electroquimica

ELECTRÓLISIS
1. Suponiendo que la oxidación anódica tiene lugar con un rendimiento del 80%. Calcúlese cuánto
tiempo tendrá que circular una corriente de 5 amperios para oxidar 15 gramos de Mn2+ a MnO4−
Dato: Masa atómica del Mn = 55.
Solución.
Según las leyes de Faraday, las masas de las distintas sustancias liberadas en la electrolisis son
directamente proporcionales a los pesosequivalentes de las sustancias y a la cantidad de carga que atraviesa la
cuba según la expresión:
Q
n º Eq − gr =
F
donde:
M
m
siendo Eq − gr =
•
y v la valencia red-ox (nº de e− que se transfieren en la
n º Eq − gr =
v
Eq − gr

•
•

semirreacción).
Q, cantidad de carga que atraviesa el sistema. Q = I · t
F, constante de Faraday (F = 96500 C/Eq)
La valencia red-ox se obtiene de lasemirreacción de oxidación de Mn2+ a permanganato:
−
Mn 2 + + 4H 2 O − 5e − → MnO 4 + 8H +
Eq − gr =

M(Mn )
5

Sustituyendo en la expresión de las leyes de Faraday:
m(Mn )
I⋅t
=
M (Mn )
F
v Re d −ox
15gr
5A ⋅ t
=
55 gr
96500 C
Eq
Eq
5

Despejando se obtiene el tiempo en segundos.
t = 26318 s
Este es el tiempo teórico, para calcular el tiempo real hay que tener en cuenta elrendimiento del
proceso.

R=
tR =

tT
⋅100
tR

tT
26318
⋅100 =
⋅100 = 32898s 9 H 8 min 17 seg
R
80

-1-

2. Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de 2 células electrolíticas
que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio.
Datos: Masas atómicas: Cu = 63´5 y Al = 27´0; Constante de Faraday F = 96.500 C·eq−1
a)Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.
Solución.
En la primera cuba (CuSO4 → Cu2+ + SO42−) se deposita el cobre según:
Cu 2 + + 2e − → Cu
En la segunda cuba (Al2(SO4)3 → 2Al3+ + 3SO42−) se deposita el aluminio según:
Al3+ + 3e− → Al

b) Calcule los gramos de cobre y de aluminio metálicos que se habrán depositado.
Solución.
Según las leyes deFaraday, las masas de las distintas sustancias liberadas en la electrolisis son
inversamente proporcionales a los pesos equivalentes de las sustancias y directamente proporcionales a la
cantidad de carga que atraviesa la cuba según la expresión:
Q
n º Eq − gr =
F
Donde:
M
m
•
y v la valencia red-ox (nº de e− que se transfieren en la
siendo Eq − gr =
n º Eq − gr =
v
Eq − gr
•
•semirreacción).
Q, cantidad de carga que atraviesa el sistema. Q = I · t
F, constante de Faraday (F = 96500 C/Eq)

Por estar en serie, por las dos cubas pasa la misma cantidad de corriente (e−), por lo que en ambas
cubas se depositará el mismo número de equivalentes, no teniendo que coincidir las masas de los metales
depositadas, ya que estas además dependen de la masa equivalente, característicade cada elemento y del
número de e− que se transfieren.
Q I ⋅ t 4A ⋅ 4200s
n º Eq − gr = =
=
= 0'174 eq
F
F
96500 C
Eq
Para el Cu:
m(Cu )
m(Cu )
n º Eq − gr (Cu ) =
=
Eq − gr (Cu ) M (Cu )
v(Cu )
m(Cu )
0'174 eq =
m(Cu ) = 5'5 gr
63'5  gr 
 eq 
2


Para el Al:

m(Al)
m(Al)
=
Eq − gr (Al) M (Al)
v(Al)
m(Al)
0'174 eq =
m(Al) = 1'6 gr
27  gr 
3  eq 

n º Eq − gr (Al) =

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3. Se hace la electrólisis del NaCl en disolución acuosa utilizando la corriente de 5 A durante 30
minutos:
Datos: Eº Na+/Na = −2,71 V;
Eº Cl2/ 2Cl− = 1,36 V
a) ¿Qué volúmenes de gases se obtienen en el ánodo y en el cátodo a 1 atm y 25 ºC?
Solución.
Por tratarse de una disolución acuosa y tener el sodio un potencial de reducción inferior a −0’41 v(Potencial de reducción del hidrogeno en disoluciones neutras) en el cátodo de la cuba se reducirán los
protones presentes en el medio, debidos a la autoinización del agua, a hidrógeno, en el ánodo se oxidan los
iones Cl− a cloro molecular (Cl2).
• Cátodo: 2H + + 2e − → H 2 (g )
Ánodo: 2Cl − − 2e − → Cl 2 (g )
El volumen de gases producidos se calculan a partir del número de moles de hidrógeno...