5 Química - CARLOS DANIEL VILLAVICENCIO PESANTEZ

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QUÍMICA
Temas:
▪ Equilibrio iónico 
▪ Electroquímica 
I. EQUILIBRIO IÓNICO 
Es un estado estable que alcanzan los ácidos y bases débiles al disociarse parcialmente en el agua a una cierta 
temperatura. 
1.1 ÁCIDOS DÉBILES 
𝐻𝐴(𝑎𝑐) ⇌ 𝑯(𝒂𝒄)
𝟏+ + 𝐴(𝑎𝑐)
1−
𝐾𝑎 =
𝐻1+ 𝐴1−
𝐻𝐴
1.2 BASES DÉBILES 
𝐵(𝑎𝑐) + 𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝑶𝑯(𝒂𝒄)
𝟏− + 𝐵𝐻(𝑎𝑐)
1+ 𝐾𝑏 =
𝑂𝐻1− 𝐵𝐻1+
𝐵
1.3 AUTOIONIZACIÓN DEL AGUA 
𝐻2𝑂(𝑙) ⇌ 𝐻(𝑎𝑐)
1+ + 𝑂𝐻(𝑎𝑐)
1− 𝐾𝑤 = 𝐻
1+ 𝑂𝐻1−
A cualquier temperatura el agua pura es neutra.
A 25 °C se cumple:
𝐾𝑤 = 1,0𝑥10
−14, 𝐻1+ = 𝑂𝐻1− = 1,0𝑥10−7𝑚𝑜𝑙𝐿
1.4 POTENCIAL DE HIDRÓGENO (pH) 
pH= −𝑙𝑜𝑔 𝐻1+ A 25 °C: 𝑝𝐻 + 𝑝𝑂𝐻 = 14
𝒑𝑯 < 𝟕 → 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 á𝒄𝒊𝒅𝒂
𝑝𝐻 = 7 → 𝑠𝑜𝑙𝑢𝑐𝑖ó𝑛 𝑛𝑒𝑢𝑡𝑟𝑎
𝒑𝑯 > 𝟕 → 𝒔𝒐𝒍𝒖𝒄𝒊ó𝒏 𝒃á𝒔𝒊𝒄𝒂
Es una medida del grado de acidez de una solución 
acuosa diluida.
El agua se autoioniza generado iones porque es 
anfótero. 
Tienen una constante de acidez (𝐾𝑎) el cual está 
relacionado con su fuerza de acidez.
A mayor 𝐾𝑎, mayor fuerza de acidez 
HClO < 𝐻𝑁𝑂2
𝑲𝒂 = 𝟑, 𝟐𝒙𝟏𝟎
−𝟖 𝑲𝒂 = 𝟒, 𝟓𝒙𝟏𝟎
−𝟒
Tienen una constante básica (𝐾𝑏) el cual está 
relacionado con su fuerza básica.
A mayor 𝐾𝑏, mayor fuerza básica.
N2H4 < 𝑁𝐻3
𝑲𝒃 = 𝟏, 𝟕𝒙𝟏𝟎
−𝟔 𝑲𝒃 = 𝟏, 𝟖𝒙𝟏𝟎
−𝟓
𝐾𝑎 = 𝛼
2𝐶𝑖
𝐾𝑏 = 𝛼
2𝐶𝑖
II. ELECTRÓLISIS 
Consiste en generar una reacción redox no espontánea por acción de la energía eléctrica. 
2.1 ELECTRÓLIS DEL CLORURO DE SODIO FUNDIDO, 𝑵𝒂𝑪𝒍(𝒍)
2.2 ELECTRÓLIS DE LA SALMUERA, 𝑵𝒂𝑪𝒍(𝒂𝒄)
2.3 ASPECTO CUANTITATIVO DE LA ELECTRÓLISIS
2.3.1 PRIMERA LEY DE FARADAY
2.3.2 SEGUNDA LEY DE FARADAY
1𝐹 ≡ 1𝑚𝑜𝑙𝑒− ≡ 96 500 𝐶 ≡ 1𝐸𝑞 − 𝑔
La masa producida o descompuesta de una sustancia es 
directamente proporcional a la cantidad de electricidad consumida. 
𝑚𝑥 =
ഥ𝑀𝑥𝐼. 𝑡
𝜃𝑥96500
ഥ𝑀𝑥:𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 𝑑𝑒 𝑋
𝐼: 𝑖𝑛𝑡𝑒𝑛𝑠𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑐𝑜𝑟𝑟𝑖𝑒𝑛𝑡𝑒 (𝐴)
𝑡: 𝑡𝑖𝑒𝑚𝑝𝑜(𝑠)
𝜃: 𝑛° 𝑑𝑒 𝑒−𝑔𝑎𝑛𝑎𝑑𝑜𝑠 𝑜 𝑝𝑒𝑟𝑑𝑖𝑑𝑜𝑠
En las celdas electrolíticas conectadas en serie, las masas que se 
producen de las sustancias en los electrodos es proporcional a su 
respectivo peso equivalente.
𝑚𝑥
𝑃𝐸(𝑥)
=
𝑚𝑦
𝑃𝐸(𝑦)
Electrolito Cátodo (-) Ánodo (+)
𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑙)
El catión 𝑁𝑎1+se reduce.
2𝑁𝑎1+ + 2𝑒− → 2𝑁𝑎(𝑙)
0
El anión 𝐶𝑙1−se oxida.
2𝐶𝑙1− → 𝐶𝑙2(𝑔) + 2𝑒
−
Rxn neta: 2𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑙) → 2𝑁𝑎(𝑙) + 𝐶𝑙2(𝑔)
Electrolito Cátodo (-) Ánodo (+)
𝑁𝑎𝐶𝑙(𝑎𝑐)
El ion 𝑁𝑎1+no se reduce. 
El agua se reduce 
liberando 𝐻2(𝑔)
El anión 𝐶𝑙1−se oxida.
2𝐶𝑙1− → 𝐶𝑙2(𝑔) + 2𝑒
−
a) Los cationes del grupo IA y IIA no se reducen, el agua se reduce 
liberando 𝐻2(𝑔) y 𝑂𝐻
1−.
b) Los cationes del grupo B se reducen hasta su forma elemental
c) Los oxoaniones 𝑁𝑂3
1−𝑦 𝑆𝑂4
2− no se oxidan. El agua se oxida 
liberando 𝑂2(𝑔). 
III. CELDAS GALVÁNICAS 
Son dispositivos que generan energía eléctrica a partir de una reacción redox espontanea 
3.1 DIAGRAMA DE UNA CELDA GALVÁNICA 
𝑍𝑛(𝑠) 𝑍𝑛(𝑎𝑐,1𝑀)
2+ |𝐶𝑢(𝑎𝑐,1𝑀)
2+ |𝐶𝑢(𝑠)
Ánodo (–)
(oxidación)
Cátodo (+)
(reducción)
Puente salino
(cierra el circuito 
eléctrico y mantiene la 
electroneutralidad)
Los electrones fluyen desde el ánodo hacia el cátodo 
porque se establece una diferencia de potencial eléctrico o 
voltaje de la celda (𝑬𝒄𝒆𝒍𝒅𝒂)
3.2 POTENCIAL ESTANDAR DE REDUCCIÓN (𝑬𝒓𝒆𝒅
° ) 
A mayor valor del 𝐸𝑟𝑒𝑑
° , la sustancia tiene mayor 
tendencia a ganar electrones (mejor agente oxidante) 
El 𝐸𝑟𝑒𝑑
° , es una propiedad intensiva. 
La oxidación y reducción son procesos 
inversos:
𝑬𝒐𝒙
° = −𝑬𝒓𝒆𝒅
°
𝑍𝑛2+|𝑍𝑛 𝐸𝑟𝑒𝑑
° =-0,76V
𝐴𝑔1+|𝐴𝑔 𝐸𝑟𝑒𝑑
° = +0,80V Según la fuerza oxidante:
𝑍𝑛2+ < 𝐴𝑔1+
Según la fuerza reductora:
𝑍𝑛 > 𝐴𝑔
𝑍𝑛 |𝑍𝑛2+ 𝐸𝑜𝑥
° = +0,76V
𝐴𝑔 |𝐴𝑔1+ 𝐸𝑜𝑥
° = −0,80V
𝑁𝑖(𝑎𝑐)
2+ + 2𝑒− → 𝑁𝑖(𝑠) 𝐸𝑟𝑒𝑑
° = − 0,25 𝑉
3𝑁𝑖(𝑎𝑐)
2+ + 6𝑒− → 3𝑁𝑖(𝑠) 𝐸𝑟𝑒𝑑
° = − 0,25 𝑉
A mayor valor del 𝐸𝑜𝑥
° , la sustancia tiene mayor tendencia a 
oxidarse (mejor agente reductor) y será el ánodo de la celda 
galvánica. 
Ánodo (–): Zn
Cátodo(+): Ag
3.4 CORROSIÓN 
Condiciones estándar: P= 1 atm, T=25 °C, 𝑖𝑜𝑛 = 1 𝑀
𝑬𝒄𝒆𝒍𝒅𝒂
° = 𝑬𝒐𝒙
° + 𝑬𝒓𝒆𝒅
°
Si 𝑬𝒄𝒆𝒍𝒅𝒂
° > 0 → rxn redox espontánea
Si 𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
° < 0 → rxn redox no espontánea
3.3 ESPONTANIEDAD DE UNA REACCIÓN REDOX 
Ejemplo: al introducir una lámina de hierro en una 
solución de 𝑁𝑖𝑆𝑂4 𝑎𝑐 1𝑀. ¿Ocurrirá la reacción? 
𝐹𝑒2+|𝐹𝑒 𝐸𝑟𝑒𝑑
° = −0,44V 𝑁𝑖2+|𝑁𝑖 𝐸𝑟𝑒𝑑
° =–0,25V
La lámina de hierro tiende a oxidarse:
𝐹𝑒(𝑠) → 𝐹𝑒(𝑎𝑐)
2+ + 2𝑒− 𝐸𝑜𝑥
° = +0,44 𝑉
El ion níquel de la solución tiende a reducirse:
𝑁𝑖(𝑎𝑐)
2+ + 2𝑒− → 𝑁𝑖(𝑠) 𝐸𝑟𝑒𝑑
° = −0,25 𝑉
La reacción neta es:
𝑭𝒆(𝒔)+ 𝑵𝒊(𝒂𝒄)
𝟐+ → 𝑭𝒆(𝒂𝒄)
𝟐+ + 𝑵𝒊(𝒔) 𝑬𝒄𝒆𝒍𝒅𝒂
° = +𝟎, 𝟏𝟗 𝑽 > 𝟎
La reacción redox es espontánea.
El Fe reduce al ion 𝑁𝑖2+.
El ion 𝑁𝑖2+ oxida al Fe.
Es el ataque destructivo que 
experimentan los metales por 
reacción química o electroquímica 
con su entorno (agente corrosivo). En la corrosión se altera las 
propiedades físicas y 
químicas del hierro. 
Factores que influyen:
a) La naturaleza química del metal y del agente corrosivo.
b) La concentración del agente corrosivo.
c) La presencia de los electrolitos. 
d) La temperatura 
Medidas de protección contra la corrosión:
a) Proteger a los metales con una capa de pintura
b) Electrodeposición: cromado, niquelado, zincado, etc.
c) Galvanizado: sumergir hierro en Zn líquido
d) Protección catódica: se utilizan metales más activos 
(ánodo de sacrificio) para proteger al hierro (cátodo).
𝑍𝑛 |𝑍𝑛2+ 𝐸𝑜𝑥
° = +0,76V (ánodo)
𝐹𝑒 |𝐹𝑒2+ 𝐸𝑜𝑥
° = −0,44V (cátodo)
¡Gracias!