Química General · Entropy, free energy and electrochemistry
Electrólisis, baterías y corrosión
Una lección resuelta gratis y 40 problemas de práctica en los que dibujas tú mismo cada flecha curva.
¿Atascado con electrólisis, baterías y corrosión? Escanea el problema.
Toma una foto de la reacción de tu tarea o de tu libro y dibuja su mecanismo con cada flecha revisada. 1 escaneo gratis ya, sin registrarte; 1 más con una cuenta gratuita.
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Lo que aprenderás
- Predict the product at each electrode when a molten salt or an aqueous solution is electrolysed, including when water or an active-metal anode reacts instead of the ions.
- Use Q = It and F = 96 485 C/mol to convert between current, time, moles of electrons and the amount of product, in either direction.
- Set up electroplating and refining cells and calculate the mass, thickness or time of a metal deposit.
- Describe how alkaline, lead–acid, lithium-ion and hydrogen–oxygen fuel cells work, and calculate charge, mass and efficiency for them.
- Explain the corrosion of iron as an electrochemical cell and choose coatings, sacrificial anodes or impressed currents to prevent it.
Lección gratis
El texto de la lección resuelta. En Arrow Lab, cada paso incluye sus estructuras y sus flechas dibujadas.
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Celdas electrolíticas
Una celda electrolítica usa una fuente de alimentación externa para impulsar una reacción redox que no se produciría por sí sola (E°celda < 0, ΔG° > 0). El electrodo unido al terminal negativo es el cátodo: se le empujan electrones y allí algo se reduce. El electrodo unido al terminal positivo es el ánodo: de allí se extraen electrones de algo, así que allí ocurre la oxidación. Ánodo significa oxidación y cátodo significa reducción en cualquier tipo de celda; solo los signos de los terminales cambian respecto de una celda galvánica. Dentro de la masa fundida o de la disolución, la corriente la transportan los iones: los cationes migran hacia el cátodo y los aniones hacia el ánodo. El cloruro de sodio fundido (dibujado) no contiene ninguna otra especie que pueda reaccionar, así que en el cátodo se forma sodio (Na⁺ + e⁻ → Na) y en el ánodo, cloro (2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻). El menor voltaje capaz de impulsar una reacción es igual al valor absoluto de su E°celda negativo, con E°celda = E°cátodo − E°ánodo como en cualquier celda. La descomposición del agua, 2H₂O → 2H₂ + O₂, tiene E°celda = 0.00 − 1.23 = −1.23 V, así que en condiciones estándar deben aplicarse al menos 1.23 V; las celdas reales necesitan más para vencer la resistencia y el sobrepotencial.
Electrólisis en agua
En disolución acuosa, el agua compite con los iones disueltos en ambos electrodos. En el cátodo se reduce primero la especie con el potencial de reducción más positivo. Ag⁺ (+0.80 V) y Cu²⁺ (+0.34 V) se reducen al metal. Na⁺ (−2.71 V), K⁺ (−2.93 V), Mg²⁺ (−2.37 V) y Al³⁺ (−1.66 V) son mucho más difíciles de reducir que el agua, así que el agua da hidrógeno: 2H₂O + 2e⁻ → H₂ + 2OH⁻ (−0.83 V a 1 M de OH⁻, unos −0.41 V a pH 7). En el ánodo se oxida primero la especie con el potencial de reducción menos positivo. El yoduro (I₂/I⁻ +0.54 V) se oxida antes que el agua (O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O, +1.23 V a 1 M de H⁺, unos +0.82 V a pH 7). El sulfato, el nitrato y el fluoruro no se oxidan, así que el agua da allí O₂ y H⁺. Por tanto, la electrólisis de una disolución de sulfato de cobre(II) (dibujada) entre electrodos inertes de platino da cobre en el cátodo y oxígeno en el ánodo, y la disolución se vuelve ácida mientras su color azul se desvanece: 2Cu²⁺ + 2H₂O → 2Cu + O₂ + 4H⁺. Dos correcciones a este razonamiento basado en E°: la producción de O₂ requiere un sobrepotencial grande, y por eso las disoluciones concentradas de cloruro dan Cl₂ en el proceso cloro-álcali, y un ánodo de un metal reactivo como el cobre se oxida él mismo y se disuelve en lugar de producir oxígeno.
Ley de Faraday: contar electrones
La carga transferida es Q = I × t, en culombios cuando la corriente está en amperios y el tiempo en segundos. La constante de Faraday, F = 96 485 C/mol, es la carga de un mol de electrones (el número de Avogadro por la carga de un electrón), así que Q/F es el número de moles de electrones. La semirreacción convierte los moles de electrones en moles de producto: Mⁿ⁺ + ne⁻ → M necesita n mol de electrones por mol de metal, H₂ y Cl₂ necesitan 2 por mol, y el O₂ necesita 4 por mol. Ejemplo resuelto: 4.00 A durante 30.0 min a través de NiSO₄ acuoso. Q = 4.00 A × 1800 s = 7200 C; moles de electrones = 7200 / 96 485 = 0.0746 mol; moles de Ni = 0.0746 / 2 = 0.0373 mol; masa = 0.0373 × 58.69 = 2.19 g. Recorre la misma cadena al revés para hallar un tiempo (t = n(e⁻) × F / I) o una masa molar. Las celdas conectadas en serie transportan la misma corriente durante el mismo tiempo, así que cada una recibe los mismos moles de electrones. La capacidad de una batería también es una carga: 1 A·h = 3600 C y 1 mA·h = 3.6 C. Salvo que el problema indique lo contrario, supón una eficiencia de corriente del 100%, es decir, que cada electrón forma el producto de interés.
Electrodeposición y refinación
Para recubrir un objeto, hazlo el cátodo uniéndolo al terminal negativo y sumérgelo en una disolución de los iones del metal que vas a depositar. Si el ánodo es una barra del mismo metal, el ánodo se disuelve tan rápido como se deposita el metal, así que la concentración de iones del baño se mantiene constante. Cuenta los electrones a partir del estado de oxidación del metal en el baño, no de su ion más conocido: el cobre procedente de Cu²⁺ necesita 2 por átomo, el oro procedente del ion dicianouarato(I), Au(CN)₂⁻, necesita 1, y el cromo depositado a partir del ácido crómico (cromo +6) necesita 6. Para un recubrimiento de espesor conocido, masa = densidad × área × espesor, con el espesor convertido a centímetros cuando la densidad está en g/cm³ (1 µm = 1 × 10⁻⁴ cm). El cobre se refina en una celda del mismo tipo: un ánodo de cobre impuro se disuelve y el cobre puro se deposita en el cátodo. Las impurezas más activas que el cobre, como el zinc y el hierro, se oxidan a la disolución pero permanecen allí como iones porque son más difíciles de reducir que el Cu²⁺. Los metales menos activos, como la plata y el oro, no se oxidan y caen por debajo del ánodo formando el lodo anódico.
Baterías y celdas de combustible
Una batería es una o más celdas galvánicas, así que su ánodo es el terminal negativo. Una celda primaria se desecha cuando se agota; una celda secundaria se recarga con una fuente externa que impulsa la reacción de la celda en sentido inverso. Pila alcalina (unos 1.5 V): el polvo de zinc en una pasta de KOH es el ánodo (Zn + 2OH⁻ → ZnO + H₂O + 2e⁻) y el MnO₂ se reduce en el cátodo, con el manganeso pasando de +4 a +3. Celda de plomo-ácido: Pb(s) + PbO₂(s) + 2H₂SO₄(ac) → 2PbSO₄(s) + 2H₂O(l). A partir de PbO₂/PbSO₄ (+1.69 V) y PbSO₄/Pb (−0.36 V), E° = 1.69 − (−0.36) = 2.05 V por celda, y una batería de auto de 12 V tiene seis celdas en serie. La descarga recubre ambas placas con PbSO₄ y consume ácido sulfúrico, así que la densidad del electrolito disminuye; la carga invierte ambos cambios. Celda de ion litio (unos 3.7 V): al descargarse, el Li⁺ sale del grafito litiado (LiC₆ → C₆ + Li⁺ + e⁻), cruza un electrolito no acuoso y entra en el óxido metálico (CoO₂ + Li⁺ + e⁻ → LiCoO₂), mientras los electrones circulan por el circuito externo; la carga devuelve el Li⁺ al grafito. Una celda de combustible recibe sus reactivos de forma continua en lugar de almacenarlos. En la celda de combustible hidrógeno-oxígeno, el H₂ se oxida en el ánodo (2H₂ → 4H⁺ + 4e⁻), el O₂ se reduce en el cátodo (O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O) y E° = 1.23 V. El máximo trabajo eléctrico que puede entregar una celda es −ΔG° = nFE°, así que el rendimiento máximo de una celda de combustible es ΔG°/ΔH° para su reacción.
La corrosión y su prevención
La oxidación del hierro (el herrumbre) es una celda galvánica sobre la superficie del hierro. En las zonas anódicas el hierro se oxida, Fe → Fe²⁺ + 2e⁻ (Fe²⁺/Fe −0.44 V); los electrones fluyen por el metal hasta las zonas catódicas, donde se reduce el oxígeno: O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻ (+0.40 V), o bien O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O en medio ácido. Después el oxígeno oxida el Fe²⁺ (dibujado) a hierro(III), que precipita como óxido de hierro(III) hidratado, Fe₂O₃·xH₂O, el herrumbre. Se necesitan tanto agua como oxígeno, y la sal disuelta acelera la corrosión porque hace que el agua sea un mejor electrolito. Bajo una gota de agua, el centro pobre en oxígeno se convierte en el ánodo y el borde bien aireado en el cátodo, así que se forman picaduras donde escasea el oxígeno. La prevención funciona manteniendo alejados el agua y el oxígeno (pintura, aceite, un recubrimiento de estaño) o convirtiendo el hierro en cátodo. El acero galvanizado se recubre con zinc (Zn²⁺/Zn −0.76 V), que se oxida con preferencia al hierro incluso donde el recubrimiento está rayado; un recubrimiento de estaño rayado (Sn²⁺/Sn −0.14 V) empeora las cosas, porque el hierro expuesto se convierte en el ánodo. Un ánodo de sacrificio de magnesio o zinc conectado al casco de un barco o a una tubería enterrada se corroe en lugar del acero, y una corriente impresa de una fuente de corriente continua, con el acero unido al terminal negativo, cumple la misma función sin consumir un metal activo. El aluminio (−1.66 V) se oxida más fácilmente que el hierro, y sin embargo resiste al aire porque una capa delgada y muy adherente de Al₂O₃ pasiva la superficie.
Lo que conviene recordar
Nombra los electrodos por la reacción (oxidación en el ánodo, reducción en el cátodo) y decide qué reacciona comparando los potenciales de reducción con los del agua, sin olvidar el sobrepotencial y los ánodos de metal reactivo. Para cada cantidad, sigue una sola cadena: Q = It, moles de electrones = Q/F con F = 96 485 C/mol, y luego el número de electrones de la semirreacción da los moles de producto. Las baterías y las celdas de combustible son celdas galvánicas que se hacen funcionar para obtener trabajo útil; la corrosión es una celda galvánica no deseada, que se detiene con barreras o convirtiendo el hierro en cátodo.
Problemas de práctica (40)
Practicar es gratis con una cuenta.
Predice el producto 5
Electrodeposición y refinación
- A dónde van las impurezas en la refinación del cobrePredice el destino de las impurezas metálicas más y menos activas durante la refinación electrolítica a partir de sus potenciales de reducción.
Baterías y celdas de combustible
- Dentro de una batería de plomo-ácido que se descargaPredice cómo cambian los electrodos y el electrolito de una batería de plomo-ácido a medida que se descarga.
- Qué se mueve cuando se descarga una celda de Li-ionPredice las direcciones del flujo de iones y de electrones en una celda de litio-ion durante la descarga.
Celdas electrolíticas y sus productos
- Electrólisis de cloruro de magnesio fundidoPredice los productos del cátodo y del ánodo cuando se electroliza una sal binaria fundida.
- Electrólisis de una disolución de nitrato de plataPredice los productos de los electrodos para una sal acuosa cuyo catión se reduce pero cuyo anión no puede oxidarse.
Clasificar 3
Baterías y celdas de combustible
- Electrodos de una pila alcalinaIdentifica la sustancia que se oxida en una batería y el electrodo y el terminal donde ocurre.
- ¿Qué celda no es recargable?Clasifica pilas y baterías comunes como celdas primarias (de un solo uso) o secundarias (recargables).
Corrosión y protección
- Las dos mitades de la oxidación del hierroAsigna las semirreacciones de ánodo y cátodo del hierro que se corroe en aire húmedo.
Comparar 4
Celdas electrolíticas y sus productos
- ¿Qué ion se deposita primero?Ordena las reducciones que compiten en el cátodo, incluida la reducción del agua, según sus potenciales de reducción.
- Yoduro de potasio: fundido frente a disoluciónCompara los productos de electrólisis de una sal fundida con los de su disolución acuosa usando potenciales de reducción.
Ley de Faraday
- Carga necesaria por gramo de metalOrdena los metales según la carga necesaria para depositar un gramo, combinando los electrones por ion con la masa molar.
Corrosión y protección
- Acero galvanizado rayado frente a hojalata rayadaCompara cómo se comportan los recubrimientos de zinc y de estaño una vez rayados, usando los potenciales de reducción para decidir qué metal se convierte en el ánodo.
Calcular 15
Ley de Faraday
- Carga que transporta una corriente constanteCalcula la carga que transporta una corriente constante a partir de Q = It con el tiempo en segundos.
- Sodio a partir de una celda de DownsCalcular la masa de un metal alcalino producida por una electrólisis industrial de sales fundidas.
- Moles de electrones transferidosConvertir una corriente y un tiempo en horas a moles de electrones usando la constante de Faraday.
- Volumen de oxígeno en la electrólisis del aguaCombina la ley de Faraday con la ley de los gases ideales para hallar el volumen de oxígeno que se desprende en el ánodo.
- Dos celdas en serieUsa moles de electrones iguales en celdas en serie para relacionar las masas de dos metales depositados por la misma carga.
Electrodeposición y refinación
- Cromo a partir de ácido crómicoUsa el estado de oxidación de un metal en un baño de oxoanión para hallar los electrones por átomo y la masa depositada.
- Baño de cianuro para recubrir con oroDeterminar los electrones por átomo a partir del estado de oxidación del metal en un ion complejo y usarlo para calcular la masa depositada.
- Tiempo para niquelar una piezaCalcula el tiempo necesario para depositar una masa dada de un metal divalente a corriente fija.
- Tiempo para formar una capa de plataConvierte el espesor y el área de un recubrimiento en una masa de metal y luego en el tiempo de plateado necesario.
Baterías y celdas de combustible
- Hidrógeno consumido por una celda de combustibleUsar la ley de Faraday para calcular la masa de combustible que consume una celda de combustible al entregar una corriente dada durante un tiempo dado.
- Eficiencia máxima de una celda de combustible de hidrógenoCalcular la eficiencia máxima termodinámica de una celda de combustible como la razón entre ΔG° y ΔH°.
- Voltaje mínimo para recargar una batería de autoCalcula el voltaje mínimo de carga de una batería de varias celdas a partir de los potenciales estándar de sus semirreacciones.
- El litio detrás de la capacidad de una batería de teléfonoConvierte la capacidad de una batería en miliamperios-hora a carga y luego a la masa de litio que debe moverse entre los electrodos.
Celdas electrolíticas y sus productos
- Voltaje mínimo para electrolizar HICalcular el voltaje mínimo aplicado para una electrólisis a partir del E°celda de la reacción que realmente se lleva a cabo.
Corrosión y protección
- Magnesio consumido por un ánodo de sacrificioCalcula cuánto ánodo de sacrificio se consume con una corriente de protección constante durante un periodo prolongado.
Encuentra el error 1
- Electrólisis con electrodos de cobreEncuentra el error en una predicción de productos que ignora la oxidación de un ánodo de metal activo.
Interpreta la evidencia 3
Celdas electrolíticas y sus productos
- Interpretación de una electrólisis de sulfato de cobreInterpretar las observaciones de una electrólisis acuosa para elegir la reacción global balanceada que las explica todas.
Corrosión y protección
- Cuatro tubos con clavos de hierroInterpreta un experimento controlado para identificar qué condiciones se necesitan para que el hierro se oxide y cuáles la aceleran.
- Una gota de agua salada sobre hierroInterpreta los colores del indicador bajo una gota de agua para localizar las zonas anódica y catódica de la corrosión por aireación diferencial.
Trabaja hacia atrás 1
- Identifica un metal a partir de su depósitoTrabaja hacia atrás desde la masa depositada y la carga que pasó para hallar la masa molar de un metal desconocido.
Planea una síntesis 3
Corrosión y protección
- Proteger un oleoducto enterrado con una fuente de alimentaciónDiseña un sistema de corriente impresa que convierta una estructura de acero en el cátodo.
- Elegir un ánodo de sacrificioElige un metal para la protección catódica del acero comparando potenciales de reducción.
Electrodeposición y refinación
- Montaje de una celda de plateado con plataElige las conexiones de los electrodos y el electrolito necesarios para recubrir un objeto con un metal dado mediante electrodeposición.
Explica por qué 5
Corrosión y protección
- Por qué el aluminio no se desmoronaExplica por qué el aluminio resiste la corrosión aunque su potencial de reducción indica que se oxida más fácilmente que el hierro.
Ley de Faraday
- Qué mide la constante de FaradayExplicar la constante de Faraday como la carga de un mol de electrones y relacionarla con el número de Avogadro y la carga del electrón.
Celdas electrolíticas y sus productos
- Cómo atraviesa la carga una sal fundidaExplica cómo la corriente se transporta a través de un electrolito mediante la migración de cationes y aniones hacia los electrodos de signo opuesto.
- ¿Por qué añadir sulfato de sodio al agua?Explica el papel de un electrolito no reactivo en la electrólisis del agua e indica el gas que se forma en cada electrodo.
Baterías y celdas de combustible
- Por qué las celdas de ion litio no contienen aguaExplica por qué una celda de litio de alto voltaje necesita un electrolito no acuoso, comparando sus potenciales de electrodo con la descomposición del agua.
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