustituyendo: Q = I .t ; z = 1 electrón M . I . t 108 . 0,5A . 2. 3600s m (Ag) = ---------- =-------------------------= 4,02 g de Ag =0,037 moles Ag z . F 1. 96500 b) El nº de moles de iones Ag+ que queda en disolución serán: los que había inicialmente menos el nº de moles de Ag+ utilizados en la electrolisis. El nº de moles de inicialmente de Ag+ es de 0,1 mol, ya que proviene de la disociación de la sal: AgNO3 → Ag+ + NO3 - 0’1 M 0’1 M 0’1 M El nº de moles de Ag+ utilizados en la electrolisis lo hallamos de la semirreacción del cátodo, ya que se deposita 1 mol de Ag metálica por cada mol de ión Ag+ . Por lo tanto: Si se ha depositado 0,037 moles de Ag metálica, se ha consumido 0,037 moles de ión Ag+ . Restando ambos valores: 0,1 mol - 0,037 moles Ag+ = 0,063 moles Para 1 litro, calculamos la molaridad y sería 0,063 M. 7. ¿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 dicloro, medido a la presión de 740 mmHg y 25ºC, se desprenderá del ánodo?. Datos: F = 96500 C/mol R = 0'082 atm L/ K mol Masas atómicas: Au = 197 Cl = 35'5 Resolución Tenemos que tener en cuenta la disociación de la sal AuCl3 para el apartado b) : AuCl3 → Au3 + 3 Cl- a) Escribimos la semirreacción del cátodo: Au3+ + 3e- → Au
  • 5. Despejando la carga de la ecuación de Faraday y sustituyendo, obtenemos: M . Q m . z . F 19,7 g . 3 . 96500 m (g) = ---------- ; Q = ---------------= --------------------------= 28.950 C z . F M 197 b) Tenemos que tener en cuenta la disociación de la sal AuCl3 para este apartado, ya que con 1 mol de la sal se obtiene 3 moles del anión : AuCl3 → Au3 + 3 Cl- concentración 0,1 M 0,1 M 3 . 0,1M = 0,3 M A continuación, y teniendo en cuenta la semirreacción del ánodo que me indica que con un mol de Cl – obtenemos ½ de cloro: Cl - → 1/2 Cl2 + 1 e- deducimos que con 0,3 moles de Cl- obtendríamos la mitad de cloro, es decir 0,15 moles de cloro gas (Cl2). Una vez calculados los moles de cloro, aplico la ecuación de los gases ideales y despejo el volumen, previo cambio de unidades de la presión a atmósferas y la temperatura a K. P.V = n . R . T 0,15 moles. 0,082 atm.L/K.mol . 298 V = ------------------------------------------= 3,77 L 0,97 atm