Actividades

UNIDAD 5
OBJETIVOS
OXIDACIÓN–REDUCCIÓN
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.
LL
A
 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.
TI
 Establecer la fuerza relativa de oxidantes y reduc-
tores a partir de los correspondientes potenciales
de electrodo.
AS
 Determinar el sentido en el que una reacción
redox será espontánea.
 Describir las partes y el funcionamiento de una
C
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. Cono-
IE
S
R
IB
ER
A
D
E
Concepto tradicional.
Número de oxidación.
Reglas para asignar nos 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.
CuCl2, 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. H2SO4 diluido
Ácidos oxidantes. H2SO4 , HNO3.
Corrosión y protección de metales.
Formas de evitar la corrosión.
Procesos metalúrgicos y siderúrgicos.
El alto horno.
QUÍMICA. 2º BCHTO. IES Ribera de Castilla.
Tema 5
cer 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 oxida-
ción 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 reac-
ciones que tienen lugar en él y los productos que
se obtienen.
Pág 1
Potenciales normales de reducción a 25°C en disolución
acuosa. Eo (voltios)
Especies oxidantes frente al electrodo de hidrógeno. Producen la reacción:
H2(g) → 2H+(aq) + 2e– y en el proceso se reducen. (semirreacción de reducción: cátodo)
F2(g) + 2e– → 2F–(aq)
O3(g) + 2H+(aq) + 2e– → O2(g) + H2O(l)
2.07
2-
–
S2O8 (aq) + 2e → 2SO4 (aq)
3+
–
2.01
2+
1.82
–
H2O2(aq) + 2H (aq) + 2e → 2H2O(l)
1.78
MnO4–(aq) + 8H+(aq) + 5e– → Mn2+(aq) + 4H2O(l)
1.49
Ce4+(aq) + e– → Ce3+(aq)
–
AS
+
TI
Co (aq) + e → Co (aq)
1.44
–
1.36
C
Cl2(g) + 2e → 2Cl (aq)
1.33
O2(g) + 4H+(aq) + 4e– → 2H2O(l)
1.23
E
Cr2O72–(aq) + 14H+(aq) + 6e– → 2Cr3+(aq) + 7H2O(l)
–
+
2+
–
D
Br2(l) + 2e– → 2Br–(aq)
–
NO3 (aq) + 4H (aq) + 3e → NO(g) + 2H2O(l)
2+
–
–
A
2Hg (aq) + 2e → Hg2 (aq)
–
ER
–
Hg (aq) + 2e → Hg(l)
+
–
–
0.90
0.85
Ag (aq) + e → Ag(s)
2+
0.96
0.90
–
ClO (aq) + H2O(l) + 2e → Cl (aq) + 2OH (aq)
2+
1.07
0.80
0.80
Fe3+(aq) + e– → Fe2+(aq)
0.77
R
IB
Hg2 (aq) + 2e → 2Hg(l)
0.59
I2(s) + 2e– → 2I–(aq)
0.54
Cu+(aq) + e– → Cu(s)
0.52
IE
S
ClO2–(aq) + H2O(l) + 2e– → ClO–(aq) + 2OH–(aq)
IO–(aq) + H2O(l) + 2e– → I–(aq) + 2OH–(aq)
0.49
ClO3–(aq) + H2O(l) + 2e– → ClO2–(aq) + 2OH–(aq)
0.35
Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s)
0.34
AgCl(s) + e– → Ag(s) + Cl– (aq)
0.22
ClO4–(aq) + H2O(l) + 2e– → ClO3–(aq) + 2OH–(aq)
0.17
Cu2+(aq) + e– → Cu+(aq)
0.16
4+
–
2+
Sn (aq) + 2e → Sn (aq)
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PODER OXIDANTE
2-
LL
A
2.87
0.15
Tema 5
Pág 2
Electrodo de referencia de hidrógeno. Su potencial es 0,00 V, (tomado arbitrariamente).
2H+(aq) + 2e– → H2(g)
0.00
Especies reductoras frente al electrodo de hidrógeno. Producen la reacción:
Fe3+(aq) + 3e– → Fe(s)
-0.04
–
-0.13
Sn2+(aq) + 2e– → Sn(s)
-0.14
Ni2+(aq) + 2e– → Ni(s)
-0.23
2+
–
2+
–
TI
Pb (aq) + 2e → Pb(s)
-0.40
AS
Cd (aq) + 2e → Cd(s)
Fe (aq) + 2e → Fe(s)
-0.44
Cr3+(aq) + 3e– → Cr(s)
C
-0.74
Zn2+(aq) + 2e– → Zn(s)
-0.76
-
2H2O(l) + 2e → H2(g) + 2OH (aq)
–
Mg (aq) + 2e → Mg(s)
+
–
Na (aq) + e → Na(s)
K+(aq) + e– → K(s)
+
–
-0.83
-1.66
-2.38
-2.71
-2.76
ER
Ca2+(aq) + 2e– → Ca(s)
A
2+
D
Al3+(aq) + 3e– → Al(s)
E
–
PODER REDUCTOR
2+
LL
A
2H+(aq) + 2e– → H2(g) y en el proceso se oxidan. (semirreacción de oxidación: ánodo)
-2.92
-3.04
IB
Li (aq) + e → Li(s)
R
Oxidantes: especies a la izquierda de la flecha.
Reductores: especies a la derecha de la flecha.
S
La sustancia más oxidante de la tabla es el flúor mientras la más reductora es el litio.
IE
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.
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Tema 5
Pág 3
PILAS COMERCIALES
CARACTERÍSTICAS GENERALES:
(Ver los esquemas en las páginas 284−286)
Tamaño reducido
Voltaje constante
Larga duración
No deben ser contaminantes
Posibilidad de recarga


SALINAS o Pila LECLANCHÉ
Zn(s) | MnO2, ZnCl2, NH4Cl, C en polvo | C(grafito)
LL
A
PRIMARIAS (no recargables)
1,55 V
ALCALINAS
Zn(s) | ZnO(s), KOH(aq), MnO2(s), Mn2O3(s) | Acero
1,5 V
AS
Zn – Óxido de mercurio (pila botón)
TI
Zn – Dióxido de manganeso
Zn(s) | ZnO(s), KOH(aq), HgO(s) | Hg(l)
1,35 V
 Muy contaminantes (Hg)
Relojes, calculadoras, audífonos,...
C
Zn – Óxido de plata
Zn(s) | ZnO(s), KOH(aq),Ag2O(s) | Ag(s)
1,8 V
ACUMULADOR DE PLOMO (Batería de los automóviles)
D

E
SECUNDARIAS O ACUMULADORES (recargables)
Pb | Pb (aq), H2SO4(aq) | PbO2 (s)
+2
+
PbO2(s) + 4 H + SO4
A
Cátodo
–2
–2
Pb(s) + SO4
ER
Ánodo
Reacción global
 Contaminante
(Pb y H2SO4)
2V
+ 2 e– →
→ PbSO4(s) + 2 e
PbSO4(s) + 2 H2O(l)
–
Descarga
Pb(s) + PbO2(s) + H2SO4(aq)
2 PbSO4(s) + 2 H2O(l)
Carga
R
IB
Descarga: Disminuye la concentración de H2SO4
Carga:
Con corriente continua en sentido contrario al de la descarga. Se regenera el Pb y el
PbO2 de los electrodos, y aumenta la concentración de H2SO4. Con el motor en marcha, la batería está siempre cargándose.


Baterías de Ni–Cd (niquel cadmio)

Baterías de Ni−MH (metal hidruro). Mayor capacidad de carga.

Baterías de Li−Ión. Gran capacidad de carga con un peso y volumen reducidos.
IE
S
Muy contaminante (Cd)
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 H2 y de O2, gases muy peligrosos y explosivos.
Cátodo
Ánodo
½ O2
+ H2O + 2 e– → 2 OH–
H2 + 2 OH– → 2 H2O
+ 2 e–
Reacción global:
H2(g) + ½ O2(g) → H2O(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.
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Tema 5
Pág 4
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.).

Mena
LL
A
Operaciones
Premetalúrgicas
Trituración
Concentración
(Preparación de
la mena)
Electrometalurgia

Sulfuros
Calcinación
Óxidos
ER
IB
Reducción
química
Menas de
elementos
muy reductores
Reducción
electrolítica
R
Metal
S
Afino
Metal purificado
IE

Carbonatos
A
(Tratamiento
químico de
la mena)
D
Tostación
Operaciones
Metalúrgicas
E
C
Vía térmica
AS
TI
Mena concentrada
Purificación
del metal
Utilización
directa
Preparación de
aleaciones
Calcinación:
4 FeCO3 + O2  2 Fe2O3 + 4 CO2
Tostación: 2 ZnS + 3 O2  2 ZnO + 2 SO2
2 PbS + 3 O2  2 PbO + 2 SO2
Reducción: Mn+ + ne–  M
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Tema 5
Pág 5
EL ALTO HORNO
Tolvas
Calentadores de aire
Gas residual
del
alto horno
Vagonetas
Ladrillo refractario
Aire
Coque
Mineral de
hierro y caliza
LL
A
Alto horno
TI
Chorro de aire
caliente
Arrabio
AS
Colada
Escoria
Carga
C
Minerales de hierro: Oligisto (hematites roja) Fe2O3
Magnetita Fe3O4
Limonita (hematites parda, óxido férrico hidratado) Fe2O3.nH2O
Pirita FeS
Siderita FeCO3
E
Reacciones en un alto horno.
ER
A
D
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. (CaCO3 o SiO2). 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:
S

IB

Combustión del coque y formación del monóxido de carbono:
C + O2  CO2
CO2 + C  2 CO
Reducción de los óxidos de hierro:
Fe2O3 + CO  2 FeO + CO2
FeO + CO  Fe + CO2
Formación de la escoria.
CaCO3  CaO + CO2
CaO + SiO2  CaSiO3
R

IE
Obtención del hierro.
En la parte baja del horno, se obtiene el hierro fundido, también llamado arrabio, a una temperatura de
1600-1800ºC. 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, ...).
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Tema 5
Pág 6
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 H2  CH3OH
HCl
+
2 H2S +
Al+3
SO2
+ KOH
Cr+3 + I –

NaCl
3S
+ H2O
+
2 H2O
AlOH+2 + H+

+ H2O
CaCO3 + HCl
P

NaOH

+ H2
CO2

+
CaCl2 + H2O
KH2PO2
+ OH – + Cl2

+ PH3
CrO42– + IO4– + Cl – + H2O
2. ¿Qué sustancias de las siguientes no pueden actuar como oxidante?:
Cl2, MnO2, Cu, K2Cr2O7, NH3, HNO3
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Tema 5
Pág 7
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.
Fe2O3 + C  Fe + CO2
NH3 + O2  NO + H2O
HCl + MnO2  MnCl2 + Cl2 + H2O
Zn S + O2  ZnO + SO2
HCl + O2  Cl2 + H2O
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Tema 5
Pág 8
PbS + O2  SO2 + PbO
HNO2  HNO3 + NO + H2O
H2SO4 + S 
SO2 + H2O
4. Ajusta las siguientes reacciones por el método del ión-electrón, especificando las
semirreacciones de oxidación, de reducción, el oxidante y el reductor.
(3,10,10,6,2)
I2 + HNO3  NO + HIO3 + H2O
HNO3 + CdS  S + NO + Cd(NO3)2 + H2O
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Tema 5
(8,3,3,2,3,4)
Pág 9
KMnO4 +
K2Cr2O7
FeCl2 + HCl  MnCl2 + FeCl3 + KCl + H2O
+ HCl  CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O
KMnO4 + H2O2 + HCl 
KI
+
H2O2 + HCl  I2 +
KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4
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MnCI2 + O2 + KCl + H2O
KCl
+
H2O
(1,5,8,1,5,1,4)
(1,14,2,3,2,7)
(2,5,6,2,5,2,8)
(2,1,2,1,2,2)
 MnSO4 + K2SO4 + Na2SO4 + H2O
(2,5,3,2,1,5,3)
Tema 5
Pág 10
K2Cr2O7 + HI + HClO4
 Cr(ClO4)3 + KClO4 + I2 + H2O
(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.
Br2 + NaOH
H2O2

+ CrCl3 +
NaBr + NaBrO3 + H2O
KOH

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K2CrO4
Tema 5
+ KCl + H2O
(3,6,5,1,3)
(3,2,10,2,6,8)
Pág 11
MnO2 + KClO3 + KOH
KMnO4 + NH3 
 K2MnO4 + KCl + H2O
KNO3 + MnO2 + KOH + H2O
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Tema 5
(3,1,6,3,1,3)
(8,3,3,8,5,2)
Pág 12
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
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Tema 5
Pág 13
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
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Tema 5
Pág 14
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 oC 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
9. El ácido oxálico (H2C2O4) se oxida a CO2 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
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 cm3 de una disolución de bromuro de potasio, determina la masa de bromuro de potasio y la molaridad de la disolución.
S: 0,1 M
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Tema 5
Pág 17
PILAS ELECTROQUÍMICAS
11. Ordena por orden creciente de carácter oxidante los iones: Cu+2 (que pasa a Cu),
Al+3, Li+, IO3− (que pasa a I2). ¿Quién de ellos tiene más tendencia a reducirse?
Escribe tres reacciones redox espontáneas en las que intervengan estos iones.
Eo ( IO3– / I2) = 1,19 V
12. Utilizando la tabla de potenciales, ordena por orden creciente de carácter reductor
los siguientes elementos: Na, Ag, H2, 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+2 + 2 Ag
b) Mn + 2 Li+  Mn+2 + 2Li
c) Fe + I2  Fe+2 + 2 I –
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Tema 5
Pág 18
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.
Eo (Cr+3/Cr) = –0,74 V; Eo (Cu+2/Cu) = 0,34 V
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Tema 5
Pág 19
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.
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Tema 5
Pág 20
18. Dada la siguiente tabla de potenciales normales, expresados en voltios:
Cl2/Cl–
ClO4–/ClO3–
ClO3–/ClO2–
Cu+2/Cu
SO3–2/S–2
SO4–2/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.
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Tema 5
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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.
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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.
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