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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Describir el proceso de electrólisis
  • Comparar el funcionamiento de las celdas electrolíticas con el de las celdas galvánicas
  • Realizar cálculos estequiométricos para procesos electrolíticos

Las celdas electroquímicas en las que se producen reacciones redox espontáneas (celdas galvánicas) han sido el tema de discusión hasta ahora en este capítulo. En estas celdas, un sistema redox realiza un trabajo eléctrico sobre su entorno cuando los electrones producidos por la reacción redox se transfieren a través de un circuito externo. Esta sección final del capítulo abordará un escenario alternativo en el que un circuito externo hace el trabajo en un sistema redox imponiendo un voltaje suficiente para impulsar una reacción que de otro modo sería no espontánea, un proceso conocido como electrólisis. Un ejemplo familiar de electrólisis es la recarga de una batería, que implica el uso de una fuente de energía externa para impulsar la reacción espontánea de la celda (descarga) en la dirección inversa, restaurando en cierta medida la composición de las semiceldas y el voltaje de la batería. Tal vez sea menos conocido el uso de la electrólisis en el refinamiento de los minerales metálicos, la fabricación de productos químicos básicos y la galvanoplastia de revestimientos metálicos en diversos productos (por ejemplo, joyas, utensilios, piezas de automóviles). Para ilustrar los conceptos esenciales de la electrólisis, se considerarán algunos procesos específicos.

La electrólisis del cloruro de sodio fundido

El sodio metálico, Na, y el cloro gaseoso, Cl2, se utilizan en numerosas aplicaciones, y su producción industrial se basa en la electrólisis a gran escala del cloruro de sodio fundido, NaCl(l). El proceso industrial suele utilizar una celda de Downs similar a la ilustración simplificada que se muestra en la Figura 16.18. Las reacciones asociadas a este proceso son:

ánodo:2Cl(l)Cl2(g)+2ecátodo:Na+(l)+eNa(l)¯celda:2Na+(l)+2Cl(l)2Na(l)+Cl2(g)ánodo:2Cl(l)Cl2(g)+2ecátodo:Na+(l)+eNa(l)¯celda:2Na+(l)+2Cl(l)2Na(l)+Cl2(g)

El potencial de celda para el proceso anterior es negativo, lo que indica que la reacción tal como está escrita (descomposición del NaCl líquido) no es espontánea. Para forzar esta reacción, debe aplicarse a la celda un potencial positivo de magnitud superior al potencial negativo de la celda.

Este diagrama muestra un tanque que contiene un líquido azul claro, marcado como "N a C l fundido". Un divisor vertical de color gris oscuro con pequeños puntos oscuros distribuidos uniformemente, marcado como "Pantalla porosa", está situado en el centro del tanque dividiéndolo en dos mitades. Las barras de color gris oscuro se sitúan en el centro de cada una de las mitades del tanque. La barra de la izquierda, marcada como "Ánodo", tiene burbujas verdes que se originan en ella. La barra de la derecha que está marcada como "Cátodo" tiene burbujas de color gris claro que se originan en ella. Una flecha apunta a la izquierda desde el centro del tanque hacia el ánodo, que está marcada como "C l superíndice negativo". Una flecha apunta a la derecha desde el centro del tanque hacia el cátodo, que está marcada como "N a superíndice más". Una línea se extiende desde la parte superior del ánodo y del cátodo hasta un rectángulo colocado en el centro sobre el tanque que está marcado como "Fuente de voltaje". Una flecha se extiende hacia arriba por encima del ánodo a la izquierda de la línea y está marcada como "e superíndice negativo". A la izquierda de la fuente de voltaje se encuentra un signo positivo y a su derecha un signo negativo. Una flecha señala hacia abajo a lo largo del segmento de línea que lleva al cátodo. Esta flecha está marcada como "e superíndice negativo". La parte izquierda de debajo del diagrama es la marcación "2 C l superíndice negativo flecha que apunta a la derecha C l subíndice 2 (g) más 2 e superíndice negativo". A la derecha, debajo del diagrama está la marcación "2 N a superíndice más más 2 e superíndice negativo flecha que apunta a la derecha 2 N a (l)".
Figura 16.18 Las celdas de este tipo (una celda para la electrólisis de cloruro de sodio fundido) se utilizan en el proceso de Downs para la producción de sodio y cloro, y suelen utilizar cátodos de hierro y ánodos de carbono.

La electrólisis del agua

El agua puede descomponerse electrolíticamente en una celda similar a la ilustrada en la Figura 16.19. Para mejorar la conductividad eléctrica sin introducir una especie redox diferente, se suele aumentar la concentración de ion de hidrógeno del agua mediante la adición de un ácido fuerte. Los procesos redox asociados a esta celda son

ánodo:2H2O(l)O2(g)+4H+(aq)+4eEánodo°=+1,229 V cátodo:2H+(aq)+2eH2(g)Ecátodo°=0 J¯ celda:2H2O(l)2H2(g)+O2(g)Ecelda°=-1,229 Vánodo:2H2O(l)O2(g)+4H+(aq)+4eEánodo°=+1,229 V cátodo:2H+(aq)+2eH2(g)Ecátodo°=0 J¯ celda:2H2O(l)2H2(g)+O2(g)Ecelda°=-1,229 V

De nuevo, el potencial de celda, tal y como está escrito, es negativo, lo que indica una reacción no espontánea de la celda que debe ser impulsada mediante la imposición de un voltaje de celda superior a +1,229 V. Tenga en cuenta que aquí se utilizan potenciales de electrodo estándar para informar de las predicciones termodinámicas, aunque la celda no está operando en condiciones de estado estándar. Por lo tanto, en el mejor de los casos, los potenciales de celda calculados deben considerarse estimaciones aproximadas.

Esta figura muestra un aparato utilizado para la electrólisis. Una cámara central con la parte superior abierta tiene una columna vertical que se extiende por debajo y que está casi llena de un líquido claro e incoloro, que está marcado como "H subíndice 2 O más H subíndice 2 S O subíndice 4". Un tubo horizontal en el aparato conecta la región central con las columnas verticales a la izquierda y a la derecha, cada una de las cuales tiene una válvula o llave de paso en la parte superior y un fondo taponado. A la izquierda, el tapón del fondo tiene un pequeño cuadrado marrón conectado justo encima en el líquido. El cuadrado está marcado como "Ánodo más". Un cable negro se extiende desde el tapón de la izquierda hasta un rectángulo marcado como "Fuente de voltaje" y de ahí hasta el tapón de la derecha. El lado izquierdo del rectángulo está marcado con un símbolo de más y el lado derecho con un signo de menos. El tapón de la derecha también tiene conectado un cuadrado marrón que está en el líquido del aparato. Este cuadrado está marcado como "Cátodo negativo". El nivel de la solución en el brazo o tubo izquierdo del aparato es significativamente mayor que el nivel del brazo derecho. Las burbujas están presentes cerca de la superficie del líquido en cada lado del aparato, con las burbujas marcadas como "O subíndice 2 (g)" a la izquierda y "H subíndice 2 (g)" a la derecha.
Figura 16.19 La electrólisis del agua produce cantidades estequiométricas de oxígeno gaseoso en el ánodo y de hidrógeno en el cátodo.

La electrólisis del cloruro de sodio acuoso

Cuando se electrolizan soluciones acuosas de compuestos iónicos, las semirreacciones anódica y catódica pueden implicar la electrólisis de especies de agua (H2O, H+, OH-) o de especies de soluto (los cationes y aniones del compuesto). Como ejemplo, la electrólisis del cloruro de sodio acuoso podría implicar cualquiera de estas dos reacciones anódicas:

(i)2Cl(aq)Cl2(g)+2 eEánodo°=+1,35827 V(ii)2H2O(l)O2(g)+4H+(aq)+4eEánodo°=+1,229 V(i)2Cl(aq)Cl2(g)+2 eEánodo°=+1,35827 V(ii)2H2O(l)O2(g)+4H+(aq)+4eEánodo°=+1,229 V

Los potenciales de electrodo estándar(reducción) de estas dos semirreacciones indican que el agua puede oxidarse a un potencial menos negativo / más positivo (-1,229 V) que el ion de cloruro (-1,358 V). La termodinámica predice así que el agua se oxidaría más fácilmente, aunque en la práctica se observa que tanto el agua como el ion de cloruro se oxidan en condiciones típicas, produciendo una mezcla de oxígeno y cloro gaseoso.

Volviendo la atención al cátodo, las posibilidades de reducción son:

(iii)2H+(aq)+2 eH2(g)Ecátodo°=0 J(iv)2H2O(l)+2 eH2(g)+2OH(aq)Ecátodo°=-0,8277 V(v)Na+(aq)+eNa(s)Ecátodo°=-2,71 V(iii)2H+(aq)+2 eH2(g)Ecátodo°=0 J(iv)2H2O(l)+2 eH2(g)+2OH(aq)Ecátodo°=-0,8277 V(v)Na+(aq)+eNa(s)Ecátodo°=-2,71 V

La comparación de estos potenciales de semirreacción estándar sugiere que la reducción del ion de hidrógeno está favorecida termodinámicamente. Sin embargo, en una solución acuosa neutra de cloruro de sodio, la concentración de ion de hidrógeno está muy por debajo del valor del estado estándar de 1 M (aproximadamente 10-7 M), por lo que la reacción catódica observada es en realidad la reducción del agua. Entonces, la reacción neta de la celda en este caso es

celda: 2H2O(l)+2Cl(aq)H2(g)+Cl2(g)+2OH(aq)Ecelda°=-2,186 Vcelda: 2H2O(l)+2Cl(aq)H2(g)+Cl2(g)+2OH(aq)Ecelda°=-2,186 V

Esta reacción de electrólisis forma parte del proceso cloro-álcali utilizado por la industria para producir cloro e hidróxido de sodio (lejía).

La química en la vida cotidiana

Galvanoplastia

Un uso importante de las celdas electrolíticas es la galvanoplastia. La galvanoplastia da lugar a una fina capa de un metal sobre una superficie conductora. Las razones para la galvanoplastia incluyen hacer el objeto más resistente a la corrosión, reforzar la superficie, producir un acabado más atractivo o para purificar el metal. Los metales más utilizados en la galvanoplastia son el cadmio, el cromo, el cobre, el oro, el níquel, la plata y el estaño. Entre los productos de consumo más comunes se encuentran las vajillas plateadas o doradas, las piezas de automóvil cromadas y las joyas. Para ilustrar el proceso, se utiliza el plateado de utensilios para comer (Figura 16.20).

Esta figura contiene un diagrama de una celda electroquímica. Se muestra un vaso de precipitados que está lleno hasta un poco más de la mitad. El vaso de precipitados contiene una solución clara e incolora que está marcada como "A g N O subíndice 3 (a q)" Una tira de plata está casi sumergida en el líquido de la izquierda. Esta tira está marcada como "Plata (ánodo)". La parte superior de la tira está marcada con un símbolo más rojo. Una flecha apunta a la derecha desde la superficie de la tira metálica en la solución hasta la marcación "A g superíndice más" a la derecha. Una cuchara está igualmente suspendida en la solución y está marcada como "Cuchara (cátodo)". Está marcada con un signo negativo negro en la punta del mango de la cuchara por encima de la superficie del líquido. Una flecha se extiende desde la marcación "A g superíndice más" hasta la cuchara en la derecha. Un alambre se extiende desde la parte superior de la cuchara y la tira hasta un rectángulo etiquetado como "Fuente de voltaje". Una flecha apunta hacia arriba desde la tira de plata que está marcada como "e superíndice negativo". Del mismo modo, una flecha apunta hacia abajo a la derecha, a la superficie de la cuchara que también está marcada como "e superíndice negativo". A la izquierda de la fuente de voltaje se muestra un signo positivo y a su derecha un negativo.
Figura 16.20 Este esquema muestra una celda electrolítica para el revestimiento de plata de los utensilios de cocina.

En la figura, el ánodo consiste en un electrodo de plata, mostrado a la izquierda. El cátodo se encuentra a la derecha y es la cuchara, que está hecha de un metal barato. Ambos electrodos se sumergen en una solución de nitrato de plata. Aplicando un potencial suficiente se produce la oxidación del ánodo de plata

ánodo: Ag(s)Ag+(aq)+eánodo: Ag(s)Ag+(aq)+e

y la reducción del ion de plata en el cátodo (cuchara):

cátodo: Ag+(aq)+eAg(s).cátodo: Ag+(aq)+eAg(s).

El resultado neto es la transferencia de plata metálica del ánodo al cátodo. Para obtener recubrimientos de plata de alta calidad es necesario controlar cuidadosamente varios factores experimentales, como la composición exacta de la solución electrolítica, el voltaje de celda aplicado y la velocidad de la reacción de electrólisis (corriente eléctrica).

Aspectos cuantitativos de la electrólisis

La corriente eléctrica se define como la velocidad de flujo de cualquier especie cargada. Lo más relevante para esta discusión es el flujo de electrones. La corriente se mide en una unidad compuesta llamada amperio, definida como un culombio por segundo (A = 1 C/s). La carga transferida, Q, por el paso de una corriente constante, I, durante un intervalo de tiempo determinado, t, viene dada entonces por el sencillo producto matemático

Q=ItQ=It

Cuando se transfieren electrones durante un proceso redox, la estequiometría de la reacción puede utilizarse para obtener la cantidad total de carga (electrónica) implicada. Por ejemplo, el proceso de reducción genérico

Mn+(aq)+neM(s).Mn+(aq)+neM(s).

implica la transferencia de n moles de electrones. La carga transferida es, por lo tanto,

Q=nFQ=nF

donde F es la constante de Faraday, la carga en culombios para un mol de electrones. Si la reacción tiene lugar en una celda electroquímica, el flujo de corriente se mide convenientemente, y puede utilizarse para ayudar en los cálculos estequiométricos relacionados con la reacción de la celda.

Ejemplo 16.9

Convertir la corriente en moles de electrones

En un proceso utilizado para la galvanoplastia de la plata, se hizo pasar una corriente de 10,23 A a través de una celda electrolítica durante exactamente 1 hora. ¿Cuántos moles de electrones pasaron por la celda? ¿Qué masa de plata se depositó en el cátodo a partir de la solución de nitrato de plata?

Solución

La constante de Faraday puede utilizarse para convertir la carga (Q) en moles de electrones (n). La carga es la corriente (I) multiplicada por el tiempo
n=QF=10,23 Cs×1 hr×60 minh×60 smin96.485 C/mol e=36.830 C96.485 C/mole=0,3817 mol en=QF=10,23 Cs×1 hr×60 minh×60 smin96.485 C/mol e=36.830 C96.485 C/mole=0,3817 mol e

Según el problema, la solución contiene AgNO3, por lo que la reacción en el cátodo implica 1 mol de electrones por cada mol de plata

cátodo: Ag+(aq)+eAg(s).cátodo: Ag+(aq)+eAg(s).

La masa atómica de la plata es de 107,9 g/mol, por lo que

masa de Ag=0,3817 mol e×1 mol de Ag1 mol e×107,9 g de Ag1 mol de Ag=41,19 g de Agmasa de Ag=0,3817 mol e×1 mol de Ag1 mol e×107,9 g de Ag1 mol de Ag=41,19 g de Ag

Compruebe lo aprendido

El aluminio metálico puede fabricarse a partir de iones de aluminio(III) mediante electrólisis. ¿Cuál es la semirreacción en el cátodo? ¿Qué masa de aluminio metálico se recuperaría si una corriente de 25,0 A pasara por la solución durante 15,0 minutos?

Respuesta:

Al3+(aq)+3eAl(s);Al3+(aq)+3eAl(s); 0,0777 mol de Al = 2,10 g de Al.

Ejemplo 16.10

Tiempo necesario para la deposición

En una aplicación, debe depositarse una capa de 0,010 mm de cromo en una pieza con una superficie total de 3,3 m2 a partir de una solución que contiene iones de cromo(III). ¿Cuánto tiempo tardaría en depositarse la capa de cromo si la corriente fuera de 33,46 A? La densidad del cromo (metal) es de 7,19 g/cm3.

Solución

En primer lugar, calcule el volumen de cromo que debe producirse (igual al producto del área superficial y el espesor):
volumen=(0,010 mm×1 cm10 mm)×(3,3m2×(10.000cm21m2 ))=33 cm3volumen=(0,010 mm×1 cm10 mm)×(3,3m2×(10.000cm21m2 ))=33 cm3

Utilice el volumen calculado y la densidad proporcionada para calcular la cantidad molar de cromo necesaria:

masa=volumen×densidad=33cm3×7,19 gcm3=237 g de Crmasa=volumen×densidad=33cm3×7,19 gcm3=237 g de Cr
mol de Cr=237 g de Cr×1 mol de Cr52,00 g de Cr=4,56 mol de Crmol de Cr=237 g de Cr×1 mol de Cr52,00 g de Cr=4,56 mol de Cr

La estequiometría del proceso de reducción del cromo(III) requiere tres moles de electrones por cada mol de cromo(0) producido, por lo que la carga total requerida es:

Q=4,56 mol de Cr×3mol e1 mol de Cr×96485 Cmol e=1,32×106CQ=4,56 mol de Cr×3mol e1 mol de Cr×96485 Cmol e=1,32×106C

Finalmente, si esta carga se pasa a una tasa de 33,46 C/s, el tiempo requerido es:

t=QI=1,32×106C33,46 C/s=3,95×104s=11,0 hrt=QI=1,32×106C33,46 C/s=3,95×104s=11,0 hr

Compruebe lo aprendido

¿Qué masa de zinc se necesita para galvanizar la parte superior de una lámina de hierro de 3,00 m ×× 5,50 m con un espesor de 0,100 mm de zinc? Si el zinc procede de una solución de Zn(NO3)2 y la corriente es de 25,5 A, ¿cuánto tiempo tardará en galvanizarse la parte superior del hierro? La densidad del zinc es de 7,140 g/cm3.

Respuesta:

11,8 kg de Zn requieren 382 horas.

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