La práctica tuvo como objetivos estudiar la ecuación de Nernst aplicada a una celda galvánica Zn/Zn+2//Cu+2/Cu a diferentes concentraciones y la ley de Faraday para la electrolisis del agua. Se midieron los voltajes de la celda galvánica y se calcularon las actividades iónicas. Luego, se electrolizó una solución acuosa de NaOH y se midió la masa de H2 producida, calculando el error con respecto a la ley de Faraday.

1. VI08LFQII
UNIVERSIDAD NACIONAL MAYOR DE SAN MARCOS
FACULTAD DE QUIMICA E INGENIERIA QUIMICA
DEPARTAMENTO ACADEMICO DE FISICOQUIÍMICA
No 14: ELECTROQUIMICA
Nombre del Alumno: Meza Apolinario, Mihail Marino
Código de Alumno: 08070149
Nombre de Profesor: Ing. Yarango Rojas, Alejandro
Fecha de la Practica 06 / 06 /10
Fecha de la Entrega 11/ 06 /10
INDICE
1

2. I. INTRODUCCION…………………………………………….…...Pág.2
II. RESUMEN………………………………………………………….Pág.3
III. PRINCIPIOS TEORICOS……………………………………….Pág.4-6
IV. TABLAS DE DATOS Y RESULTADOS………………..…….Pág.7-8
V. CALCULOS EXPERIMENTALES…………………………...Pág.9-12
VI. DISCUSION DE RESULTADOS………………………………..Pág.13
VII. CONCLUSIONES……………………………………………….. Pág.14
VIII. RECOMENDACIONES…………………………………………..Pág.15
IX. BIBLIOGRAFIA…………………………………………………..Pág.16
X. APENDICE………………………………….…………………Pág.17-18
i. INTRODUCCION
2

3. El proceso que utiliza la energía eléctrica continua para generar una reacción redox no
espontánea se denomina electrolisis. Este fenómeno químico permite la descomposición
de ciertas sustancias.
El origen exacto de la electroquímica se descompone, pero prácticamente puede
considerarse que nació con Galvani y su famoso experimento con las ranas, a fines del
siglo XVIII. Posteriormente Michael Faraday, introdujo por primera vez, el nombre de
electrolisis para referirse a la separación o ruptura de sustancias compuestas mediante la
corriente eléctrica. La observación de que las disoluciones salinas eran capaces de
conducir la corriente eléctrica llevo a Faraday a considerar que existían en tales
disoluciones partículas cargadas en movimiento, que constituirían la corriente eléctrica; a
tales partículas cargadas las llamó iones, que en griego significa viajero.
Las pilas o celdas galvanicas son dispositivos que producen corriente eléctrica continua a
partir de reacciones redox espontáneas, en otras palabras consiste en el estudio de la
conversión de la energía química en energía eléctrica. Una celda galvanica esta formada
por un electrodo o lámina de un metal sumergido en la solución salina del mismo metal.
Dichas semiceldas se conectan mediante un conductor externo por donde fluyen los
electrones producidos en la reacción redox. El circuito eléctrico se completa con el puente
salino.
En 1976, Alejandro Volta, anuncio el descubrimiento de un sistema que produce
electricidad. Consistió en un aislador colocado en un plato delgado de metal, al que se
froto con piel de gato o con la cola de un zorro; con otro disco iniciaba, al ser tocado con
un dedo la descarga eléctrica. Este disco tenía un asa aislada para que pudiera llevarse
sin soltar mientras se producía la descarga.
En la actualidad, están muy difundidas las pilas de radio, relojes control remoto, linternas
de mano y baterías de teléfonos móviles y de autos. Todos ellos almacenan energía.
Cuando las pilas o baterías sen descargan, en su interior se producen reacciones
químicas de oxidación-reducción, las cuales como sabemos generan electrones, estos
fluyen por los electrodos presentes en la pila estableciéndose de este modo la corriente
eléctrica.
Los procesos de cromado, plateado, niquelado, electrodeposición, obtención de metales
puros por electrorrefinación y obtención a gran escala de NaOH se fundamentan en un
proceso de electrolisis.
ii. RESUMEN
3

4. La practica realizada tuvo como objetivo el estudio de la ecuación de Nernst aplicada a la
celda galvanica Zn/Zn+2
//Cu+2
/Cu a diferentes concentraciones así como estudio de la ley
de Faraday para la electrolisis del agua.
El procedimiento a seguir fue el siguiente:
A.- Sistema electroquímico para aplicar la ecuación de Nernst:
 Preparar en una fiola 250 mL de las soluciones de CuSO4 0.01M y 0.001M por
dilución de la solución de CuSO4 0.1M
 Verter 200 mL de ZnSO4 0.1M en un vaso precipitado, hacer lo mismo con la
solución de CuSO4 0.1M y conectarlos con el puente salino.
 Lijar dos laminas metálicas (Cu y Zn) enjuagarlas con agua destilada y secarlas
con papel filtro.
 Conectar el extremo del cable rojo con la lamina de Cu y el extremo del cordón
negro con la lamina de Zn
 Girar la perilla del multimetro hasta 2V en DCV y luego encender el aparato.
 Realizar los mismos pasos sin modificar la concentración de ZnSO4 0.1M pero
cambiando el CuSO4 0.1M a CuSO4 0.01M y 0.001M preparadas anteriormente.
B.-Sistema electroquímico para aplicar la ley de Faraday:
 Verter 200 mL de solución de NaOH 4N en un vaso de 250 mL
 Nivelar el volumen de la bureta, subiendo o bajando la pera de decantación del
gasómetro.
 Introducir los electrolitos de grafito a la solución de NaOH, deben estar al mismo
nivel dentro de la solución.
 Conectar la terminal negativa de la fuente de corriente con el cátodo, el terminal
positivo con el ánodo.
 Mediante el cursor movible del variac, regular el voltaje para mantener a 0.3 A.
 Medir el tiempo que demora en producir 20 mL de H2.
La conclusión más importante es que la cantidad del cambio químico producido por una
corriente eléctrica en cada electrodo es directamente proporcional a la cantidad de
electricidad que ha pasado por la celda.
La recomendación más resaltante es que se debe tener cuidado y precisión al momento
de nivelar la pera con la bureta.
El error obtenido en la primera parte de la experiencia (usando la ecuación de Nerntz)
usando concentraciones varia entre 2 -7 % y usando actividades varía entre 0.72- 3.72%
esto es debido a la incorrecta concentración de una de las muestras.
El error debido a la segunda parte de la experiencia (usando la ley de Faraday) con
respecto a la masa de H2 es de 2.81% esto es causado por la incontinuidad al nivelar la
pera con la bureta al momento del desplazamiento del agua.
4

5. iii. PRINCIPIOS TEORICOS
ELECTROLISIS:
Electrolisis, parte de la química que trata de la relación entre las corrientes eléctricas y las
reacciones químicas, y de la conversión de la energía química en eléctrica y viceversa. En un
sentido más amplio, la electrolisis es el estudio de las reacciones químicas que producen efectos
eléctricos y de los fenómenos químicos causados por la acción de las corrientes o voltajes.
La mayoría de los compuestos inorgánicos y algunos de los orgánicos se ionizan al fundirse o
cuando se disuelven en agua u otros líquidos; es decir, sus moléculas se disocian en componentes
cargados positiva y negativamente que tienen la propiedad de conducir la corriente eléctrica. Si se
coloca un par de electrodos en una disolución de un electrolito (o compuesto ionizable) y se
conecta una fuente de corriente continua entre ellos, los iones positivos de la disolución se mueven
hacia el electrodo negativo y los iones negativos hacia el positivo. Al llegar a los electrodos, los
iones pueden ganar o perder electrones y transformarse en átomos neutros o moléculas; la
naturaleza de las reacciones del electrodo depende de la diferencia de potencial o voltaje aplicado.
La acción de una corriente sobre un electrolito puede entenderse con un ejemplo sencillo. Si el
sulfato de cobre se disuelve en agua, se disocia en iones cobre positivo e iones sulfato negativos.
Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, los iones cobre se mueven hacia el electrodo
negativo, se descargan, y se depositan en el electrodo como elemento cobre. Los iones sulfato, al
descargarse en el electrodo positivo, son inestables y combinan con el agua de la disolución
formando ácido sulfúrico y oxígeno. Esta descomposición producida por una corriente eléctrica se
llama electrólisis.
ELECTROQUÍMICA
Las celdas electroquímicas se usan principalmente con dos fines: a) convertir energía química en
eléctrica, y b) convertir la energía eléctrica en química. En las pilas secas comunes y en el
acumulador de plomo se tiene convertidores de energía química en eléctrica, mientras que en la
carga de la batería de almacenamiento y en la purificación electrolítica del cobre se utiliza la
energía eléctrica para realizar una acción química.
5

6. CELDAS GALVÁNICAS
En condiciones normales una reacción redox ocurre cuando el agente oxidante está en contacto
con el agente reductor. Si vemos la ecuación iónica siguiente:
Zn(s) + Cu2+
 Zn2+
(ac) + Cu(s)
Si se divide esta ecuación en dos semirreaciones, entonces se tiene:
Zn(s)  Zn2+
(ac) + 2e -
Cu2+
+ 2e-  Cu(s)
Se observa que en átomo de Zn se oxida dando dos electrones al ión Cu2+ que se reduce. Los
electrones se transfieren desde el agente reductor al agente oxidante. Si estos agentes, el oxidante
y el reductor, estuvieran separados físicamente, fuese posible que la transferencia de electrones se
diera a través de un medio conductor externo, en lugar en que se diera en forma directa en la
disolución.
Así al progresar la reacción, se produciría un flujo constante de electrones y por lo tanto se
generaría electricidad (esto es se produciría trabajo eléctrico).
El dispositivo experimental para generar electricidad a través del uso de una reacción redox se
llama celda electroquímica.
EL EFECTO DE LA CONCENTRACIÓN EN LA FEM DE LA CELDA
Existe una relación matemática entre la fem de una celda y la concentración de los reactivos y
productos de una reacción redox en condiciones de estado no estándar. Esta ecuación se
desarrolla a continuación.
LA ECUACIÓN DE NERNST
Considere la reacción redox del tipo
aA + bB  cC + dD
De la ecuación
∆G = Gº + RT Ln Q
Puesto que ∆G = -n F E y ∆Go
= -n F Eo
, la ecuación anterior se puede expresar como:
-n F E = -n F Eo
+ RT Ln Q
Dividiendo la ecuación entre –nF, se obtiene:
E = Eo
- RT Ln Q
nF
Donde:
Q es el cociente de la reacción.La ecuación anterior se conoce como la ecuación de Nernst.
6

7. )/( 22 ++= CuZn
aaLnQDonde
aZn+2 y aCu+2 son las actividades del zinc y del cobre
LEYES DE FARADAY
Los procesos electrolíticos están gobernados por dos leyes fundamentales conocidas como leyes
de Faraday.
PRIMERA LEY DE FARADAY
“La masa de una sustancia química liberada o depositada en un electrodo respectivo es
proporcional a la carga que circula en la celda”
m = K q ……………………….. (1)
Donde:
K: Cte. De proporcionalidad = Peq/(96 500 C/eq – g)
q: carga, q = I x t
Reemplazando en la ecuación (1):
m = Peq x I x t
96 500 C/eq – g
SEGUNDA LEY DE FARADAY
“La razón de las masas de las diferentes sustancias liberadas o depositadas en los electrodos
respectivos por la misma cantidad de corriente en la celda es igual a la razón de sus pesos
equivalentes“
m1 / m2 = Peq1 / Peq2
LA PILA ELECTROQUÍMICA
.Las pilas de investigación son sistemas electroquímicos que nos brindan información del medio.
Son de dos tipos: de medida y de referencia. Las de medida nos proporcionan información acerca
de las propiedades del sistema de óxido-reducción bajo estudio.
Una celda típica que ilustra esta clase es la conocida como celda Daniell. Esta pila está constituida
por dos sistemas metal-ión metálico en solución, Zn°/Zn2+
y Cu°/Cu2+
, conteniendo un anión común,
SO4
2-
. Físicamente, las dos medias celdas se encuentran separadas por una membrana
porosa (yeso, cerámica o vidrio sinterizado, por ejemplo), que también puede ser
reemplazada por un puente salino de agar-agar.
7

8. iv. TABLAS DE DATOS Y RESULTADOS
Tabla N° 01
CONDICIONES DEL LABORATORIO
Presión (mmHg) Temperatura (ºC) Humedad Relativa (%)
756 23 94
Tabla N° 02
VOLTAJES OBTENIDOS PARA LAS SOLUCIONES DE
CuSO4 Y ZnSO4 A T = 25ºC
Tabla N° 03
VOLTAJES OBTENIDOS PARA LAS SOLUCIONES DE
CuSO4 Y ZnSO4 USANDO LAS CONCENTRACIONES (T=25o
C)
Soluciones Pila de Daniels
Voltaje
Teórico
Voltaje
Experimental
| % Error |
Solución 1 CuSO4 0.1 M // ZnSO4 0.1 M 1.100 V 1.136 V 3.27 %
Solución 2 CuSO4 0.01 M // ZnSO4 0.1 M 1.070 V 1.123 V 4.95 %
Solución 3 CuSO4 0.001 M // ZnSO4 0.1 M 1.041 V 1.116 V 7.20 %
Tabla N° 04
COEFICIENTES DE ACTIVIDAD DE LAS SOLUCIONES USADAS (T = 25 o
C)
Ion Concentración ( M ) *γ
Zn+2
0.1 0.485
Cu+2
0.1 0.485
Cu+2
0.01 0.749
Cu+2
0.001 0.905
* Fuente: Hand Book of Chemistry and Physic (D 81)
Tabla N° 05
VOLTAJES OBTENIDOS PARA LAS SOLUCIONES DE
CuSO4 Y ZnSO4 USANDO LAS ACTIVIDADES (T=25o
C)
Soluciones Pila de Daniels Voltaje
Solución 1 CuSO4 0.1M // ZnSO4 0.1M 1.136 voltios
Solución 2 CuSO4 0.01M // ZnSO4 0.1M 1.123 voltios
Solución 3 CuSO4 0.001M // ZnSO4 0.1M 1.116 voltios
8

9. Soluciones
Actividades
( γ x concentración)
VOLTAJE
TEÓRICO
VOLTAJE
EXPERIMENTAL
| % ERROR |
Solución 1
ZnSO4 0.1 M: 0.0485
1.10 V 1.136 V 3.27 %
CuSO4 0.1 M: 0.0485
Solución 2
ZnSO4 0.1 M: 0.0485
1.105 V 1.123V 1.6 %
CuSO4 0.01 M: 0.0749
Solución 3
ZnSO4 0.1 M: 0.0485
1.108 V 1.116 V 0.72 %
CuSO4 0.001 M: 0.0905
Tabla N° 06
DATOS OBTENIDOS PARA LA ELECTRÓLISIS DEL H2O2
(LEY DE FARADAY)
Tiempo (s) Volumen
desplazado (mL)
Temperatura (ºC) Intensidad (A)
1º experiencia 526 20 23 0.3
2º experiencia 497 20 23 0.3
promedio 511.5 20 23 0.3
Tabla N° 07
MASA DE H2 OBTENIDA PARA LA ELECTRÓLISIS DEL PEROXIDO - LEY DE FARADAY
MASA EXPERIM.
EC. GASES IDEALES
MASA TEORICA
LEY DE FARADAY
| % ERROR |
0.001636
Gramos de H2
0.00159
Gramos de H2
2.81 %
9

10. [ ] [ ])/( 22 ++
−= CuZnLn
nF
RT
EE o
)1.0/1.0(
965002
15.298314.8
1.1 LnE
×
×
−=
)/( 22 ++−= CuZn
o
aaLn
nF
RT
EE
v. CALCULOS EXPERIMENTALES
1) Mediante la ecuación de Nernst calcule el potencial de la celda para par de soluciones,
utilice las concentraciones en lugar de las actividades. Repita el cálculo teniendo en
cuenta los coeficientes de actividad de los electrolitos. Compare ambos resultados con el
obtenido experimentalmente.
TEORICAMENTE:
Para hallar los potenciales de celda en los pares de soluciones usamos la ecuación de NERNST:
Sea la pila de Daniel:
Zn / Zn+2
// Cu+2
/ Cu
Anodo: Zn  Zn+2
+ 2e-
E0
= 0.763 V (oxidación)
Cátodo: Cu+2
+ 2e-
 Cu E0
= 0.337 V (reducción)
Sumando:
Rx : Zn (s) + Cu+2
(ac) +2e-
 Zn+2
(ac) + Cu (s) + 2e-
 E0
= 0.763 + 0.337 = 1.1 V
o Cálculo del potencial usando las concentraciones:
EJEMPLO: SOLUCIÓN 1 (ZnSO4 0.1M c / CuSO4 0.1M)
Entonces la ecuación quedará:
Donde:
o T = 25 ºC = 298.15 K
o R = 8.314 J/mol K
o F = constante de Faraday = 96500
o n = 2
Luego, reemplazando datos tenemos:
 ETEORICO = 1.10 V
10

11. )0485.0/0485.0(
965002
15.298314.8
1.1 LnE
×
×
−=
)/( 22 ++−= CuZn
o
aaLn
nF
RT
EE
% ERROR:
Para hallar el porcentaje de error aplicamos la siguiente fórmula:
% ERROR = ETEÓRICA - E EXPERIMENTAL x 100 %
E TEÓRICA
 ETEORICO = 1.10 V
 EEXPERIMENTAL = 1.136 V
% ERROR = 1.10 - 1.136 x 100 %
1.10
 % E = 3.27 %
Los otros resultados se encuentran en la tabla Nº 3
o Calculo del potencial de celda usando las actividades:
SOLUCIÓN 1 (ZnSO4 0.1M c / CuSO4 0.1M)
La ecuación será:
Donde:
o T = 25 ºC = 298.15 K
o R = 8.314 J/mol K
o F = constante de Faraday = 96500
o n = 2
o a = γ x [concentración]: a Zn+2 = 0.485 x 0.1 = 0.0485
a Cu+2 = 0.485 x 0.1 = 0.0485
Luego, reemplazando datos tenemos:
 ETEORICO = 1.10 V
11

12. 96500
tIPeq
m
××
=
RTnPV =
RT
PMVP
m
××
=
% ERROR:
Para hallar el porcentaje de error aplicamos la siguiente fórmula:
% ERROR = ETEÓRICA - E EXPERIMENTAL x 100 %
E TEÓRICA
 ETEORICO = 1.10 V
 EEXPERIMENTAL = 1.136V
 % E = 3.27 %
Los otros resultados se encuentran en la tabla Nº 5
2) Utilizando la ley de Faraday calcule la cantidad en gramos de hidrógeno liberado en el
cátodo y compárelo con el obtenido experimentalmente.
 Ley de Faraday (teórico):
Donde:
m = masa de sustancia
Peq. = peso equivalente de la sustancia
I = intensidad (A)
t = tiempo en seg.
 Para nuestra experiencia:
Peq. = peso equivalente del H2 = 1 g/equiv
I = intensidad = 0.3 A
t = tiempo promedio = 511.5 seg
Luego, reemplazando datos tenemos:
m = 0.00159 gramos de H2
Para hallar la cantidad experimental de H2 usamos la ecuación de gases ideales:
De donde:
En la experiencia:
P = 756 mmHg
V = Volumen experimental = 20 mL = 0.02 L
PMH2 = 2 g/mol
12

13. 15.2964.62
202.0756
×
××
=ALEXPERIMENTm
R = 62.4mmHg L / mol K
T = temperatura = 23. ºC = 296.15 K
Reemplazando en la ecuación anterior, se obtiene
= 0.001636 gramos de H2
% ERROR:
Para hallar el porcentaje de error aplicamos la siguiente fórmula:
% ERROR = mTEÓRICA - m EXPERIMENTAL x 100 %
m TEÓRICA
m TEORICO = 0.001636 gramos de H2
m EXPERIMENTAL = 0.00159 gramos de H2
% E = 2.81 %
13

14. vi. DISCUSION DE RESULTADOS
Los resultados obtenidos en la primera experiencia realizada a 25ºC fueron de 1.136 V,
1.123 V, 1.116V debido al cambio de la concentración de CuSO4 de 0.1M, 0.01M y 0.001M
respectivamente. Los errores obtenidos utilizando la ecuación de Nernst usando las
concentraciones de las soluciones varían entre 2 -7% y usando las actividades de las
soluciones fluctúa entre 2 – 5 %.
El error fue bajo pero esto se debe a que no se pudo estandarizar las soluciones y de tal
manera no se pudo conocer los verdaderos valores de las concentraciones. Además este
error pudo ser ocasionado por la mala colocación de las placas metálicas, o que talvez las
soluciones estaban en contacto con las pinzas.
Para la segunda parte teníamos que usar la ley de Faraday y de esta forma calcular la masa
de Hidrogeno formado, realizamos dos veces esta parte y obtuvimos dos tiempos diferentes
en evacuar 20 mL de H2O(l) de la bureta que fueron 526s y 497s al cual le sacamos un
promedio que nos dio 511.5s para obtener una masa de 0.00159 g H2(g) de valor teórico y
usando la ecuación de los gases ideales nos da 0.001636 g H2(g) como valor experimental
por lo que obtuvimos un error de 2.81%.
El poco error obtenido se debe a que no se cerro correctamente la lleve de la manguera y
que por esta pudo ocasionarse fugas de gas.
Otro error que pudo influenciar en el resultado es no haber nivelado el nivel de las aguas en
la pera y en la bureta, y seguirlo haciendo mientras el agua de la bureta bajaba.
14

15. vii. CONCLUSIONES
• El cambio de potencial se debe a la concentración, cuando la concentración de la
solución disminuye ocurre lo mismo con el potencial; es decir son directamente
proporcionales.
• La masa desprendida en un electrodo de una solución es proporcional a la cantidad
de electricidad que esta pasando por dicho electrodo.
• En la celda de Daniels la reducción se da en el electrodo de Cu (ánodo) al cambiar
los iones Cu+2
a Cu metálico y la oxidación tiene lugar en el electrodo de Zn (cátodo)
al pasar el Zn metálico a iones Zn+2
.
• En una pila galvanica el electrodo positivo (cátodo) es donde se da la reducción y el
negativo (ánodo) donde se da la reducción. Mientras que en una pila electrolítica
electrodo positivo (ánodo) es donde se da la reducción y el negativo (cátodo) donde
se da la reducción
• En el ánodo ocurre la oxidación, es decir la pérdida de electrones, mientras que en
cátodo ocurre la reducción, la ganancia de electrones.
15

16. VIII. RECOMENDACIONES
• Realizar cuidadosamente la parte para determinar el peso del hidrógeno, la pera debe
bajarse siguiendo el ritmo del nivel de la bureta, ya que bajar muy rápido o muy lento la
pera, puede ocasionar una variación en el volumen que se desea obtener.
• En la experiencia de la celda electrolítica, se debe colocar las placas metálicas procurando
que las áreas de cada uno que son sumergidas sean iguales.
• Dejar que pase un minuto sin que se cierre la llave así el volumen de hidrogeno estará por
la manguera pero no hará correr el volumen de agua en la bureta.
• Al preparar las soluciones se deben tener recipientes limpios; ya que el potencial varía con
la concentracion.
16

17. IX. BIBLIOGRAFIA
• Maron s. Prutton "Fundamentos de Fisicoquímica" 1era. edición. Ed. Limusa, México, 1968,
Pág.: 403,405.
• Gaston Pons Muzzo “ Fisicoquimica” 1era edicion. Editorial Universo Pags:321-345
17

18. X. APENDICE
CUESTIONARIO:
1. DESCRIBA MEDIANTE UN EJEMPLO EN DETALLE EL DIAGRAMA DE UNA CELDA
ELECTROQUÍMICA.
La figura siguiente nos muestra una celda del tipo más simple. En esta celda se hace burbujear
hidrógeno gaseoso sobre una pieza de platino sumergida en una solución de ácido clorhídrico,
para formar el electrodo de hidrógeno.
El otro electrodo consiste en un alambre de plata cubierto con un depósito de cloruro de plata.
Cuando se conectan los dos electrodos a través de una resistencia fluye una corriente según se
lustra en la figura.
Las moléculas de hidrógeno están cediendo electrones (que llegan a través del alambre) para
producir plata metálica. La diferencia de potencial eléctrico entre los electrodos (la llamada fuerza
electromotriz de la celda) se debe al hecho de que el H2 tiene una mayor tendencia a ceder los
electrones en presencia de los iones de H+
que la Ag, en presencia de los iones de Ag+
, en la
solución saturada de AgCl.
Electrodo en el que se efectúa la reacción de oxidación es el ánodo, y el electrodo en el que se
verifica la reacción de reducción es el cátodo. De este modo cuando una celda electroquímica se
descarga espontáneamente, los electrones fluyen a través del circuito externo desde el ánodo
hasta el cátodo.
A continuación se dan las reacciones
que sucedieron en el proceso
descrito:
½ H2 (p)  H+
(a) +e
AgCl + e  Ag+Cl-
(a)
½ H2(p) + AgCl  Ag +H+
(a) +Cl-
(a)
18

19. 2. MEDIANTE UN EJEMPLO DESCRIBA LA IMPORTANCIA DE LA SEGUNDA LEY DE
FARADAY.
Un culombio absoluto de electricidad deposita 0.00111797g de plata procedente de una solución
acuosa de nitrato de plata .sabiendo que el peso atomico de la plata es 107.868, la relación
107.868 / 0.00111797 = 96486 representa el numero de culombios absolutos requeridos para
depositar un equivalente gramo de plata o de cualquier otra sustancia. Esta cantidad usualmente
se redondea a 96500 y se llama 1 faraday de electricidad (F) y representa la carga eléctrica de un
equivalente – gramo de un Ion.
3. QUE ES UN ELECTRODO DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN ?
Aunque toda reacción electródica comprende una oxidación o reducción, el termino
electrodos de oxidación-reducción se emplea para designar aquellos en los cuales la f.e.m. resulta
de la presencia de iones de una sustancia en dos estados diferentes de oxidación. Cuando se
inserta un alambre de platino en una solución que contiene iones ferroso y ferrico se encuentra que
el alambre adquiere un potencial.
La reacción general para todos los electrodos del tipo de oxidación – reducciones escribe
así:
An1
(a1) + n- = An2
(a2)
Donde n1 es la valencia en el estado superior de oxidación, n2 en el inferior, mientras n =n1 – n2
es el cambio de valencia que acompaña al proceso.
19