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UNIVERSIDAD FERMÍN TORO
VICE RECTORADO ACADÉMICO
FACULTAD DE INGENIERÍA
NOMBRE Y APELLIDO: FERNANDO GONZÁLEZ CI.: 21.037.695
ACTIVIDAD PRÁCTICA Nº 4. (10 puntos)
Recomendaciones:
 Coloca el nombre con su cédula de identidad de participante.
 A continuación tienes preguntas de desarrollo y ejercicios de aplicación, debes
explicar detalladamente cada paso de la resolución. Se evaluará rigurosidad
(explicación, vocabulario técnico) como presenten la solución del problema.
 Esta actividad práctica, solo se corregirá de forma individual.
 Use este mismo formato para la presentación de la actividad grabado o en
Word o PDF.
 Esta actividad tiene una ponderación 10 puntos. Tienes hasta el día 13 de
Febrero para entregar la actividad.
Contesta de forma amplia las siguientes preguntas:
1. Explique tres (3) procesos donde se aplique la electroquímica (1 punto)
a) Corrosión del Hierro:
En condiciones atmosféricas ambientales, el hierro se cubre de una capa de
solución electrolítica (humedad y aire del ambiente) y la película de óxido no lo
protege adecuadamente porque no es capaz de evitar el acceso de los iones
hasta el metal. Además esta capa es quebradiza y permite la penetración de la
solución electrolítica.3 Cuando esto ocurre esto se cree que se llevan a cabo los
siguientes procesos electroquímicos:
 Cuando una parte de la película metálica se quiebra actúa como ánodo
liberando electrones, y la corrosión procede:
 Los electrones son transferidos desde el hierro reduciendo
el oxígeno atmosférico en agua en el cátodo en otra región de la película
metálica:
 Reacción Global:
 La fem estándar para la oxidación del hierro:
La corrosión del hierro se lleva a cabo en medio ácido; los H+ provienen de
la reacción entre el dióxido de carbono y del agua de la atmósfera, formando Ácido
carbónico. Los iones Fe2+ se oxidan según la siguiente ecuación:
b) Reducción
La reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o
un ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este
proceso es contrario al de oxidación. Cuando un ion o un átomo se reducen
presenta estas características:
 Actúa como agente oxidante.
 Es reducido por un agente reductor.
 Disminuye su estado o número de oxidación.
Ejemplo:
El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II):
Fe3+ + e− → Fe2+
En química orgánica, la disminución de enlaces de átomos de oxígeno a
átomos de carbono o el aumento de enlaces de hidrógeno a átomos de
carbono se interpreta como una reducción. Por ejemplo:
 CH≡CH + H2 → CH2=CH2 (el etino se reduce para dar eteno).
 CH3–CHO + H2 → CH3–CH2OH (el etanal se reduce a etanol).
c) Galvanizado:
El galvanizado o galvanización es el proceso electroquímico por el cual se
puede cubrir un metal con otro.1 Se denomina galvanización pues este proceso se
desarrolló a partir del trabajo de Luigi Galvani, quien descubrió en sus
experimentos que si se pone en contacto un metal con una pata cercenada de una
rana, ésta se contrae como si estuviese viva; posteriormente se dio cuenta de que
cada metal presentaba un grado diferente de reacción en la pata de rana, lo que
implica que cada metal tiene una carga eléctrica diferente.
Más tarde ordenó los metales según su carga y descubrió que puede
recubrirse un metal con otro, aprovechando esta cualidad (siempre depositando un
metal de carga mayor sobre otro de carga menor).
De su descubrimiento se desarrolló más tarde el galvanizado, la
galvanotecnia, y luego la galvanoplastia
Galvanizado electrolítico:
En los procesos de galvanizado electrolítico se utilizan los siguientes elementos:
 Fuente de alimentación: es un transformador que baja el voltaje de 380 V,
220 V o 110 V a tensiones menores (de 0,1 a 12 V). Además, estos equipos
poseen semiconductores (placas de selenio, diodos y últimamente tiristores)
que transforman la corriente alterna en corriente continua, que es la que se
utiliza para estos procesos. Esta fuente debe tener en lo posible un sistema de
regulación de voltaje, puesto que cada proceso tiene un rango de tensión en el
que el resultado es óptimo.
 Electrolito: es una solución de sales metálicas, que serán las que servirán para
comenzar el proceso entregando iones metálicos, que serán reemplazados por
el ánodo.
 Ánodos: son placas de metal muy puro, puesto que la mayoría de los procesos
no resisten las contaminaciones: níquel 99,997 %; cobre 99,95 %; zinc
99,98 %. Cuando un ion entrega su átomo de metal en el cátodo,
inmediatamente otro lo reemplaza desprendiéndose del ánodo y viajando hacia
el cátodo. Por lo que la principal materia prima que se consume en un proceso
de galvanizado es el ánodo.
2. ¿Es cierto que siempre que se realiza la electrólisis del cloruro de sodio se
obtiene sodio metálico y cloro? (1 punto)
-Sí.
𝑁𝑎𝐶𝑙 → 𝑁𝑎+
+ 𝐶𝑙−
𝑺𝒂𝒍 𝑪𝒐𝒎ú𝒏 𝑴𝒆𝒕𝒂𝒍 𝑵𝒐 𝑴𝒆𝒕𝒂𝒍
La electrólisis del NaCl (cloruro de sodio) en fundición se puede realizar en
una celda electrolítica común. El electrólito se encuentra formado por una
fundición de cloruro de sodio (con un punto de fusión de 801ºC), que tiene un
contenido de iones Na+ y Cl-. Los electrodos, constituidos por lo general de un
material inerte como puede ser por ejemplo, el grafito, se encuentran conectados a
través de un cable conductor a una fuente de corriente de tipo continua; uno de los
electrodos se carga de manera negativa (el que se encuentra conectado al polo
negativo) y el otro se conectado positivamente ( el conectado al polo positivo).
El electrodo que se encuentra cargado negativamente atrae hacia su superficie los
iones de tipo positivos. Cada ion sodio recibe un electrón y este se reduce para
formar un átomo de sodio. Los átomos de sodio en el electrodo se mezclan para
formar sodio metálico que, debido a ser más denso, sale a la superficie del
electrólito.
Cátodo ( negativo) : Na+ + e- → Na ( reducción)
El electrodo que se encuentra cargado positivamente trae hacia su
superficie los iones de tipo negativos. Los iones cloruro dan un electrón al
electrodo y se transforman en átomos de cloro, que se combinan para dar lugar a
un Cl2 (g), que sube a la superficie en forma de burbujas:
Ánodo ( positivo): 2 Cl- → Cl2 + 2e- ( oxidación)
La reacción global que tiene lugar en la celda electroquímica es:
2Na+ + 2Cl- → Cl2 (g) + 2Na (l)
En la superficie de cada electrodo tiene lugar una transferencia de
electrones: del cátodo va hacia el electrólito y del electrólito va hacia el ánodo.
En la celda electrolítica, los electrodos se encuentran separados entre sí
por un diafragma poroso con el fin de evitar que se produzca una recombinación
de sodio ( s) y de cloro (g), que se originan en la celda electrolítica para formar el
NaCl, que es una reacción que no deseamos que ocurra, pues además es muy
exotérmica. Para obtener el sodio de manera industrial por electrólisis, se usa una
celda electrolítica más compleja de las habituales, conocida como celda Downs,
que se está diseñada especialmente para evitar la producción de esta
recombinación.
Cuando una celda electrolítica que contienen electrones inertes, se le
inserta un electrólito fundido, tiene lugar la oxidación del anión en el ánodo y la
reducción del catión en el cátodo. Pero, sin embargo, cuando se lleva a cabo
electrolisis de disoluciones acuosas de los mismos electrólitos, los productos de la
electrólisis puede ser distintos, pues el agua también puede llegar a participar en
las reacciones de electrodo: se puede oxidar a oxígeno (g) o reducir a hidrógeno
(g).
En la electrólisis de una disolución de tipo acuosa del cloruro de sodio,
donde se producen hidrógeno gaseoso, cloro gaseoso e hidróxido de sodio como
subproducto. De igual modo que sucede en la electrólisis del cloruro de sodio
fundido, los iones cloro sufren oxidación a Cl2; pero, en el cátodo no se produce la
reducción de los iones sodio a sodio metálico, sino la del agua a hidrógeno gas, ya
que el agua es ás sencillamente reducible que los iones de sodio. Las reacciones
que tienen lugar para cada electrodo son:
Cátodo (negativo): 2 H2O + 2e- → 2 OH- + H2 (g) ; reducción
Ánodo (positivo): 2Cl- → Cl2 + 2e-; oxidación
La ecuación global que resulta podemos escribirla de la forma:
2 H2O (l) + 2 NaCl (ac) → Cl2 (g) + H2 (g) + NaOH (ac)
En la electrólisis de una disolución de tipo acuosa de cloruro de sodio, el
agua se ha reducido a hidrógeno bimolecular pero, en diferentes ocaciones,
también puede oxidarse a oxígeno; esto ocurre en la electrólisis de disoluciones
acuosas de sulfato de sodi. En dicho caso, el agua es la única especie que
participa en la reacción, pues se provoca su oxidación a oxígeno gaseoso en el
ánodo, y su reducción a hidrógeno bimolecular gaseoso en el cátodo:
Cátodo (negativo): 4 H2O + 4e- → 4 OH- + 2H2 (g) ; reducción
Ánodo (positivo): 2 H2O → O2 (g) + 4 H+ + 4e-; oxidación
La reacción global es: 2 H2O → 2 H2 (g) + O2 (g)
Las tablas que existen sobre los potenciales de reducción estándar orientan
sobre la sencillez con la que se pueden producir los procedimientos de oxidación y
reducción, pero en algunos casos se puede alterar el proceso por requerimientos
de potencial (sobrevoltaje).
3. ¿Qué es la corrosión de los metales? ¿Por qué ocurre? ¿Cómo se puede
prevenir? (1 punto)
Es el deterioro de los metales por un proceso electroquímico. El ejemplo
típico de la corrosión es la formación de herrumbre u óxido de hierro.
¿Por qué Ocurre la Corrosión? Ocurre por la diferencia de potencial entre
dos metales diferentes en contacto o por la diferencia de potencial entre diferentes
áreas de un mismo metal, que forman una celda galvánica. En presencia de un
electrolito. Cada celda consiste de: un ánodo que produce electrones, de un
cátodo y de un electrolito. El ánodo y el cátodo deben estar en contacto eléctrico
para que ocurra la corrosión. "La corrosión puede ser definida como la reacción de
un material con su entorno". "La corrosión consiste en una oxidación del metal y, si
el óxido no es adherente y es poroso, puede dar lugar a la destrucción de todo el
metal". "Corrosión: ataque de un material por el medio que le rodea con la
consiguiente pérdida de masa y deterioro de sus propiedades". "Corrosión es la
destrucción de un cuerpo sólido causada por un ataque no provocado, de
naturaleza química o electroquímica que se inicia en la superficie".
La fuerza motriz que causa que un metal se corroa es consecuencia de su
existencia natural en forma combinada. Para alcanzar el estado metálico se
requiere una cantidad de energía. Esta energía varía de un metal a otro. Es
relativamente alta para el magnesio, el aluminio y el hierro y relativamente baja
para el cobre, la plata y el oro.
¿Cómo se puede prevenir?
Hay cinco soluciones posibles para proteger a los productos de acero
contra los efectos de la corrosión:
Utilice acero inoxidable en lugar de acero normal. Acero inoxidable es
acero normal mezclado con otros metales como níquel y cromo. Sin embargo, el
coste del acero inoxidable hace que éste no sea práctico para un uso diario,
excepto para pequeños elementos de ajuste como pernos y tuercas.
Recubra el acero normal con zinc. El recubrimiento de acero con zinc,
que es otro metal, es un procedimiento que se conoce generalmente como
galvanizado y es la forma más normal de proteger pequeños objetos fabricados
como anillas de amarre, bolardos fabricados con tubos, pernos, mordazas,
cadenas, grilletes, tuberías de agua, etc. Los materiales a recubrir se sumergen
normalmente en un baño de zinc fundido en talleres especializados. Una vez un
objeto se ha sumergido en zinc en caliente no se debe realizar ningún trabajo de
soldado, corte o taladrado, ya que esto destruiría la integridad del recubrimiento de
protección.
Recubra el acero normal con plásticos especiales. El recubrimiento del
acero con plásticos especiales resistentes al desgaste constituye otra forma de
protección contra la corrosión; sin embargo, el alto coste que implica el proceso de
recubrimiento (en talleres especializados) hace que este método no sea práctico
para uso diario.
Pinte el acero normal con pinturas especiales. El pintar el acero
utilizando pinturas especiales es el método más común de proteger grandes
estructuras de acero. Las superficies que se van a pintar se deberán limpiar
cuidadosamente con un cepillo de acero (o preferiblemente mediante un chorro de
arena). La capa inferior deberá consistir en un imprimador basado en zinc. La
segunda y tercera capas deberán consistir en una pintura de epoxi sobre base de
brea.
Al pintar el acero, se deberán tener en cuenta los siguientes puntos:
 Las pinturas caseras normales no son adecuadas para el entorno marino
debido a que, al igual que algunos plásticos, envejecen con mucha rapidez
cuando están expuestas a los rayos del sol.
 El diésel, queroseno y la gasolina no son químicamente compatibles con las
pinturas marinas; habrá de utilizarse el diluyente de pintura apropiado.
 Se deberán utilizar guantes siempre que se manipulen pinturas basadas en
epoxi.
Proteja el acero con ánodos de zinc (protección catódica). Los ánodos de
zinc se utilizan para prolongar más aún la vida útil de estructuras de acero
sumergidas en agua del mar como, por ejemplo, pilones de acero, pontones,
flotadores metálicos, etc. Los elementos de aluminio, en contacto con acero
húmedo, quedan expuestos también a la corrosión galvánica.
Resolver
4. Dada la siguiente reacción química en medio básico
𝑁𝑂3
−
+ 𝐴𝑙 → 𝑁𝐻3 + 𝐴𝑙( 𝑂𝐻)3
a. Balancear por el método ión-electrón (1 punto)
b. Indicar la especie que se oxida y que se reduce (1 punto)
c. Quien es el agente oxidante y el reductor (1 punto)
Profe, este este ejercicio me resulto más fácil realizarlo a mano en una hoja,
trate de pasarlo al documento de Word pero fue un poco complicado, sin
mencionar que me quitaba mucho tiempo. Le adjunto la captura del ejercicio
hecho a mano, si hay algún problema con esto, por favor avíseme por cualquier
medio 
5. Se monta una pila galvánica introduciendo un electrodo de aluminio en una disolución
1𝑀 de nitrato de aluminio y un electrodo de cobre en una solución 1𝑀 de nitrato de cobre
(II):
a. Indica cuál es el ánodo y cuál es el cátodo (0,5 puntos)
Ánodo: aluminio
Cátodo: cobre
b. Escribir la reacción neta (0,5 puntos)
2𝐴𝑙 + 3𝐶𝑢+2 → 2𝐴𝑙+3 + 2𝐶𝑢
c. Indica el sentido de los electrones por el circuito exterior (0,5 puntos)
Los electrones salen del electrodo de aluminio.
d. Calcular la fuerza electromotriz estándar ∈° de la pila (0,5 puntos)
∈° ( 𝐴𝑙+3
/ 𝐴𝑙) = −1,67 𝑉
∈° ( 𝐶𝑢+2
/ 𝐶𝑢) = 0,34 𝑉
∈°
= 𝟐, 𝟎𝟏 𝑽
6. Calcular el tiempo que se necesita para depositar 10 𝑔 de cadmio en el cátodo en la
electrólisis de una solución de sulfato de cadmio, empleando una corriente de 2,4 𝐴. ¿Qué
gas y que volumen del mismo en condiciones normales de presión y temperatura se
desprenderá en el ánodo en el mismo tiempo? Escriba las ecuaciones y esquematice la
celda electroquímica (2 puntos)
En un proceso electrolítico, tiene que cumplirse siempre, como en cualquier reacción
química, que el número de equivalentes de corriente eléctrica (I.t/96500) ha de ser igual al número
de equivalentes del producto descompuesto o depositado: (g/Peq), por lo que en este caso
tenemos que para la reacción de reducción del Cd:
𝐶𝑑2+
+ 2𝑒−
→ 𝐶𝑑 𝑜
𝐼. 𝑡
96500
=
𝑔
𝑃𝑒𝑞
;
𝐼. 𝑡
96500
=
𝑔
𝑃𝑚
𝑣
;
𝐼. 𝑡
96500
=
𝑔. 𝑣
𝑃𝑚
→
2,5. 𝑡
96500
=
10.2
112,40
; 𝒕 = 𝟔𝟖𝟔𝟖, 𝟑𝟑 𝒔
En el otro electrodo se desprende Oxígeno (𝑂2) debido a la oxidación de los iones 𝑂𝐻·
. La
cantidad desprendida la calculamos aplicando la misma fórmula para esa reacción de oxidación,
que es: 4𝑂𝐻− → 𝑂2 + 2𝐻2 𝑂 + 4𝑒−
𝐼. 𝑡
96500
=
𝑔
𝑃𝑒𝑞
;
𝐼. 𝑡
96500
=
𝑔
𝑃𝑚
𝑣
;
𝐼. 𝑡
96500
=
𝑔. 𝑣
𝑃𝑚
→
2,5.6868,33
96500
=
𝑔. 4
32,00
; 𝒈 = 𝟏, 𝟒𝟐𝟑 𝐠 𝐝𝐞 𝐎 𝟐
El volumen que ocupará medido en Condiciones Normales se determina a partir de
la ecuación general de los gases:
𝑃. 𝑉 =
𝑔
𝑃𝑚
. 𝑅. 𝑇 → 1. 𝑉 =
1,423
32
. 0,082.273 ; 𝐕 = 𝟏, 𝟎 𝐥𝐢𝐭𝐫𝐨 𝐝𝐞 𝑶 𝟐

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Actividad Práctica No 4 - Electroquímica

  • 1. UNIVERSIDAD FERMÍN TORO VICE RECTORADO ACADÉMICO FACULTAD DE INGENIERÍA NOMBRE Y APELLIDO: FERNANDO GONZÁLEZ CI.: 21.037.695 ACTIVIDAD PRÁCTICA Nº 4. (10 puntos) Recomendaciones:  Coloca el nombre con su cédula de identidad de participante.  A continuación tienes preguntas de desarrollo y ejercicios de aplicación, debes explicar detalladamente cada paso de la resolución. Se evaluará rigurosidad (explicación, vocabulario técnico) como presenten la solución del problema.  Esta actividad práctica, solo se corregirá de forma individual.  Use este mismo formato para la presentación de la actividad grabado o en Word o PDF.  Esta actividad tiene una ponderación 10 puntos. Tienes hasta el día 13 de Febrero para entregar la actividad.
  • 2. Contesta de forma amplia las siguientes preguntas: 1. Explique tres (3) procesos donde se aplique la electroquímica (1 punto) a) Corrosión del Hierro: En condiciones atmosféricas ambientales, el hierro se cubre de una capa de solución electrolítica (humedad y aire del ambiente) y la película de óxido no lo protege adecuadamente porque no es capaz de evitar el acceso de los iones hasta el metal. Además esta capa es quebradiza y permite la penetración de la solución electrolítica.3 Cuando esto ocurre esto se cree que se llevan a cabo los siguientes procesos electroquímicos:  Cuando una parte de la película metálica se quiebra actúa como ánodo liberando electrones, y la corrosión procede:  Los electrones son transferidos desde el hierro reduciendo el oxígeno atmosférico en agua en el cátodo en otra región de la película metálica:  Reacción Global:  La fem estándar para la oxidación del hierro: La corrosión del hierro se lleva a cabo en medio ácido; los H+ provienen de la reacción entre el dióxido de carbono y del agua de la atmósfera, formando Ácido carbónico. Los iones Fe2+ se oxidan según la siguiente ecuación:
  • 3. b) Reducción La reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o un ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación. Cuando un ion o un átomo se reducen presenta estas características:  Actúa como agente oxidante.  Es reducido por un agente reductor.  Disminuye su estado o número de oxidación. Ejemplo: El ion hierro (III) puede ser reducido a hierro (II): Fe3+ + e− → Fe2+ En química orgánica, la disminución de enlaces de átomos de oxígeno a átomos de carbono o el aumento de enlaces de hidrógeno a átomos de carbono se interpreta como una reducción. Por ejemplo:  CH≡CH + H2 → CH2=CH2 (el etino se reduce para dar eteno).  CH3–CHO + H2 → CH3–CH2OH (el etanal se reduce a etanol). c) Galvanizado: El galvanizado o galvanización es el proceso electroquímico por el cual se puede cubrir un metal con otro.1 Se denomina galvanización pues este proceso se desarrolló a partir del trabajo de Luigi Galvani, quien descubrió en sus experimentos que si se pone en contacto un metal con una pata cercenada de una rana, ésta se contrae como si estuviese viva; posteriormente se dio cuenta de que cada metal presentaba un grado diferente de reacción en la pata de rana, lo que implica que cada metal tiene una carga eléctrica diferente. Más tarde ordenó los metales según su carga y descubrió que puede recubrirse un metal con otro, aprovechando esta cualidad (siempre depositando un metal de carga mayor sobre otro de carga menor). De su descubrimiento se desarrolló más tarde el galvanizado, la galvanotecnia, y luego la galvanoplastia
  • 4. Galvanizado electrolítico: En los procesos de galvanizado electrolítico se utilizan los siguientes elementos:  Fuente de alimentación: es un transformador que baja el voltaje de 380 V, 220 V o 110 V a tensiones menores (de 0,1 a 12 V). Además, estos equipos poseen semiconductores (placas de selenio, diodos y últimamente tiristores) que transforman la corriente alterna en corriente continua, que es la que se utiliza para estos procesos. Esta fuente debe tener en lo posible un sistema de regulación de voltaje, puesto que cada proceso tiene un rango de tensión en el que el resultado es óptimo.  Electrolito: es una solución de sales metálicas, que serán las que servirán para comenzar el proceso entregando iones metálicos, que serán reemplazados por el ánodo.  Ánodos: son placas de metal muy puro, puesto que la mayoría de los procesos no resisten las contaminaciones: níquel 99,997 %; cobre 99,95 %; zinc 99,98 %. Cuando un ion entrega su átomo de metal en el cátodo, inmediatamente otro lo reemplaza desprendiéndose del ánodo y viajando hacia el cátodo. Por lo que la principal materia prima que se consume en un proceso de galvanizado es el ánodo.
  • 5. 2. ¿Es cierto que siempre que se realiza la electrólisis del cloruro de sodio se obtiene sodio metálico y cloro? (1 punto) -Sí. 𝑁𝑎𝐶𝑙 → 𝑁𝑎+ + 𝐶𝑙− 𝑺𝒂𝒍 𝑪𝒐𝒎ú𝒏 𝑴𝒆𝒕𝒂𝒍 𝑵𝒐 𝑴𝒆𝒕𝒂𝒍 La electrólisis del NaCl (cloruro de sodio) en fundición se puede realizar en una celda electrolítica común. El electrólito se encuentra formado por una fundición de cloruro de sodio (con un punto de fusión de 801ºC), que tiene un contenido de iones Na+ y Cl-. Los electrodos, constituidos por lo general de un material inerte como puede ser por ejemplo, el grafito, se encuentran conectados a través de un cable conductor a una fuente de corriente de tipo continua; uno de los electrodos se carga de manera negativa (el que se encuentra conectado al polo negativo) y el otro se conectado positivamente ( el conectado al polo positivo). El electrodo que se encuentra cargado negativamente atrae hacia su superficie los iones de tipo positivos. Cada ion sodio recibe un electrón y este se reduce para formar un átomo de sodio. Los átomos de sodio en el electrodo se mezclan para formar sodio metálico que, debido a ser más denso, sale a la superficie del electrólito. Cátodo ( negativo) : Na+ + e- → Na ( reducción) El electrodo que se encuentra cargado positivamente trae hacia su superficie los iones de tipo negativos. Los iones cloruro dan un electrón al electrodo y se transforman en átomos de cloro, que se combinan para dar lugar a un Cl2 (g), que sube a la superficie en forma de burbujas: Ánodo ( positivo): 2 Cl- → Cl2 + 2e- ( oxidación) La reacción global que tiene lugar en la celda electroquímica es: 2Na+ + 2Cl- → Cl2 (g) + 2Na (l) En la superficie de cada electrodo tiene lugar una transferencia de electrones: del cátodo va hacia el electrólito y del electrólito va hacia el ánodo. En la celda electrolítica, los electrodos se encuentran separados entre sí por un diafragma poroso con el fin de evitar que se produzca una recombinación
  • 6. de sodio ( s) y de cloro (g), que se originan en la celda electrolítica para formar el NaCl, que es una reacción que no deseamos que ocurra, pues además es muy exotérmica. Para obtener el sodio de manera industrial por electrólisis, se usa una celda electrolítica más compleja de las habituales, conocida como celda Downs, que se está diseñada especialmente para evitar la producción de esta recombinación. Cuando una celda electrolítica que contienen electrones inertes, se le inserta un electrólito fundido, tiene lugar la oxidación del anión en el ánodo y la reducción del catión en el cátodo. Pero, sin embargo, cuando se lleva a cabo electrolisis de disoluciones acuosas de los mismos electrólitos, los productos de la electrólisis puede ser distintos, pues el agua también puede llegar a participar en las reacciones de electrodo: se puede oxidar a oxígeno (g) o reducir a hidrógeno (g). En la electrólisis de una disolución de tipo acuosa del cloruro de sodio, donde se producen hidrógeno gaseoso, cloro gaseoso e hidróxido de sodio como subproducto. De igual modo que sucede en la electrólisis del cloruro de sodio fundido, los iones cloro sufren oxidación a Cl2; pero, en el cátodo no se produce la reducción de los iones sodio a sodio metálico, sino la del agua a hidrógeno gas, ya que el agua es ás sencillamente reducible que los iones de sodio. Las reacciones que tienen lugar para cada electrodo son: Cátodo (negativo): 2 H2O + 2e- → 2 OH- + H2 (g) ; reducción Ánodo (positivo): 2Cl- → Cl2 + 2e-; oxidación La ecuación global que resulta podemos escribirla de la forma: 2 H2O (l) + 2 NaCl (ac) → Cl2 (g) + H2 (g) + NaOH (ac) En la electrólisis de una disolución de tipo acuosa de cloruro de sodio, el agua se ha reducido a hidrógeno bimolecular pero, en diferentes ocaciones, también puede oxidarse a oxígeno; esto ocurre en la electrólisis de disoluciones acuosas de sulfato de sodi. En dicho caso, el agua es la única especie que participa en la reacción, pues se provoca su oxidación a oxígeno gaseoso en el ánodo, y su reducción a hidrógeno bimolecular gaseoso en el cátodo: Cátodo (negativo): 4 H2O + 4e- → 4 OH- + 2H2 (g) ; reducción Ánodo (positivo): 2 H2O → O2 (g) + 4 H+ + 4e-; oxidación La reacción global es: 2 H2O → 2 H2 (g) + O2 (g) Las tablas que existen sobre los potenciales de reducción estándar orientan sobre la sencillez con la que se pueden producir los procedimientos de oxidación y reducción, pero en algunos casos se puede alterar el proceso por requerimientos de potencial (sobrevoltaje).
  • 7. 3. ¿Qué es la corrosión de los metales? ¿Por qué ocurre? ¿Cómo se puede prevenir? (1 punto) Es el deterioro de los metales por un proceso electroquímico. El ejemplo típico de la corrosión es la formación de herrumbre u óxido de hierro. ¿Por qué Ocurre la Corrosión? Ocurre por la diferencia de potencial entre dos metales diferentes en contacto o por la diferencia de potencial entre diferentes áreas de un mismo metal, que forman una celda galvánica. En presencia de un electrolito. Cada celda consiste de: un ánodo que produce electrones, de un cátodo y de un electrolito. El ánodo y el cátodo deben estar en contacto eléctrico para que ocurra la corrosión. "La corrosión puede ser definida como la reacción de un material con su entorno". "La corrosión consiste en una oxidación del metal y, si el óxido no es adherente y es poroso, puede dar lugar a la destrucción de todo el metal". "Corrosión: ataque de un material por el medio que le rodea con la consiguiente pérdida de masa y deterioro de sus propiedades". "Corrosión es la destrucción de un cuerpo sólido causada por un ataque no provocado, de naturaleza química o electroquímica que se inicia en la superficie". La fuerza motriz que causa que un metal se corroa es consecuencia de su existencia natural en forma combinada. Para alcanzar el estado metálico se requiere una cantidad de energía. Esta energía varía de un metal a otro. Es relativamente alta para el magnesio, el aluminio y el hierro y relativamente baja para el cobre, la plata y el oro. ¿Cómo se puede prevenir? Hay cinco soluciones posibles para proteger a los productos de acero contra los efectos de la corrosión: Utilice acero inoxidable en lugar de acero normal. Acero inoxidable es acero normal mezclado con otros metales como níquel y cromo. Sin embargo, el coste del acero inoxidable hace que éste no sea práctico para un uso diario, excepto para pequeños elementos de ajuste como pernos y tuercas. Recubra el acero normal con zinc. El recubrimiento de acero con zinc, que es otro metal, es un procedimiento que se conoce generalmente como galvanizado y es la forma más normal de proteger pequeños objetos fabricados como anillas de amarre, bolardos fabricados con tubos, pernos, mordazas, cadenas, grilletes, tuberías de agua, etc. Los materiales a recubrir se sumergen normalmente en un baño de zinc fundido en talleres especializados. Una vez un objeto se ha sumergido en zinc en caliente no se debe realizar ningún trabajo de soldado, corte o taladrado, ya que esto destruiría la integridad del recubrimiento de protección. Recubra el acero normal con plásticos especiales. El recubrimiento del acero con plásticos especiales resistentes al desgaste constituye otra forma de protección contra la corrosión; sin embargo, el alto coste que implica el proceso de recubrimiento (en talleres especializados) hace que este método no sea práctico para uso diario.
  • 8. Pinte el acero normal con pinturas especiales. El pintar el acero utilizando pinturas especiales es el método más común de proteger grandes estructuras de acero. Las superficies que se van a pintar se deberán limpiar cuidadosamente con un cepillo de acero (o preferiblemente mediante un chorro de arena). La capa inferior deberá consistir en un imprimador basado en zinc. La segunda y tercera capas deberán consistir en una pintura de epoxi sobre base de brea. Al pintar el acero, se deberán tener en cuenta los siguientes puntos:  Las pinturas caseras normales no son adecuadas para el entorno marino debido a que, al igual que algunos plásticos, envejecen con mucha rapidez cuando están expuestas a los rayos del sol.  El diésel, queroseno y la gasolina no son químicamente compatibles con las pinturas marinas; habrá de utilizarse el diluyente de pintura apropiado.  Se deberán utilizar guantes siempre que se manipulen pinturas basadas en epoxi. Proteja el acero con ánodos de zinc (protección catódica). Los ánodos de zinc se utilizan para prolongar más aún la vida útil de estructuras de acero sumergidas en agua del mar como, por ejemplo, pilones de acero, pontones, flotadores metálicos, etc. Los elementos de aluminio, en contacto con acero húmedo, quedan expuestos también a la corrosión galvánica. Resolver 4. Dada la siguiente reacción química en medio básico 𝑁𝑂3 − + 𝐴𝑙 → 𝑁𝐻3 + 𝐴𝑙( 𝑂𝐻)3 a. Balancear por el método ión-electrón (1 punto) b. Indicar la especie que se oxida y que se reduce (1 punto) c. Quien es el agente oxidante y el reductor (1 punto) Profe, este este ejercicio me resulto más fácil realizarlo a mano en una hoja, trate de pasarlo al documento de Word pero fue un poco complicado, sin mencionar que me quitaba mucho tiempo. Le adjunto la captura del ejercicio hecho a mano, si hay algún problema con esto, por favor avíseme por cualquier medio 
  • 9.
  • 10. 5. Se monta una pila galvánica introduciendo un electrodo de aluminio en una disolución 1𝑀 de nitrato de aluminio y un electrodo de cobre en una solución 1𝑀 de nitrato de cobre (II): a. Indica cuál es el ánodo y cuál es el cátodo (0,5 puntos) Ánodo: aluminio Cátodo: cobre b. Escribir la reacción neta (0,5 puntos) 2𝐴𝑙 + 3𝐶𝑢+2 → 2𝐴𝑙+3 + 2𝐶𝑢 c. Indica el sentido de los electrones por el circuito exterior (0,5 puntos) Los electrones salen del electrodo de aluminio. d. Calcular la fuerza electromotriz estándar ∈° de la pila (0,5 puntos) ∈° ( 𝐴𝑙+3 / 𝐴𝑙) = −1,67 𝑉 ∈° ( 𝐶𝑢+2 / 𝐶𝑢) = 0,34 𝑉 ∈° = 𝟐, 𝟎𝟏 𝑽 6. Calcular el tiempo que se necesita para depositar 10 𝑔 de cadmio en el cátodo en la electrólisis de una solución de sulfato de cadmio, empleando una corriente de 2,4 𝐴. ¿Qué gas y que volumen del mismo en condiciones normales de presión y temperatura se desprenderá en el ánodo en el mismo tiempo? Escriba las ecuaciones y esquematice la celda electroquímica (2 puntos) En un proceso electrolítico, tiene que cumplirse siempre, como en cualquier reacción química, que el número de equivalentes de corriente eléctrica (I.t/96500) ha de ser igual al número de equivalentes del producto descompuesto o depositado: (g/Peq), por lo que en este caso tenemos que para la reacción de reducción del Cd: 𝐶𝑑2+ + 2𝑒− → 𝐶𝑑 𝑜 𝐼. 𝑡 96500 = 𝑔 𝑃𝑒𝑞 ; 𝐼. 𝑡 96500 = 𝑔 𝑃𝑚 𝑣 ; 𝐼. 𝑡 96500 = 𝑔. 𝑣 𝑃𝑚 → 2,5. 𝑡 96500 = 10.2 112,40 ; 𝒕 = 𝟔𝟖𝟔𝟖, 𝟑𝟑 𝒔 En el otro electrodo se desprende Oxígeno (𝑂2) debido a la oxidación de los iones 𝑂𝐻· . La cantidad desprendida la calculamos aplicando la misma fórmula para esa reacción de oxidación, que es: 4𝑂𝐻− → 𝑂2 + 2𝐻2 𝑂 + 4𝑒− 𝐼. 𝑡 96500 = 𝑔 𝑃𝑒𝑞 ; 𝐼. 𝑡 96500 = 𝑔 𝑃𝑚 𝑣 ; 𝐼. 𝑡 96500 = 𝑔. 𝑣 𝑃𝑚 → 2,5.6868,33 96500 = 𝑔. 4 32,00 ; 𝒈 = 𝟏, 𝟒𝟐𝟑 𝐠 𝐝𝐞 𝐎 𝟐 El volumen que ocupará medido en Condiciones Normales se determina a partir de la ecuación general de los gases: 𝑃. 𝑉 = 𝑔 𝑃𝑚 . 𝑅. 𝑇 → 1. 𝑉 = 1,423 32 . 0,082.273 ; 𝐕 = 𝟏, 𝟎 𝐥𝐢𝐭𝐫𝐨 𝐝𝐞 𝑶 𝟐