14 - Quimica II

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Alexander Fleming… 20 años insuperables en tu preparación

GUÍA 4 - CIENCIAS196

INTRODUCCIÓN Es la rama de la química que se va encargar de estudiar lasrelaciones cuantitativas entre las sustancias que participan en unareacción química; basándose en las leyes estequiometrias:Ponderales y volumétricas.

Un ejemplo es la reacción que se produce entre:

SO3 (g) + H2O (l) H2SO4 (ac)

A través de esta rama de la química se pueden predecir lascantidades de cada una de las sustancias que reaccionen para

formar producto uno o más productos y el camino que va a seguirdicha reacción química.

1. LEYES PONDERALES

Es la medida de la rapidez con la que se consumen losreactantes, así como también la medida con la que seforman los productos.

A. Ley de la Conservación de la Materia

El enunciado de esta Ley es:

“La materia o energía no se crea ni se destruye, sólo se transforma”.

Implica que si hay una reacción química en los reaccionantesy productos deben haber igual cantidad de átomos pero

formando diferentes compuestos. La forma como se cumpleesta Ley es balanceando las reacciones, es decir haciendoque la cantidad de átomos sea igual en reaccionantes y enproductos.

B. Ley de las Proporciones Definidas

Llamado también Ley de Proust, que dice:“Si dos elementos se combinan para formar un compuesto

lo hacen en proporciones definidas e invariables”.

Por ejemplo para formar un mol (18g) de agua se necesitade un mol de hidrógeno gaseoso (2g) y medio mol deoxígeno gaseoso (16 g), cualquier exceso de hidrógeno uoxígeno queda sin reaccionar.

H2(g) + ½ O2(g) H2O(g)2g 16g 18g

Pero si se desea formar dos moles de agua (36g) entoncesproporcionalmente se aumenta el doble de la cantidad deoxígeno e hidrógeno es decir se requiere dos moles dehidrógeno gaseoso (4g) y un mol de oxígeno gaseoso (32g).

H2(g) + ½ O2(g) H2O(g)4g 32g 36g

Si supongamos se hace reaccionar dos moles de hidrógeno(4g) con medio mol de oxígeno (16g), sólo se formará unmol de agua (18g) y queda un exceso de un mol dehidrógeno (2g) sin reaccionar.

H2(g) + ½ O2(g) H2O(g)4g 16g 18g

2g exceso de H2 no reaccionan

C. Ley de las Proporciones Múltiples

El enunciado de esta Ley es:

“Cuando dos elementos se combinan para formar más de uncompuesto, si el peso de uno de ellos se mantiene constante, el peso del otro varía en relación a números enteros y sencillos”

Ejemplo:

Cuando se combina el carbono con el oxígeno se forman doscompuestos CO y CO2, el peso del carbono es constante (12

g) pero el peso del oxígeno varía como 16g en el CO y 32 enel CO2 o sea en relación de 1:2

C(g) + ½ O2(g) CO(g)12g 16g 28g

C(g) + ½ O2(g) CO2(g)12g 32g 44g

Masa de oxígeno que se combina con 12 g de C en:

a) CO:masa C 12 g

masa O 16 g

b) CO2:masa C 12 g

masa O 32 g

Resolución de masa de Oxígeno que se combinan con 12 gcarbono:

masa O en CO 16 g 1

masa O en CO 32 g 22

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2. RELACIONES ESTEQUIOMÉTRICAS

Las relaciones estequiométricas sólo son posibles en unaecuación química balanceada y estas pueden ser: entrereaccionantes, entre productos, entre un reaccionante y unproducto, o cualquier otra relación.

Las relaciones estequiométricas pueden ser:

De Masa: Por ejemplo en la siguiente ecuación:

H2SO4(ac) + 2 NaCl(g) 2HCl(ac) + Na2SO4(ac)98g 2(58,45 g) 2(36,45 g) 142g

De la ecuación se puede decir que 98 g de ácido sulfúrico,requiere 116,9 g de cloruro de sodio, para producir 72,9 g deácido clorhídrico y 142 de sulfato de sodio.De moles: Por ejemplo en la ecuación:

2 H2(g) + O2(g) 2H2O(g)2mol 1 mol 2mol

De la ecuación se puede decir que 2 mol de hidrógeno con 1mol de oxígeno y produce 2 mol de agua, puede decirse

también que 2 mol de hidrógeno produce 2 mol de agua ó 1mol de oxígeno produce 2 mol de agua.

De moléculas: Relacionando con el número de Avogadro.

De volumen: De la misma manera que las relaciones demasa y mol, en una reacción química en donde se presentacomo reaccionante o producto un compuesto o elemento alestado gaseoso, con estos puede relacionarse en términos devolumen, siempre y cuando las condiciones de temperatura ypresión en los reaccionantes y productos es la misma.

Por ejemplo en la siguiente reacción.

S(s) + 3/2 O2(g) SO3(g)

1,5 vol 1 vol1,5 L 1 L

1,5 cm3 1 cm

3

Puede relacionarse oxígeno con anhídrido sulfúrico entérminos de volumen, así 1,5 volúmenes de oxígeno gaseosoproduce 1 volumen de anhídrido sulfúrico. En lugar deltérmino volumen puede utilizarse cualquier unidad de

volumen como: litros, cm3, m

3, etc.

En muchos casos los reaccionantes se producen encondiciones normales por lo tanto podemos emplear larelación de volumen molar (22,414 litros).

Por ejemplo en los cultivos de arroz se utiliza amoniacolíquido con anhídrido carbónico y genera urea. Esta

reacción se produce por la alta presión que presenta elamoniaco liquido, así las plantación de arroz absorberán

más rápido la urea, que es la principal fuente de nitrógeno para su desarrollo.

NH3 (l) + CO2 (g) CO(NH)2(ac)

3. RESUMEN DE LAS RELACIONES ESTEQUIOMETRICAS

Por ejemplo en la reacción siguiente:

H2S(g) + 2NH3(g) (NH4)2S(g)

Masa: 34 g 34g 68 gMol: 1 mol 2 mol 1 mol

Moléculas: 6x1023 2(6x1023) 6x1023 Volumen: 1 vol 2 vol 1 vol

24,4 L 2(22,4 L) 22,4 L

4. PASOS A SEGUIR PARA RESOLVER UN PROBLEMA DEESTEQUIOMETRÍA

Paso 1:Plantear la ecuación química, si el problema no lotiene.

Paso 2: Balancear la ecuación química.

Paso 3:

Determinar las masas o moles de reaccionantes oproductos que están involucrados en la reacciónestequiométrica a calcular (tenga en cuentacoeficientes correspondientes).

Paso 4: Considerar la pureza de los reactantes (si no hay noconsiderar este paso).

Paso 5:

Relacionar estequiométricamente las cantidades dereactantes o productos dados por el problema paracalcular los deseados. Para un problema reactivolimitante, determinar el reactivo limitante y con estehacer cálculos correspondientes.

Paso 6:Considerar los rendimientos de la reacción: Para elloal resultado final sacar según sea el porcentajecorrespondiente.

* Problema 01: Si 20g de Galena (sulfuro de plomo) secombustiona con suficiente oxígeno, ¿cuántos gramos de óxido deplomo se producen?

PbS(s) + O2(g) SO2(g) + PbO(s)Solución:Paso 1: La ecuación química ya está planteadaPaso 2: Balanceo de la ecuación:

2PbS (g) + 3O2 (g) 2SO2 (g) + 2PbO (s)

Paso 3: Relaciones de masa de sulfuro de plomo y óxido de plomo:

2PbS (g) + 3O2 (g) 2SO2 (g) + 2PbO (s) 2(239.27 g) 2(223.2 g)

Paso 4: Relación estequiométrica con la cantidad dada:

2(223,2g)PbOxgPbO 20gPbS 18,66gPbO

2(239,27g)PbS

* Problema 02: La úrea se obtiene industrialmente haciendoreaccionar amoniaco y anhídrido carbónico.

2NH3(g) + CO2(g) CO(NH2)2(s) + H2O(l)

Si 24,5 moles de armoniaco reaccionan con suficiente anhídridocarbónico. ¿Cuántos moles de úrea se han formado?Solución:

1molCO( NH )2 2xmolCO( NH ) = 24,5mol NH = 12,25 mol de CO( NH )

2 2 3 2 22molNH3

* Problema 03: Una disolución acuosa que contiene 60g dehidróxido de sodio, se neutralizan con suficiente cantidad de ácidofosfórico. A. ¿Cuántos moles de ácido son necesarios?B. ¿Cuántos moles de agua se han formado?

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Para hallar los moles de ácido clorhídrico calculamos directamentecon 9,35 kg = 9 350g de cloruro de sodio ya que este es el reactivolimitante.

2( 36,45 g ) HCl 1mol HClx moles HCl = 9350 g H SO = 159,96 mol HCl

42 2( 58,45 g ) NaCl 36,45 g HCl

6. Rendimiento de una Reacción: Es la eficiencia de una reacción química. Este término se

emplea cuando se hace un cálculo estequiométrico para laobtención de un compuesto a escala industrial. Se expresaen términos porcentuales.

Para ello se debe conocer el rendimiento teórico y elrendimiento práctico.

El rendimiento teórico de una reacción de rendimientocalculado considerando que la reacción termina.

En la práctica no siempre se logra obtener la cantidad deproducto teóricamente posible por las siguientes razones: Muchas reacciones no terminan, es decir que los

reactivos no se convierten completamente en productos. Muchos reactivos dan lugar a dos o más reacciones

simultáneas, formando productos no deseados además

de productos deseados. Se les llama reaccionessecundarias

La separación del producto deseado de la mezcla dereacción es demasiado difícil y no todo el productoformado se logra aislarse con éxito.

El rendimiento porcentual se emplea para calcular cuando deproducto deseado se obtiene en una reacción.

η

re l

η = x

por entu l

η

teóri o

* Problema 01: El mesitileno (C9H12), se emplea para sintetizaralgunos compuestos orgánicos. Si se obtiene 13,4g de mesitileno apartir de 143g de acetona (C3H6O) en presencia de ácido sulfúrico.¿Cuál es el rendimiento porcentual del mesitileno en esta reacción:

H2SO4

3C3H6O C9H12 + 3H2O

Solución: Primero calculamos el rendimiento teórico, con 286g deacetona:

120 g C H9 12x g C H = 143 g C H O = 98,62 g C H

9 12 3 6 9 123( 58 g ) C H O3 6

Luego calculamos el rendimiento porcentual:

13,4η = x100 = 13,59%porcentual 98,62

* Problema 02: Cuántos gramos de cromo hay en 300 g de mineralde cromo que contiene 67% de cromita, FeCr2O4, qué masa decromo puro se obtiene, si se recupera el 87,5% del cromo a partir de250 g de cromita en 300 g de mineral:

67%x g FeCr O = 300 g mineral = 201 g FeCr O

4 42 2100%

Luego se determina la cantidad de cromo puro en la cromita:

103,98 g Cr x g Cr = 201 g FeCr O 100 = 93,37 g Cr 42 223,83 g FeCr O

2 4

Ejemplo 01

El agotamiento de ozono (O3) en la atmósfera ha sido materia degran preocupación. Se cree que el ozono reacciona con el oxidonítrico (NO), provenientes de las emisiones de los aviones apropulsión, a elevada temperatura, mediante la ecuación:

O3 + NO O2 + NO2

Si se combinan 5,4g de O3 con 3g de NO. ¿Cuántos gramos de NO2 se pueden producir? (P.A.: O = 16; N = 14)

Solución:El reactivo limitante se calcula con el resultado más pequeño de larelación entre el dato del problema y dato de la ecuación.

EJERCICIOS 1

NIVEL 1

01. El siguiente enunciado:

“Siempre que dos o más sustancias se combinan para formarnuevos compuestos lo hace en proporciones fijas” Corresponde a:a) Richters b) Dalton c) Avogadrod) Prouts e) Lavoisier

02. Hallar la cantidad de masa de agua que se obtiene a partir de12,8 gramos de oxígeno según la siguiente ecuación:

H2 + O2 H2Oa) 10,0 gb) 72,0 gc) 14,4 gd) 76,0 ge) 78,0 g

03. Cuántos gramos de hidrógeno serán necesarios para obtener340 gramos de amoniaco.

N2 + H2 NH3a) 40 gb) 50 gc) 60 gd) 70 ge) 80 g

04. En la obtención de 3650 gramos de HCl. ¿Qué volumen de cloroen C.N. fueron necesarios? (CI=35,5; 0 = 16)

Cl2 + H2 HCla) 2240 Lb) 4480 Lc) 1120 L

d) 4980 Le) 1280 L

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20. ¿Cuántos litros de NH3 se producirán a partir de 60 litros denitrógeno, según:

N2 + H2 NH3 a) 120 Lb) 140 Lc) 60 Ld) 80 L

e) 170 L

21. ¿Cuántas mol-g del gas NO se producirán a partir de 177 g deestaño según: P.A.(Sn=118g)

H2O + Sn + HNO3 H2SnO3 + NOa) 4b) 1c) 2d) 3e) 1,5

22. ¿Cuántos gramos de oxígeno se pueden obtener mediante elcalentamiento de 4 mol-g de clorato de potasio, según:

KClO3 KCl + O2 a) 96 g

b) 192 gc) 384 gd) 48 ge) 46 g

23. ¿Cuántas moles de MnO2 son necesarios para producir 44,8 L de

Cl2 a C.N.?

MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O

a) 2 mol-gb) 3 mol-gc) 1 mol-gd) 4 mol-ge) 5 mol-g

24. En la siguiente reacción: HCl + O2 H2O + Cl2

¿Cuántas moles de HCl se necesitaron para formar 0,35 mol-g de Cl2?a) 0,35b) 0,7c) 1,05d) 1,0e) 1,4

25. Una barra de Zn que tiene una masa de 100 gramos es atacadapor ácido sulfúrico. ¿Cuántos litros de hidrógeno se liberaron aC.N.? P.A (Zn=65)

Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2 a) 24,8 L

b) 34,46 Lc) 44,8 Ld) 31,58 Le) 45,32 L

26. ¿Cuántos gramos de calcio se requieren para preparar 50 gramos

de H2 de acuerdo a la siguiente reacción?

Ca(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(ac) + H2 a) 1000b) 800c) 600d) 400e) 200

27. Calcular la cantidad de CaCO3 necesario para obtener 66 g de

anhídrido carbónico por tratamiento de esa sustancia con ácidoclorhídrico según:

CaCO3 + HCl CaCl2 + CO2 + H2O

a) 80 gb) 90c) 150d) 100e) 120

28. ¿Qué cantidad de sílice (SiO2), se consume cuando se producenun total de 28 g de CO?

Si O2 + Cl2 + C SiCl4 + COa) 2 mol – gb) 1/4c) 1/3d) 1e) 1/2

29. El amoniaco reacciona con el oxígeno según la siguientereacción:

NH3 + O2 NO + H2O

¿Qué masa de NO se obtendrá al hacer reacciones 672 l de NH3 gaseoso en condiciones normales con suficiente cantidad deoxígeno?

a) 100 gb) 800 gc) 200 gd) 400 ge) 900 g

30. Cuantos kg de HNO3 al 90% de purezas reacciona con 595 g deestaño según (Sn = 119).

Sn + HNO3 SnO2 + NO2 + H2Oa) 1, 4b) 2, 3c) 1, 8d) 2,6e) 3

31. Determinar la cantidad de Cu(NO3)2 que podemos obtener, altratar 25 g de cobre con un exceso de ácido nítrico, si en la

reacción obtenemos también NO2 más agua.a) 74 gb) 83 gc) 91 gd) 50 ge) 25 g

NIVEL 2

01. Que volumen de Cl2 a 27°C y 800 Torr se producirá a partir de365 g de HCl según:

MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2Oa) 72, 2 lb) 63, 7c) 22, 4d) 37, 2e) 58, 5

02. ¿Cuál es el numero de moles del producto formado si reaccionan

0,95 moles de A con 0,25 moles de B2? en la siguiente reacción

A + B2 A2Ba) 0,250b) 0,500c) 0,125d) 0,475

e)

0,0625

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03. En la siguiente reacción química, determine los gramos que se

formara del producto A3B, cuando reaccionen 5g de A2 con 6g

de AB3. (P.A. : A = 4; B = 8)

A2 + AB3 A3Ba) A.12, 8gb) B. 5,00gc) C. 6,00gd) D. 9,37ge) E. 14,2g

04. El agotamiento de ozono (O3) en la estratosfera ha sido materialde gran preocupación entre los científicos en los últimos años. Secree que el O3 puede reaccionar con el oxido nítrico (NO),provenientes de las emisiones de los aviones de propulsión aelevadas alturas; la reacción es la siguiente:

O3 + NO O2 + NO2 Si se tiene 3 moles de ozono y 2 moles de NO. Determine ¿Cuáles la masa de oxigeno que se produce?a) 32gb) 64gc) 16gd) 92ge) 48g

05. Si se combina 200g de hierro con 280g de oxigeno según lasiguientes reacción

Fe + O2 FeO

Marque la proposición no correcta:

a) El Fe es el reactivo limitanteb) Se forman 257.14g de FeO

c) El O2 es el reactivo en exceso.d) Solo reaccionan 114g de oxigeno.

e) 2 moles de Fe se combinan común mol de O2

06. Se descomponen 505g de Nitrato de Potasio (Salitre) con unrendimiento del 88%. Calcular el peso de oxigeno que se forma.

KNO3 calor

KNO2 + O2

a) 96,2g b) 84,5gc) 78,5gd) 72,8ge) 70,4g

07. El acido acético (CH3COOH) se produce industrialmente por lacombinación directa de metanol con monóxido de carbono

CH3OH + CO CH3COOH

¿Cuántos gramos de metanol tienen que reaccionar conmonóxido de carbono en exceso para preparar 600g de acidoacético; Si el rendimiento esperado es del 80%?a) 160gb) 200gc) 400gd)

256ge) 320g

08. En 1960 eran prácticamente desconocidas las latas de aluminiopara bebidas; sin embargo, a inicios de la década de 1970 sehabían usado más de 590000 toneladas de aluminio de estosrecipientes.

El aluminio forma rápidamente el óxido Al2O3 cuando se exponeal aire:

Al(s) + O2(g) Al2O3(S)

¿Hallar la cantidad de moles de oxido de aluminio que seobtiene, cuando se exponen 5,4 gramos de aluminio en airesegún la ecuación?a) 0,1 molesb) 0,2 molese) 0,3 molesd) 0,4 molese) 0,5 moles

09. Dada la ecuación:FeCl2 + HCI + K 2Cr2O7 FeCl3 + KCI + CrCl3 + H2O

¿Cuántos gramos de cloruro crómico se deben formar a partir de29,4 gramos de dicromato de potasio?a) 31,7b) 91,1c) 89,6d) 48,8e) 24,4

10. La fermentación de un azúcar produce 368 g de Etanol y 179,2 L

de CO2 en C.N. ¿Cuál era la masa de la sustancia reactante?

a) 460gb) 720gc) 540gd) 136ge) 800g

11. Cuando se oxida una molécula de propano. ¿Cuántos moles de

CO2 se han obtenido?

C3H8 + O2 CO2 + H2O

a) 2 x10-24

b) 3 x10-24

c) 4 x10-24

d) 5 x10-24 e) 6 x10

-24

12. Si al quemar cierta masa de acetona (CH 3COCH3) se ha

producido 6,72 l de CO2 en C.N. ¿Qué volumen de oxígeno se haempleado a las mismas condiciones?a) 100 lb) 10 lc) 0,8 ld) 8,9 le) 4, 14 l

13. Al reaccionar suficiente N2O3 con 10 g de H2O. ¿Qué cantidad deácido pironitroso se formara si el agua tiene 15% de impurezas?a) 13,9 gb) 26, 4c) 14, 3d) 9, 13e) 10, 9

14. Cuantas moles de forma oxidadas se producen al reaccionar 57,8g del agente oxidante según la siguiente reacción que se realizaen medio ácido.

Fe + 2

+ H2O2 Fe +3

+ H2O

a) 3, 4b) 1, 7c) 5, 1d) 6, 8e) 4, 2

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PARTES DE UNA CELDA ELECTROLITICA

2. UNIDADES ELECTROQUÍMICAS

Corriente EléctricaMovimiento de partículas cargadas eléctricamente a lo largo

de un material conductor.Unidades: Ampere (Amperio)

Intensidad de Corriente EléctricaEs la cantidad de electricidad que fluye a través de unconductor por unidad de tiempo.

QI Q It

t

I: Intensidad de corriente (Ampere)Q: Carga eléctrica (Coulomb)t: Tiempo (segundo)

Diferencia de Potencial o Tensión (ddp)

Diferencia existente entre los potenciales eléctricos de doscuerpos o dos puntos distintos de un mismo circuitoeléctrico. Permite el transporte de carga de un punto a otro.Unidad: Volt (Voltio)

Potencial Eléctrico en un PuntoTrabajo necesario para transportaren el vacío una cargainterior desde el infinito a este punto.

Coulomb (C)Es la unidad de carga eléctrica y se definecomo la carga eléctrica por segundo queatraviesa una sección de un conductor por elque circula una corriente de un amperio.

Constante de Faraday (F)Equivale a 96500 Coulombs. Es lacantidad de electricidad que, al pasar através de una solución eléctrica, deposita1 Eq-g de un elemento en cada uno de los electrodos.

Ampere (A)Es la unidad de intensidad de corrientesuministrada por el paso de un Coulomb en unsegundo.

Volt (V)Es la unidad de fuerza electromotriz que produceuna corriente de 1 amperio al atravesar unconductor cuya resistencia es de 1 Ohm ( )

Resistencia (R)

V = Volt (potencial eléctrico)

Capacidad (C)

Potencia P: Watt o vatio

3. ELECTRÓLISIS

Es la descomposición de una sustancia iónica por acción dela corriente eléctrica.

Nota: El fenómeno de la electrolisis es un proceso NO

ESPONTÁNEO, por lo que necesita del suministro de laenergía eléctrica.

Además, debemos tener en cuenta que los procesoselectrolíticos están clasificados como reacciones de óxidoreducción.

Estos procesos se llevan a cabo en condiciones controladasen dispositivos conocidos como celdas electrolíticas.

(Fuente)

+++++

------

CÁTODO ÁNODO

- +

Cuba

(celda)

Electrólito

Conductor

+

+ +

+ - -

- -

e-

e-

Electrodos

Componentes de la Celda Electrolítica:

a) Cuba o Celda ElectrolíticaEs el recipiente que contiene al electrolito y los electrodosdonde se lleva a cabo el fenómeno de la electrólisis.Sus formas son diversas y pueden estar construidos dediferentes materiales, siempre que sean resistentes a lacorrosión.

b) ElectrodosSon los terminales de los conductores que vienen delgenerador o fuente, que se encuentran sumergidos en elelectrolito tiene la capacidad de conducir la corriente y atraer alos iones.

Están compuestos de diferentes materiales, como: Cu, Pt, Zn,Pb, C (grafito), acero, etc.Son: Cátodo: Es el terminal conectado al polo negativo y se

encarga de atraer a los iones positivos o cationes delelectrólito. En él se produce la reducción del catión

C x+

+ xe1

C0

Ánodo: Es el terminal conectado al polo positivo y seencarga de atraer los iones negativos o aniones delelectrólito. En él se produce la oxidación del anión.

A x

A0 + xe

1

Conviene distinguir entre electrodos inatacables y electrodosatacables:

Q = I.t

1F = 96500 C

QI

t

V = IR

V

IR =

Q

VC =

P = VI

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GUÍA 4 - CIENCIAS

Electrodos Inatacables o Inertes: Los que sólo sirvenpara transferir la corriente eléctrica al electrólito o recibirlosde éste. Generalmente fabricados de Pt, vidrio o vidrio.

Electrodos Atacables o Reactivos: Intervienenquímicamente en el proceso. Están constituidos por metalesque desprenden parte de éste en forma de iones alelectrólito o se combina con los iones descargados desde el

electrólito.

c) ElectrólitoEs todo cuerpo químico que en solución o fundido sedescompone en sus iones respectivos, permitiendo la conducciónde la corriente a su través.

La conductividad eléctrica exige que existan partículas cargadaseléctricamente.

Los electrólitos se dividen, de acuerdo a su grado de disociación,en:

Electrólitos Fuertes: Poseen un alto grado de disociación.

Ejemplo: HCl, Na(OH), HNO3.

Electrólitos Débiles: Poseen un grado de disociación

bajo. Ejemplo: NH3 , CH3COOH, CH3CH2OH.

Así, los electrólitos pueden ser sustancias iónicas o polares:

Ácidos H2SO4 2H1+

+ SO42

En solución

Bases Ca(OH) Ca2+

+ 2OH1

Sales NaCl Na1+

(l) + Cl1 (l)

Fundido

Los electrólitos se sitúan dentro de los conductores de 2daespecie:

Tipos de ConductoresDe 1eraespecie:

Sustancias que no se descomponen al paso de lacorriente eléctrica.Ejemplo: Hg, Fe, Cu, Pb

De 2daespecie:

Sustancias que se descomponen al paso de lacorriente eléctrica en solución o fundidas.Ejemplo: NaCl

d) FuenteProvee la corriente eléctrica continua necesaria para larealización de la electrólisis. Puede ser una batería o unacumulador de corriente.

4.

FENÓMENOS QUÍMICOS QUE SE LLEVAN A CABO EN LOSELECTRODOS

Electrólisis del NaCl Fundido: Al fundirse el NaCl, que es un compuesto iónico, y someterse aelectrólisis, éste puede descomponerse dando lugar a laformación de cloro gaseoso y sodio metálico.

Reacción química en el cátodo:

Na1+

(ac) + 1e1

Na0(s) … Reducción

Reacción química en el ánodo:

Cl1

(ac) ½ Cl20(g) + 1e

1 … Oxidación

Esquema de la Electrólisis de NaCl Fundido:

--

----

++

++++

CÁTODO ÁNODO

- +

Reducción Oxidación

Na0(s) Na+Cl-

Gas Cloro (Cl2)Na+Na+

Na+ Cl-

Cl-

Cl-

Electrólisis del NaCl en Solución: Al disolverse el NaCl (compuesto iónico) y someterse aelectrólisis, éste puede descomponerse dando lugar a laformación de cloro gaseoso e hidróxido de sodio.


Na1+

(ac) + 1e1

Na0(s)

Na0(s) + H2O(l) NaOH(ac) + ½ H2(g)


Cl1

(ac) ½ Cl20(g) + 1e

1

Electrólisis del Agua Acidulada:

Al agregarse unas gotas de ácido al agua (H2SO4 por ejemplo)esto permite su disociación. Luego, al someterse a electrólisis,

ésta puede descomponerse dando lugar a la formación dehidrógeno y oxígeno gaseosos.


H1+

(ac) + 1e1

½ H20(g)


(OH)1

(ac) ¼ O20(g) + ½ H2O(l) +1e

1

5. LEYES DE FARADAY

PRIMERA LEYLa cantidad de sustancia que se deposita o libera en unelectrodo es directamente proporcional a la cantidad de

electricidad que pasa a través de la cuba electrolítica.

m Q m kQ Como Q = It : m k.I.t

Término Significado Unidadesm Masa gI Intensidad At Tiempo sK Constante electroquímica g/C

Posteriormente, se determinó que la constante electroquímica kera igual al peso equivalente en gramos de la sustancia que sedepositaba o liberaba en el electrodo respectivo, este valor se

conoce como equivalente gramo de la sustancia. El pesoequivalente se define como:

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Para Elementos Para Compuestos

PAPE

EO PMPE

Luego:Las cantidades de diferentes sustancias depositadas o liberadaspor una misma cantidad de electricidad son directamenteproporcionales a sus respectivos pesos equivalentes.

1 Faraday 1 eg – gQ mm = eq – g Q

Queda la expresión de la 1era Ley de Faraday:

m eq g It También:

96500 C 1 eg – gQ mm = eg – g Q

96500

Entonces: eq - g Itm

96500

Equivalente Electroquímico (H ó eq eq)Cantidad de sustancia que se deposita o libera en un electrodopor el paso de 1 C:

1 C 1 H96500 C 1 eg – gH = eg – g

96500

SEGUNDA LEY:

“Si por dos o más celdas conectadas en serie pasa la mismacantidad de electricidad, la cantidad de sustancia producida en sus

electrodos es proporcional a sus pesos equivalentes” .

Expresión matemática:

Donde:

m1 = masa electrodepositada de la primera sustancia.

m2 = masa electrodepositada de la segunda sustancia.

Eq1 = Equivalente gramo de la primera sustanciaEq2 = Equivalente de la segunda sustancia

También puede ser así “Si dos o más celdas electrolíticas estánconectadas en serie, éstas son atravesadas por la misma cantidad deelectricidad. Como consecuencia de esto, las masas que se depositano se liberan en todos los electrodos son proporcionales a los pesosequivalentes.

Matemáticamente, para cada electrodo en cada celda:

(#eq - g) = (#eq - g) = (#eq - g) = ...1 2 3

mm m 31 2= = = ...PE PE PE1 2 3

6. APLICACIONES DE LA ELECTROLISIS

Galvanotecnia: Recubrimiento electrolítico de objetosmayoritariamente metálicos de capas protectoras uornamentales de metales como: Cromado Niquelado Cobreado Plateado

Zincado Galvanoplastía: Obtención de objetos de varias formas

mediante deposiciones de metales sobre un modelo.

Metalurgia: Extracción de metales como Al, Mg, Zinc, Na oCa. Refinación electrolítica de metales puros obtenidos porotras vías, como Cu.

Industria Química: Producción de de cloro e hidróxido desodio. Producción de hipocloritos, para obtención depermanganato de potasio, etc.

Obtención de latón (aleación Cu – Zn) puede realizarsetambién por este método depositándose conjuntamente alelectrolizar disoluciones de sales adecuadas que tengancobre y zinc.

7. CELDAS GALVÁNICAS (PILAS)

Son dispositivos en los que se produce energía eléctricagracias a los procesos químicos que se producen en suinterior. Resultan de la combinación de dos electrodos,separados por un tabique poroso. O situados en dosrecipientes distintos unidos por un puente salino.

El puente salino es un tubo en forma de U que contiene unadisolución saturada de un electrólito fuerte, generalmente

KCl o K 2SO4

El electrodo de menor potencial, más negativo, actúa comoelectrodo negativo (ánodo) y en él se produce lasemirreacción de oxidación

m1 =m2 Eq1 Eq2

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207

GUÍA 4 - CIENCIAS

Por el contrario, el electrodo de mayor potencial actúa comopositivo (cátodo) y en él se produce la semirreacción dereducción.

La fuerza electromotriz de la pila es la suma de lospotenciales de ambas semirreacciones.

El electrólito es un conductor iónico, uno de los electrodos

produce electrones y el otro los recibe.

Nota: Las Celdas Galvánicas son sistemas de procesosespontáneos.

Al conectar los electrodos al aparato que hay que alimentar,se produce una corriente eléctrica.

8. TIPOS DE PILAS

A. Pilas Primarias o Voltaicas:

Son las pilas en las que las sustancias químicas que lasconstituyen no pueden volver a su forma original una vez que la

energía ha sido revertida (es decir que las pilas se hadescargado).

Esquema Pila de Daniel

1 M

Zn++

1 M

Cu++

Puente Salino

KCl

Celda galvánica con puente salino(pila húmeda)

Zn Cu

Reaccciones:

Cátodo (Reducción): Cu2+

+ 2e1 –

Cu0

Ánodo (Oxidación): Zn0 Zn

2+ + 2e

1 –

Reacción Total: Cu2+

+ Zn0 Cu

0 + Zn

2+

E0 1,10 VRepresentación: Zn Zn

2+Cu

2+Cu

Esquema de la Pila de Leclanché

+-

Electrolito de NH4Cl yZnCl2 con H2SO4

Varillade carbón

Cubiertaexternade acero

Mezcla de carbón con MnO2Pila Seca Común

(Pila de Leclanché)

Reacciones:

Ánodo (Oxidación):Zn Zn

2+ + 2e

Cátodo (Reducción):

2NH4+

+ 2MnO2 + 2e Mn2O3+2NH3 + H2O

Reacción Global:

Zn +2NH4+

+2MnO2 Zn2+

+ Mn2O3+2NH3 + H2O

E0 = 1,50 V

B. Pilas Secundarias o Acumuladores:

Aquellas pilas que pueden ser recargadas.

El acumulador o pila secundaria que puede recargarserevirtiendo la reacción química, fue inventado en 1859 por elFísico Francés Gastón Planté. Era una batería de plomo y ácidoy es la que más se utiliza en la actualidad.

En la actualidad consta de 6 celdas unidas en serie, cada celda

tiene un ánodo de plomo y un cátodo de PbO2. Ambos

electrodos están sumergidos en una solución acuosa de H2SO4 durante la descarga se comporta como una celda galvánica y,durante la recarga como una celda electrolítica.

Las reacciones asociados con la descarga son:

Ánodo (Oxidación):

Pb + SO42

PbSO4 + 2e

Cátodo (Reducción):

PbO2 + 4H

+ + SO4

2 + 2e PbSO4 + 2H2O

Reacción Global:

Pb + PbO2 + 4H

+ + 2SO4

2 2PbSO4 + 2H2O

E0 = 2,00 V

Las baterías de 6 ó 12 V utilizados en los automóviles sonasociaciones en serie de 3 a 6 acumuladores, respectivamente.El mayor inconveniente de estos acumuladores es su excesivopeso.

9. CORROSIÓN METÁLICA

Es el deterioro de los metales por un proceso electroquímico,causa enormes daños a los edificios, puentes, autos, barcos,etc.

El proceso es de naturaleza rédox, los metales se oxidan pormedio de oxígeno atmosférico O2 en presencia de humedad

y funciona como la celda galvánica.

EJERCICIOS 2

NIVEL 1

01. Indicar el número de proposiciones correctas con respecto a laelectrólisis:

( ) Es un proceso no espontáneo( ) Genera electricidad y nuevas sustancias( ) Los electrodos pueden ser inertes o activos( ) A mayor masa depositada o liberada del electrolito,

aumenta la concentración de la solución

( ) El cátodo tiene carga negativa y el ánodo tiene cargapositiva.( ) La celda electrolítica convierte energía eléctrica en

energía química.

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( ) La oxidación se realiza en el cátodo y la reducción en elánodo.

( ) La corriente continua que se utiliza provoca electrólisis.( ) Por el circuito externo los electrones fluyer del cátodo al

ánodo.( ) Un Faraday (1F) es la carga eléctrica de 1 mol de electrones.

A) 4 B) 6 C) 8 D) 10 E) 2

02. ¿Cuál(es) de la(s) siguiente(s) proposición(es) es(son) correcta(s)? Las soluciones conductoras de la corriente eléctrica sellaman electrolitos.En una celda electrolítica, la cantidad de electronesconsumidos en el cátodo puede ser diferente a la cantidadde electrones liberados en el ánodo.Cambiando la concentración del electrolito pueden variartambién los productos de la electrolisis.

A) sólo I B) sólo II C) sólo IIID) sólo I y III E) I, II y III

03. Respecto a las unidades eléctricas, indicar lo correcto:La corriente eléctrica es la velocidad de transferencia decarga, cuya unidad es el ampere.Un ampere es la transferencia de un Coulomb por segundo.El volt. es la unidad de diferencia de potencial.La resistencia que un conductor ofrece al transporte otransferencia de carga no depende del material, dimensionesy temperatura del conductor.

A) I; II y IV B) I y III C) I; II y IIID) sólo IV E) todas

04. La corriente eléctrica es: A. El movimiento de electrones de un lugar a otroB. El movimiento de átomos que van del polo positivo al negativoC. La carga eléctrica de un electrón

D. Un mol de electrones: 6,02 x 1023

electronesE. Energía que se libera en toda reacción química

05. En una pila galvánica se produce: A. Un reacción química por efecto de la corriente eléctricaB. Compartición de electronesC. Corriente eléctrica a partir de reacciones químicasD. La concentración de minerales metálicosE. La refinación de un metal, por efecto de la corriente eléctrica

06. los electrolitos son: A. Sustancias moleculares capaces de disolverse en el aguaB. Ácidos, bases, óxidos y salesC. Metales conductores de la corriente eléctricaD. Sustancias que no conducen electricidadE. Sustancias capaces de conducir corriente eléctrica cuando se

encuentran en solución.

07. El peso en gramos, de una sustancia que se libera o electro

deposita en un electrodo por el paso de un coulombio es: A) Un molB) Un equivalente – gramoC) Un átomo – gramoD) Un equivalente normalE) Un equivalente – molar

08. En los procesos electrolíticos se puede afirmar: A)

Que existe redoxB) Que el cátodo es positivoC) Que el ánodo es negativoD)

Que el catión es negativoE) Que el anión es positivo

09. En una pila galvánica se produce: A) Una reacción química por efecto de la corriente eléctrica.

B) Compartición de electronesC)

La refinación de un metal, por efecto de la corriente eléctricaD) Corriente eléctrica a partir de reacciones químicasE) La concentración de minerales metálicos

10. Los electrolitos son: A) Sustancias moleculares capaces de disolverse en el aguaB) Ácidos, bases y salesC) Metales conductores de la corriente eléctricaD) Sustancias que no conducen electricidadE) Sustancias capaces de conducir corriente eléctrica fundidas y

en solución acuosa11. Marque con una V si la proposición es verdadera o F si es falsa,

luego elija el grupo correspondiente: En una celda electrolítica seencuentran dos electrodos:

I. El cátodo es el electrodo de carga positiva.II. El ánodo atrae a los iones negativos

III. En el cátodo hay reducción.IV. Los dos electrodos son neutros V. El ánodo tiene carga positiva

A) FFFVV B) FFVVV C) FVFVFD) VFVFV E) FVFFV

12. De:Los cationes del grupo IA no son depositados en solucionesacuosas.

En solución acuosa Cu2+

se reduce a Cu(s).

Los aniones 3NO tienen fuerte atracción por los electronespor lo tanto no perderán sus electrones en el ánodo.

Son correctas: A) sólo I B) sólo II C) sólo IIID) I y II E) I; II y III

13. Si se electroliza una solución acuosa de CuSO4 usando electrodosde cobre, aplicando una corriente de 10 amperios durante 48,25minutos.Indicar, cuáles de las siguientes proposiciones son correctas:

Se depositan 0,3 mol –g de Cu, en el cátodo.Se disuelven 0,15 mol –g de Cu en el ánodo.

La concentración de la solución de CuSO4 no cambia.

A) sólo I B) sólo II C) I y IID) I y III E) II y III

14. Por un “banco de celdas”, formad por 30 unidades dispuestas enparalelo, se hacen circular 965A durante 24 horas de electrólisis.Calcular la masa en gramos de Zn puro que se puede obtener encada celda. (Masa Atómica del Zn=65,5) A) 980,4B) 943,2C) 750,4D) 250,3E) 845,5

15. Calcular el tiempo necesario para depositar una masa de 6,71 g.de aluminio sobre una solución que contiene iones Al+3.P.A.(Al=27g.) A) 20 minutosB) 40 minutosC) 30 minutosD)

50 minutosE) Una hora

16. Calcular la intensidad de corriente que se necesita para

descomponer 18 g. de cloruro cúprico (CuCl2) en soluciónacuosa, durante 50 minutos. P.A. (Cu=63,54g.) A) 4,4 Amp.B)

2,8 Amp.C) 8,61 Amp.

D) 17,32 Amp.E) 12 Amp.

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GUÍA 4 - CIENCIAS

17. ¿Cuántos amperios se necesita para depositar en el cátodo 2

gramos de Zn en 2 minutos, de una solución de ZnSO4?P.A. (Zn = 65,37 g) A) 49.20 AB) 1.64 AC) 5,37 AD) 99,40 AE) 25,00 A

18. ¿Cuántos electrones deben circular por un electrolito paradepositar 20mg de Ag?

A) 1,1.1020

B) 3,4.1010

C) 2,2.1010

D) 2,4.1015

E) 1,8.105

19. El equivalente electroquímico del Zn es: P.A. (Zn = 65.37 g.) A) 65,37 mg/CB) 32,68 mg/CC) 0,338 mg/C

D) 65,37 g/CE) 32,68 g/C

20. ¿Cuál es el peso de plata depositado por una corriente de 3amperios que circulan a través de una disolución de nitrato deplata. P.A. (Ag = 108g), t = 10 minutos A) 2,015 gB) 4,028 gC) 1,007 gD) 0,108 gE) 8,056 g

21. Si se dejan pasar 2,45 amperios durante 45 minutos por una

celda que contiene iones Cu+2

. ¿Qué peso de cobre puro seobtiene? P.A. (Cu = 63,54 g)

A) 1,11 gB) 6,354 gC) 3,33 gD) 2,18 gE) 1,23 g

22. ¿Cuántas horas se requiere para depositar 7 gramos de Cinc en

la electrólisis del Cl2Zn cuando se usan 0,7 amperios deintensidad de corriente? P.A. (Zn = 65) A) 8,15B) 8,25C) 8,50D) 9,00E) 9,50

23. Una cantidad de corriente constante paso a través de dos celdaselectrolíticas unidas en serie, en una de ellas había una solución

electrolítica de CuSO4 y en la otra AgNO3. Si en el cátodo deuna celda se depositaron 0,637g de cobre. Determine la masade plata depositada en la otra. Masa atómica: Cu = 63,5; Ag= 108 A) 9,36gB) 8,41gC) 6,23gD) 4,56gE) 2,17g

24. Calcular el tiempo necesario para depositar en un procesoelectrolítico una masa de 6,71g de aluminio sobre una solución

que contiene iones Al+3

y con una intensidad de 20 amp.(PA:Al=27 g) A) 20 minutosB) 40 minutosC) 30 minutos

D) 50 minutosE) 1 hora

NIVEL 2

1. Indicar la proposición incorrecta A) Las celdas voltaicas combustibles se emplean para la

conversión de un combustible fósil en energía eléctrica.B) En la pila de Leclanché: En la varilla de carbón se reducenlos iones amonio y el amoniaco que se produce en el cátodose combina con el Zn.

C) Para evitar la corrosión en la estructura externa de losbarcos se utiliza una técnica de protección mediante los “ánodos de sacrificio”.

D) Una pila alcalina de Hg tiene como electrodo positivo al Hg ycomo polo negativo al Zn.

E) En una batería de automóviles, el ánodo de plomo esponjosoes el que se oxida a sulfato de plomo y en el cátodo el óxidode plomo (IV) se reduce a sulfato de plomo.

2. Indicar las proposiciones incorrectasI. Un Faraday es la cantidad de corriente necesaria para

depositar en el cátodo un equivalente electroquímico de unmetal.

II. Un amperio es numéricamente igual a un coulomb.III. La ley de Faraday puede emplearse para determinar los

números de oxidación y la masa equivalente.

A) SÓLO I B) SÓLO II C) SÓLO IIID) I Y II E) I Y III

3. Durante cuánto tiempo debe circular una corriente de 5amperios para liberar 2,256g de Hidrógeno. A) 4 horas B) 8 horas C) 12 horas

D) 16 horas E) 18 horas

4. Una solución acuosa de una sal de Vanadio se electroliza por 2,5horas, con una corriente de 3 amperios. Si se depositan 2,84 gde vanadio puro en el cátodo ¿Cuál es la carga de iones vanadioen la solución? A) +2 B) +3 C) +5 D) +4 E) +1

5. Se paso una corriente de 25 amperios a través de una solución

acuosa de cloruro crómico (CrCl3), durante 4 horas. ¿Cuántos

litros de cloro se liberaron, en condiciones normales?P.A. (Cl = 35,5 g)

A) 22,4 litros B) 35,5 litros C) 41,8 litrosD) 6,96 litros E) 14,8 litros

6. Hallar las masas de Zn y Sn que se obtendrán de soluciones

acuosas de ZnSO4 y SnCl2 por la misma cantidad de electricidadque deposita 2 gramos de plata.P.A. (Ag = 107,88; Zn = 65,37; Sn = 118,69) A) 0,65 g Zn y 0,118 g Sn B) 0,32 g Zn y 0,59 g SnC) 2 Zn y 2 g Sn D) 0,606 g Zn y 1,10 g SnE) 1 g Zn y 2 g Sn

7. ¿En cuál de los siguientes compuestos no puede LIBERARSE almetal por electrólisis?

A) CuSO4 B) AgNO3 C) ZnCl2

D) Fe2O3 E) NaCl

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8. Por una celda electrolítica que contiene iones férricos (Fe+3

)

circulan 0,2 Faradays. Sabiendo que la reacción es el cátodo es.Hallar la masa de hierro que se deposita en el proceso: P.A.(Fe= 56) A) 3,73 g. B) 55,85 g. C) 18,62 g.D) 11,17 g. E) 7,42 g.

9. Por una celda electrolítica que contiene iones férricos (Fe+3

)

circulan 0,2 Faradays. Sabiendo que la reacción en el cátodo es:

Fe+3

+ 3e –

Fe(3) : Hallar la masa de hierro que se deposita

en el proceso: P.A. (Fe = 56 g) A) 3,73 g B) 55,85 g C) 18,62 gD) 11,17 g E) 7,42 g

10. En la electrólisis de las sustancias acuosas CuCl2, AgNO3 y aguaacidulada que se realiza en tres celdas electrolíticas en serie; sedepone en la segunda celda 36g de Ag, determinar:

La masa de cobre que se deposita en la primera celda.El volumen total de oxígeno, a CN, liberado en el ánodo.

A) 45,25g; 3,74LB)

40,35g; 2,85LC) 35,25g; 4,4LD) 60,35g; 3,74LE) 28,15g; 22,4L

10.

En una pila de linterna de bolsillo ocurre la siguiente reaccióncatódica.

2MnO2(s) + Zn2+

+ 2e –

ZnMn2O4(s)Si esta pila da una corriente de 4,6mA.¿Durante que tiempo podrá hacerlo si partimos de 3,5g de

MnO2?

Masa Atómica: Mn=55; O=16 A) 469hB) 672hC) 925hD) 1024hE) 1072h

11. Una corriente eléctrica de 0,65 amperios de intensidad pasa a

través de una solución que contiene iones Cu+2

, durante 2 horas

39 minutos y 30 segundos. El peso de cobre que se deposita esde 2,048 g. Hallar el equivalente gramo del cobre.(Cu = 63,54 g) A) 96,5 g

B)

31,77 gC) 65,85 gD) 25,00 gE) 122,4 g

12. Se usa corriente de 10 amperios durante 1 hora, 21 minutos y 5segundos para hacer un niquelado utilizando una solución de

NiSO4. El rendimiento de la corriente es del 60%. Calcular el

número de gramos Níquel que se deposita en el cátodo. P.A.(Ni = 58,7g) A) 8,88 gB) 4,04 gC) 17,76 g

D)

5,87 gE) 2,93 g

13. A través de una solución de ácido clorhídrico entre electrodosinertes se pasan 500 coulombs de electricidad, en un tiempo de1,5 horas. Calcular la magnitud de la corriente. P.A. (Cl = 35,5 g) A) 500 AB) 750 AC) 27,98 AD) 0,093 A

E) 2,7 x 106 A

14. Durante la electrólisis de una disolución que contiene iones

Cu2+

y Ni2+

se depositó una aleación de Cu –Ni sobre el cátodo.

El depósito consistió en 0,1g de Cu y 0,070g de Ni. ¿Cuántoscoulomb pasaron por la celda? A) 625B) 585C) 535D) 465E) 429

15.

Calcular la cantidad de aluminio que podrá obtenerse en un díade 50 cubas electrolíticas, si cada cuba funciona con unaintensidad de 100 amperios. El proceso fue en una solución de

nitrato de aluminio (Al+3

). P.A. (Al=27 g.)

A) 120, 87 Kg.B) 60,444 Kg.C) 27,4 Kg.D) 35,89 Kg.E) 40,29 Kg.

16. Por un “banco de celdas”, formad por 30 unidades dispuestas enparalelo, se hacen circular 965A durante 24 horas de electrólisis.Calcular la masa en gramos de Zn puro que se puede obtener encada celda.Masa Atómica del Zn=65,5 A. 980,4B. 943,2C. 750,4D. 250,3E. 845,5

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