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• Luis Alberto

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Leyes de Faraday. 1. ¿Cuántos amperes se necesitan para depositar en el cátodo 5 gramos de oro (Au) por hora, partiendo de una solución que contiene oro en un estado de oxidación de +3? Datos I=? m=5g. T=1 hora=3600s No. Oxidación=3 F=96500 c

Formulas

Despejes

E m =   (I • T ) F

I=

E=

m•F E •T

PA No . oxidación

Sustitución

Resultado

197 g = 65 .6 g 3 (5 g )( 96500 A • s ) I = = 2.043 A (65 .6 g )( 3600 s ) E=

I= 2.043A

2. La electrolisis de una sal fundida por la que pasan 1.34 amperes durante 2 horas, deposita 1.74 gramos del producto metálico. Calcule el equivalente electroquímico del metal. Datos T=2horas I=1.34 A m=1.74 g P.A.= ? F=96500 c

Formulas

Despejes

E m =   (I • T ) F

E=

Sustitución E=

m • F (1.74 g )( 96500 A • s ) = = 16 .3082 g I •T (1.43 A)( 7200 s )

m•F I •T

Resultado E=16.3082g

3. En una electrolisis de cloruro de zinc (ZnCl2) fundido, se paso una corriente de 0.10 amperes durante una hora. Calcule cuantos gramos de zinc se depositaron en el cátodo.

Datos I=0.10 A T=3600s m=? F=96500 C Sustitución E=

PA No . oxidación

Formulas E m =   (I • T ) F E=

PA No . oxidación

Resultado =

65 .37 = 32 .685 2

m=0.1219g

E  32 .685  m =   (I • T ) =  (0.10 A)(3600 s ) = 0.1219 g F   96500 A • s 

4. ¿Cuantos gramos de cobre se depositaran en el cátodo de una pila electrolítica después de haber pasado una corriente de 0.60 amperes durante 7 minutos? Datos g=? I=0.60A T=420s F=96500C Sustitución E=

PA No . oxidación

Formulas

E m =   (I • T ) F E=

PA No . oxidación

Resultado =

63 .54 = 31 .77 2

m=0.0829g

E  31 .77  m =   (I • T ) =  (0.60 A)( 420 s ) = 0.0829 g F   96500 A • s 

5. Dos pilas electrolíticas se colocan en serie: una contenía una solución de nitrato de plata, la otra una solución de sulfato cúprico. Se paso corriente eléctrica por las pilas hasta que se depositaron 1.273 gramos de plata. Calcular la cantidad de cobre depositado al mismo tiempo. Datos m1=1.273g m2=? E1=? E2=? Sustitución

Formulas PA E= No . oxidación

Despejes m m2 = 1 ( E 2 ) E1

m1 m2 = E1 E 2

Resultado

P. A No . oxidación

=

E 2=

PA No . oxidación

=

m2 =

m1 1.273 ( E2 ) = (31 .77 ) = 0.3749 g E1 107 .870

E1 =

107 .870 =107 .870 1

m=0.3749g

63 .54 == 31 .77 2

6. Calcular la cantidad de gramos de sodio metálico que se forman en el cátodo cuando pasa una corriente de 10 amperes a través de cloruro de sodio fundido, durante 4 horas. Datos m=? I=10A T=4 horas=14400s F=96500C

Formulas E m =   (I • T ) F E=

PA No . oxidación

Sustitución E=

PA No . oxidación

Resultado =

22 .9898 = 22 .9898 1

m=34.3060g

E  22 .9898  m =   (I • T ) =  (10 A)(14400 s) = 34 .3060 g F   96500 A • s 

7. Calcule el volumen de hidrógeno gaseoso a 25°C y 1 ATM que se desprende del cátodo cuando se electroliza una solución acuosa de Na2SO4 durante 2 horas con una corriente de 10 amperes. Datos Tem=25°C+273 =298°K I=10 A T=2 h F=96500 C V=? P=1 atmósfera R=0.08206 atm L/mol K

Formulas E m =   (I • T ) F E=

PA No . oxidación

pv = nRT n=

m Pa

Despejes v=

nRT p

Sustitución E=

PA No . oxidación

Resultado =

2g = 2g 1

V=18.24L

2g E   m =   (I • T ) =  (10 A)( 2h) = 1.4922 g F   96500 A • s  n=

v=

m 1.4922 g = = 0.7461 moles Pa 2g

nRT = p

(0.7461 mol )( 0.08206

atmL )( 298 °K ) mol K

1atm

=18 .24 L

8. Determine el número de oxidación del cromo en una sal desconocida, si en la electrolisis de una muestra fundida de sal, durante 1.5 horas con una corriente de 10 amperes se depositan 9.71 gramos de cromo metálico en el cátodo. Datos T=1.5h I=10A m=9.71 g Pa=51.966 F=96500 C

Formulas

Despejes

PA E= No . oxidación

No .oxi =

E m =   (I • T ) F

Sustitución mF (9.71 g )( 96500 A • s ) = = 17 .3521 g I •T (10 A)( 5400 s) PA 51 .966 g No .oxi = = = 2.994 ≈ 3 E 17 .3521 g

E=

PA E

mF I •T

Resultado

E=

No. Oxi=3

9. Calcule la cantidad de aluminio producido en una hora mediante le electrólisis del AlCl3 fundido si la corriente es de 10 amperes Datos Formulas T=1h=3600s E m =   (I • T ) I=10A F PA F=96500 C E= No . oxidación m=? Sustitución

Resultado

E=

PA No . oxidación

=

26 .9815 = 8.9938 g 3

m=3.3552g

E  8.9938 g  m =   (I • T ) =  (10 A)(3600 s ) = 3.3552 g F   96500 A • s 

10.Una corriente constante ha pasado por una disolución de Cu2+ en un lapso de 5 min., durante este tiempo el cátodo aumento su masa en 1.24g. ¿Cuántos amperes de corriente se utilizan? Datos T=5min=300s m=1.24g I=? F=96500 C No. Oxi=2

Formulas

Despejes

E m =   (I • T ) F

I=

E=

PA No . oxidación

Sustitución E=

PA No . oxidación

m•F E •T

Resultado =

63 .54 g = 31 .77 g 2

I=12.5548A

m•F (1.24 g )( 96500 A • s ) I = = = 12 .5548 A E •T (31 .77 g )( 300 s )

11.¿Cual será la cantidad de cobre que se depositará en el cátodo y el volumen de oxigeno liberado en el ánodo cuando se hace pasar una corriente de 0.5 amperes a una solución de CuSO4 durante una hora? Datos m=? v=? I=0.5ª T=3600s F=96500 C R=0.08206

Sustitución

Tem=298°K P=1 atmósfera Formulas pv = nRT n=

m Pa

E m =   (I • T ) F E=

PA No . oxidación

Despejes v=

nRT p

Resultado

E=

PA No . oxidación

=

63 .54 g = 31 .77 g 2

m=0.5926g

E  31 .77 g  m =   (I •T ) =  (0.5 A)(3600 s ) = 0.5926 g F   96500 A • s 

V=0.9055L

m 0.5926 g n= = = 0.03703 Pa 16 g

nRT v= = p

(0.03703 mol )( 0.08206

atmL )( 298 °k ) mol K

1atm

= 0.9055 L

12.Se tienen 3 celdas electrolíticas colocadas en serie, las cuales contienen NaCL, MgCl2 y FeCl3 fundidos, respectivamente calcular la cantidad de Na, Mg y Fe depositadas en cada uno de los cátodos. Así como el volumen del oxigeno liberado cuando se hace pasar una corriente de 1 ampere durante 30 minutos a través de las celdas. Formulas Despejes nRT Datos E v= m =   (I • T ) p I=1A F PA T=30 E= No . oxidación min=1800s pv = nRT mNA=? n=

m Pa

mMg=? mFe=? V=? F=96500 C P=1atm T=298°K Sustitución E Mg =

PA No . oxidación

=

24 .312 g =12 .156 2

E  12 .156 g  m Mg =   ( I • T ) =  (1A)(1800 s ) = 2.2267 g F   96500 A • s  E Na =

PA No . oxidación

=

22 .9898 g = 22 .9898 g 1

E  22 .9898 g  m Na =   ( I • T ) =  (1A)(1800 s ) = 0.4288 g F   96500 A • s  E Fe =

PA No . oxidación

=

55 .847 g =18 .6156 g 3

E  18 .6156 g  m Fe =   ( I • T ) =  (1A)(1800 s) = 0.3472 g F   96500 A • s 

n=

13.Dos pilas electrolíticas se colocan en serie: una contiene una solución de cloruro ferroso (FeCl2) y la otra de sulfato de calcio (CaSO4). Se paso corriente eléctrica por las pilas hasta que se depositaron 5 gramos de Fe. Calcular la cantidad de calcio depositado al mismo tiempo. Datos Formulas Despejes m=5g m1 m2 m = m2 = 1 ( E 2 ) PA-Fe=55.847 E1 E 2 E1 PA-Ca=40.08 PA E=

No . oxidación

Sustitución E Fe =

PA No . oxidación

Resultado =

55 .8475 = 27 .9235 2

m=3.5883g E Ca =

m2 =

PA No . oxidación

=

40 .08 = 20 .04 2

m1  5g  (E2 ) =  (20 .04 ) = 3.5883 g E1  27 .9235 

14.Se tienen dos celdas electrolíticas en serie, las cuales contienen NaCl y MgCl2 fundidas, respectivamente. Se hace pasar una corriente eléctrica depositándose 0.429g de sodio. Calcular la cantidad de Mg depositado al mismo tiempo. Datos m-Na=0.429 PA-Mg=24.312 PA-NA=22.9898

Sustitución

Formulas E=

PA No . oxidación

Despejes m m2 = 1 ( E 2 ) E1

m1 m2 = E1 E 2

Resultado

E Na = E Mg =

m2 =

PA No . oxidación PA No . oxidación

=

22 .9898 = 22 .9898 1

=

24.312 2

=12 .156

m1 0.429 (E2 ) = (12 .156 ) = 0.2268 g E1 22.9898

m=0.2268g