El documento trata sobre electroquímica. Explica que la electroquímica estudia la conversión entre energía eléctrica y química mediante reacciones redox. Describe los procesos electroquímicos como electrolíticos y galvánicos. Define los componentes de una celda electrolítica como el electrolito, electrodos y fuente de corriente. Presenta ejemplos de electrólisis como la del cloruro de sodio fundido y agua acidulada.

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PRÁCTICA DIRIGIDA DE QUÍMICA UNMSM
TEMA: ELECTROQUÍMICA
La electroquímica es una rama de la química que
estudia la transformación entre la energía eléctrica y
la energía química (reacciones REDOX)
Los procesos electroquímicos se dividen en
electrolíticos (electrólisis) y galvánicos
Es aquel proceso, por el cual se realiza la
descomposición de una sustancia química llamado
electrolito mediante una reacción REDOX,
provocada por acción de la corriente eléctrica
continua, por lo tanto, es un proceso no espontaneo y
endoenergético
Estos procesos se llevan a cabo en celdas llamadas
electrolíticas, las que contienen al electrolito y los
electrodos respectivos.
Celda o cuba electrolítica
Es un recipiente que contiene la solución
electrolítica y los electrodos. En las celdas
electrolíticas son las que se llevan a cabo
reacciones no espontaneas.
Electrolito
Sustancia que permite la conducción eléctrica a
través de sus iones en movimiento, generalmente
se descomponen en el proceso. Son
principalmente compuestos iónicos fundidos o
disueltos en agua
Electrodo
Son materiales Son barras sólidas conductoras de
la electricidad que en contacto con el electrolito
logran la reacción de oxidación y reducción.
Pueden ser:
• Activos: Participan en la reacción y por lo
tanto sufren cambios químicos durante el
proceso. Ejemplos: Zn, Cu, Ag, Fe, Sn, etc.
• Inertes: No sufren cambios químicos en el
proceso. Ejemplos: Grafito, Pt, etc.
Fuente de corriente continua
Transporta los electrones hacia la celda
electrolítica, para generar un fenómeno químico.
Pueden ser: pilas, baterías, generadores eléctricos.
1. ELECTRÓLISIS DEL CLORURO DE
SODIO FUNDIDO (NaCl(l))
ELECTROQUÍMICA
ELECTRÓLISIS
ASPECTOS CUALITATIVOS DE LA
ELECTRÓLISIS
ELEMENTOS DE UNA CELDA
ELECTROLÍTICA
Na+1
I
Ánodo
(+)
Cátodo
(-)
f.e.m
Na+1
Cl-
Cl-
xy
x+1
y-1 Electrolito
Electrodo
Fuente de voltaje
(tensión) C.C.
e-
Flujo electrónico
Ánodo (+)
Cátodo (-)
Celda Electrolítica
Cl2

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El cloruro de sodio líquido (fundido) es un electrolito
fuerte que se disocia totalmente en sus iones sodio
(Na+
) y cloruro (Cl-
); los iones sodio se desplazan
hacia el cátodo y los iones cloruro lo harán hacia el
ánodo.
Las reacciones que se producen en la superficie de
los electrodos son las siguientes:
Cátodo: Reducción del sodio
( Na(l)
+1
+ 1e-
→ Na(l) ) x 2
Ánodo: Oxidación del cloro
2 Cl(l)
-1
+ 2e-
→ Cl2(g)
Reacción neta:
2 NaCl(l) → Cl2(g) + 2 Na(l)
2. ELECTRÓLISIS DEL AGUA ACIDULADA
Se forma oxígeno en el ánodo, pero en el cátodo se
obtiene hidrógeno.
Las reacciones que se producen en la superficie de
los electrodos son las siguientes:
Cátodo: Reducción del agua
(2H2O(l) + 2e-
→ H2(g) + 2 OH(ac)
-1
) x 2
Ánodo: Oxidación del agua
2 H2O(l) + 4e-
→ O2(g) + 4 H(ac)
+1
Reacción neta:
2 H2O → 2H2 + O2
ESPECIES IÓNICAS EN DISOLUCIÓN
ACUOSA QUE NO PARTICIPAN EN EL
PROCESO REDOX
Cationes: Los metales alcalinos (Li+1
, Na+1
, K+1
,
Rb+1
y Cs+1
) no se reducen porque su potencial de
reducción es menor que la del agua (-0,83 voltios)
Aniones: Los oxianiones como el nitrato (NO3
-1
),
sulfato (SO4
-2
), fosfato (PO4
-3
), perclorato (ClO4
-1
)
y permanganato (MnO4
-1
) principalmente no se
oxidan porque el átomo central actúa con su
máximo número de oxidación, el agua es quien se
oxida obteniéndose O2(g).
Intensidad de Corriente( i )
Es una medida de la cantidad de carga eléctrica
(Q) que fluye a través de un conductor eléctrico
en un intervalo de tiempo (t). Se mide con un
amperímetro.
t
Q
i =
Faraday ( F )
Representa la cantidad de carga de un mol de
electrones, la cual es capaz de descomponer o
producir 1Eq-g de una cierta sustancia.
C96500emol1F1 ><>< −
“La masa que se deposita o libera en un electrodo es
directamente proporcional a la cantidad de
electricidad que atraviesa el electrolito ya sea fundido
o en disolución”
Donde: Peq (peso equivalente)
“Si por dos o más celdas conectadas en serie pasa la
misma cantidad de electricidad, la cantidad de
sustancia depositada o liberada en los electrodos es
proporcional a sus pesos equivalentes”
Primera Ley de Faraday
ASPECTOS CUANTITATIVOS DE LA
ELECTRÓLISIS
Segunda Ley de Faraday
)
H2O
I
Ánodo
(+)
Cátodo
(-)
f.e.m
H2O
H2(g)
O2(g)
H+

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Las pilas o celdas galvánicas son dispositivos experimentales 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.
Ejemplo: Pila de Daniell
¿Cómo funciona una celda galvánica?
Una celda galvánica está formada por dos semiceldas. Generalmente, una semicelda está formada por un electrodo
o lámina de un metal sumergido en una solución salina del mismo metal.
En la semicelda anódica ocurren las oxidaciones, mientras que en la semicelda catódica ocurren las reducciones. El
electrodo anódico, conduce los electrones que son liberados en la reacción de oxidación, hacia los conductores
metálicos. Estos conductores eléctricos conducen los electrones y los llevan hasta el electrodo catódico; los
electrones entran así a la semicelda catódica produciéndose en ella la reducción.
Puente salino
Un puente salino se compone de un tubo en forma de "U" que contiene una solución muy concentrada de un
electrólito, (por ejemplo: NaNO3(ac), NH4NO3(ac), NaCl(ac), KNO3(ac), entre otros) cuyos iones no reaccionan con los
otros iones de la celda ni con el material de los electrodos.
El puente salino cumple las siguientes funciones:
Permite el contacto eléctrico entre las dos semiceldas.
Evita que se mezclen las dos soluciones.
Mantiene la neutralidad eléctrica en cada semicelda.
Recuerda que:
La oxidación se produce en el ánodo y la reducción en el cátodo.
Los electrones fluyen espontáneamente desde el ánodo negativo hacia el cátodo positivo.
CELDAS GALVÁNICAS

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El circuito eléctrico se completa por el movimiento de los iones en solución: Los aniones se mueven hacia el
ánodo y los cationes hacia el cátodo.
Los compartimientos de la celda pueden estar separados por una barrera de vidrio poroso (como en la celda de
Daniell) o por un puente salino (como en el esquema anterior).
NOTACIÓN O DIAGRAMA DE UNA CELDA GALVÁNICA
La celda galvánica, como la que se muestra en la pila de Daniell, convencionalmente se describe utilizando la
siguiente notación:
Una notación alternativa para esta celda podría ser:
Donde se aplica lo siguiente:
(s) denota sólido.
(ac) significa un medio o acuoso.
La barra vertical, /, denota una interfase.
La doble barra vertical, //, denota una unión líquida para la que el potencial de unión es cero, tal como un puente
salino
La corriente eléctrica fluye debido a una diferencia de potencial entre los dos electrodos, llamada fuerza
electromotriz (fem, ∆ε).
Matemáticamente, el potencial de una celda o pila está determinado por:
1. Marque verdadero (V) o falso (F) respecto a la
electroquímica.
I. Estudia los fenómenos de interacción entre la
corriente eléctrica y las reacciones redox.
II. La corriente eléctrica es el flujo de electrones
en un conductor.
III. Los conductores se clasifican de primera y
segunda especie.
IV. Los electrodos conducen la corriente
eléctrica y en sus superficies se producen las
reacciones redox.
A) VFVF B) VVVV C) FVFV
D) VVFF E) FFFV
2. Indique la alternativa correcta
A) Los electrodos ánodo y cátodo solo pueden ser
metálicos.
B) La electrólisis no requiere de la corriente
eléctrica.
C) Los procesos electroquímicos se dividen en
electrolíticos y galvánicos.
D) En la celda Galvánica el proceso ocurre usando
corriente eléctrica.
E) Los electrolitos pueden ser solamente
soluciones iónicas.
3. Considerando la electrólisis del NaCl fundido,
identifique la semireaccion que ocurre en el
cátodo.
A) 2 Cl-1
(ac) → Cl2(g) + 2 e-
B) 2 H2O(l) + 2 e-
→ H2(g) + 2 OH-1
C) 2 Cl-1
(l) → Cl2(g) + 2 e-
D) 2 Na+1
(l) + 2 e-
→ 2 Na(s)
(ánodo) Zn(s) / ZnSO4(ac) // CuSO4(ac) / Cu(s) (cátodo)
Zn(s) / Zn+2
(ac) // Cu+2
(ac) / Cu(s)
FUERZA ELECTROMOTRIZ DE LAS PILAS (fem)
∆ε∆ε∆ε∆εº = εεεεº
red
++++ εεεεº
ox
SEMANA Nº 13: ELECTROQUÍMICA

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E) 2 Cl-1
(ac) + 2 H2O(l) → Cl2(g) + H2(g) + 2 e-
4. El peso equivalente del metal relacionado a la
electrólisis de las sustancias: Zn(NO3)2(ac) ;
AgNO3(ac) ; CuSO4(ac) son respectivamente.
Dato: P.A (Zn= 65,40; Cu= 63,5; Ag=108)
A) 65,40 ; 108 ; 63,5
B) 32,70 ; 54 ; 31,75
C) 32,70 ; 108 ; 63,5
D) 65,40 ; 54 ; 31,75
E) 32,70 ; 108 ; 31,75
5. ¿Cuántos Faradays se necesitan para la reducción
de 6 moles de Mg+2
a Mg?
A) 6 B) 12 C) 4 D) 3 E) 24
6. Para que se depositen 3,27g de Zn a partir de
ZnSO4(ac) se necesitan…………..Coulomb.
Dato: P.A(Zn= 65,4)
A) 95500,0 B) 643,3 C) 3216,4
D) 9650,0 E) 96,5
7. A través de una solución de CuCl2 se hace circular
una corriente eléctrica de 2,5 amperios durante 15
minutos. ¿Cuál será la masa de cobre en gramos
depositada en el cátodo?
Dato: P.A(Cu = 63,5)
A) 2,22 B) 1,48 C) 0,74
D) 2,96 E) 3,70
8. Calcular la intensidad de corriente eléctrica en
amperios necesaria para depositar 12g de hierro
de una solución de FeCl3 en 20 minutos.
Dato: P.A(Fe = 56)
A) 5,16 B) 51,99 C) 25,84
D) 12,92 E) 17,23
9. Calcular el tiempo en horas que deberá transcurrir
para que se depositen 127g de cobre en solución
de cloruro cúprico por lo que pasa una corriente
de 40 amperios.
A) 2,7 B) 3,5 C) 4,0 D) 1,3 E) 5,0
10.En electrólisis del NaCl fundido, ¿qué masa en
gramos y el volumen en litros medidos a
condiciones normales de cloro se obtiene en el
mismo tiempo que se deposita 2,3g de sodio?
Dato: P.A(Cl = 35,5; Na=23)
A) 2,88 y 2,24 B) 1,78 y 1,12 C) 7,10 y 2,24
D) 1,18 y 1,12 E) 3,55 y 1,12
11. Si por las cubas electrolíticas que contienen
soluciones acuosas de AgNO3 y CuSO4 pasan la
misma corriente eléctrica. Cuántos gramos de
cobre se depositan en una de ellas cuando en la
otra se han depositado 10,8g de plata?
Dato: P.A( Ag= 108; Cu = 63,5)
A) 3,170 B) 3,175 C) 2,110
D) 1,170 E) 7,200
12. En la electrólisis de MgCl2 fundido, ¿cuántos
litros de Cl2(g) medidos a C.N se producen en el
mismo tiempo que toma depositar 6,0g de
magnesio?
Dato: P.A(Mg = 24)
A) 11,2 B) 22,4 C) 56,0
D) 5,6 E) 2,2
13. ¿Cuántos segundos se necesitan para depositar
2,7mg de plata a partir de una solución de nitrato
de plata, utilizando una intensidad de corriente de
0,30 amperios?
Dato: P.A(Ag = 108)
A) 0,8 B) 4,0 C) 0,4
D) 8,0 E) 16,0
14. Con respecto a la celda voltaica que produce la
reacción:
Ni(s) + Cu+2
(ac) → Ni+2
(ac) + Cu(s) ઽcelda = +0,59V
Marque la secuencia de verdadero (V) o falso (F)
de los siguientes enunciados.
I. La representación es Ni(s) / Ni+2
(ac) // Cu+2
(ac) /
Cu(s)
II. Es un fenómeno químico espontaneo.
III.Se requiere de un puente salino.
A) VFV B) VVF C) VVV
D) FFV E) VFF
15. Una celda galvánica consta de un electrodo de Mg
en solución 1,0M de mgCl2 y un electrodo de Ag
en una solución de 1,0M de AgNO3. Calcule la
fem estándar (εo
) en voltios de la celda a 25ºC.
Dato:
Mg+2
(ac) + 2e-
→ Mg(s) εo
= - 2,37V
Ag+1
(ac) + 1e-
→ Ag(s) εo
= + 0,80V
A) +1,57V B) -0,80V C) +3,17V
D) -2,37V E) -3,17V
16. Para la reacción:

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2Al(s) + 3Fe+2
(ac) → 2Al+3
(ac) + 3Fe(s) el potencial
ઽcelda = + 1,21V a 25ºC. ¿Qué valor tendrá el
ઽreducción para la semireacción?
Dato:
Fe+2
(ac) + 2e-
→ Fe(s) εo
= ?
Al+3
(ac) + 3e-
→ Al(s) εo
= - 1,66V
A) +0,45V B) -0,45V C) +2,88V
D) -2,88V E) -1,21V
17. Determine el potencial de la celda en la que se
lleva a cabo la reacción siguiente:
Fe(s) + Sn+4
(ac) → Fe+2
(ac) + Sn+2
(ac)
Dato: Fe+2
(ac) + 2e-
→ Fe(s) εo
= - 0,44V
Sn+4
(ac) + 2e-
→ Sn+2
(ac) εo
= + 0,13V
A) -0,44V B) +0,13V C) +0,22V
D) +0,57V E) -0,22V
18. Calcule el potencial estándar de la celda:
Fe(s) / Fe+2
(ac) 1M // Cu+2
(ac) 1M / Cu(s)
Considere los siguientes potenciales estándares
de reducción a 25ºC.
Fe+2
(ac) + 2e-
→ Fe(s) εo
= - 0,44V
Cu+2
(ac) + 2e-
→ Cu(s) εo
= + 0,34V
A) +1,50V B) +0,78V C) +2,24V
D) +1,24V E) -0,78V
19. Elija la alternativa que contiene la notación
correcta de la celda galvánica cuya reacción
global es: Cr(s) + 3 Ag+1
(ac) → Cr+3
(ac) + 3 Ag(s)
A) Ag(s) / Ag+1
(ac) // Cr+3
(ac) / Cr(s)
B) Cr+3
(ac) / Cr(s) // Ag(s) / Ag+1
(ac)
C) Ag+1
(ac) / Cr+3
(ac) // Cr(s) / Ag(s)
D) Cr(s) / Cr+3
(ac) // Ag+1
(ac) / Ag(s)
E) Cr(s) / Ag(s) // Cr+3
(ac) / Ag+1
(ac)
20. Cuál es el potencial estándar, εo
, para la
siguiente celda a 25ºC.
Mg(s) / Mg+2
(ac) // Sn+2
(ac) / Sn(s)
Dato:
Mg+2
(ac) + 2e-
→ Mg(s) εo
= - 2,36V
Sn+2
(ac) + 2e-
→ Sn(s) εo
= - 0,14V
A) -2,40V B) +2,08V C) +2,12V
D) -2,64V E) +2,22V
1. UNMSM-2002) Tres celdas electrolíticas que
contienen AgNO3, CuSO4 y AlCl3
respectivamente, se electrolizan a las mismas
condiciones. Si en la primera se depositan 0,054g
de Ag, calcular el peso en mg de Cu y Al que se
depositan en las otras.
A) 32,0; 4,5 B) 16,0; 9,0 C) 16,0; 4,5
D) 32,0; 9,0 E) 8,0; 9,0
2. (UNMSM-2003) A través de una solución de
CrSO4, se transporta 9650 coulomb. ¿Cuántos
gramos de cromo se depositan en el cátodo?
P.A: Cr=52
A) 3,2g B) 5,2g C) 5,0g D) 2,0g E) 2,6g
3. (UNMSM-2004-I) En la electrolisis de una
solución de AgNO3, se deposita 1,08g de Ag al
aplicar una corriente de 0,5A ; el tiempo requerido
es : P.A ( Ag=108 )
A) 482s B) 32min C) 1654s
D) 8min E) 1930s
4. (UNMSM-2008-I) ¿Cuántos gramos de cobre se
pueden depositar en el cátodo de una celda
electroquímica a partir de una solución de Cu+2
,
aplicando una corriente promedio de 250
miliamperios durante 15 minutos?
P.A (Cu = 63,5) 1F = 96500C
A) 7,4 x 10-3
B) 14,8 x 10-2
C) 7,4 x 10-2
D) 7,4 x 102
E) 3,7 x 10-2
5. (UNMSM-2009-II) En la electrólisis de una
solución de AgNO3 se deposita 1,08g de Ag en el
cátodo. El volumen (en mL) de oxígeno, a
condiciones normales, que se libera en el ánodo
será.
Datos: Ag=108uma; a CN el volumen de un mol
de gas es 22,4L; 1 F= 96500C.
A) 56 B) 224 C) 112 D) 168 E) 28
Profesor: Antonio Huamán Navarrete
Lima, Mayo del 2013
PRÁCTICA DOMICILIARIA

7. “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria”
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