CUESTIONARIO PREVIO 1 ­ ¿Qué es una reacción electroquímica? Una reacción electroquímica la podemos definir como una reacción redox en la que el intercambio de electrones tiene lugar en un electrodo. El cambio químico es producido por el intercambio de electrones realizado entre un electrodo y un aceptor o donador de electrones en una disolución:

Se diferencia de una reacción química redox en que el donador o aceptor de electrones, es el electrodo (al que se comunica un potencial eléctrico) donde se realiza la transferencia electrónica, cambiando de un medio homogéneo ( reacción química ) a un medio heterogéneo ( reacción electroquímica). 2.­ Enunciar la primera Ley de Faraday. La masa M de sustancia que se desprende en el electrodo es directamente proporcional a la

carga eléctrica Q que pasa por el electrólito si a través de éste se hace pasar durante el

tiempo t una corriente continua de intensidad I.

El coeficiente de proporcionalidad k se denomina equivalente electroquímico de la

sustancia. Este coeficiente es numéricamente igual a la masa de sustancia desprendida

cuando por el electrólito pasa la unidad de carga eléctrica y depende de la naturaleza

química de la sustancia.

3.­ Explique la electrodeposición en términos de macro o micro electrólisis. La electrodepositación, consiste en la depositación electrolítica de metales en el cátodo, que

generalmente es un electrodo de platino previamente pesado, el cual se pesa nuevamente

después de haber sido depositado el metal; de la diferencia de pesos se obtiene la cantidad

de metal contenida en la solución original. El aparato empleado se representa en la figura.

Consiste en dos electrodos cilíndricos y concéntricos formados de mallas de platino. El

interior (generalmente el ánodo) puede servir de agitador en algunos aparatos, y en otros el

agitador es de vidrio y está conectado a un motor. El circuito eléctrico se compone de una

fuente de poder de corriente directa que puede ser una batería. El voltaje aplicado se mide

con un voltímetro V y la corriente que fluye se registra en un amperímetro A. El voltaje

aplicado se puede ajustar por medio de una resistencia variable intercalada en el circuito

R.(Watty, 1982. p. 259)

De acuerdo a la ley de Faraday, si se aumenta la corriente, el tiempo necesario se reduce,

pero si es demasiado alta se puede desprender hidrógeno, el cual impide una depositación

uniforme del metal del cátodo. Para evitar la producción de hidrógeno se puede emplear un

despolarizador catódico, el cual es una sustancia que se reduce más fácilmente que el

hidrógeno y no interfiere en la depositación del metal. Otra forma de impedir el

desprendimiento de hidrógeno es manteniendo el voltaje constante durante la

electrodepositación. Si se aplica el voltaje necesario para depositar una determinada

cantidad de metal, al principio de la depositación el

cambio de potencial es muy pequeño, pero a medida

que la concentración de los iones disminuye aumenta el

potencial, y cuando esta concentración es muy baja, el

potencial es lo suficientemente alto como para

desprender hidrógeno; pero si el potencial se controla

durante la electrodepositación, de tal manera que

permanezca electrodepositación de metales (Watty,

1982. p. 260)

Figura. Aparato empleado para constante, se impide la reducción del hidrógeno.

4.­ Explique la diferencia entre una electrodeposición a potencial y a

intensidad controlada. De que la electrodepositación a potencial depende de la concentración de los iones, entre

menos concentración el potencial es alto y entre más concentración el potencial es bajo; y

la intensidad controlada controla el tiempo necesario para depositar los iones, si la corriente

es demasiada alta impide una depositación uniforme del metal en el cátodo y si se mantiene

constante impide el desprendimiento de hidrógeno.

5.­ ¿Qué es un dominio de electroactividad y de qué depende? Dominio de electroactividad. Una especie electroactiva es aquella que se oxida o se reduce

en el dominio de electroactividad. El dominio de electroactividad es un intervalo de

potenciales que se encuentra entre la barrera anódica y la barrera catódica; que depende

del disolvente, del electrolito indiferente y de la naturaleza del material del que está

constituido el electrodo de trabajo. Los límites de éste intervalo, conocidos como barreras

del dominio de electroactividad, están provocados por las elevadas intensidades de

corriente que se desarrollan, debido generalmente, a la oxidación y reducción del

disolvente.

6.­ Las reacciones electroquímicas del agua, ¿son lentas o rápidas sobre el

electrodo de platino?

Para contestar esto primero debemos de decir que la electrólisis del agua es la

descomposición de agua (H2O) en los gases oxígeno (O2) e hidrógeno (H2) por medio de

una corriente eléctrica a través del agua acidulada* para liberar hidrógeno y oxígeno en el

cátodo (polo ­) y el ánodo (polo +) respectivamente. Lo mejor es utilizar electrodos de

platino y que estos no pueden ser atacados por el oxígeno, con lo que se formaria un óxido.

*La electrólisis del agua pura requiere el exceso de energía en forma de sobretensión para

superar la activación de diversas barreras. Sin el exceso de energía de la electrólisis del

agua pura se produce muy lentamente o nada. Esto se debe en parte a la limitada

auto­ionización del agua . El agua pura tiene una conductividad eléctrica cerca de una

millonésima de agua de mar. Muchas celdas electrolíticas también pueden carecer de la

necesaria electrocatalizadores . La eficacia de la electrólisis se incrementa a través de la

adición de un electrolito (tales como sal , un ácido o una base ) y el uso de

electrocatalizadores, así que la velocidad de las reacciones electroquímicas del agua sobre

el electrodo de platino va a depender de electrolito o catalizador que se encuentre en

contacto con el agua.

7.­ Si alguno de los muros del dominio de electroactividad está determinado por alguna reacción electroquímica del agua, ¿cómo afecta el pH a la posición del muro en la curva de i vs. E? El agua se utiliza en muchas ocasiones como disolvente, por lo que es importante

considerar las posibles reacciones redox en las que puede intervenir. Así, puede oxidarse a

oxígeno, según el proceso:

2 H2O – 4 e– —> O2≠ + 4 H+

4 OH– – 4 e– —> O2≠ + 2 H2O

o reducirse a hidrógeno según,

2 H2O + 2 e– —> H2≠ + 2 OH–

2 H+ + 2 e– —> H2≠

El agua se comporta como un sistema electro­químicamente lento, lo cual hace

potencialmente viables una gran cantidad de oxidaciones y reducciones en su presencia, si

bien las curvas se desplazan hacia potenciales más positivos o negativos en función del

medio (líneas de puntos en la figura 7.9.). De cualquier forma, la presencia del agua puede

producir limitaciones en algunos procesos electroquímicos efectuados en su seno. Así,

todos los reductores cuyas curvas I–E estén situadas a la derecha de la del agua (zona

rayada en la figura 7.9.) solo podrán oxidarse después del agua. Análogamente, todos los

oxidantes cuyas curvas I–E estén situadas a la izquierda de la del agua, no pueden

reducirse en disolución acuosa.

La variación del pH afecta respecto a que la presencia de iones H+ disminuye la reducción

de otros iones presentes en los depósitos y esto hace que se vean afectados los

parámetros del potencial de pico y la intensidad de pico

8.­ Realice los cálculos necesarios para preparar 100ml de una solución que contenga 50mg de cobre y 25mg de níquel a partir de las sales presentes en el laboratorio. CLORURO NIQUELOSO PM= 237.71 PUREZA= 99%

SULFATO CÚPRICO PM= 249.88 PUREZA= 99.1%

Bibliografía

Vogel, I. (1969). Química analítica cuantitativa. Londres: Kapelusz. http://www.madrimasd.org/cienciaysociedad/taller/quimica/materia/electrolisis/ http://www.biblioteca.upibi.ipn.mx/Archivos/Material%20Didactico/MANUEALES%20DE%20F

ISICOQUIMICA/MANUAL.pdf Watty B. Margarita; Química analítica. Primera Edición; Editorial Alhambra Mexicana. México,

D.F 1982 https://www.uam.es/personal_pdi/ciencias/lhh345a/Electroanalecc1.pdf Quimica Analitica Cuantitativa Schenk Ed Limusa