APLICACIONES INDUSTRIALES DE LA ELECTROLISIS

1. UNIVERSIDAD NACIONAL DE TRUJILLO
FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA
ESCUELA DE INGENIERÍA QUÍMICA
TÍTULO
“APLICACIONES INDUSTRIALES DE LA ELECTROLISIS”
UNIDAD
III
N° DE EQUIPO
8
DOCENTE
Carranza Vílchez Patricia
INTEGRANTES
Cueva Gutiérrez, Astrid Elizabeth
Del mar Ascoy, Víctor Daniel
Ugás Jaime, Hilary Ashley
Vásquez Delgado, Consuelo Sheyla
FECHA DE ENTREGA
25 / 01 / 22
TRUJILLO-2022

2. ÍNDICE
1. OBJETIVOS ....................................................................................................................................... 3
2. RESUMEN......................................................................................................................................... 4
3. MARCO TEÓRICO............................................................................................................................. 5
3.1 RECUBRIMIENTOS ELECTROLÍTICOS............................................................................................. 5
3.2 OBTENCIÓN DE METALES ............................................................................................................. 6
3.3 REFINADO Y LA PURIFICACIÓN DE METALES............................................................................... 7
3.4 PROCESO CLOROALCALINO ......................................................................................................... 7
3.5 ELECTRÓLISIS DEL AGUA.............................................................................................................. 9
4. DESARRROLLO EXPERIMENTAL ..................................................................................................... 11
4.1 EQUIPOS, MATERIALES Y REACTIVOS ....................................................................................... 11
4.2 PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL........................................................................................... 13
5. CÁLCULOS Y RESULTADOS............................................................................................................. 17
6. ANÁLISIS Y DISCUSIÓN................................................................................................................... 18
7. CONCLUSIONES.............................................................................................................................. 18
8. BIBLIOGRAFÍA................................................................................................................................. 19
9. ANEXOS.......................................................................................................................................... 20

3. 1. OBJETIVOS
OBJETIVOS GENERALES
 Identificar las principales aplicaciones de la electrólisis en la industria.
 Demostrar mediante un experimento la obtención de hidrógeno mediante la
electrólisis del agua.
OBJETIVOS ESPECIFICOS
 Determinar el volumen de hidrógeno y oxígeno generado.
 Comprender como se aplica el hidrógeno en las industrias como resultado de la
electrólisis.
 Comprender cómo los principios de electrólisis explican la separación del hidrógeno y
del oxígeno en agua pura con la aplicación de una diferencia de potencial.

4. 2. RESUMEN
La electrolisis del agua es estudiada por la electroquímica mediante el cual es uno de las
aplicaciones que se usa ampliamente en los procesos industriales por el cual permite
comprender las distintas funciones aplicados a la obtención del H2 teniendo como causa la
relación de la energía eléctrica y la reacción química.
Por ello hemos realizado un experimento, como paso inicial cortamos dos pequeños huecos en
la parte inferior de un recipiente de plástico e introducimos dos cables de cobre,
posteriormente unas chinchetas a modo de seguro. Luego mezclamos 32 g de bicarbonato de
sodio con 200 ml agua, colocándolo en el recipiente y los dos tubos de ensayos
respectivamente. Por el cual los tubos de ensayos se colocaron boca abajo en el recipiente con
la disolución acuosa de bicarbonato de sodio y se procedió a conectar los cables de cobre a
una pila de 9 V.
Se concluyó que el volumen de hidrógeno generado fue de 1.4 ml y del oxígeno fue de 0.7 ml,
es decir el volumen del hidrógeno generado es el doble que del oxígeno.

5. 3. MARCO TEÓRICO
La electrólisis es el proceso que separa los elementos de un compuesto por medio de la
electricidad. En ella ocurre la liberación de electrones por los aniones en el ánodo (una
oxidación) y la captura de electrones por los cationes en el cátodo (una reducción).
La electrolisis tiene varias aplicaciones en la industria como:
3.1 RECUBRIMIENTOS ELECTROLÍTICOS
Los descubrimientos electrolíticos o químicos consisten en depositar por vía
electroquímica finas capas de metal sobre la superficie de una pieza sumergida en una
solución de iones metálicos o electrolito.
3.1.1 Recubrimientos metálicos protectores
3.1.1.1 Galvanotecnia.
Es el proceso que consiste en recubrir los cuerpos (generalmente
metales), con finas capas metálicas para evitar la corrosión.
Esta tecnología tiene su origen o fundamento en recubrir un material el
cual está inmerso en un electrolito ya sea por vía electrolítica o de
inmersión.
3.1.1.2 Galvanostegia.
Es el proceso en el que, por medio de la electricidad, se cubre un metal
sobre otro a través de una solución de sales metálicas (electrólisis) con el
objetivo de modificar sus propiedades superficiales, aumentar su
resistencia a la corrosión y al ataque de sustancias químicas e incrementar
su resistencia a la fricción y al rayado.
La galvanostegia industrial trata del recubrimiento de metales baratos,
con los que el objeto puede ser fabricado económicamente, mediante
finas capas de otro metal que al mismo tiempo que mejora su aspecto,
también aumenta sus propiedades mecánicas y de resistencia a la
corrosión.
3.1.1.3 Galvanoplastia
Es el recubrimiento metálico sobre objetos no metálicos, fabricados con
materiales plásticos mediante capas finas de metales depositados
electrolíticamente.
Si se trata de cuerpos no metálicos, por ejemplo, vidrio, porcelana,
madera, cera o plástico, es forzoso hacer primero conductora la
superficie. Si el cuerpo es poroso se cubrirá este previamente con una
capa de cera o parafina, cuidando de que se expulse el aire contenido en
los poros. Otras veces se utiliza con el mismo fin varias capas de laca
adecuada o barniz.

6. Industrialmente se hace conductora la superficie de los cuerpos no
metálicos, formando sobre estos una fina película de plata, siguiendo un
método análogo al usado en el plateado de espejos. La solución de sal de
plata empleada, se mezcla en el momento que se ha de utilizar, con la
cantidad justa de otra solución reductora. El nitrato de plata (AgNO3)
tiene una concentración de (5 al 10%) y se prepara precipitando con un
hidróxido alcalino y disolviendo este precipitado con la cantidad justa de
amoniaco.
3.2 OBTENCIÓN DE METALES
Numerosos procedimientos en la metalurgia son llevados a cabo a través de la utilización
de energía eléctrica. Entre todas ellos podemos hacer mención especial a los
procedimientos de tipo electrolíticos que se encuentran indicados para la obtención de
diferentes metales reductores, como pueden ser el potasio, el aluminio o el magnesio entre
otros.
La electrolisis es especialmente importante para obtener metales con potenciales de
reducción muy elevados (muy negativos), como los metales alcalinos, muchos de los cuales
no pueden obtenerse de otro modo; sin embargo, debido a sus valores de °𝜀 menores que -
1,62 V, lo que se obtendría de electrolizar sus disoluciones acuosas seria hidrogeno, por lo
que hay que recurrir a electrolizar sus sales fundidas o en disolución no acuosa.
Magnesio
El magnesio se obtiene por electrolisis del cloruro de magnesio anhidro fundido, al que se
le añade algo de NaCl o KCl para aumentar la conductividad y disminuir el punto de
fusión. En el ánodo de grafito se desprende cloro.
Sodio
La obtención del sodio se lleva a cabo por el método de Downs que consiste en la
electrolisis del NaCl fundido, al que se añade carbonato de sodio para rebajar el punto de
fusión. En el ánodo se desprende cloro.
Aluminio
Para obtener aluminio se usa un recipiente (cuba electrolítica), siguiendo el procedimiento
conocido como de Hall- Héroult, el cual fue descubierto en el año 1886.
Para realizar el procedimiento, se parte del compuesto Bauxita, un mineral que
normalmente se presenta en forma impura (Al2O3.n H2O), mezclado con sílice y distintos
óxidos de titanio y hierro.

7. 3.3 REFINADO Y LA PURIFICACIÓN DE METALES
Consiste en la purificación de metales por métodos electroquímicos. Se emplea en
especial para purificar metales nobles como el oro, plata, el cobre y aluminio.
En el caso del cobre su utilidad como conductor depende en gran medida de su grado de
pureza. La purificación de este metal se lleva a cabo electrolíticamente. El electrólito es
una sal de cobre como CuSO4, el ánodo es una barra de cobre impuro y el cátodo una
lámina de cobre muy puro, sobre la que se depositará el cobre. Manteniendo un potencial
adecuado el cobre del ánodo se oxida, pasa a la disolución y posteriormente se deposita
en el cátodo.
Oxidación en el ánodo: Cu(s) → 𝐶𝑢(𝑎𝑞)
+2
+ 2 e−
Reducción en el cátodo: 𝐶𝑢(𝑎𝑞)
+2
+ 2 e−
→ Cu(s)
Las impurezas del metal, metales que acompañan al cobre en sus minerales, no se
descargan sobre el cátodo como Fe2+,
o Zn2+,
permaneciendo en disolución, mientras que
metales nobles como Ag, Au o Pt caen al fondo del recipiente en lo que se conoce como
barros anódicos, recogiéndose para su posterior tratamiento.
Figura 1: Purificación del cobre
3.4 PROCESO CLOROALCALINO
El proceso cloroalcalino o proceso de cloralkali o cloro-alkali es un proceso industrial
para la electrólisis de soluciones de cloruro de sodio. Es la tecnología utilizada para
producir cloro e hidróxido de sodio, que son productos químicos requeridos por la
industria. La producción a escala industrial comenzó en 1892.
3.4.1 Proceso
Existen tres tipos de electrolisis: celdas de diafragma, celda de mercurio y de
membrana. Todas parten del NaCl como materia prima por lo que en general se
pueden dividir en tres grandes etapas:

8. Purificación de la salmuera – Electrolisis - Purificación de los productos
obtenidos
Una vez introducida la disolución en la celda se pasa una corriente continua a
través de los electrodos; de manera general en el ánodo los iones 𝐶𝑙−
ceden un
electrón y se transforman en cloro 𝐶𝑙2 y en el cátodo los protones captan un
electrón y pasa a ser hidrógeno molecular 𝐻2. El 𝑁𝑎+
queda disuelto en el agua
junto con los 𝑂𝐻−
los cuales se unen para formar 𝑁𝑎𝑂𝐻.
Las reacciones químicas del proceso:
𝑁𝑎𝐶𝑙 ⟶ 𝑁𝑎+
+ 𝐶𝑙−
Ánodo: 2 𝐶𝑙−
(𝑎𝑞) ⟶ 𝐶𝑙2(𝑔) + 2𝑒−
Cátodo: 2 𝑁𝑎+
(𝑎𝑞) + 2 𝐻2𝑂 + 2𝑒−
⟶ 𝐻2(𝑔) + 2 𝑂𝐻−
(𝑎𝑞) + 2 𝑁𝑎+
(𝑎𝑞)
Sumando: 2 𝑁𝑎+
(𝑎𝑞) + 2 𝐻2𝑂 + 2 𝐶𝑙−
(𝑎𝑞) ⟶ 𝐻2(𝑔) + 2 𝑂𝐻−
(𝑎𝑞) + 2 𝑁𝑎+
(𝑎𝑞) + 𝐶𝑙2(𝑔)
Hay que tener en cuenta que el cloro no se puede extraer de la célula en presencia
de hidróxido sódico ya que tienden a formar de nuevo cloruro sódico o
hipoclorito sódico. La disolución final una vez obtenidos los tres productos, es
una salmuera con una concentración residual de NaOH y Cl2 en equilibrio. El Cl2
que se obtiene es caliente y húmedo; se debe acondicionar, secar y comprimir,
para su comercialización en forma líquida.
3.4.2 Tipos
3.4.2.1 Diafragma
Se produjo por la necesidad de realizar la separación física del cloro y del
hidrógeno, además de dividir los compartimentos del ánodo y el cátodo.
3.4.2.2 Mercurio
Son el método por el cual la electrolisis se comenzó a emplear para
producir cloro a nivel industrial a finales del siglo XIX y estará a partir de
diciembre del 2017 prohibido su uso.
3.4.2.3 Membranas
Es una técnica de desarrollo muy reciente, en donde las reacciones redox
son las mismas que en las celdas de diafragma, pero que en este caso el
material que separa el compartimento del ánodo y del cátodo es una
membrana de intercambio catiónico perfluorada, selectiva a los 𝑁𝑎+
.

9. 3.5 ELECTRÓLISIS DEL AGUA
La primera electrólisis del agua se llevó a cabo el 1 de mayo de 1800 por dos químicos
británicos William Nicholson (1753-1815) y sir Anthony Carlisle (1768-1840), un par de
semanas después de la invención por Alessandro Volta de la primera batería eléctrica, la
pila voltaica (publicación presentada el 20 de marzo de 1800).
3.4.3 Principio
La electrólisis del agua es la descomposición del agua (H2O) en los gases oxígeno
(O2) e hidrógeno (H2) por medio de una corriente eléctrica continua, por una
fuente de alimentación, una batería o una pila, que se conecta mediante electrodos
al agua. Para disminuir la resistencia al paso de corriente a través del agua esta se
suele acidular añadiendo pequeñas alícuotas de ácido sulfúrico o bien, añadiendo
un electrolito fuerte como el hidróxido de sodio, NaOH.
Una fuente de energía eléctrica se conecta a dos electrodos, o dos platos
(típicamente hechos de algún metal inerte como el platino o el acero inoxidable),
los cuales son puestos en el agua. En una celda propiamente diseñada, el
hidrógeno aparecerá en el cátodo (el electrodo negativamente cargado) y el
oxígeno aparecerá en el ánodo (el electrodo positivamente cargado).
La electrolisis de agua pura requiere una gran cantidad de energía extra en forma
de sobre potencial, con respecto al teóricamente necesario para llevarla a cabo
(+1,229 V) puesto que se han de sobrepasar varias barreras de activación. Esto se
debe en parte a la escasa disociación del agua pura. Sin esa energía extra, o
sobrevoltaje, la electrólisis de agua pura ocurre muy lentamente si es que logra
suceder. Las reacciones que tienen lugar en los electrodos son:
Reducción en el cátodo: 2 𝐻+
(𝑎𝑞) + 2𝑒−
→ 𝐻2(𝑔)
Oxidación en el ánodo: 2 𝐻2𝑂(𝑙) → 𝑂2(𝑔) + 4 𝐻+
(𝑎𝑞) + 4𝑒−
Sumando: 2 𝐻2𝑂(𝑙) → 2 𝐻2(𝑔) + 𝑂2(𝑔)
3.4.4 Técnicas de electrólisis
3.4.4.1 Voltámetro de Hofmann
El voltámetro de Hofmann se utiliza a menudo como una célula
electrolítica para hacer electrólisis del agua a pequeña escala.
3.4.4.2 Obtención industrial
Muchas células de electrólisis industrial son muy similares al voltámetro
de Hofmann, con placas de platino complejas o panales como electrodos.
Generalmente el hidrógeno que se produce a partir de la electrólisis es

10. para las aplicaciones de uso inmediato, como es el caso de antorchas de
oxígeno o cuando se desea hidrógeno u oxígeno de alta pureza.
3.4.4.3 Electrólisis a alta presión
La electrólisis a alta presión (HPE) es la electrólisis del agua por
descomposición del agua (H2O) en oxígeno (O2) y gas hidrógeno (H2)
debido al paso de una corriente eléctrica a través del agua.
3.4.5 Producción de hidrógeno a partir de electrólisis de agua
3.4.5.1 Producción de hidrógeno por electrólisis de agua alcalina
La tecnología de producción de hidrógeno tiene una larga historia,
aprendida por primera vez de la Unión Soviética, y más tarde aplicada a
plantas de energía domésticas, compañías químicas, pequeñas fuentes de
gas de emparejamiento cromatográfico de laboratorio y otros lugares,
operación de equipos confiables, bajo costo.
3.4.5.2 Electrólisis de agua pura PEM para producir hidrógeno
Esta tecnología se deriva primero del principio del generador de oxígeno
del submarino nuclear estadounidense, porque utiliza un electrolízer de
membrana de protones, que puede separar físicamente el hidrógeno y el
oxígeno de alta pureza electrolizando el agua pura. Es ampliamente
utilizado, incluyendo plantas de energía, industria química, metalurgia,
vidrio, tratamiento médico, laboratorios de alta gama, etc.
La característica más importante de este tipo de dispositivo es el uso de
electrólisis de agua pura, sin contaminación, sin corrosión y mayor
pureza de hidrógeno.
Figura 2: Electrólisis del agua en casa

11. 4. DESARRROLLO EXPERIMENTAL
4.1 EQUIPOS, MATERIALES Y REACTIVOS
4.2.1 EQUIPOS
 Balanza
4.2.2 MATERIALES
 Recipiente de plastico
 Agua
 1 cucharita

12.  Chinches
 Pila 9v
 Cable de cobre
 Tubo de ensayo

13. 4.2.3 REACTIVOS
 Bicarbonato de sodio
4.2 PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL
1. Realizar dos pequeños huecos al recipiente.
2. Coger los dos cables de cobre y ponerlos con los chinches en los huecos del
recipiente.

14. 3. Pesar 32 g de bicarbonato de sodio y disolver en 200 ml de agua, posteriormente
verter la solución en el recipiente.
4. Disolver 4 cucharaditas de bicarbonato de sodio en agua y verter en los tubos de
ensayos.

15. 5. Luego se coge los tubos de ensayos y los ponemos boca abajo en el recipiente.
6. Cogemos los dos cables de cobre y los conectamos a la pila de 9V un cable en el
negativo y otro en el positivo.

17. 5. CÁLCULOS Y RESULTADOS
Tabla 1: Recopilación de datos
Datos
Cantidad de agua utilizada 212 ml
Catalizador empleado Bicarbonato de Sodio (NaHCO₃)
Volumen del tubo de
ensayo 6 ml
Voltaje empleado 9V
Volumen de hidrógeno
generado 1.4 ml
Volumen de oxígeno
generado 0.7 ml
Proporción experimental
observada entre hidrógeno
y oxígeno
1.4 𝑚𝑙
0.7 𝑚𝑙
= 2
Tiempo conectado a la
batería 2.17 min

18. 6. ANÁLISIS Y DISCUSIÓN
La corriente eléctrica puede causar una reacción química en el agua y causar la
descomposición y desprendimiento de sus dos gases que son el hidrógeno y el oxígeno.
El volumen de hidrógeno generado fue el doble que la del oxígeno.
En el ánodo, lugar al que acuden los aniones que son negativos, por tanto, el ánodo es el polo
positivo y en el se produce una oxidación.
En el cátodo, lugar al que acuden los cationes que son positivos, por tanto, el cátodo es el polo
negativo y en el se produce una reducción.
7. CONCLUSIONES
La electrólisis es un procedimiento que posee múltiples aplicaciones, entre las cuales podemos
hacer la mención de las siguientes: Recubrimientos electrolíticos, obtención de metales,
refinado y la purificación de metales, proceso cloroalcalino y la electrolisis del agua.
Mediante el experimento se logró demostrar que mediante la electrolisis del agua se pudo
obtener tanto hidrogeno como oxígeno.
Por medio del experimento ya mencionado, se calculó que el volumen de hidrógeno generado
fue de 1.4 ml y el volumen de oxígeno generado fue de 0.7 ml.
La electrolisis produce el hidrógeno que forma parte de diferentes cosas en la industria como:
combustible, en soldaduras, entre otros.
Hubo una reacción química, el cual era producido, por medio de la corriente eléctrica
proveniente del electrodo, descomponiendo los compuestos químicos y desasiéndolos en
iones. En si lo que ocurre en este proceso, es una reacción de oxidación-reducción, donde la
fuente de alimentación eléctrica se encargada aportar la energía necesaria.

19. BIBLIOGRAFÍA
Canal Antonio José Gonzales Pareja. (26 de enero de 2020). Aplicaciones de la electrólisis [Archivo
de video]. https://www.youtube.com/watch?v=c1awCFzR_zQ&t=2s
Carlos A. Electroquímica. [Archivo PDF].
http://www.alonsoformula.com/inorganica/_private/Quimica2bach07cast.pdf
Electrólisis del agua. (2021). Wikipedia. https://es.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B3lisis_del_agua
La Guía. Obtención electrolítica de metales. https://quimica.laguia2000.com/metalurgia/obtencion-
electrolitica-de-metales
Library. Recubrimientos electrolíticos. https://1library.co/document/zlj38o2y-recubrimientos-
electroliticos.html
Noval, L. (2017). El Cloro, Producción e Industria. http://e-spacio.uned.es/fez/eserv/bibliuned:master-
Ciencias-CyTQ-Lnoval/Noval_Gomez_Lucia_TFM.pdf

20. ANEXOS
EJERCICIOS SOBRE ELECTROQUÍMICA
1. Calcule la potencial de una celda 𝑪𝒖/𝑪𝒖𝟐+
y 𝒁𝒏/𝒁𝒏𝟐+
con [𝑪𝒖𝟐+
] = 𝟎. 𝟏𝟎𝟎 𝑴 y
[𝒁𝒏𝟐+
] = 𝟎. 𝟏𝟓𝟎 𝑴 a 𝑻 = 𝟑𝟎𝟎 𝑲.
𝑭 = 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 𝑱/ 𝑽. 𝒎𝒐𝒍 𝑹 = 𝟖. 𝟑𝟏𝟒 𝑱/𝒎𝒐𝒍. 𝒌
𝒁𝒏(𝒔) + 𝑪𝒖(𝒂𝒄)
𝟐+
→ 𝒁𝒏(𝒂𝒄)
𝟐+
+ 𝑪𝒖(𝒔)
𝐶𝑢(𝑎𝑐)
2+
+ 2𝑒−
⟶ 𝐶𝑢(𝑠) 𝐸° = 0.336 𝑉
𝑍𝑛(𝑎𝑐)
2+
+ 2𝑒−
⟶ 𝑍𝑛(𝑠) 𝐸° = −0.763 𝑉
Ánodo (Oxidación): 𝑍𝑛 → 𝑍𝑛2+
+ 2𝑒−
Cátodo (Reducción): 𝐶𝑢2+
+ 2𝑒−
→ 𝐶𝑢
𝑛 = 2
Hallar el potencial estándar
𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
°
= 𝐸𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜
°
− 𝐸á𝑛𝑜𝑑𝑜
°
𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
°
= 0.336𝑉 − (− 0.763 𝑉)
𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
°
= 1.099 𝑉
Calcular el potencial de la celda, aplicando la ecuación de Nerst
𝐸 = 𝐸°
−
𝑅𝑇
𝑛𝐹
𝐼𝑛 𝑄
𝐸 = 1.099 𝑉 −
8.314
𝐽
𝑚𝑜𝑙. 𝑘
𝑥 300 𝑘
2 𝑥 96500
𝐽
𝑉. 𝑚𝑜𝑙
. 𝐼𝑛 (
0.150
0.100
)
𝐸 = 1.094 𝑉

21. 2. Prediga si la siguiente reacción procederá espontáneamente a 298 K tal como está
escrita:
𝑪𝒐(𝒔) + 𝑭𝒆𝟐+
(𝒂𝒄) ⟶ 𝑪𝒐𝟐+
(𝒂𝒄) + 𝑭𝒆(𝒔)
Dado que [𝑪𝒐𝟐+
] = 𝟎. 𝟏𝟓 𝑴 y [𝑭𝒆𝟐+
] = 𝟎. 𝟔𝟖 𝑴
𝐹𝑒2+
(𝑎𝑐) + 2𝑒−
⟶ 𝐹𝑒(𝑠) 𝐸°𝑟𝑒𝑑 = −0.44
𝐶𝑜2+
(𝑎𝑐) + 2𝑒−
⟶ 𝐶𝑜(𝑠) 𝐸°𝑟𝑒𝑑 = −0.28
Ánodo de Oxidación: 𝐶𝑜 ⟶ 𝐶𝑜2+
+ 2𝑒−
Cátodo de Reducción: 𝐹𝑒+2
+ 2𝑒−
⟶ 𝐹𝑒
n=2
Hallar el potencial estándar
𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
°
= 𝐸𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜
°
− 𝐸á𝑛𝑜𝑑𝑜
°
𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
°
= − 0.44 𝑉 − (− 0.28 𝑉)
𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
°
= −0.16 𝑉
Calcular el potencial de la celda, aplicando la ecuación de Nerst
𝐸 = 𝐸°
−
𝑅𝑇
𝑛𝐹
𝐼𝑛 𝑄
𝐸 = −0.16 𝑉 −
8.314
𝐽
𝑚𝑜𝑙. 𝑘
𝑥 298 𝑘
2 𝑥 96500
𝐽
𝑉. 𝑚𝑜𝑙
. 𝐼𝑛 (
0.15
0.68
)
𝐸 = −0.14 𝑉
Como la [𝑅𝑒𝑎𝑐𝑡𝑖𝑣𝑜𝑠] > [𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑐𝑡𝑜𝑠] 𝐸 > 𝐸°
Por lo tanto, la reacción es no espontánea

22. 3.

23. 4.

24. 5.

25. 6.