QUÍMICA SEMANA 11 ELECTROQUÍMICA ELECTRÓLISIS 1. ELECTROLISIS Recordemos, las celdas galvánicas son sistemas donde a partir de una reacción de óxido reducción espontánea se genera energía eléctrica. Las celdas electrolíticas, a diferencia de las galvánicas, son sistemas que usan la energía eléctrica (de una fuente externa) para hacer que se lleve a cabo una reacción redox no espontánea. A este proceso se le conoce como electrólisis. Son varias las aplicaciones de la electrolisis, entre ellas podemos mencionar la obtención de gases como Cℓ2, O2, H2; la refinación de metales para conseguir alta pureza; y el recubrimiento de objetos por electrodeposición de metales como el cromado, niquelado, etc. 1.1 Celda electrolítica Una celda electrolítica consta de una cuba (recipiente) donde se encuentra dos electrodos sumergidos en la sustancia a electrolizar. Los electrodos están conectados a una fuente de energía eléctrica externa. Detallemos los componentes: Partes de una celda electrolítica Electrodo: CÁTODO (-) En este electrodo se da la reducción. Electrodo: ÁNODO (+) En este electrodo se da la oxidación Fuente de corriente eléctrica (batería) La fuente es la que aporta los electrones necesarios para que se dé la reducción. Cuba donde se coloca la sustancia a electrolizar. La sustancia a electrolizar puede ser: - Sal fundida - Agua - Disolución acuosa 2.2 Electrólisis de una sal fundida Recordemos, las sales (compuestos iónicos) no conducen la corriente eléctrica en estado sólido. La sal para ser electrolizada previamente debe fundirse. QUÍMICA SEMANA 11 Electrólisis del Cloruro de sodio Fundido La celda electrolítica contiene un par de electrodos inertes (Pt, grafito) conectados a una fuente de poder. El cloruro de sodio fundido se electroliza para obtener sodio metálico y gas cloro. Las reacciones que se dan en los electrodos son: Cátodo (-) Reducción: 2 ( Na+(l) + 1 e- → Na(s) ) Ánodo (+) Oxidación: Reacción Global Reacción Total 2 Cℓ-(l) → Cℓ2 (g) + 2 e2 Na+(l) + 2 Cℓ-(l) → Cℓ 2(g) + 2Na(s) 2 NaCℓ (l) → Cℓ2 (g) + 2Na(s) H2: Plantea la reacción de óxido reducción que se da en la electrólisis de una sal fundida. Identifica los productos obtenidos. Ejercicio resuelto 1: Dibuja una celda electrolítica donde ocurra la electrolisis de MgBr 2 fundido, MgBr2(l), identifica en ella sus partes y escribe las semirreacciones del ánodo, cátodo y la reacción total Solución: (Estrategia: Identifica los iones que forman la sal fundida, luego escribe las reacciones de oxidación y reducción. Aquí no hay agua. Observa los electrodos, son inertes). Semi reacción en el ánodo: 2 Br- (l) Br2 (g) + 2 eSemi reacción en el cátodo Mg+2(l) + 2e- Mg°(s) Reacción total: 2 Br- (l) + Mg+2(l) Br2 (g) + Mg° e-transferidos =2 MgBr2 (l) Mg (s) + Br2 (g) 2.3 Electrólisis del agua La descomposición del agua es un proceso no espontáneo, para descomponer el agua en hidrógeno y oxígeno se requiere una elevada cantidad de energía (aproximadamente 400 kJ / mol de agua). Sin embargo, la descomposición del agua si se puede realizar usando el proceso de electrolisis. Las reacciones que se dan en los electrodos son: Cátodo (-) Reducción: Ánodo (+) Oxidación: Reacción Total 4 H2O(l) + 4 e- → 2 H2(g) + 4 (OH)-(ac) 2 H2O(l) → O2(g) + 4 H+(ac) + 4 e2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g) Es importante aclarar que cuando se somete a electrólisis al agua pura, prácticamente no se observa ningún cambio porque no hay suficientes iones para conducir la corriente eléctrica. Sin embargo, cuando al agua se le adiciona unas gotas de disolución de ácido sulfúrico el proceso de electrolisis SEMANA 11 QUÍMICA se da rápidamente. De inmediato se puede observar las burbujas de gas hidrógeno y oxígeno en los electrodos respectivos. 2.4 Electrólisis de disoluciones acuosas La determinación de los productos que podemos obtener en la electrólisis de una disolución acuosa es más complicado porque además de los iones del soluto también se encuentra el agua. Al cátodo se dirige el ion positivo del soluto pero también el agua. De igual manera al ánodo se dirige el ion negativo del soluto pero también el agua. ¿Cuál de las reacciones tendrá lugar? La respuesta es complicada porque dependerá del potencial de reducción, de la concentración de la sal, del tipo de electrodo usado (inerte o activo), de las propiedades termodinámicas y cinéticas de cada reacción. En general podemos decir que se producen los siguientes cambios: En el cátodo (electrodo negativo) sucede lo siguiente: 1. En la electrolisis de disoluciones de sales metálicas, son los cationes metálicos los que se reducen y se depositan en el cátodo (excepto los metales alcalinos, alcalinos térreos , hierro y aluminio) Por ejemplo: En una solución acuosa de cloruro de zinc las posibles reacciones en el cátodo son: 2 H2O(l) + 2 e- → H2(g) + 2 OH-(ac) E°red= - 0,83v 2+ o Zn (ac) + 2 e- → Zn (s) E°red= - 0,763v El zinc es un metal de transición, y tiene mayor facilidad para reducirse que el agua. Entonces el Zn+2 se reducirá a Zn0 y el agua no. 2. En la electrolisis de disoluciones de sales de metales alcalinos o alcalinos térreos (además de hierro y aluminio) Por ejemplo: En una solución acuosa de cloruro de sodio las posibles reacciones en el cátodo son: 2 H2O(l) + 2 e- → H2(g) + 2 OH-(ac) E°red= - 0,83v 1+ o Na (ac) + 1 e- → Na (s) E°red= - 2,71v El agua tiene mayor facilidad para reducirse que el sodio. Entonces el H2O(l) se reducirá a H2(g) y el sodio no. En el ánodo (electrodo positivo) sucede lo siguiente: En el ánodo además del agua y el anión del soluto disuelto deberemos ver si el electrodo es inerte o activo. En general en el ánodo se pueden dar tres posibles reacciones: Si el electrodo es inerte, los aniones de la sal disuelta (soluto) pueden ser oxidados. Si el electrodo es inerte, el agua (solvente) puede oxidarse. Si el electrodo es activo, el electrodo metálico puede oxidarse. Detallemos: SEMANA 11 QUÍMICA 1. Si el electrodo es inerte (platino, grafito) y el soluto disuelto es una sal oxisal formada por el oxianión sulfato, (SO4)-,2 o nitrato, (NO3)-1, el agua necesariamente se oxidará produciendo O2 (g) y el oxianión no. Esto se debe a que el azufre del sulfato y el nitrógeno del nitrato se encuentran en su máximo estado de oxidación: (S+6O4)-2 El azufre no puede oxidarse más, ya está con su máximo E.O +6. (E.O: 2,+2,+4,+6). (N+5O3)-1 El nitrógeno no puede de oxidarse más, ya está con su máximo E.O (3,+3,+5) Si el electrodo es inerte (platino, grafito) y el soluto disuelto es una sal haloidea formada 2. por el anión cloruro, Cℓ-, bromuro , Br-, o ioduro, I-, el agua no se oxidará y los aniones sí se oxidarán produciendo sus respectivos halógenos, por ejemplo: 2 Cℓ-(ac) Cℓ2 (g) + 2 e3. Si el electrodo es reactivo (casi todos los metales excepto el platino y oro), el metal del electrodo se oxidará y el agua no. Por ejemplo si el electrodo es de cobre metálico, la reacción que se dará es: Cuo(s) → Cu2+(ac) + 2 eEsto es la base para la electrorefinación de metales que luego detallaremos en el ejercicio resuelto 3. H4. Plantea la reacción de óxido reducción que se da en la electrólisis de una solución acuosa. Ejercicio resuelto 2: Electrólisis de una solución de NiSO4 En una cuba electrolítica cuyos electrodos son de grafito se pone a electrolizar una solución de sulfato de níquel (II), NiSO 4. Plantee las semirreacciones y la reacción global. Solución: (Estrategia: Primero observa qué tipo de iones tiene el soluto, y el tipo de electrodos. Luego sigue las reglas enunciadas anteriormente). En el cátodo las probables reacciones son: 2 H2O(l) + 2 e- → H2(g) + 2 OH-(ac) E°red= - 0,83v 2+ o Ni (ac) + 2 e- → Ni (s) E°red= - 0,28v El níquel es un metal de transición, tiene mayor facilidad para reducirse que el agua. Entonces el Ni+2 se reducirá y el agua no. En el ánodo de grafito (electrodo inerte) las probables reacciones son: 2 H2O(l) → O2(g) + 4 H+(ac) + 4e(S+6O4)2+(ac) El azufre no puede oxidarse más , ya está con su máximo estado de oxidación +6. El agua se oxidará necesariamente ya que el azufre del ion sulfato no tiene posibilidad de oxidarse porque se encuentra con su estado de oxidación más alto Por lo tanto en la electrolisis del sulfato de níquel (II) las reacciones que se producirán son: Cátodo (-) Reducción: 2 (Ni2+(ac) + 2 e- → Nio(s) ) Ánodo (+) Oxidación: 2 H2O(l) → O2(g) + 4 H+(ac) + 4e- SEMANA 11 Reacción global QUÍMICA 2 Ni2+ + 2 H2O (l) → 2 Nio + O2 + 4 H+ e-transferidos = 4 H4. Plantea la reacción de óxido reducción que se da en la electrólisis de una solución acuosa. Ejercicio resuelto 3: Electrolisis de Nitrato de cobre (II) (electrodeposición usando soluciones acuosas) La electrodeposición es un procedimiento electroquímico mediante el cual se logra cubrir una pieza con una fina capa de determinado metal. Para recubrir una llave con cobre metálico (cobreado), la pieza a recubrir (llave) y el electrodo de cobre (activo) se sumergen en una solución electrolítica de nitrato de cobre (II), Cu(NO 3)2 Solución: (Estrategia: Primero observa qué tipo de iones tiene el soluto, y el tipo de electrodos. Luego sigue las reglas enunciadas anteriormente). Las probables reacciones son: En el cátodo, el cobre es un metal de transición, tiene un E° red= 0,34v, y el agua tiene un E°red= -0,83v . Por lo tanto el ion Cu2+ se reduce a Cu0 (se deposita sobre la llave) y el agua no. En el ánodo, se encuentra el ion (NO3)-1, el agua, y el cobre (electrodo). Como vimos, el nitrato no se puede oxidar. El electrodo de cobre es activo y sí se oxidará. El agua no. Por lo tanto cuando se tiene un electrodo de cobre (activo) y la pieza a recubrir se sumergen en una celda electrolítica que contiene nitrato de cobre (II), las reacciones Importante!!! Fíjate si el ánodo serían las siguientes: Cátodo (-) Cu2+(ac) + 2 e- → Cuo(s) Ánodo (+) Cuo(s) → Cu2+(ac) + 2 eReacción global Cu2+(ac) + Cuo(s) → Cuo(s) + Cu2+(ac) es un electrodo inerte o no. e-transferidos =2 Parecería que no habría ocurrido nada, sin embargo, durante la electrolisis se da la oxidación y la reducción de los átomos de Cu. QUÍMICA SEMANA 11 2.5 Ley de Faraday: Michael Faraday fue quien primero describió de manera cuantitativa la relación que existe entre la carga eléctrica (coulombios) y las cantidades de sustancias que reaccionan o se forman en los electrodos. La cantidad de productos obtenidos tienen que ver con el número de moles de electrones perdidos (ánodo) o ganados (cátodo). La constante de Faraday o faradio equivale: 1 Faraday (1 F) 96 500 coulombios/mol de e96 500 coulombios son transportados por un mol de electrones De sus muchos experimentos, Faraday encontró que la masa del producto formado (o del reactivo consumido) en un electrodo es proporcional a las moles de electrones intercambiados. Así por ejemplo, en cada una de las siguientes semirreacciones se puede saber los moles de electrones necesarios por 1 mol del metal reducido así como la cantidad de carga eléctrica requerida para ello (C = coulombios): 1 mol de ... ... mol de e cantidad de carga.......... (Q ) Ag+ + 1 e- Ago 1 1 F = 96 500 x 1 Mg+2 + 2 e- Mgo Necesita 2 necesita 2 F = 96 500 x 2 Al+3 + 3 e- Alo 3 3 F = 96 500 x 3 X+n + n e- Xo n n F = 96 500 x n Generalizando, podemos deducir que una celda electrolítica cuya finalidad es obtener un producto en estado metálico (Xo) a partir del ion correspondiente (X+n) requiere de una cantidad de Faraday; es decir, la carga eléctrica requerida para realizar la reducción de 1 mol del ión metálico. Entonces: La batería proporciona la corriente eléctrica que se aplicará a la celda. La intensidad de corriente () se expresa en amperios (A). Un amperio es coulomb/segundo (C/s). Si la batería funciona por un periodo de tiempo t (segundos), la cantidad de carga total será: Carga= Q = x t Donde: = Intensidad de corriente en amperios A (C/s) t = tiempo en segundos (s) Q = carga en coulomb (C) Para la reducción de 1 mol de X+n, se requieren “n” moles de e- y se deposita 1 mol de Xo H5: Resuelve problemas de sistemas electroquímicos de importancia industrial usando la ley de Faraday. Ejercicio resuelto 4: En una electrólisis de CuCℓ2 fundido se hizo pasar una corriente de 3A durante 5 horas. Escribe las semi reacciones del ánodo y cátodo. ¿Cuál es la masa en gramos de cobre metálico que se forma? Solución: (Estrategia: se identifica la sal (fundida o acuosa), se identifica los electrodos, se deben hacer las reacciones de oxidación y reducción. Se calcula la carga. Finalmente se calcula la masa). QUÍMICA SEMANA 11 Es una sal fundida por lo tanto las ecuaciones serán: Semir reacción en el ánodo: 2 Cℓ- (l) Cℓ2 (g) + 2 eSemi reacción en el cátodo: Cu+2(l) + 2e- Cu°(s) Reacción global: 2 Cℓ (l) + Cu+2(l) - Cℓ2 (g) + Cu° e-transferidos = 2 Determinando la masa de magnesio obtenido: Primero: Calculamos la carga requerida o aplicada. Q = I x t DATOS. I=3A t = 5 horas x 60 𝑚𝑖𝑛 1ℎ x 60 𝑠 1 𝑚𝑖𝑛 = 18 000 s Q = (3 A) x (18000 s) = 54000 A-s = 54000 C Segundo: Calculamos la masa depositada masa depositada = 54000 C x 1 mol de e- x 1 mol de Cu x 63,5 g 96500 C 2 mol de e- 1 mol de Cu m = 17,77 g de cobre Respuesta: La masa depositada de cobre al aplicar 3 amperios durante 5 horas a la celda electrolítica permite obtener 17,77 g de cobre. Ejercicio resuelto 5: Se quiere recubrir una superficie metálica con cinc. Se usa una celda electrolítica formada por electrodos inertes sumergidos en una solución de Zn (NO3)2. a) b) Escribe la semirreaccion de oxidación y la la semirreaccion de reducción ¿Qué cantidad, en gramos, de cinc es depositada sobre el cátodo si se utiliza una corriente de 5 A durante 1 hora y media? Solución: (Estrategia: se identifica si es sal fundida o sal acuosa, se deben hacer las reacciones de oxidación y reducción. Identifica el tipo de electrodo (inerte o reactivo). Aquí hay agua, la cual puede oxidarse.). Es una solución acuosa (el zinc es un metal de transición, el ión nitrato no puede oxidarse) por lo tanto las reacciones serán: Cátodo (semi reacción de reducción) 2 ( Zn+2(ac) + 2e- -- Zn°(s) ) Ánodo (semi reacción de oxidación) 2 H2O (l) O2 (g) + 4H+ + 4 eReacción Global: 2 H2O (l) + 2 Zn+2(ac) O2 (g) + 2 Zn° e-transferidos = 4 Determinando cuantos gramos de cinc se forma: Primero.- Calculamos la carga requerida o aplicada Q=Ixt DATOS. I=5A t = 1,5 ℎ 𝑥 60 𝑚𝑖𝑛 1ℎ 𝑥 60 𝑠 1 𝑚𝑖𝑛 = 5 400 𝑠 Q = (5 A) x (5400 s) = 27000 A-s = 27000 C Segundo.- Calculamos la masa depositada (Cátodo) ¿Por qué se puede usar la relación QUÍMICA SEMANA 11 masa depositada = 27000 C x 1 mol de e- x 96500 C m = 9,15 g de cinc 65,38 g de Zn 2 mol de e- Respuesta.- La masa depositada de cinc al aplicar 5 amperios durante 1,5 horas a la celda electrolítica permite obtener 9,15 g de cinc. OJO: Observa que: Q masa depositada = 27000 C Ley Faraday Relación estequiométrica (reacción química) x 1 mol de e- x 65,38 g 96500 C 2 mol de e- EJERCICIOS DE CLASE 1. A partir de MgCℓ2(l) se requiere obtener 50 g de Mg sólido y la cantidad proporcional de cloro gaseoso (Cℓ2) producido a) ¿Qué intensidad de corriente debe brindar la fuente poder, si la obtención del magnesio requerido debe ser en máximo 2 horas? b) ¿Qué volumen de Cℓ2 gaseoso (en L) se obtendrá a condiciones normales a partir de esta reacción? SEMANA 11 QUÍMICA 2. Se hace pasar una corriente de 4,52 A en una celda electrolítica que contiene ZnBr2 fundido, para obtener 0,30 g de zinc en 10 minutos ¿se logrará el objetivo? 3. Se usa una corriente de 30 A en una celda electrolítica empleada para recubrir un marco con plata y a la vez se produce 9,6 g de oxígeno. La celda contiene una solución acuosa de nitrato de plata y como ánodo usa el electrodo de grafito. ¿Cuánto tiempo demora el proceso y cuánta plata metálica logra recubrir el marco? 4. En un periodo de 10 minutos se desea obtener 0,5 g de níquel a partir de una solución acuosa de Ni(NO3)2 con ánodo inerte. Si se deja pasar una intensidad de 5 A sobre la solución acuosa de Ni(NO3)2 ¿se logrará obtener el níquel en el tiempo establecido? 5. En la celda electrolítica de AgNO3(ac) del gráfico mostrado, se aplica una corriente de 5 amperios durante 30 minutos para que la reacción redox se lleve a cabo. SEMANA 11 6. QUÍMICA a) ¿Por qué para recubrir el tenedor con plata metálica, se debe colocar en el cátodo y no en el ánodo? b) ¿Cuántos gramos de plata se han depositado sobre el tenedor? En la celda electrolítica del grafico mostrado, se aplica una corriente de 8 A para obtener 9 g de cobre puro ¿Cuánto tiempo (en minutos) demorará el proceso? QUÍMICA SEMANA 11 REQUERIMIENTO DE METALES PARA TANQUE EXTERNO DE TRANSBORDADORES ESPACIALES El tanque externo de combustible es uno de los componentes del transbordador espacial. Este tanque se desprende del transbordador y estalla antes de impactar con la superficie terrestre, por esta razón se debe construir uno para cada misión. Desde que se realizaron las primeras misiones, la prioridad en la construcción de los transbordadores ha sido optimizar las características de este tanque externo, lo que incluye el ajuste de sus dimensiones y masa. En la actualidad, según la NASA, las características de este equipo son: CARACTERÍSTICAS DEL TANQUE EXTERNO 1 2 3 Longitud Diámetro Masa del tanque vacío : 153,8 ft (46,9 m) : 27,6 ft (8,4 m) : 2655 kg Para lograr obtener esta masa óptima del tanque externo vacío se utiliza una aleación súper ligera que incluye los siguientes metales: METALES PRESENTES EN LA ALEACIÓN QUE CONSTITUYE EL TANQUE EXTERNO Metales Zirconio Magnesio Plata Litio Cobre Aluminio PORCENTAJE EN PESO 0,12 % 0,4 % 0,4 % 1,0 % 4,0 % 94.08 % Fuente: “Aging optimization of Aluminum–Lithium alloy C458 for application to cryotank structures” B.J. Soya y otros. AeroMat 2003 – Dayton, USA, June 2003. Habiendo iniciado los preparativos para una nueva misión espacial, se encarga la construcción del tanque externo de los transbordadores espaciales a la empresa Metal Alloys Corp. (USA). Sin embargo, el jefe de producción de esta empresa informó a la QUÍMICA SEMANA 11 gerencia que solo cuentan con zirconio, litio y aluminio y les hace falta los otros 3 metales para iniciar la producción del tanque. Por ello, el departamento de compras de Metal Alloys Corp (USA) ha convocado a tres empresas peruanas proveedoras de metales: Exportaciones de Magnesio del Perú SAC, Peruvian Plata SAC y Chasquis Cobre Perú. Estas empresas deben producir la cantidad necesaria de los metales requeridos en un plazo máximo de 15 días calendarios. Además, el departamento de compras de Metal Alloys Corp. (USA) solicitó a las empresas peruanas especificar por escrito las características de sus procesos con el fin de evaluar si podrán cumplir con los requerimientos en el plazo establecido. Las características dadas por las empresas peruanas proveedoras se detallan en los siguientes cuadros: Exportaciones de Magnesio del Perú SAC – Características del proceso de producción por día Característica Valor Intensidad utilizada en el proceso 66 A Sal fundida Cloruro de magnesio Tipos de electrodos Grafito/grafito Peruvian Plata SAC – Características del proceso de producción por día Característica Valor Moles de oxígeno producidos en el proceso diario 1,7 mol Solución Electrolítica Nitrato de plata acuosa concentrada Tipos de electrodos Grafito/Plata Chasquis Cobre Perú – Características del proceso de producción por día Característica Intensidad proporcionada por la fuente HYPER CUT PLASMA para el pedido solicitado por Metal Alloys (USA) Solución Electrolítica Tipo de electrodos Valor 200 A Sulfato de cobre acuoso concentrado Cobre/Cobre QUÍMICA SEMANA 11 Usted, como especialista en procesos electroquímicos del departamento de compras de la empresa Metal Alloys Corp. (USA) debe evaluar si las empresas peruanas podrán cumplir con los requerimientos metálicos en el plazo establecido. Justifique su respuesta redactando un informe detallado de las celdas usadas por dichas empresas. Datos: Masas Molares (g/mol): Mg=24; Ag=108; Cu=63,5. Días calendario= 365 días (ningún día es excluido). EJERCICIOS PARA EL ESTUDIANTE Se suele utilizar una REACCIÓN REDOX NO ESPONTÁNEA para obtener sustancias elementales de importancia industrial, tales como: H2, O2, Cℓ2, Ag, Cu, etc. Estos tipos de reacciones se llevan a cabo en celdas electrolíticas. 1. Completa los siguientes esquemas: Celda galvánica 2. Celda electrolítica En la siguiente tabla, escribe algunas semejanzas y diferencias entre las celdas galvánicas y electrolíticas. Semejanzas Diferencia QUÍMICA SEMANA 11 3. Completa el gráfico que representa a la celda electrolítica del NaCl fundido (en estado líquido). 2 NaCℓ(l) 2 Na(s) + Cℓ2 (g) 4. Según el proceso mostrado en la pregunta 3 complete los siguientes espacios en blanco: a) En el ánodo (…....…..) de grafito, se ……………………………electrones, ocurre la semi reacción de +/- pierden / ganan …….………….……... donde el producto anódico es el …….………… oxidación/reducción. b) En el cátodo (…....…..) de grafito, se ……………………………electrones, ocurre la semi reacción de +/- pierden / ganan …….………….……... donde el producto catódico es el …….………… . oxidación/reducción. 5. Dibuja una celda que represente la electrólisis del AlBr3 fundido indicando todas sus partes, el flujo de los electrones, la semirrreacción anódica y catódica y la reacción global. Gráfico de la celda Semi reacción de reducción (CÁTODO): Semi reación de oxidación (ÁNODO): Reacción global: Producto catódico:………………..……………… Producto anódico: ……………………………… ¿Cómo puede estar seguro de que esta celda no es galvánica? QUÍMICA SEMANA 11 6. Dibuja una celda que represente la electrólisis del agua indicando todos sus componentes, el flujo de los electrones, la semi reacción anódica, catódica y la reacción global. 7. Dibuja una celda que represente la electrólisis de una solución acuosa de sulfato de níquel (II), NiSO4, concentrada indicando todos sus componentes, el flujo de los electrones, la semi reacción anódica, catódica y la reacción global. 8. Respecto a los productos obtenidos de la electrólisis de sales fundidas y acuosas, completa la siguiente tabla: Compuesto Electrodos AgNO3(ac) CoSO4(ac) MgCℓ2(l) Grafito Grafito Grafito Semi reacción Productos Reducción : Producto catódico: Oxidación: Producto anódico: Reducción : Producto catódico: Oxidación: Producto anódico: Reducción : Producto catódico: QUÍMICA SEMANA 11 fundido CuSO4(ac) 9. Cobre Oxidación: Producto anódico: Reducción : Producto catódico: Oxidación: Producto anódico: Se hace pasar una corriente de 0,452 A durante 1,5 horas a través de una celda que contiene CaCℓ2 fundido. Calcule la cantidad de productos (en gramos) formada en los electrodos. Dibuja la celda indicando todas sus partes, electrodos y productos formados en cada electrodo.