Copia de pre_presentacion_15_eletroquimica_2021_2_cconislla_revJQ_corregido - Ernesto Montero Domínguez

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1
ELECTROQUIMICA
Pre –
Universitario
2021-2
15
2
¿Qué es la electroquímica?
Parte de la 
química que 
estudia las 
relaciones entre 
la energía 
eléctrica y la 
energía química 
(reacciones 
redox).
3
❑ Las reacciones redox, más aún las que son
espontáneas, se pueden llevar a cabo en
diversas circunstancias en las que no sería
posible aprovecharlas.
❑ Las celdas electroquímicas son dispositivos
que permiten aprovechar un proceso redox
espontáneo para producir energía o producir
una reacción redox no espontanea aplicando
corriente eléctrica
❑ La sección de un dispositivo electroquímico
donde ocurre una semirreacción se llama
semicelda (media-celda).
❑ Cuando el dispositivo es una pila (celda
galvánica) esta semicelda es el
compartimiento donde se lleva a cabo bien la
oxidación o la reducción y se denomina
semipila.
❑ Cada una de estas las ecuaciones químicas
que representan sólo un proceso de
reducción u oxidación se conoce como
semirreacción.
❑ Los electrones aparecen como productos
en la semirreacción de oxidación y como
reactivos en el proceso de reducción.
❑ Cuando aprendimos a balancear
ecuaciones redox vimos que en una
reacción de oxido-reducción el número de
electrones de ambas semirreacciones debe
ser igual.
Cu (s) → Cu
2+
(ac) + 2 e
– oxidación
2x(Ag+(ac) + 1 e
– → Ag (s)) reducción
2 Ag+(ac) + Cu (s) → 2 Ag (s) + Cu
2+
(ac)
Concepto de semireacción y semipila: oxidación y reducción
4
Potenciales de óxido-reducción: Potencial estándar de electrodo.
Potencial estándar de electrodo E°
El potencial es una propiedad
intensiva. Mide la fuerza relativa o
tendencia de una sustancia a oxidarse
o reducirse.
Como no es posible medir
experimentalmente el potencial de un
electrodo, su valor ha sido medido en
función del electrodo estándar de
hidrógeno:
(E° = 0,00 V) a 25 °C, 1 atm y a una
concentración 1M para los iones
involucrados.
Condiciones estándar 
T = 25oC
[𝐻+] = 1M
Pgas = 1 atm
Oxidación:
Diagrama de 
celda:
Pt | 𝐻2 (1 atm) | 𝐻
+ (1 M)
Reducción:
2𝐻(𝑎𝑐)
+ + 2𝑒−→ 𝐻2(𝑔)
Diagrama de 
celda:
𝐻+(1 M) | 𝐻2 (1 atm) | Pt
𝐸𝑜𝑥
𝑜 = 0,00 𝑉
𝐸𝑟𝑒𝑑
𝑜 = 0,00 𝑉
Electrodo estándar de 
hidrógeno
(EEH)
HCl 1M
Gas H2 a 1atm
hilo de Pt
𝐻2(𝑔) − 2𝑒
−→ 2𝐻(𝑎𝑐)
+
Potencial de electrodo: fuerza electromotriz de una celda en la cual el electrodo
de la izquierda es el electrodo estándar de hidrógeno y el electrodo de la lado
derecha es el electrodo en cuestión. (IUPAC “Gold Book”)
5
Potenciales de óxido-reducción: 
Potencial estándar de electrodo.
Para calcular el potencial de electrodo del cinc, se construirá el siguiente sistema:
Puente salino
Gas H2 a 
1atm
Electrodo 
de Pt
HCl(ac) 1M
Cl- K+
Zn
Zn+2
ZnCl2(ac) 1M
Cl-
Cl- K+
H+ Cl-
Zn(s) | Zn
2+
(ac)(1M) || 2H
+
(ac)(1M)| H2(g)(1atm) | Pt(s)
Ox: Zn(s) – 2e- → Zn
2+
(ac) 𝐸𝑜𝑥
𝑜 = ?
Red: 2H+(ac) + 2e- → H2(g) 𝐸𝑟𝑒𝑑
𝑜 = 0,00 𝑉
Zn(s) + 2H
+
(ac) → Zn
2+
(ac) + H2(g) 𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
𝑜 = 0,76 𝑉
0,76 = 𝐸𝑍𝑛/𝑍𝑛+2
𝑜 + 0, 0 𝑉
𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
𝑜 = 𝐸𝑜𝑥
𝑜 + 𝐸𝑟𝑒𝑑
𝑜
∴ 𝐸𝑜𝑥
𝑜 = 𝐸𝑍𝑛/𝑍𝑛+2
𝑜 = +0,76 𝑉
Diagrama de celda
6
H2(g) → 2 H
+(ac) + 2e-
Oxidación
ánodo
Cu2+ + 2e- → Cu(s) 
Reducción
cátodo
Membrana
POTENCIAL DEL COBRE CON RESPECTO AL ELECTRODO ESTANDAR DE HIDRÓGENO
𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
𝑜 = 𝐸𝑜𝑥
𝑜 + 𝐸𝑟𝑒𝑑
𝑜
0,34 = 0, 0 𝑉 + 𝐸𝐶𝑢+2/𝐶𝑢
𝑜
∴ 𝐸𝑟𝑒𝑑
𝑜 = 𝐸𝐶𝑢+2/𝐶𝑢
𝑜 = +0, 34𝑉
Ox: H2(g) – 2e- → 2H
+
(ac) 𝐸𝑜𝑥
𝑜 = 0,00 𝑉
Red: Cu2+(ac) + 2e- → Cu(s) 𝐸𝑟𝑒𝑑
𝑜 = ?
Cu2+(ac) + H2(g) → Cu(s) + 2H
+
(ac) 𝐸𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎
𝑜 = 0,34 𝑉
Pt(s)|H2(g)(1atm), 2H
+
(ac)(1M)|| Cu
2+
(ac)(1M)| Cu(s)
Diagrama de celda
7
Potenciales de óxido-reducción: Potencial estándar de 
electrodo.
8
Problema N°1.
¿Qué enunciado se relaciona mejor con el estudio de la electroquímica?
A. Relaciona la corriente eléctrica y las reacciones no redox.
B. Estudia la corriente eléctrica en relación con la ocurrencia de las
reacciones de metátesis.
C. Estudia las relaciones entre la corriente eléctrica y la ocurrencia de
reacciones redox.
D. Estudia la generación de corriente eléctrica alterna, debido a la ocurrencia
de reacciones redox no espontáneas.
E. Estudia la generación de corriente eléctrica alterna, debido a la ocurrencia
de reacciones redox espontáneas.
9
Problema N°2.
Indique la proposición correcta, según los enunciados descritos a continuación.
I. Los electrodos son conductores de la corriente eléctrica.
II. En todo proceso electroquímico, en el electrodo ánodo ocurre la oxidación y en
el cátodo ocurre la reducción.
III. El flujo de electrones se produce siempre del ánodo al cátodo, en cualquier
proceso electroquímico.
A) Solo I B) solo II C) solo III D) I y II E) I, II y III
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Problema N°3.
La electroquímica estudia la interrelación entre las reacciones químicas y la
corriente eléctrica. Por ejemplo, en los recubrimientos metálicos o en el
funcionamiento de las pilas y baterías. Con respecto a la electroquímica,
seleccione el valor de verdad (V o F) de las siguientes proposiciones.
I. Involucra todo tipo de reacciones químicas.
II. La unidad de carga eléctrica es el coulomb.
III. Las soluciones electrolíticas son conductores de primera especie.
A) VFF B) FVF C) VFV D) FVV E) FFF
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Celdas galvánicas, voltaicas o pilas
❑ Son dispositivos en donde se produce reacciones redox espontáneas.
❑ Se genera corriente eléctrica continua.
Pila de Daniell
Reacciones:
En el ánodo: Hay oxidación del Zn
En el cátodo: Hay reducción del 𝐶𝑢2+
𝑍𝑛 𝑠 𝑍𝑛(𝑎𝑐)
2+ + 2 𝑒− 𝐸°= +0,76 V
𝐶𝑢2+(𝑎𝑐) + 2 𝑒
− 𝐶𝑢 𝑠 𝐸
° = +0,34 𝑉
𝑍𝑛(𝑠) + 𝐶𝑢
2+
(𝑎𝑐) 𝑍𝑛(𝑎𝑐)
2+ + 𝐶𝑢 𝑠
𝑍𝑛(𝑠) + 𝐶𝑢(𝑁𝑂3)2(𝑎𝑐) 𝑍𝑛(𝑁𝑂3)2(𝑎𝑐)+ 𝐶𝑢 𝑠
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Potencial o fuerza electromotriz (fem) de la celda galvánica (E°)
𝐸° = 𝑓𝑒𝑚 = 𝐸(𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑐𝑖ó𝑛)
° + 𝐸(𝑟𝑒𝑑𝑢𝑐𝑐𝑖ó𝑛)
°
En la pila de Daniell, tenemos de tablas los potenciales de reducción a 25 °C:
𝐸° = 𝑓𝑒𝑚 = 𝐸(𝑍𝑛)
° + 𝐸(𝐶𝑢2+)
° = 0,76 V + 0,34 V = 1,10 V 
Notación de la celda galvánica o pila 
𝑍𝑛(𝑠) / 𝑍𝑛(𝑎𝑐)
2+ // 𝐶𝑢(𝑎𝑐)
2+ / 𝐶𝑢(𝑠)
Ánodo 
(Oxidación)
Cátodo 
(Reducción)
Puente salino o 
membrana porosa
Electrodo activo.- son aquellos que se oxidan o reducen en el proceso. Ej.: Zn, Cu
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Espontaneidad de una reacción redox
Electrodo inerte: son aquellos que no se oxidan o reducen en el 
proceso, solo transportan los electrones. Ej.: Pt, grafito.
Si
𝐸°𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 > 𝑂 → 𝑅𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛 𝑒𝑠𝑝𝑜𝑛𝑡á𝑛𝑒𝑎
𝐸° 𝑐𝑒𝑙𝑑𝑎 < 𝑂 → 𝑅𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛 𝑛𝑜 𝑒𝑠𝑝𝑜𝑛𝑡á𝑛𝑒𝑎
Electrodo inerte Electrodo inerte
14
¿Cuándo cesa la reacción en una pila?
❑ Al consumirse o gastarse el ánodo.
❑ Si se agota la concentración de los iones.
❑ Si se retira el puente salino o no trabaja la
membrana porosa.
(Pila o batería descargada)
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Problema N°4.
Identifique si cada una de las proposiciones es verdadera (V) o falsa (F) con
respecto a las celdas galvánicas.
I. Las reacciones ocurren espontáneamente
II. Generan energía eléctrica
III. Requieren de una fuente de voltaje para su funcionamiento.
A) VVV B) VVF C) VFV D) FVV E) FFV
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Problema N°5.
Identifique cuál de las alternativas no corresponde al componente de una
celda galvánica.
A) Ánodo
B) Cátodo
C) Fuente de voltaje
D) Solución electrolítica
E) Conductor de electrones
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Problema N°6.
Dados los siguientes potenciales estándar de reducción:
𝐼2 + 2𝑒
− → 2𝐼− E° = +0,53 V
𝐵𝑟2 + 2𝑒
− → 2𝐵𝑟− E° = +1,07 V
𝐶𝑙2 + 2𝑒
− → 2𝐶𝑙− E° = +1,36 V
Señale qué proposiciones son correctas:
I. El Cl2 es mejor agente oxidante que Br2 e I2.
II. El ion Cl– es mejor agente reductor que los iones Br– y I–.
III. El Br2(l) desplaza al ion l
– de su sal en una solución acuosa
A) VVV B) VFF C) VFV D) FVF E) FFV
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Celdas electrolíticas: Electrólisis.
Electrólisis
Se denomina electrólisis al proceso de aplicar
energía eléctrica para producir una reacción
redox no espontánea.
Una celda electrolíticaes aquel dispositivo
físico, donde se lleva a cabo la electrolisis.
Si recordamos la pila de Daniell, la reacción
espontánea entre Zinc y una solución de Cu2+
genera una fem de 1,103 V:
Zn(s) + Cu2+(ac) → Zn2+(ac) + Cu(s)
E°cel=1,103V
AHORA OBSERVE LA SIGUIENTE FIGURA:
¿En qué se diferencia de la pila de Daniell?
En este dispositivo, una fuente externa bombea el
flujo de electrones hacia el Zn haciéndolo actuar
como cátodo. La “batería” usada debe aplicar al
menos 1,103V para que ocurra la reacción:
Cu(s) + Zn2+(ac) → Cu2+(ac) + Zn(s) E°cel= –1,103V
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Celdas electrolíticas Componentes.
Celda o cuba electrolítica
La celda electrolítica no requiere un puente salino en su
constitución: Ambos electrodos pueden estar
inmersos en la misma solución. Analicemos las
semireacciones del proceso anterior:
Reducción: Zn2+(ac) + 2e– → Zn(s)
Oxidación: Cu(s) → Cu2+(ac) + 2e–
Cu(s) + Zn2+(ac)→ Cu2+(ac) + Zn(s)
𝑬𝒄𝒆𝒍
𝟎 = 𝑬
𝒁𝒏𝟐+/𝒁𝒏
𝟎 − 𝑬
𝑪𝒖𝟐+/𝑪𝒖
𝟎 = −𝟎, 𝟕𝟔𝟑𝑽 − 𝟎, 𝟑𝟒𝟎𝑽
= −𝟏, 𝟏𝟎𝟑𝑽
Las sustancias reactantes son ahora el ión Zn2+(ac)
en solución y el ánodo de Cu(s), por lo que ambos
electrodos pueden estar dentro de la solución de
Zn2+(ac) en un solo recipiente.
PARA LA ELECTRÓLISIS SE
REQUIERE:
• Fuente de corriente continua.
• Solución electrolítica.
• Cubeta o recipiente que contenga al
electrolito y los electrodos.
• Electrodos.
• Cables conductores.
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Celdas electrolíticas: Electrólisis de sales fundidas.
Batería
Na (l)
Semicelda Semicelda
Na+
Cl-
Cl- Na+
Na+
Na+ + e- → Na 2Cl- → Cl2 + 2e
-
Cl2(g) se libera
NaCl (l)
(-)
Cl-
(+)
Electrólisis del NaCl fundido (T  801°C)
Reducción: 2Na+(l) + 2e– → 2Na(l)
Oxidación: 2Cl– (ac) → Cl2(g) + 2e
–
2 Na+(l) + 2Cl– (ac) → 2 Na(l) + Cl2(g)
Batería
e
-
e
-(-) (+)
Na+
Cl-
Cl-
Cl-
Na+
Na+
cationes
migran
hacia el 
electrodo
(-) 
aniones
migran
hacia el
electrodo
(+) 
21
Celdas electrolíticas Electrólisis de sales acuosas.
Electrólisis del NaCl(ac) 
concentrado, agua de mar
Batería
+-
e
- e
-
NaCl (aq)
(-) (+)
Cátodo
Semi 
celda
diferente
ánodo
2Cl– → Cl2 + 2e
-
Na+
Cl-
H2O
¿Qué se 
reduciría en el 
cátodo
Posibles reducciones:
Na+(ac) + e
– → Na(s) E°red = –2,71V
2H2O(l) + 2e
– → H2(g) + 2OH
–
(ac) E°red = –0,83V
Posibles oxidaciones:
2H2O(l)→ O2(g) + 4H
+
(ac) + 4e
– E°ox = –1,23V
2Cl–(ac)→ Cl2(s) + 2e
– E°ox = –1,36V*
Reducción: 2H2O(l) + 2e
– → H2(g) + 2OH
–(ac)
Oxidación: 2Cl–(ac)→ Cl2(g) + 2e
–
2H2O(l) + 2Cl
–
(ac)→ H2(g) + Cl2(g) + 2OH
–
(ac)
*Con el sobrepotencial la oxidación del H2O requiere
1,48 V
Producto anódico: Cl2(g)
Producto catódico: H2(g)
Subproducto: NaOH(ac)
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Electrólisis del agua (medio ácido)
Celdas electrolíticas: Electrólisis del agua 
acidulada (solución diluida de H2SO4).
Producto anódico: O2(g)
Producto catódico: H2(g)
Potencial aplicado > 1,23 V
Batería
Ánodo
Cátodo
Oxidación Reducción
Solución de H2SO4 diluido
Posibles reducciones:
2H+(ac) + 2e
– → H2(g) E°red = 0 V
2H2O(l) + 2e
– → H2(g) + 2OH
–
(ac) E°red = –0,83V
Posibles oxidaciones:
2H2O(l)→ O2(g) + 4H
+
(ac) + 4e
– E°ox = –1,23V
¿2SO4
2–
(ac)→ S2O8
2–
(ac) + 2e
– E°ox = –2,01V?
Reducción: 4H+(ac) + 4e
– → 2 H2(g)
Oxidación: 2H2O(l)→ O2(g) + 4H
+
(ac) + 4e
–
2H2O(l)→ 2 H2(g) + O2(g)
23
Electrólisis del agua (medio neutro)
Celdas electrolíticas: Electrólisis del agua 
(solución diluida de Na2SO4).
Producto anódico: O2(g)
Producto catódico: H2(g)
Potencial aplicado > 2,06 V
Posibles reducciones:
Na+(ac) + e
– → Na(s) E°red = –2,71V
2H2O(l) + 2e
– → H2(g) + 2OH
–
(ac) E°red = –0,83V
Posibles oxidaciones:
2H2O(l)→ O2(g) + 4H
+
(ac) + 4e
– E°ox = –1,23V
¿2SO4
2–
(ac)→ S2O8
2–
(ac) + 2e
– E°ox = –2,01V?
Reducción: 4H2O(l) + 4e
– → 2H2(g) + 4OH
–
(ac)
Oxidación: 2H2O(l)→ O2(g) + 4H
+
(ac) + 4e
–
2H2O(l)→ 2 H2(g) + O2(g)
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Celdas electrolíticas: Electrólisis de solución de CuSO4.
Electrólisis de CuSO4(ac)
Posibles reducciones:
Cu2+(ac) + 2e
– → Cu(s) E°red = +0,34 V
2H2O(l) + 2e
– → H2(g) + 2OH
–
(ac) E°red = –0,83V
Posibles oxidaciones:
2H2O(l)→ O2(g) + 4H
+
(ac) + 4e
– E°ox = –1,23V
¿2SO4
2–
(ac)→ S2O8
2–
(ac) + 2e
– E°ox = –2,01V?
Reducción: 2 Cu2+(ac) + 4e
– → 2 Cu(s)
Oxidación: 2H2O(l)→ O2(g) + 4H
+
(ac) + 4e
–
2 Cu2+(ac) + 2 H2O(l)→ 2 Cu(s) + O2(g) + 4H
+
(ac)
Producto anódico: O2(g)
Producto catódico: Cu(s)
Batería
Ánodo Cátodo
Oxidación Reducción
Solución de CuSO4 diluido
Cu2+(ac) + 2e– → Cu(s) 
25
Celdas electrolíticas: Primera ley de Faraday.
Primera ley de Faraday
La masa de una sustancia que
se deposita o libera durante la
electrólisis es directamente
proporcional a la “cantidad
absoluta de electricidad”
(carga eléctrica) transferida
en este electrodo.
𝒎𝒙 =
𝑰 × 𝒕 × 𝑬𝒒𝒙
𝑭
=
𝑰 × 𝒕 × ഥ𝑴𝒙
𝜽𝒙 × 𝑭
mx = masa de la sustancia “x” depositada o liberada en el
electrodo analizado.
𝑬𝒒𝒙 = masa equivalente de la sustancia “x”
ഥ𝑴𝒙 = masa molar de la sustancia “x”
𝜽𝒙 = equivalentes por cada mol de la sustancia “x” ·
I = Intensidad de corriente eléctrica (A = C s-1)
t = tiempo (s)
F = cte. de Faraday ≈ 96500 C eq–1
❑ ¿Cuántos gramos de Cu se depositarán en 3,00
horas si se hace pasar una corriente 2,00 amperios a
través de una solución 1M de CuSO4(ac)? 𝐴𝑟 𝐶𝑢 =
63,5
26
+ + +- - -
1,0 M Au+3 1,0 M Zn+2 1,0 M Ag+
Celdas electrolíticas: Segunda ley de Faraday.
Segunda ley de Faraday
La masas de distintas sustancias depositadas (o liberadas) en un electrodo por
la misma “cantidad de electricidad” son directamente proporcionales al
equivalente químico de cada una.
#𝒆𝒒𝒊 =
𝒎𝒊
ഥ𝑬𝒒𝒊
=
𝑰 × 𝒕
𝑭
= 𝒄𝒕𝒆
battery
Au+3 + 3e- → Au Zn+2 + 2e- → Zn Ag+ + e- → Ag
e-
e-
e-
e- e-
27
Aplicaciones comunes de la electroquímica
Aplicaciones de los procesos
galvánicos
Pilas seca o de Leclanche
Baterías de Ni-Cd 
(NICAD)
Acumulador de plomo-ácido
Pilas alcalinas
28
Problema N°7.
A través de una serie de soluciones acuosas pasan 50000 coulombs, si
las soluciones fueran de Au+3, Zn+2 y Ag+, ¿Qué masas de Au, Zn y Ag se
depositarán respectivamente en los cátodos de cada celda?
DATO: 𝐴𝑟: 𝐶𝑢 = 63,5; 𝐴𝑔 = 108; 𝐴𝑢 = 197
29
Problema N°8.
Respecto a la electrólisis de una solución acuosa de NiSO4
de concentración 0,1 M, indique verdadero (V) o falso (F) según
corresponda:
Dato: M(Ni)=58,7 g/mol
I. En el cátodo se deposita níquel metálico.
II. En el ánodo se libera hidrógeno gaseoso.
III. Al paso de 2 Faraday de electricidad se depositará 58,7 g de níquel en
el electrodo negativo.
A) VVF B) VFV C) VVV D) FVV E) FFV
30
Problema N°9.
Se hace circular una corriente eléctrica por soluciones acuosas de AgNO3 0,2M
y H2SO4 0,1M, ambas eparadas en dos celdas conectadas en serie. En el
cátodo de la primeracelda se depositaron 4,6 gramos de plata. Calcule el
volumen de hidrógeno (mL) recogido sobre agua a 20°C y 800 mmHg en el
cátodo de la segunda celda electrolítica. Considere el uso de electrodos inertes
de platino como cátodos de ambas celdas
Dato: (Ar: H=1; Ag=108) ; 𝑃𝑣𝐻2𝑂
20 °𝐶=17,5 mmHg
A) 497,6 B) 286,5 C) 782,7 D) 499,8 E) 377,8
31
Aplicaciones comunes de la electroquímica
Celda de combustible
Una celda de
combustible es una
celda electroquímica
que requiere un aporte
continuo de reactivos
para su funcionamiento
Ánodo : 
Cátodo : O2(g) + 2H2O(l) + 4e
-
→ 4OH-(ac)
2H2(g) + 4OH
–
(ac) → 4H2O(l) + 4e
-
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)
Ánodo Cátodo
Electrodo de carbón
poroso con Ni
Oxidación
Electrodo de carbón
poroso con Ni y NiO
Reducción
32
Aplicaciones comunes de la electroquímica
CátodoÁnodo
Aire
Agua
Hierro
Herrumbre
Corrosión
El hierro se oxida en
presencia del oxígeno y agua
del ambiente.
Los electrones se desplazan
desde una zona anódica a
una catódica.
Protección catódica
Al conectar a un objeto de hierro una
barra de magnesio, este último por
tener mayor potencial de oxidación
que el hierro se convertirá en el ánodo
del sistema y el hierro, al ser el cátodo
no se oxidaría.
33Aplicaciones comunes de la electroquímica
Aplicaciones de la
electrólisis
• Obtención de
elementos metálicos
como el Na, K, Ca, Al,
etc, elementos no
metálicos como H2, Cl2,
O2, Br2, etc.,
• Recubrimientos de
superficies metálicas
(electrodeposición)
• Obtención de metales
con alta pureza
(electrorefinación).
Obtención de sustancias simples 
(Electrosíntesis)
Celda electrolítica ideada por Hall para producir aluminio metálico.
34
Aplicaciones comunes de la electroquímica
El sodio metálico se
produce en la industria en
celdas Downs,
electrolizando una mezcla
fundida de cloruro de
sodio y cloruro de calcio.
La presencia de 𝐶𝑎𝐶𝑙2
permite que la celda
funcione a menor
temperatura, porque el
punto de fusión
aproximado de la mezcla
de NaCl – 𝐶𝑎𝐶𝑙2
(aproximadamente 580 °C)
es bastante menor que el
del NaCl puro (801 °C)
Corte de una celda Downs para producción comercial de sodio
metálico por electrólisis de cloruro de sodio fundido. El diseño
de la celda mantiene al sodio y al cloro separados entre sí, así
como fuera del contacto con el aire.
35
Aplicaciones comunes de la electroquímica
La purificación de un metal por electrólisis se llama electrorefinación. Por ejemplo,
el cobre impuro obtenido de los minerales se convierte en cobre puro en una celda
electrolítica con ánodo de cobre impuro y cátodo de cobre puro. El electrolito es
una disolución acuosa de sulfato de cobre (no hay liberación de gases).
36
Aplicaciones comunes de la electroquímica
Cuba electrolítica
representando la
conductividad. Para
recubrir los metales
con una capa delgada
de plata (Ag) (platear)
se emplea la
electrodeposición,
donde el objeto que se
plateará se coloca en el
cátodo y la plata en el
ánodo.
37
Problema N°10.
Identifique la proporción donde no implica una aplicación de la
electroquímica.
A) Celdas de combustible
B) Autos con baterías de litio
C) Protección catódica para evitar la corrosión
D) Recubrimiento con pintura para evitar la corrosión
E) Marcapasos para el corazón
38
Problema N°11.
Una forma de proteger de la corrosión y darle un fino acabado a una
pistola es realizar un proceso de niquelado, el cual se lleva a cabo en un
baño que contiene una solución acuosa de sulfato niqueloso (NiSO4).
Seleccione la alternativa que contenga el electrodo en el cual se
debe colocar la pistola y la sustancia que se genera en el otro electrodo.
A) cátodo y S (s) en el ánodo. B) ánodo y H2(g) en el cátodo.
C) cátodo y O2(g) en el ánodo. D) ánodo y Ni(s) en el cátodo.
39
Problema N°12.
Los procesos electroquímicos pueden ser electrolíticos o galvánicos,
los cuales son espontáneos o no espontáneos, es decir, si necesitan
corriente eléctrica o si la originan. Con respecto a los procesos
electroquímicos, seleccione la alternativa INCORRECTA:
A) En ambos se llevan a cabo semirreacciones de oxidación y
reducción.
B) En los galvánicos se producen reacciones redox espontáneas.
C) Hacen uso de dos electrodos denominados ánodo y cátodo.
D) En los electrolíticos se usan puentes salinos.
E) En las galvánicos el electrodo ánodo tiene polaridad negativa.