IES RIBERA DE CASTILLA OBJETIVOS UNIDAD 5 OXIDACIÓN REDUCCIÓN. Cuando termines de estudiar esta unidad serás capaz de:

Transcripción

1 UNIDAD 5 OXIDACIÓN REDUCCIÓN Concepto tradicional. Número de oxidación. Reglas para asignar n os de oxidación. Concepto electrónico. Semirreacciones. Oxidante y reductor. Ajuste de reacciones redox. Método del ión electrón. Medio ácido y básico. Principales especies oxidantes y reductoras. El agua oxigenada. Estequiometría de las reacciones redox. Pilas electroquímicas. La pila Daniell. Representación de las pilas. Electrodos de gases. Elec. normal de hidrógeno. Potenciales normales de reducción o de electrodo. Fuerza de oxidantes y reductores. Interpretación de la tabla de potenciales. Fuerza relativa de oxidantes y reductores. Sentido de una reacción redox. F.e.m. de una pila. Semirreacciones en los electrodos. Espontaneidad de un proceso redox. Pilas comerciales. Primarias. Leclanché o salina. Alcalinas. Tipos. Secundarias. Acumulador de plomo. Otros tipos: NiCd, NiMH, Litio Pilas de combustión. Electrólisis. CuCl 2, NaCl fundido y disuelto. Electrólisis del agua. Reacciones en el ánodo Aplicaciones de la electrólisis Obtención de metales. Refino y purificación. Recubrimientos metálicos. Ley de Faraday. Acción de los ácidos sobre los metales. Ácidos no oxidantes. HCl. H 2 SO 4 diluido Ácidos oxidantes. H 2 SO 4, HNO 3. Corrosión y protección de metales. Formas de evitar la corrosión. Procesos metalúrgicos y siderúrgicos. El alto horno. OBJETIVOS Cuando termines de estudiar esta unidad serás capaz de: Determinar el nº de oxidación de un elemento en una molécula o ión. Reconocer si una reacción química es un proceso redox. Identificar el oxidante y el reductor, y las semirreacciones de oxidación y de reducción. Ajustar una reacción redox por el método del ión electrón y resolver problemas de cálculos estequiométricos con ella. Conocer las principales sustancias oxidantes y reductoras. Establecer la fuerza relativa de oxidantes y reductores a partir de los correspondientes potenciales de electrodo. Determinar el sentido en el que una reacción redox será espontánea. Describir las partes y el funcionamiento de una pila y determinar su f.e.m. a partir de la tabla de potenciales de reducción. Escribir las reacciones en el ánodo y en el cátodo y la reacción global de la pila. Explicar la utilidad del puente salino. Conocer y clasificar las pilas comerciales. Conocer el proceso químico de las baterías de plomo, tanto en la carga como en la descarga, y determinar para todas ellas los riesgos de producir una contaminación ambiental al deshacerse de ellas. Describir las partes y el funcionamiento de una cuba electrolítica y de sus aplicaciones. Escribir las correspondientes reacciones. Realizar los cálculos que relacionen la cantidad de carga y de materia en los procesos electroquímicos. Conocer las reacciones de los ácidos con los metales. Determinar y explicar en que casos se comportarán como ácidos y como oxidantes. Conocer el mecanismo de los procesos de oxidación y corrosión de los metales mas corrientes, su importancia económica y la forma de evitarlos. Conocer los principales procesos metalúrgicos utilizados para obtener los metales a partir de sus minerales. Describir la estructura de un alto horno, las reacciones que tienen lugar en él y los productos que se obtienen. IES RIBERA DE CASTILLA QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 1

2 Potenciales normales de reducción a 25 C en disolución acuosa. E o (voltios) Especies oxidantes frente al electrodo de hidrógeno. Producen la reacción: H 2 (g) 2H + (aq) + 2e y en el proceso se reducen. (semirreacción de reducción: cátodo) F 2 (g) + 2e 2F (aq) 2.87 O 3 (g) + 2H + (aq) + 2e O 2 (g) + H 2 O(l) 2.07 S 2 O 2-8 (aq) + 2e 2SO 2-4 (aq) 2.01 Co 3+ (aq) + e Co 2+ (aq) 1.82 H 2 O 2 (aq) + 2H + (aq) + 2e 2H 2 O(l) 1.78 MnO 4 (aq) + 8H + (aq) + 5e Mn 2+ (aq) + 4H 2 O(l) 1.49 Ce 4+ (aq) + e Ce 3+ (aq) 1.44 Cl 2 (g) + 2e 2Cl (aq) 1.36 Cr 2 O 2 7 (aq) + 14H + (aq) + 6e 2Cr 3+ (aq) + 7H 2 O(l) 1.33 O 2 (g) + 4H + (aq) + 4e 2H 2 O(l) 1.23 Br 2 (l) + 2e 2Br (aq) 1.07 NO 3 (aq) + 4H + (aq) + 3e NO(g) + 2H 2 O(l) Hg 2+ (aq) + 2e Hg 2+ 2 (aq) 0.90 ClO (aq) + H 2 O(l) + 2e Cl (aq) + 2OH (aq) 0.90 Hg 2+ (aq) + 2e Hg(l) 0.85 Ag + (aq) + e Ag(s) 0.80 Hg 2+ 2 (aq) + 2e 2Hg(l) 0.80 Fe 3+ (aq) + e Fe 2+ (aq) 0.77 ClO 2 (aq) + H 2 O(l) + 2e ClO (aq) + 2OH (aq) 0.59 I 2 (s) + 2e 2I (aq) 0.54 Cu + (aq) + e Cu(s) 0.52 IO (aq) + H 2 O(l) + 2e I (aq) + 2OH (aq) 0.49 ClO 3 (aq) + H 2 O(l) + 2e ClO 2 (aq) + 2OH (aq) 0.35 Cu 2+ (aq) + 2e Cu(s) 0.34 AgCl(s) + e Ag(s) + Cl (aq) 0.22 ClO 4 (aq) + H 2 O(l) + 2e ClO 3 (aq) + 2OH (aq) 0.17 Cu 2+ (aq) + e Cu + (aq) 0.16 Sn 4+ (aq) + 2e Sn 2+ (aq) 0.15 IES RIBERA DE CASTILLA PODER OXIDANTE QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 2

3 Electrodo de referencia de hidrógeno. Su potencial es 0,00 V, (tomado arbitrariamente). 2H + (aq) + 2e H 2 (g) 0.00 Especies reductoras frente al electrodo de hidrógeno. Producen la reacción: 2H + (aq) + 2e H 2 (g) y en el proceso se oxidan. (semirreacción de oxidación: ánodo) Fe 3+ (aq) + 3e Fe(s) Pb 2+ (aq) + 2e Pb(s) Sn 2+ (aq) + 2e Sn(s) Ni 2+ (aq) + 2e Ni(s) Cd 2+ (aq) + 2e Cd(s) Fe 2+ (aq) + 2e Fe(s) Cr 3+ (aq) + 3e Cr(s) Zn 2+ (aq) + 2e Zn(s) H 2 O(l) + 2e H 2 (g) + 2OH - (aq) Al 3+ (aq) + 3e Al(s) Mg 2+ (aq) + 2e Mg(s) Na + (aq) + e Na(s) Ca 2+ (aq) + 2e Ca(s) K + (aq) + e K(s) Li + (aq) + e Li(s) Oxidantes: especies a la izquierda de la flecha. Reductores: especies a la derecha de la flecha. La sustancia más oxidante de la tabla es el flúor mientras la más reductora es el litio. Un semisistema dado puede oxidar a cualquier otro que se encuentre por debajo en la tabla anterior. El valor positivo o negativo del potencial no tiene ningún sentido absoluto: un potencial negativo significa simplemente que el semisistema no puede ser reducido por el hidrógeno (potencial cero por convenio) pero sí por otras especies reductoras situadas por debajo. Ahora bien, como el sistema de referencia H + / H2 está situado en una zona media de la serie electroquímica, los sistemas situados por encima del mismo es más habitual que actúen como oxidantes y los situados por debajo como reductores. IES RIBERA DE CASTILLA PODER REDUCTOR QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 3

4 PILAS COMERCIALES CARACTERÍSTICAS GENERALES: (Ver los esquemas en las páginas ) Tamaño reducido Voltaje constante Larga duración No deben ser contaminantes Posibilidad de recarga PRIMARIAS (no recargables) SALINAS o Pila LECLANCHÉ Zn(s) MnO 2, ZnCl 2, NH 4 Cl, C en polvo C(grafito) ALCALINAS Zn Dióxido de manganeso Zn(s) ZnO(s), KOH(aq), MnO 2 (s), Mn 2 O 3 (s) Acero 1,55 V 1,5 V Zn Óxido de mercurio (pila botón) Zn(s) ZnO(s), KOH(aq), HgO(s) Hg(l) 1,35 V Relojes, calculadoras, audífonos,... Muy contaminantes (Hg) Zn Óxido de plata Zn(s) ZnO(s), KOH(aq),Ag 2 O(s) Ag(s) SECUNDARIAS O ACUMULADORES (recargables) 1,8 V ACUMULADOR DE PLOMO (Batería de los automóviles) Contaminante (Pb y H 2 SO 4 ) Pb Pb +2 (aq), H 2 SO 4 (aq) PbO 2 (s) Cátodo PbO 2 (s) + 4 H SO e PbSO 4 (s) + 2 H 2 O(l) 2 Ánodo Pb(s) + SO 4 PbSO 4 (s) + 2 e 2 V Descarga Reacción global Pb(s) + PbO 2 (s) + H 2 SO 4 (aq) 2 PbSO 4 (s) + 2 H 2 O(l) Carga Descarga: Disminuye la concentración de H 2 SO 4 Carga: Con corriente continua en sentido contrario al de la descarga. Se regenera el Pb y el PbO 2 de los electrodos, y aumenta la concentración de H 2 SO 4. Con el motor en marcha, la batería está siempre cargándose. Baterías de Ni Cd (niquel cadmio) Muy contaminante (Cd) Baterías de Ni MH (metal hidruro). Mayor capacidad de carga. Baterías de Li Ión. Gran capacidad de carga con un peso y volumen reducidos. IES RIBERA DE CASTILLA PILAS DE COMBUSTIÓN De la reacción directa entre el hidrógeno y el oxígeno sólo se aprovecha el calor. En una pila de combustión, se aprovecha esta reacción para obtener electricidad. Su diseño es complicado ya que se necesitan depósitos de H 2 y de O 2, gases muy peligrosos y explosivos. Cátodo ½ O 2 + H 2 O + 2 e 2 OH Ánodo H OH 2 H 2 O + 2 e Reacción global: H 2 (g) + ½ O 2 (g) H 2 O(l) Se utilizan en naves espaciales y actualmente se investiga su utilización en los automóviles. Se trata de utilizar un motor eléctrico movido por un una pila de combustión. El combustible sería hidrógeno, en sustitución de la gasolina. QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 4

5 EL PROCESO SIDERÚRGICO Metalurgia: Es el proceso para obtener los metales a partir de sus minerales. La metalurgia del hierro recibe el nombre de Siderurgia. Mena: Mineral del que se obtiene el metal, que debe tener una concentración y unas propiedades físicas y químicas que hagan rentable su extracción. Ganga: Impurezas que acompañan a la mena y que deben ser eliminadas mediante operaciones físicas (trituración, flotación, lavados, etc.). Operaciones Premetalúrgicas (Preparación de la mena) Operaciones Metalúrgicas (Tratamiento químico de la mena) Purificación del metal Sulfuros Tostación Vía térmica Óxidos Reducción química Mena Mena concentrada Calcinación Trituración Concentración Carbonatos Metal Afino Metal purificado Electrometalurgia Menas de elementos muy reductores Reducción electrolítica IES RIBERA DE CASTILLA Utilización directa Preparación de aleaciones Calcinación: 4 FeCO 3 + O 2 2 Fe 2 O CO 2 Tostación: 2 ZnS + 3 O 2 2 ZnO + 2 SO 2 2 PbS + 3 O 2 2 PbO + 2 SO 2 Reducción: M n+ + ne M QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 5

6 EL ALTO HORNO Calentadores de aire Gas residual del alto horno Tolvas Vagonetas Aire Chorro de aire caliente Colada Arrabio Ladrillo refractario Alto horno Coque Mineral de hierro y caliza Minerales de hierro: Oligisto (hematites roja) Fe 2 O 3 Magnetita Fe 3 O 4 Limonita (hematites parda, óxido férrico hidratado) Fe 2 O 3.nH 2 O Siderita FeCO 3 Pirita FeS Reacciones en un alto horno. Para la obtención del hierro en el alto horno, es necesario utilizar: Mineral de hierro. (óxidos y carbonatos). Coque metalúrgico. Es un carbón obtenido por destilación seca de la hulla. Hace las funciones de calefactor eleva la temperatura y de reductor. Fundente. (CaCO 3 o SiO 2 ). Rebaja el punto de fusión del mineral y forma la escoria. Aire caliente. Aporte de oxígeno para quemar el carbón de coque. Las principales reacciones que se producen son: Combustión del coque y formación del monóxido de carbono: C + O 2 CO 2 CO 2 + C 2 CO Reducción de los óxidos de hierro: Fe 2 O 3 + CO 2 FeO + CO 2 FeO + CO Fe + CO 2 Formación de la escoria. CaCO 3 CaO + CO 2 CaO + SiO 2 CaSiO 3 Obtención del hierro. En la parte baja del horno, se obtiene el hierro fundido, también llamado arrabio, a una temperatura de ºC. Éste se acumula en el crisol y se extrae periódicamente. Sobre él flota la escoria, que también es extraida y que protege al hierro de la oxidación. Afino del arrabio. El arrabio obtenido contiene de un 3 a un 5% de C y otros elementos y es muy débil y quebradizo. Debe ser sometido a un proceso de afino, en el que se obtienen los siguientes productos: ARRABIO 3 5% de C FUNDICIONES (2,5 3,5% de C) ACERO (0,2 1,5 % de C) HIERRO DULCE (0,1 0,2% de C) Las propiedades del acero mejoran con la adición de ciertos metales: Cr, Ni, Mn, V, Mo, etc. En este caso se obtienen los llamados aceros especiales. (Ej: acero inoxidable Ni-Cr, acero Cr-V para herramientas, Cr-Mo para bicicletas,...). Escoria IES RIBERA DE CASTILLA Carga QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 6

7 1. Dadas las siguientes reacciones, deducir si son o no de oxidación reducción, y en caso afirmativo indicar que elementos se oxidan y cuáles se reducen. CO + 2 H 2 CH 3 OH HCl + NaOH NaCl + H 2 O 2 H 2 S + SO 2 3 S + 2 H 2 O Al +3 + H 2 O AlOH +2 + H + CaCO 3 + HCl CO 2 + CaCl 2 + H 2 O P + KOH + H 2 KH 2 PO 2 + PH 3 Cr +3 + I + OH + Cl 2 CrO IO 4 + Cl + H 2 O 2. Qué sustancias de las siguientes no pueden actuar como oxidante?: Cl 2, MnO 2, Cu, K 2 Cr 2 O 7, NH 3, HNO 3 QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 7

8 3. Las siguientes reacciones son todas de oxidación reducción. Especifica para cada una que especies se oxidan y cuales se reducen, quién es el oxidante y quién el reductor. Fe 2 O 3 + C Fe + CO 2 NH 3 + O 2 NO + H 2 O HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O Zn S + O 2 ZnO + SO 2 HCl + O 2 Cl 2 + H 2 O QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 8

9 PbS + O 2 SO 2 + PbO HNO 2 HNO 3 + NO + H 2 O H 2 SO 4 + S SO 2 + H 2 O 4. Ajusta las siguientes reacciones por el método del ión-electrón, especificando las semirreacciones de oxidación, de reducción, el oxidante y el reductor. I 2 + HNO 3 NO + HIO 3 + H 2 O (3,10,10,6,2) HNO 3 + CdS S + NO + Cd(NO 3 ) 2 + H 2 O (8,3,3,2,3,4) QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 9

10 KMnO 4 + FeCl 2 + HCl MnCl 2 + FeCl 3 + KCl + H 2 O (1,5,8,1,5,1,4) K 2 Cr 2 O 7 + HCl CrCl 3 + Cl 2 + KCl + H 2 O (1,14,2,3,2,7) KMnO 4 + H 2 O 2 + HCl MnCI 2 + O 2 + KCl + H 2 O (2,5,6,2,5,2,8) KI + H 2 O 2 + HCl I 2 + KCl + H 2 O (2,1,2,1,2,2) KMnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 MnSO 4 + K 2 SO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O (2,5,3,2,1,5,3) QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 10

11 K 2 Cr 2 O 7 + HI + HClO 4 Cr(ClO 4 ) 3 + KClO 4 + I 2 + H 2 O (1,6,8,2,2,3,7) 5. MEDIO BÁSICO Ajusta las siguientes reacciones por el método del ión electrón. Especificar en cada caso quién es el oxidante y el reductor. Br 2 + NaOH NaBr + NaBrO 3 + H 2 O (3,6,5,1,3) H 2 O 2 + CrCl 3 + KOH K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O (3,2,10,2,6,8) QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 11

12 MnO 2 + KClO 3 + KOH K 2 MnO 4 + KCl + H 2 O (3,1,6,3,1,3) KMnO 4 + NH 3 KNO 3 + MnO 2 + KOH + H 2 O (8,3,3,8,5,2) QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 12

13 ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES REDOX 6. La reacción entre ácido clorhídrico y cromato de potasio genera cloruro de cromo (III), cloruro de potasio, cloro y agua. a) Ajustar la reacción por el método del ión electrón. b) Calcular el peso de cromato de potasio necesario para obtener 125 g de cloruro de cromo (III) si el rendimiento de la operación es del 70%. S: 218,98 g QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 13

14 7. La acción del cloro sobre una disolución acuosa de hidróxido de potasio en caliente conduce a la formación de cloruro de potasio y clorato potásico. a) Escribir y ajustar por el método del ión electrón la ecuación química correspondiente al proceso descrito. b) Calcular la cantidad de clorato potásico que puede obtenerse a partir de 150 g hidróxido de potasio de 97% de riqueza. S: 53 g QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 14

15 8. El ácido nítrico reacciona con el sulfuro de hidrógeno (gas) dando azufre y óxido de nitrógeno. a) Escribe la reacción ajustada. b) Determina el volumen de sulfuro de hidrógeno a 60 o C y 1 atm de presión necesario para reaccionar con 500 ml de una disolución de ácido nítrico 0,2 M. S: 4,09 L QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 15

16 9. El ácido oxálico (H 2 C 2 O 4 ) se oxida a CO 2 cuando reacciona con permanganato de potasio, en medio ácido sulfúrico. En esta reacción, el permanganato se reduce a ión manganeso (II). Se sabe que 20,0 ml de disolución de ácido oxálico 0,050 M han reaccionado con 21,2 ml de disolución de permanganato. Determinar la molaridad del permanganato. S: 0,0188 M QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 16

17 10. El permanganato de potasio se reduce en medio ácido sulfúrico mediante bromuro de potasio para dar sulfato de manganeso (II), sulfato de potasio y bromo elemental. Si 0,79 g de permanganato se reducen con 250 cm 3 de una disolución de bromuro de potasio, determina la masa de bromuro de potasio y la molaridad de la disolución. S: 0,1 M QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 17

18 PILAS ELECTROQUÍMICAS 11. Ordena por orden creciente de carácter oxidante los iones: Cu +2 (que pasa a Cu), Al +3, Li +, IO 3 (que pasa a I 2 ). Quién de ellos tiene más tendencia a reducirse? Escribe tres reacciones redox espontáneas en las que intervengan estos iones. E o ( IO 3 / I 2 ) = 1,19 V 12. Utilizando la tabla de potenciales, ordena por orden creciente de carácter reductor los siguientes elementos: Na, Ag, H 2, Al. Escribe tres reacciones redox espontáneas en las que intervengan estos elementos. 13. Cuáles de las siguientes reacciones se producirán espontáneamente? a) Zn + 2Ag + Zn Ag b) Mn + 2 Li + Mn Li c) Fe + I 2 Fe I QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 18

19 14. En la pila formada por un electrodo normal de níquel (Ni +2 Ni 1M) y otro electrodo normal de plomo (Pb +2 Pb 1M), a) Determinar quién actúa de ánodo y quién de cátodo. b) Dibujar la pila. b) Escribir las reacciones que tienen lugar en cada electrodo. c) Escribe la reacción global de la pila. d) Escribe la notación abreviada de la pila. e) Cuál es la f.e.m. de la pila? 15. Se dispone de un electrodo de Cr en disolución de Cr +3 1M y otro de Cu en disolución de Cu +2 1M. Con la pila voltaica que se puede construir, será posible obtener cobre metálico a partir de los iones Cu +2 en disolución? Escribe la reacción redox que tiene lugar en la pila y calcula su fuerza electromotriz. Representa y dibuja la pila. E o (Cr +3 /Cr) = 0,74 V; E o (Cu +2 /Cu) = 0,34 V QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 19

20 16. Cuando la semipila Fe +2 /Fe se conecta con la semipila Pb +2 /Pb, el electrodo de plomo es el positivo. Si el electrodo Pb +2 /Pb se conecta con la semipila Fe +3 /Fe +2, (con un electrodo inerte de grafito), el electrodo de plomo es negativo. Identifica, sin ayuda de la tabla de potenciales, a) el oxidante más débil. b) el reductor más débil del conjunto de estas dos pilas. Posteriormente, confirma tus suposiciones utilizando la tabla. 17. Buscar los potenciales estándar de reducción de los siguientes electrodos: Cu +2 /Cu; Ni +2 /Ni; Cd +2 /Cd; Fe +2 /Fe. a) Cuál de las pilas que se pueden construir tendrá la máxima f.e.m.?. Y cuál la mínima?. Justificar las respuestas. b) Indica cómo prepararías en el laboratorio la pila de f.e.m. máxima. Dibuja y nombra todas las partes que la componen. Indica el ánodo, el cátodo y el sentido de los electrones que circulan por el circuito externo. QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 20

21 18. Dada la siguiente tabla de potenciales normales, expresados en voltios: Cl 2 /Cl ClO 4 /ClO 3 ClO 3 /ClO 2 Cu +2 /Cu SO 3 2 /S 2 SO 4 2 /S 2 Sn +4 /Sn +2 Sn +2 /Sn 1,35 1,19 1,16 0,35 0,23 0,15 0,15 0,14 a) Escribe el nombre de: - La forma reducida del oxidante mas fuerte. - Un catión que pueda ser oxidante y reductor. - La especie más reductora. - Un anión que pueda ser oxidante y reductor. b) Escribe y ajusta reacciones que sean espontáneas entre especies que figuran en la tabla y que correspondan a: - Una oxidación de un catión por un anión. Un anión debe reducirse. (Hay cuatro posibilidades. Búscalas todas). - Una reducción de un catión por un anión. Un anión debe oxidarse. (Hay dos posibilidades. Búscalas). Pista: escribe las reacciones de los 8 electrodos, ordenadas por potenciales de mayor a menor. QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 21

22 ELECTRÓLISIS 19. Se desea recubrir con 0,5 mm de plata una esfera metálica de 5 cm de radio. Cuánto tiempo ha de circular una corriente de 2 A por una disolución de nitrato de plata?. Haz un esquema de la cuba electrolítica. Densidad relativa = 10,5 S: 20 h, 41 min, 21 s 20. En una cuba electrolítica con una disolución de cloruro de cobre(ii) se hace pasar una corriente de 2 A durante hora y media. Calcula las cantidades de producto obtenidos en cada uno de los electrodos. (Si son gases, su volumen en c.n.). S: 3,55g; 1,25 l 21. Qué masa de hierro se depositará al paso de una corriente de un amperio durante una hora, si el electrolito empleado es: a) Una sal de hierro (II). b) Una sal de hierro (III). S: 1,041 g; 0,694 g QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 22

23 22. Tres cubas electrolíticas conectadas en serie contienen disoluciones de nitrato de plata, nitrato de cadmio y nitrato de cinc respectivamente. Cuando las tres son atravesadas por la misma cantidad de corriente, justificar si son ciertas las siguientes afirmaciones (dibuja un esquema de las tres cubas): a) En el cátodo se deposita la misma masa en las tres cubas. b) En la segunda y tercera cubas se deposita doble número de equivalentes que en la primera. c) En la segunda y tercera se deposita la misma cantidad de sustancia (número de moles). 23. a) Una corriente de 5,00 A que circula durante 30 minutos deposita 3,048 g de cinc en el cátodo. Calcula la masa equivalente del cinc. b) Cuántos gramos de cobre se depositarán al pasar 10,00 A durante una hora? S: 32,68 g/eq; 11,85 g QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 23

24 QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 24

25 QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 25

26 QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 26

27 QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 27

28 QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 28

29 QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 29

30 QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 30

31 QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 31

32 QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 32

33 QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 33

34 QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 34

35 QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 35

36 QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla. Tema 5 Pág 36