(12) Electroquimica

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PRÁCTICA DIRIGIDA DE QUÍMICA UNMSM 
TEMA: ELECTROQUÍMICA 
 
 
 
La electroquímica es una rama de la química que 
estudia la transformación entre la energía eléctrica y 
la energía química (reacciones REDOX) 
Los procesos electroquímicos se dividen en 
electrolíticos (electrólisis) y galvánicos 
 
 
 
Es aquel proceso, por el cual se realiza la 
descomposición de una sustancia química llamado 
electrolito mediante una reacción REDOX, 
provocada por acción de la corriente eléctrica 
continua, por lo tanto, es un proceso no espontaneo y 
endoenergético 
Estos procesos se llevan a cabo en celdas llamadas 
electrolíticas, las que contienen al electrolito y los 
electrodos respectivos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
� Celda o cuba electrolítica 
Es un recipiente que contiene la solución 
electrolítica y los electrodos. En las celdas 
electrolíticas son las que se llevan a cabo 
reacciones no espontaneas. 
� Electrolito 
Sustancia que permite la conducción eléctrica a 
través de sus iones en movimiento, generalmente 
se descomponen en el proceso. Son 
principalmente compuestos iónicos fundidos o 
disueltos en agua 
 
� Electrodo 
Son materiales Son barras sólidas conductoras de 
la electricidad que en contacto con el electrolito 
logran la reacción de oxidación y reducción. 
Pueden ser: 
• Activos: Participan en la reacción y por lo 
tanto sufren cambios químicos durante el 
proceso. Ejemplos: Zn, Cu, Ag, Fe, Sn, etc. 
• Inertes: No sufren cambios químicos en el 
proceso. Ejemplos: Grafito, Pt, etc. 
 
� Fuente de corriente continua 
Transporta los electrones hacia la celda 
electrolítica, para generar un fenómeno químico. 
Pueden ser: pilas, baterías, generadores eléctricos. 
 
 
 
 
1. ELECTRÓLISIS DEL CLORURO DE 
SODIO FUNDIDO (NaCl(l)) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ELECTROQUÍMICA 
 ELECTRÓLISIS 
ASPECTOS CUALITATIVOS DE LA 
ELECTRÓLISIS 
ELEMENTOS DE UNA CELDA 
ELECTROLÍTICA 
Na+1 
I 
Ánodo 
 (+) 
Cátodo 
(-) 
f.e.m 
Na+1 Cl- 
Cl- 
xy 
x+1 y-1 Electrolito 
Electrodo 
Fuente de voltaje 
(tensión) C.C. 
e-
Flujo electrónico 
Ánodo (+) 
Cátodo (-) 
Celda Electrolítica 
Cl2 
 “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria” 
 
 
 
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El cloruro de sodio líquido (fundido) es un electrolito 
fuerte que se disocia totalmente en sus iones sodio 
(Na+) y cloruro (Cl-); los iones sodio se desplazan 
hacia el cátodo y los iones cloruro lo harán hacia el 
ánodo. 
Las reacciones que se producen en la superficie de 
los electrodos son las siguientes: 
 
Cátodo: Reducción del sodio 
 ( Na(l)
+1 + 1e- → Na(l) ) x 2 
Ánodo: Oxidación del cloro 
 2 Cl(l)
-1 + 2e- → Cl2(g) 
Reacción neta: 
 2 NaCl(l) → Cl2(g) + 2 Na(l) 
 
 
2. ELECTRÓLISIS DEL AGUA ACIDULADA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Se forma oxígeno en el ánodo, pero en el cátodo se 
obtiene hidrógeno. 
Las reacciones que se producen en la superficie de 
los electrodos son las siguientes: 
 
Cátodo: Reducción del agua 
 (2H2O(l) + 2e
- → H2(g) + 2 OH(ac)
-1) x 2 
Ánodo: Oxidación del agua 
 2 H2O(l) + 4e
- → O2(g) + 4 H(ac)
+1 
Reacción neta: 
 2 H2O → 2H2 + O2 
 
ESPECIES IÓNICAS EN DISOLUCIÓN 
ACUOSA QUE NO PARTICIPAN EN EL 
PROCESO REDOX 
 
� Cationes: Los metales alcalinos (Li+1, Na+1, K+1, 
Rb+1y Cs+1) no se reducen porque su potencial de 
reducción es menor que la del agua (-0,83 voltios) 
� Aniones: Los oxianiones como el nitrato (NO3
-1), 
sulfato (SO4
-2), fosfato (PO4
-3), perclorato (ClO4
-1) 
y permanganato (MnO4
-1) principalmente no se 
oxidan porque el átomo central actúa con su 
máximo número de oxidación, el agua es quien se 
oxida obteniéndose O2(g). 
 
 
 
 
� Intensidad de Corriente( i ) 
Es una medida de la cantidad de carga eléctrica 
(Q) que fluye a través de un conductor eléctrico 
en un intervalo de tiempo (t). Se mide con un 
amperímetro. 
t
Q
i = 
 
� Faraday ( F ) 
Representa la cantidad de carga de un mol de 
electrones, la cual es capaz de descomponer o 
producir 1Eq-g de una cierta sustancia. 
 
C96500emol1F1 ><>< − 
 
 
 
“La masa que se deposita o libera en un electrodo es 
directamente proporcional a la cantidad de 
electricidad que atraviesa el electrolito ya sea fundido 
o en disolución” 
 
 
 
 
Donde: Peq (peso equivalente) 
 
 
 
 “Si por dos o más celdas conectadas en serie pasa la 
misma cantidad de electricidad, la cantidad de 
sustancia depositada o liberada en los electrodos es 
proporcional a sus pesos equivalentes” 
 
 
 
 
Primera Ley de Faraday 
ASPECTOS CUANTITATIVOS DE LA 
ELECTRÓLISIS 
 
Segunda Ley de Faraday 
) 
 
H2O 
I 
Ánodo 
 (+) 
Cátodo 
(-) 
f.e.m 
H2O 
H2(g) O2(g) 
H+ 
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Las pilas o celdas galvánicas son dispositivos experimentales que producen corriente eléctrica continua a partir de 
reacciones REDOX espontáneas, en otras palabras consiste en el estudio de la conversión de la energía química en 
energía eléctrica. 
Ejemplo: Pila de Daniell 
 
 
¿Cómo funciona una celda galvánica? 
Una celda galvánica está formada por dos semiceldas. Generalmente, una semicelda está formada por un electrodo 
o lámina de un metal sumergido en una solución salina del mismo metal. 
En la semicelda anódica ocurren las oxidaciones, mientras que en la semicelda catódica ocurren las reducciones. El 
electrodo anódico, conduce los electrones que son liberados en la reacción de oxidación, hacia los conductores 
metálicos. Estos conductores eléctricos conducen los electrones y los llevan hasta el electrodo catódico; los 
electrones entran así a la semicelda catódica produciéndose en ella la reducción. 
 
Puente salino 
Un puente salino se compone de un tubo en forma de "U" que contiene una solución muy concentrada de un 
electrólito, (por ejemplo: NaNO3(ac), NH4NO3(ac), NaCl(ac), KNO3(ac), entre otros) cuyos iones no reaccionan con los 
otros iones de la celda ni con el material de los electrodos. 
El puente salino cumple las siguientes funciones: 
 
� Permite el contacto eléctrico entre las dos semiceldas. 
� Evita que se mezclen las dos soluciones. 
� Mantiene la neutralidad eléctrica en cada semicelda. 
 
Recuerda que: 
 
� La oxidación se produce en el ánodo y la reducción en el cátodo. 
� Los electrones fluyen espontáneamente desde el ánodo negativo hacia el cátodo positivo. 
CELDAS GALVÁNICAS 
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� El circuito eléctrico se completa por el movimiento de los iones en solución: Los aniones se mueven hacia el 
ánodo y los cationes hacia el cátodo. 
� Los compartimientos de la celda pueden estar separados por una barrera de vidrio poroso (como en la celda de 
Daniell) o por un puente salino (como en el esquema anterior). 
 
NOTACIÓN O DIAGRAMA DE UNA CELDA GALVÁNICA 
 
La celda galvánica, como la que se muestra en la pila de Daniell, convencionalmente se describe utilizando la 
siguiente notación: 
 
 
 
 Una notación alternativa para esta celda podría ser: 
 
 
 
Donde se aplica lo siguiente: 
 
� (s) denota sólido. 
� (ac) significa un medio o acuoso. 
� La barra vertical, /, denota una interfase. 
� La doble barra vertical, //, denota una unión líquida para la que el potencial de unión es cero, tal como un puente 
salino 
 
 
 
La corriente eléctrica fluye debido a una diferencia de potencial entre los dos electrodos, llamada fuerza 
electromotriz (fem, ∆ε). 
Matemáticamente, el potencial de una celda o pila está determinado por: 
 
 
 
 
 
 
1. Marque verdadero (V) o falso (F) respecto a la 
electroquímica. 
 
I. Estudia los fenómenos de interacción entre la 
corriente eléctrica y las reacciones redox. 
II. La corriente eléctrica es el flujode electrones 
en un conductor. 
III. Los conductores se clasifican de primera y 
segunda especie. 
IV. Los electrodos conducen la corriente 
eléctrica y en sus superficies se producen las 
reacciones redox. 
 
 A) VFVF B) VVVV C) FVFV 
 D) VVFF E) FFFV 
 
2. Indique la alternativa correcta 
 
A) Los electrodos ánodo y cátodo solo pueden ser 
metálicos. 
B) La electrólisis no requiere de la corriente 
eléctrica. 
C) Los procesos electroquímicos se dividen en 
electrolíticos y galvánicos. 
D) En la celda Galvánica el proceso ocurre usando 
corriente eléctrica. 
E) Los electrolitos pueden ser solamente 
soluciones iónicas. 
 
3. Considerando la electrólisis del NaCl fundido, 
identifique la semireaccion que ocurre en el 
cátodo. 
 
A) 2 Cl-1(ac) → Cl2(g) + 2 e
- 
B) 2 H2O(l) + 2 e
- → H2(g) + 2 OH
-1 
C) 2 Cl-1(l) → Cl2(g) + 2 e
- 
D) 2 Na+1(l) + 2 e
- → 2 Na(s) 
(ánodo) Zn(s) / ZnSO4(ac) // CuSO4(ac) / Cu(s) (cátodo) 
Zn(s) / Zn
+2
(ac) // Cu
+2
(ac) / Cu(s) 
FUERZA ELECTROMOTRIZ DE LAS PILAS (fem) 
 
∆ε∆ε∆ε∆εº = εεεεº
red
 ++++ εεεεº
ox
 
SEMANA Nº 13: ELECTROQUÍMICA 
 
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E) 2 Cl-1(ac) + 2 H2O(l) → Cl2(g) + H2(g) + 2 e
- 
 
4. El peso equivalente del metal relacionado a la 
electrólisis de las sustancias: Zn(NO3)2(ac) ; 
AgNO3(ac) ; CuSO4(ac) son respectivamente. 
 Dato: P.A (Zn= 65,40; Cu= 63,5; Ag=108) 
 
A) 65,40 ; 108 ; 63,5 
B) 32,70 ; 54 ; 31,75 
C) 32,70 ; 108 ; 63,5 
D) 65,40 ; 54 ; 31,75 
E) 32,70 ; 108 ; 31,75 
 
5. ¿Cuántos Faradays se necesitan para la reducción 
de 6 moles de Mg+2 a Mg? 
 
 A) 6 B) 12 C) 4 D) 3 E) 24 
 
6. Para que se depositen 3,27g de Zn a partir de 
ZnSO4(ac) se necesitan…………..Coulomb. 
 Dato: P.A(Zn= 65,4) 
 
 A) 95500,0 B) 643,3 C) 3216,4 
 D) 9650,0 E) 96,5 
 
7. A través de una solución de CuCl2 se hace circular 
una corriente eléctrica de 2,5 amperios durante 15 
minutos. ¿Cuál será la masa de cobre en gramos 
depositada en el cátodo? 
 Dato: P.A(Cu = 63,5) 
 
 A) 2,22 B) 1,48 C) 0,74 
 D) 2,96 E) 3,70 
 
8. Calcular la intensidad de corriente eléctrica en 
amperios necesaria para depositar 12g de hierro 
de una solución de FeCl3 en 20 minutos. 
 Dato: P.A(Fe = 56) 
 
 A) 5,16 B) 51,99 C) 25,84 
 D) 12,92 E) 17,23 
 
9. Calcular el tiempo en horas que deberá transcurrir 
para que se depositen 127g de cobre en solución 
de cloruro cúprico por lo que pasa una corriente 
de 40 amperios. 
 
 A) 2,7 B) 3,5 C) 4,0 D) 1,3 E) 5,0 
 
10. En electrólisis del NaCl fundido, ¿qué masa en 
gramos y el volumen en litros medidos a 
condiciones normales de cloro se obtiene en el 
mismo tiempo que se deposita 2,3g de sodio? 
 Dato: P.A(Cl = 35,5; Na=23) 
 
 A) 2,88 y 2,24 B) 1,78 y 1,12 C) 7,10 y 2,24 
 D) 1,18 y 1,12 E) 3,55 y 1,12 
 
11. Si por las cubas electrolíticas que contienen 
soluciones acuosas de AgNO3 y CuSO4 pasan la 
misma corriente eléctrica. Cuántos gramos de 
cobre se depositan en una de ellas cuando en la 
otra se han depositado 10,8g de plata? 
 Dato: P.A( Ag= 108; Cu = 63,5) 
 
 A) 3,170 B) 3,175 C) 2,110 
 D) 1,170 E) 7,200 
 
12. En la electrólisis de MgCl2 fundido, ¿cuántos 
litros de Cl2(g) medidos a C.N se producen en el 
mismo tiempo que toma depositar 6,0g de 
magnesio? 
 Dato: P.A(Mg = 24) 
 
 A) 11,2 B) 22,4 C) 56,0 
 D) 5,6 E) 2,2 
 
13. ¿Cuántos segundos se necesitan para depositar 
2,7mg de plata a partir de una solución de nitrato 
de plata, utilizando una intensidad de corriente de 
0,30 amperios? 
 Dato: P.A(Ag = 108) 
 
 A) 0,8 B) 4,0 C) 0,4 
 D) 8,0 E) 16,0 
 
14. Con respecto a la celda voltaica que produce la 
reacción: 
 
 Ni(s) + Cu
+2
(ac) → Ni
+2
(ac) + Cu(s) �celda = +0,59V 
 
Marque la secuencia de verdadero (V) o falso (F) 
de los siguientes enunciados. 
 
I. La representación es Ni(s) / Ni
+2
(ac) // Cu
+2
(ac) / 
Cu(s) 
II. Es un fenómeno químico espontaneo. 
III. Se requiere de un puente salino. 
 
 A) VFV B) VVF C) VVV 
 D) FFV E) VFF 
 
15. Una celda galvánica consta de un electrodo de Mg 
en solución 1,0M de mgCl2 y un electrodo de Ag 
en una solución de 1,0M de AgNO3. Calcule la 
fem estándar (εo) en voltios de la celda a 25ºC. 
 Dato: 
 Mg+2(ac) + 2e
- → Mg(s) ε
o 
= - 2,37V 
 Ag+1(ac) + 1e
- → Ag(s) ε
o 
= + 0,80V 
 
 A) +1,57V B) -0,80V C) +3,17V 
 D) -2,37V E) -3,17V 
 
16. Para la reacción: 
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2Al(s) + 3Fe
+2
(ac) → 2Al
+3
(ac) + 3Fe(s) el potencial 
�celda = + 1,21V a 25ºC. ¿Qué valor tendrá el 
�reducción para la semireacción? 
 Dato: 
 Fe+2(ac) + 2e
- → Fe(s) ε
o 
 = ? 
 Al+3(ac) + 3e
- → Al (s) ε
o 
 = - 1,66V 
 
 A) +0,45V B) -0,45V C) +2,88V 
 D) -2,88V E) -1,21V 
 
17. Determine el potencial de la celda en la que se 
lleva a cabo la reacción siguiente: 
 
 Fe(s) + Sn
+4
(ac) → Fe
+2
(ac) + Sn
+2
(ac) 
 
 Dato: Fe+2(ac) + 2e
- → Fe(s) ε
o = - 0,44V 
 Sn+4(ac) + 2e
- → Sn+2(ac) ε
o 
 = + 0,13V 
 
 A) -0,44V B) +0,13V C) +0,22V 
 D) +0,57V E) -0,22V 
 
18. Calcule el potencial estándar de la celda: 
Fe(s) / Fe
+2
(ac) 1M // Cu
+2
(ac) 1M / Cu(s) 
Considere los siguientes potenciales estándares 
de reducción a 25ºC. 
 Fe
+2
(ac) + 2e
- → Fe(s) ε
o
 = - 0,44V 
 Cu+2(ac) + 2e
- → Cu(s) ε
o = + 0,34V 
 
 A) +1,50V B) +0,78V C) +2,24V 
 D) +1,24V E) -0,78V 
 
19. Elija la alternativa que contiene la notación 
correcta de la celda galvánica cuya reacción 
global es: Cr (s) + 3 Ag
+1
(ac) → Cr
+3
(ac) + 3 Ag(s) 
 
A) Ag(s) / Ag
+1
(ac) // Cr
+3
(ac) / Cr(s) 
B) Cr+3(ac) / Cr(s) // Ag(s) / Ag
+1
(ac) 
C) Ag+1(ac) / Cr
+3
(ac) // Cr(s) / Ag(s) 
D) Cr(s) / Cr
+3
(ac) // Ag
+1
(ac) / Ag(s) 
E) Cr(s) / Ag(s) // Cr
+3
(ac) / Ag
+1
(ac) 
 
20. Cuál es el potencial estándar, εo, para la 
siguiente celda a 25ºC. 
 
 Mg(s) / Mg
+2
(ac) // Sn
+2
(ac) / Sn(s) 
 Dato: 
 Mg+2(ac) + 2e
- → Mg(s) ε
o 
 = - 2,36V 
 Sn+2(ac) + 2e
- → Sn(s) ε
o = - 0,14V 
 
 A) -2,40V B) +2,08V C) +2,12V 
 D) -2,64V E) +2,22V 
 
 
 
 
 
 
 
1. UNMSM-2002) Tres celdas electrolíticas que 
contienen AgNO3, CuSO4 y AlCl3 
respectivamente, se electrolizan a las mismas 
condiciones. Si en la primerase depositan 0,054g 
de Ag, calcular el peso en mg de Cu y Al que se 
depositan en las otras. 
 
A) 32,0; 4,5 B) 16,0; 9,0 C) 16,0; 4,5 
D) 32,0; 9,0 E) 8,0; 9,0 
 
2. (UNMSM-2003) A través de una solución de 
CrSO4, se transporta 9650 coulomb. ¿Cuántos 
gramos de cromo se depositan en el cátodo? 
P.A: Cr=52 
 
A) 3,2g B) 5,2g C) 5,0g D) 2,0g E) 2,6g 
 
3. (UNMSM-2004-I) En la electrolisis de una 
solución de AgNO3, se deposita 1,08g de Ag al 
aplicar una corriente de 0,5A ; el tiempo requerido 
es : P.A ( Ag=108 ) 
A) 482s B) 32min C) 1654s 
D) 8min E) 1930s 
 
4. (UNMSM-2008-I) ¿Cuántos gramos de cobre se 
pueden depositar en el cátodo de una celda 
electroquímica a partir de una solución de Cu+2, 
aplicando una corriente promedio de 250 
miliamperios durante 15 minutos? 
P.A (Cu = 63,5) 1F = 96500C 
 
A) 7,4 x 10-3 B) 14,8 x 10-2 C) 7,4 x 10-2 
D) 7,4 x 102 E) 3,7 x 10-2 
 
5. (UNMSM-2009-II) En la electrólisis de una 
solución de AgNO3 se deposita 1,08g de Ag en el 
cátodo. El volumen (en mL) de oxígeno, a 
condiciones normales, que se libera en el ánodo 
será. 
Datos: Ag=108uma; a CN el volumen de un mol 
de gas es 22,4L; 1 F= 96500C. 
 
A) 56 B) 224 C) 112 D) 168 E) 28 
 
 Profesor: Antonio Huamán Navarrete 
 Lima, Mayo del 2013 
PRÁCTICA DOMICILIARIA 
 
 “Año de la Inversión para el Desarrollo Rural y la Seguridad Alimentaria” 
 
 
 
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