Potencial, energía libre y equilibrio Hasta ahora, en este capítulo, se ha descrito la relación entre el potencial de celda y la espontaneidad de la reacción, sugiriendo un vínculo con el cambio de energía libre para la reacción (vea el capítulo sobre termodinámica). Se presentó la interpretación de los potenciales como medidas de la fuerza de los oxidantes, lo que hace pensar en medidas similares de la fuerza ácido-base reflejadas en las constantes de equilibrio (vea el capítulo sobre los equilibrios ácido-base). Esta sección proporciona un resumen de las relaciones entre el potencial y las propiedades termodinámicas relacionadas ΔG y K. E° y ΔG° El cambio de energía libre estándar de un proceso, Δ G °, se definió en un capítulo anterior como el trabajo máximo que puede realizar un sistema, w máx . En el caso de una reacción redox que tiene lugar dentro de una celda galvánica en condiciones de estado estándar, esencialmente todo el trabajo está asociado a la transferencia de los electrones del reductor al oxidante, w elec : Δ G ° = w máx. = w elec El trabajo asociado a la transferencia de electrones viene determinado por la cantidad total de carga (culombios) transferida y el potencial de celda: Δ G ° = w elec = – n F E celda ° Δ G ° = – n F E celda ° donde n es el número de moles de electrones transferidos, F es la constante de Faraday y E ° celda es el potencial estándar de celda. La relación entre el cambio de energía libre y el potencial estándar de celda confirma las convenciones de signo y los criterios de espontaneidad discutidos anteriormente para ambas propiedades: las reacciones redox espontáneas presentan potenciales positivos y cambios de energía libre negativos. E° y K Combinando una relación derivada previamente entre ΔG° y K (vea el capítulo sobre termodinámica) y la ecuación anterior que relaciona ΔG° y E ° celda se obtiene lo siguiente: Δ G ° = – R T ln K = – n F E celda ° E celda ° = ( R T n F ) ln K Esta ecuación indica que las reacciones redox con potenciales estándar de celda grandes (positivos) avanzarán mucho hacia su finalización, alcanzando el equilibrio cuando la mayoría del reactivo se haya convertido en producto. Un resumen de las relaciones entre E °, Δ G ° y K se representa en la , y una tabla que correlaciona la espontaneidad de la reacción con los valores de estas propiedades se proporciona en la . Gráfico que representa la relación entre tres importantes propiedades termodinámicas. K Δ G ° E ° celda > 1 < 0 > 0 La reacción es espontánea en condiciones estándar Productos más abundantes en el equilibrio < 1 > 0 < 0 La reacción es no espontánea en condiciones estándar Reactivos más abundantes en el equilibrio = 1 = 0 = 0 La reacción está en equilibrio en condiciones estándar Reactivos y productos igualmente abundantes Constantes de equilibrio, potenciales estándar de celda y cambios de energía libre estándar Utilice los datos del Apéndice L para calcular el potencial estándar de celda, el cambio de energía libre estándar y la constante de equilibrio para la siguiente reacción a 25 °C. Comente la espontaneidad de la reacción directa y la composición de una mezcla de equilibrio de reactivos y productos. 2 Ag + ( a q ) + Fe ( s ) ⇌ 2Ag ( s ) + Fe 2+ ( a q ) Solución La reacción implica una reacción de reducción-oxidación, por lo que el potencial estándar de celda se puede calcular utilizando los datos del Apéndice L . ánodo (oxidación): Fe ( s ) ⟶ Fe 2+ ( a q ) + 2e – E Fe 2+ /Fe ° = -0,447 V cátodo (reducción): 2 × ( Ag + ( a q ) + e – ⟶ Ag ( s ) ) E Ag + /Ag ° = 0,7996 V E celda ° = E cátodo ° – E ánodo ° = E Ag + /Ag ° – E Fe 2+ /Fe ° = +1,247 V Con n = 2, la constante de equilibrio es entonces E celda ° = 0,0592 V n log K K = 10 n × E celda ° / 0,0592 V K = 10 2 × 1,247 V/0,0592 V K = 10 42,128 K = 1,3 × 10 42 La energía libre estándar es entonces Δ G ° = – n F E celda ° Δ G ° = -2 × 96.485 C mol × 1,247 J C = -240,6 kJ mol La reacción es espontánea, como indica un cambio de energía libre negativo y un potencial de celda positivo. El valor K es muy grande, lo que indica que la reacción procede hasta casi su finalización para producir una mezcla de equilibrio que contiene principalmente productos. Compruebe lo aprendido ¿Cuál es el cambio de energía libre estándar y la constante de equilibrio para la siguiente reacción a temperatura ambiente? ¿La reacción es espontánea? Sn ( s ) + 2 Cu 2+ ( a q ) ⇌ Sn 2+ ( a q ) + 2 Cu + ( a q ) Respuesta: Espontánea; n = 2; E celda ° = +0,291 V ; Δ G ° = -56,2 kJ mol ; K = 6,8 × 10 9 . Potenciales en condiciones no estándar: la ecuación de Nernst La mayoría de los procesos redox que interesan a la ciencia y a la sociedad no se producen en condiciones de estado estándar, por lo que los potenciales de estos sistemas en condiciones no estándar son una propiedad digna de atención. Una vez establecida la relación entre el potencial y el cambio de energía libre en esta sección, se puede utilizar para este propósito la relación previamente discutida entre el cambio de energía libre y la composición de la mezcla de reacción. Δ G = Δ G ° + R T ln Q Observe que el cociente de reacción, Q , aparece en esta ecuación, haciendo que el cambio de energía libre dependa de la composición de la mezcla de reacción. Sustituyendo la ecuación que relaciona el cambio de energía libre con el potencial de celda produce la ecuación de Nernst : – n F E celda = – n F E celda ° + R T ln Q E celda = E celda ° – R T n F ln Q Esta ecuación describe cómo varía el potencial de un sistema redox (como una celda galvánica) con respecto a su valor de estado estándar, concretamente, mostrando que es una función del número de electrones transferidos, n , de la temperatura, T , y de la composición de la mezcla de reacción reflejada en Q . Una forma conveniente de la ecuación de Nernst para la mayoría de los trabajos es aquella en la que se incluyen los valores de las constantes fundamentales (R y F) y de la temperatura estándar (298 K), junto con un factor que convierte logaritmos naturales a base-10: E celda = E celda ° – 0,0592 V n log Q Predecir la espontaneidad redox en condiciones no estándar Utilice la ecuación de Nernst para predecir la espontaneidad de la reacción redox que se muestra a continuación. Co ( s ) + Fe 2+ ( a q , 1,94 M ) ⟶ Co 2+ ( a q , 0,15 M ) + Fe ( s ) . Solución Recopilando información del Apéndice L y del problema, Ánodo (oxidación): Co ( s ) ⟶ Co 2+ ( a q ) + 2e – E Co 2+ /Co ° = -0,28 V Cátodo (reducción): Fe 2+ ( a q ) + 2e – ⟶ Fe ( s ) E Fe 2+ /Fe ° = -0,447 V E celda ° = E cátodo ° – E ánodo ° = -0,447 V – ( -0,28 V ) = -0,17 V Observe que el valor negativo del potencial estándar de celda indica que el proceso no es espontáneo en condiciones estándar. La sustitución de los términos de la ecuación de Nernst por las condiciones no estándar produce: Q = [ Co 2+ ] [ Fe 2+ ] = 0,15 M 1,94 M = 0,077 E celda = E celda ° – 0,0592 V n log Q E celda = -0,1 7 V – 0,0592 V 2 log 0,077 E celda = -0,17 V + 0,033 V = -0,14 V El potencial de celda sigue siendo negativo (ligeramente) en las condiciones especificadas, por lo que la reacción sigue siendo no espontánea. Compruebe lo aprendido Para el siguiente esquema de celda, identifique los valores de n y Q , y calcule el potencial de celda, E celda . Al ( s ) │ Al 3+ ( a q , 0,15 M ) ║ Cu 2+ ( a q , 0,025 M ) │ Cu ( s ) . Respuesta: n = 6; Q = 1440; E celda = +1,97 V, espontánea. Una celda de concentración se construye conectando dos semiceldas casi idénticas, cada una de ellas basada en la misma semirreacción y utilizando el mismo electrodo, variando únicamente la concentración de una especie redox. El potencial de una celda de concentración, por lo tanto, está determinado únicamente por la diferencia de concentración de las especies redox elegidas. El problema de ejemplo que se presenta a continuación ilustra el uso de la ecuación de Nernst en cálculos que involucran celdas de concentración. Celdas de concentración Cuál es el potencial de celda de la celda de concentración descrita por Zn ( s ) │ Zn 2+ ( a q , 0,10 M ) ║ Zn 2+ ( a q , 0,50 M ) │ Zn ( s ) . Solución De la información dada: Ánodo: Zn ( s ) ⟶ Zn 2+ ( a q , 0,10 M ) + 2e – E ánodo ° = -0,7618 V Cátodo: Zn 2+ ( a q , 0,50 M ) + 2e – ⟶ Zn ( s ) E cátodo ° = -0,7618 V ¯ Global: Zn 2+ ( a q , 0,50 M ) ⟶ Zn 2+ ( a q , 0,10 M ) E celda ° = 0,000 V Sustituyendo en la ecuación de Nernst, E celda = 0,000 V – 0,0592 V 2 log 0,10 0,50 = +0,021 V El valor positivo del potencial de celda indica que la reacción global de la celda (ver arriba) es espontánea. Esta reacción espontánea es aquella en la que la concentración de ion de zinc en el cátodo disminuye (se reduce a zinc elemental) mientras que la del ánodo aumenta (se produce por oxidación del ánodo de zinc). La fuerza impulsora para la reducción del zinc es mayor en el cátodo, donde la concentración de ion de zinc(II) es mayor ( E cátodo > E ánodo ). Compruebe lo aprendido La celda de concentración anterior se dejó funcionar hasta que la reacción de la celda alcanzó el equilibrio. ¿Cuál es el potencial de la celda y las concentraciones de zinc(II) en cada semicelda para la celda ahora? Respuesta: E celda = 0,000 V; [Zn 2+ ] cátodo = [Zn 2+ ] ánodo = 0,30 M Conceptos clave y resumen El potencial es una cantidad termodinámica que refleja la fuerza impulsora intrínseca de un proceso redox, y está directamente relacionado con el cambio de energía libre y la constante de equilibrio del proceso. Para los procesos redox que tienen lugar en celdas electroquímicas, el máximo trabajo (eléctrico) realizado por el sistema se calcula fácilmente a partir del potencial de celda y de la estequiometría de la reacción y es igual al cambio de energía libre del proceso. La constante de equilibrio de una reacción redox está relacionada de forma logarítmica con el potencial de celda de la reacción, con potenciales mayores (más positivos) que indican reacciones con mayor fuerza impulsora que se equilibran cuando la reacción ha avanzado mucho hacia su finalización (valor grande de K ). Por último, el potencial de un proceso redox varía con la composición de la mezcla de reacción, estando relacionado con el potencial estándar de las reacciones y el valor de su cociente de reacción, Q , tal y como describe la ecuación de Nernst. Ecuaciones clave E celda ° = R T n F ln K E celda ° = 0,02 57 V n ln K = 0,0 592 V n log K ( a 298,15 K ) E celda = E celda ° – R T n F ln Q (ecuación de Nernst) E celda = E ° celda – 0,0592 V n log Q ( a 298,15 K ) Δ G = - nFE celda Δ G ° = – n F E celda ° w ele = w máx. = – n F E celda Ejercicios de química del final del capítulo Para cada par de valores de potencial estándar de celda y de estequiometría de electrones que se indican a continuación, calcule el correspondiente cambio de energía libre estándar (kJ). (a) 0,000 V, n = 2 (b) +0,434 V, n = 2 (c) -2,439 V, n = 1 (a) 0 kJ/mol; (b) -83,7 kJ/mol; (c) +235,3 kJ/mol Para cada par de valores de cambio de energía libre estándar y de estequiometría de los electrones que aparecen a continuación, calcule un potencial estándar de celda correspondiente. (a) 12 kJ/mol, n = 3 (b) -45 kJ/mol, n = 1 Determine el potencial estándar de celda y el potencial de celda en las condiciones indicadas para las reacciones electroquímicas descritas aquí. Indique si cada una de ellas es espontánea o no espontánea bajo cada conjunto de condiciones a 298,15 K. (a) Hg ( l ) + S 2− ( a q , 0,10 M ) + 2 Ag + ( a q , 0,25 M ) ⟶ 2 Ag ( s ) + HgS ( s ) (b) La celda hecha de una semicelda anódica que consiste en un electrodo de aluminio en una solución de 0,015 M de nitrato de aluminio y una semicelda catódica que consiste en un electrodo de níquel en una solución 0,25 M de nitrato de níquel(II). (c) La celda compuesta por una semicelda en la que el bromo acuoso (1,0 M ) se oxida a ion de bromuro (0,11 M ) y una semicelda en la que el Al 3+ (0,023 M ) se reduce a aluminio metálico. (a) potencial estándar de celda: 1,50 V, espontánea; potencial de celda en las condiciones indicadas: 1,43 V, espontánea; (b) potencial estándar de celda: 1,405 V, espontánea; potencial de celda en las condiciones indicadas: 1,423 V, espontánea; (c) potencial estándar de celda: -2,749 V, no espontánea; potencial de celda en las condiciones indicadas: -2,757 V, no espontánea Determine el Δ G y el Δ G ° para cada una de las reacciones del problema anterior. Utilice los datos del Apéndice L para calcular las constantes de equilibrio de las siguientes reacciones. Supongamos la temperatura como 298,15 K si no se da la temperatura. (a) AgCl ( s ) ⇌ Ag + ( a q ) + Cl – ( a q ) (b) CdS ( s ) ⇌ Cd 2+ ( a q ) + S 2− ( a q ) a 377 K (c) Hg 2+ ( a q ) + 4 Br – ( a q ) ⇌ [ HgBr 4 ] 2− ( a q ) (d) H 2 O ( l ) ⇌ H + ( a q ) + OH – ( a q ) a 25 °C (a) 1,7 × 10 -10 ; (b) 2,6 × 10 -21 ; (c) 4,693 × 10 21 ; (d) 1,0 × 10 −14 celda de concentración celda galvánica que comprende semiceldas de idéntica composición pero para la concentración de un reactivo o producto redox constante de Faraday (F) carga de 1 mol de electrones; F = 96.485 C/mol e - ecuación de Nernst relaciona el potencial de un sistema redox con su composición

Ciencia


Baterías y pilas de combustible Hay muchos productos tecnológicos asociados a los dos últimos siglos de investigación electroquímica, pero ninguno tan evidente como la batería. Una batería es una celda galvánica que ha sido especialmente diseñada y construida de manera que se adapte mejor a su uso previsto como una fuente de energía eléctrica para aplicaciones específicas. Una de las primeras baterías que tuvo éxito fue la celda Daniell , que se basaba en la oxidación espontánea del zinc por los iones de cobre(II) ( ): Zn ( s ) + Cu 2 + ( a q ) ⟶ Zn 2 + ( a q ) + Cu ( s ) Ilustración de una celda Daniell tomada de una publicación de 1904 (izquierda) junto con una ilustración simplificada que representa la electroquímica de la celda (derecha). El diseño de 1904 utilizaba una vasija de arcilla porosa para contener uno de los contenidos de la semicelda y para servir de puente salino a la otra semicelda. Las baterías modernas existen en multitud de formas para adaptarse a diversas aplicaciones, desde las diminutas baterías de botón que satisfacen las modestas necesidades de energía de un reloj de pulsera hasta las grandísimas baterías utilizadas para suministrar energía de reserva a las redes eléctricas municipales. Algunas baterías están diseñadas para aplicaciones de un solo uso y no pueden recargarse ( celdas primarias ), mientras que otras se basan en reacciones de celda convenientemente reversibles que permiten la recarga mediante una fuente de energía externa ( celdas secundarias ). En esta sección se resumirán los aspectos electroquímicos básicos de varias baterías conocidas por la mayoría de los consumidores, y se presentará un dispositivo electroquímico relacionado llamado pila de combustible que puede ofrecer un rendimiento mejorado en ciertas aplicaciones. Visite este sitio para saber más sobre las baterías. Baterías de un solo uso Una batería primaria común es la pila seca , que utiliza una lata de zinc como contenedor y ánodo (terminal "-") y una varilla de grafito como cátodo (terminal "+"). La lata de Zn se llena con una pasta electrolítica que contiene óxido de manganeso(IV), cloruro de zinc(II), cloruro de amonio y agua. Una varilla de grafito se sumerge en la pasta electrolítica para completar la celda. La reacción de celda espontánea implica la oxidación del zinc: reacción anódica: Zn ( s ) ⟶ Zn 2+ ( a q ) + 2 e – y la reducción del manganeso(IV) reacción de reducción: 2 MnO 2 ( s ) + 2 NH 4 Cl ( a q ) + 2 e – ⟶ Mn 2 O 3 ( s ) + 2 NH 3 ( a q ) + H 2 O ( l ) + 2 Cl – que juntas producen la reacción de celda: reacción de la celda: 2 MnO 2 ( s ) + 2 NH 4 Cl ( a q ) + Zn ( s ) ⟶ Zn 2+ ( a q ) + Mn 2 O 3 ( s ) + 2 NH 3 ( a q ) + H 2 O ( l ) + 2 Cl – E celda ~ 1,5 V El voltaje ( potencial de celda ) de una pila seca es de aproximadamente 1,5 V. Las pilas secas están disponibles en varios tamaños (por ejemplo, D, C, AA, AAA). Todos los tamaños de las pilas secas tienen los mismos componentes, por lo que presentan el mismo voltaje, pero las pilas más grandes contienen mayores cantidades de reactivos redox y, por lo tanto, son capaces de transferir cantidades de carga correspondientemente mayores. Al igual que otras celdas galvánicas, las pilas secas pueden conectarse en serie para producir baterías con mayores voltajes, si es necesario. Un diagrama esquemático muestra una pila seca típica. Visite este sitio para saber más sobre las baterías de zinc-carbón. Las baterías alcalinas ( ) se desarrollaron en la década de 1950 para mejorar el rendimiento de la pila seca, y se diseñaron en torno a los mismos pares redox. Como su nombre indica, estos tipos de baterías utilizan electrolitos alcalinos, a menudo hidróxido de potasio. Las reacciones son ánodo: Zn ( s ) + 2 OH – ( a q ) ⟶ ZnO ( s ) + H 2 O ( l ) + 2e – cátodo: 2 MnO 2 ( s ) + H 2 O ( l ) + 2e – ⟶ Mn 2 O 3 ( s ) + 2OH – ( a q ) ¯ celda: Zn ( s ) + 2MnO 2 ( s ) ⟶ ZnO ( s ) + Mn 2 O 3 ( s ) E celda = +1,43 V Una batería alcalina puede suministrar entre tres y cinco veces la energía de una pila seca de zinc-carbono de tamaño similar. Las baterías alcalinas son propensas a tener fugas de hidróxido de potasio, por lo que deben retirarse de los dispositivos para su almacenamiento a largo plazo. Aunque algunas baterías alcalinas son recargables, la mayoría no lo son. Los intentos de recargar una batería alcalina que no es recargable suelen provocar la ruptura de la batería y la fuga del electrolito de hidróxido de potasio. Las baterías alcalinas se diseñaron como sustitutos mejorados de las baterías de zinc-carbón (pilas secas). Visite este sitio para saber más sobre las baterías alcalinas. Baterías recargables (secundarias) Las baterías de níquel-cadmio , o NiCd, ( ) están formadas por un cátodo niquelado, un ánodo cadmiado y un electrodo de hidróxido de potasio. Las placas positivas y negativas, a las que el separador impide el cortocircuito, se enrollan juntas y se introducen en la caja. Se trata de un diseño de "rollo de gelatina" que permite a la celda de NiCd suministrar mucha más corriente que una batería alcalina de tamaño similar. Las reacciones son ánodo: Cd ( s ) + 2OH – ( a q ) ⟶ Cd(OH) 2 ( s ) + 2e – cátodo: NiO 2 ( s ) + 2H 2 O ( l ) + 2e – ⟶ Ni(OH) 2 ( s ) + 2OH – ( a q ) ¯ celda: Cd ( s ) + NiO 2 ( s ) + 2H 2 O ( l ) ⟶ Cd(OH) 2 ( s ) + Ni(OH) 2 ( s ) E celda ~ 1,2 V Si se trata adecuadamente, una batería de NiCd puede recargarse unas 1.000 veces. El cadmio es un metal pesado tóxico, por lo que las baterías de NiCd nunca deben romperse ni incinerarse, y deben eliminarse de acuerdo con las directrices pertinentes sobre residuos tóxicos. Las baterías de NiCd utilizan un diseño de "rollo de gelatina" que aumenta significativamente la cantidad de corriente que la batería puede suministrar en comparación con una batería alcalina de tamaño similar. Visite este sitio para obtener más información sobre las baterías recargables de níquel-cadmio. Las baterías de ion de litio ( ) se encuentran entre las baterías recargables más populares y se utilizan en muchos dispositivos electrónicos portátiles. Las reacciones son ánodo: LiCoO 2 ⇌ Li 1 – x CoO 2 + x Li + + x e – cátodo: x Li + + x e – + x C 6 ⇌ x LiC 6 ¯ celda: LiCoO 2 + x C 6 ⇌ Li 1 – x CoO 2 + x LiC 6 E celda ~ 3,7 V La estequiometría variable de la reacción de la celda conduce a la variación de los voltajes de la celda, pero para las condiciones típicas, x no suele ser más de 0,5 y el voltaje de la celda es de aproximadamente 3,7 V. Las baterías de litio son populares porque pueden proporcionar una gran cantidad de corriente, son más ligeras que las baterías comparables de otros tipos, producen un voltaje casi constante mientras se descargan y solo pierden lentamente su carga cuando se almacenan. En una batería de ion de litio, la carga fluye cuando los iones de litio se transfieren entre el ánodo y el cátodo. Visite este sitio para obtener más información sobre las baterías de ion de litio. La batería de ácido-plomo ( ) es el tipo de batería secundaria que se utiliza habitualmente en los automóviles. Es barata y capaz de producir la alta corriente que requieren los motores de arranque de los automóviles. Las reacciones de una batería de ácido-plomo son ánodo: Pb ( s ) + HSO 4 – ( a q ) ⟶ PbSO 4 ( s ) + H + ( a q ) + 2e – cátodo: PbO 2 ( s ) + HSO 4 – ( a q ) + 3H + ( a q ) + 2e – ⟶ PbSO 4 ( s ) + 2 H 2 O ( l ) ¯ celda: Pb ( s ) + PbO 2 ( s ) + 2 H 2 SO 4 ( a q ) ⟶ 2PbSO 4 ( s ) + 2 H 2 O ( l ) E celda ~ 2 V Cada celda produce 2 V, por lo que se conectan seis celdas en serie para producir una batería de automóvil de 12 V. Las baterías de ácido-plomo son pesadas y contienen un electrolito líquido cáustico, H 2 SO 4 ( aq ), pero a menudo siguen siendo la batería elegida por su alta densidad de corriente. Dado que estas baterías contienen una cantidad importante de plomo, deben eliminarse siempre de forma adecuada. La batería de ácido-plomo de su automóvil consta de seis celdas conectadas en serie para dar 12 V. Visite este sitio para obtener más información sobre las baterías de ácido-plomo. Pilas de combustible Una pila de combustible es una celda galvánica que utiliza combustibles tradicionales, casi siempre hidrógeno o metano, que se introducen continuamente en la pila junto con un oxidante. (Un nombre alternativo, aunque no muy popular, para una pila de combustible es el de batería de flujo ) Dentro de la pila, el combustible y el oxidante se someten a la misma química redox que cuando se produce la combustión, pero a través de una electroquímica catalizada que es significativamente más eficiente. Por ejemplo, una pila de combustible de hidrógeno típica utiliza electrodos de grafito incrustados con catalizadores a base de platino para acelerar las dos reacciones de la semicelda: En esta pila de combustible de hidrógeno, el oxígeno del aire reacciona con el hidrógeno, produciendo agua y electricidad. Ánodo: 2 H 2 ( g ) ⟶ 4 H + ( a q ) + 4e – Cátodo: O 2 ( g ) + 4 H + ( a q ) + 4e – ⟶ 2H 2 O ( g ) ¯ Celda: 2 H 2 ( g ) + O 2 ( g ) ⟶ 2 H 2 O ( g ) E celda ~ 1,2 V Estos tipos de pilas de combustible suelen producir voltajes de aproximadamente 1,2 V. En comparación con un motor de combustión interna, la eficiencia energética de una pila de combustible que utiliza la misma reacción redox suele ser más del doble (~20 % a 25 % para un motor frente a ~50 % a 75 % para una pila de combustible). Las pilas de combustible de hidrógeno se utilizan habitualmente en misiones espaciales de larga duración y se han desarrollado prototipos para vehículos personales, aunque la tecnología sigue siendo relativamente joven. Consulte este enlace para saber más sobre las pilas de combustible. Conceptos clave y resumen Las celdas galvánicas diseñadas específicamente para funcionar como fuentes de energía eléctrica se denominan baterías. Existe una gran variedad de baterías de un solo uso (celdas primarias) y de baterías recargables (celdas secundarias) que sirven para una gran variedad de aplicaciones, con especificaciones importantes como el voltaje, el tamaño y la vida útil. Las pilas de combustible, a veces llamadas baterías de flujo, son dispositivos que aprovechan la energía de las reacciones redox espontáneas normalmente asociadas a los procesos de combustión. Al igual que las baterías, las pilas de combustible permiten la transferencia de electrones de la reacción a través de un circuito externo, pero requieren la entrada continua de los reactivos redox (combustible y oxidante) desde un depósito externo. Las pilas de combustible suelen ser mucho más eficientes a la hora de convertir la energía liberada por la reacción en trabajo útil en comparación con los motores de combustión interna. Ejercicios de química del final del capítulo Considere una batería hecha de una semicelda que consiste de un electrodo de cobre en una solución de 1 M de CuSO 4 y otra semicelda que consiste de un electrodo de plomo en una solución de 1 M de Pb(NO 3 ) 2 . (a) ¿Cuál es el potencial estándar de celda de la batería? (b) ¿Cuáles son las reacciones en el ánodo, el cátodo y la reacción global? (c) La mayoría de los dispositivos diseñados para utilizar pilas secas pueden funcionar entre 1,0 y 1,5 V. ¿Podría utilizarse esta celda para fabricar una batería que pudiera sustituir a una pila seca? Por qué sí o por qué no. (d) Supongamos que se añade ácido sulfúrico a la semicelda con el electrodo de plomo y se forma algo de PbSO 4 ( s ). ¿El potencial de celda aumenta, disminuye o permanece igual? Considere una batería con la reacción global: Cu ( s ) + 2 Ag + ( a q ) ⟶ 2Ag ( s ) + Cu 2+ ( a q ) . (a) ¿Cuál es la reacción en el ánodo y el cátodo? (b) Una batería está "agotada" cuando su potencial de celda es cero. ¿Cuál es el valor de Q cuando esta batería está agotada? (c) Si en una determinada batería agotada se encontró [Cu2 + ] = 0,11 M , ¿cuál era la concentración de ion de plata? (a) ánodo: Cu ( s ) ⟶ Cu 2+ ( a q ) + 2e – E ánodo ° = 0,34 V cátodo: 2 × ( Ag + ( a q ) + e – ⟶ Ag ( s ) ) E cátodo ° = 0,7996 V ; (b) 3,5 × 10 15 ; (c) 5,6 × 10 -9 M ¿Por qué las baterías se agotan y las pilas de combustible no? Las baterías son autónomas y tienen un suministro limitado de reactivos para gastar antes de morir. Alternativamente, los subproductos de la reacción de la batería se acumulan e interfieren con la reacción. Como una pila de combustible se reabastece constantemente de reactivos y los productos son expulsados, puede seguir funcionando mientras se suministren reactivos. Utilice la ecuación de Nernst para explicar la caída de voltaje que se observa en algunas baterías al descargarse. A partir de la información obtenida hasta ahora en este capítulo, explique por qué los aparatos electrónicos alimentados por baterías funcionan mal a bajas temperaturas. La E celda , tal como se describe en la ecuación de Nernst, tiene un término que es directamente proporcional a la temperatura. A bajas temperaturas, este término disminuye, lo que da lugar a un menor voltaje de celda proporcionado por la batería al dispositivo, el mismo efecto que una batería que se agota. batería alcalina batería primaria similar a la pila seca que utiliza un electrolito alcalino (a menudo hidróxido de potasio); diseñada para ser un sustituto mejorado de la pila seca, pero con más almacenamiento de energía y menos fugas de electrolito que la típica pila seca batería celdas galvánicas individuales o en serie diseñadas para ser utilizadas como fuente de potencia eléctrica pila seca batería primaria, también llamada batería de zinc-carbono, basada en la oxidación espontánea del zinc por el manganeso(IV) pila de combustible dispositivos similares a las celdas galvánicas que requieren una alimentación continua de reactivos redox; también se denominan baterías de flujo batería de ácido-plomo batería recargable utilizada habitualmente en los automóviles; suele estar compuesta por seis celdas galvánicas basadas en semirreacciones de Pb en solución ácida batería de ion de litio batería recargable ampliamente utilizada en dispositivos electrónicos portátiles, basada en la transferencia del ion de litio entre el ánodo y el cátodo batería de níquel-cadmio batería recargable basada en semiceldas de Ni/Cd con aplicaciones similares a las de las baterías de ion de litio celda primaria batería no recargable, apta para un solo uso celda secundaria batería diseñada para permitir la recarga

Ciencia


Corrosión La corrosión suele definirse como la degradación de los metales por un proceso electroquímico natural. La formación de óxido en el hierro, el deslustre en la plata y la pátina azul-verdosa que se desarrolla en el cobre son ejemplos de corrosión. El costo total de la reparación de la corrosión en los Estados Unidos es considerable, con estimaciones que superan el medio billón de dólares al año. Estatua de la Libertad: cambio de colores La Estatua de la Libertad es un monumento que todo estadounidense reconoce. La Estatua de la Libertad es fácilmente identificable por su altura, su postura y su singular color azul verdoso ( ). Cuando esta estatua llegó de Francia, su aspecto no era verde. Era marrón, el color de su "piel" de cobre. ¿Cómo cambió de color la Estatua de la Libertad? El cambio de aspecto fue consecuencia directa de la corrosión. El cobre, que es el componente principal de la estatua, se fue oxidando poco a poco con el aire. Las reacciones de reducción-oxidación del cobre metálico en el medio ambiente se producen en varias etapas. El cobre metálico se oxida a óxido de cobre(I) (Cu 2 O), que es rojo, y luego a óxido de cobre(II), que es negro 2Cu ( s ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ Cu 2 O ( s ) ( rojo ) Cu 2 O ( s ) + 1 2 O 2 ( g ) ⟶ 2CuO ( s ) ( negro ) El carbón, que a menudo tenía un alto contenido de azufre, se quemaba mucho a principios del siglo pasado. Como resultado, el trióxido de azufre atmosférico, el dióxido de carbono y el agua reaccionaron con el CuO 2CuO ( s ) + CO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) ⟶ Cu 2 CO 3 (OH) 2 ( s ) (verde) 3CuO ( s ) + 2CO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) ⟶ Cu 2 ( CO 3 ) 2 (OH) 2 ( s ) (azul) 4CuO ( s ) + SO 3 ( g ) + 3H 2 O ( l ) ⟶ Cu 4 SO 4 (OH) 6 ( s ) (verde) Estos tres compuestos son los responsables de la característica pátina azul-verde que se ve en la Estatua de la Libertad (y en otras estructuras de cobre al aire libre). Afortunadamente, la formación de la pátina crea una capa protectora en la superficie del cobre, lo que impide una mayor corrosión del cobre subyacente. La formación de la capa protectora se denomina pasivación , un fenómeno que se analiza en otro capítulo de este texto. (a) La Estatua de la Libertad está cubierta por una piel de cobre, y originalmente era de color marrón, como se muestra en esta pintura. (b) La exposición a los elementos ha dado lugar a la formación de la pátina azul-verde que se ve hoy en día. Quizá el ejemplo más conocido de corrosión sea la formación de óxido en el hierro. El hierro se oxida cuando se expone al oxígeno y al agua. La formación de óxido implica la creación de una celda galvánica en una superficie de hierro, como se ilustra en la . Las reacciones redox relevantes se describen mediante las siguientes ecuaciones: ánodo: Fe ( s ) ⟶ Fe 2+ ( a q ) + 2 e – E Fe 2+ /Fe ° = -0,44 V cátodo: O 2 ( g ) + 4 H + ( a q ) + 4 e – ⟶ 2 H 2 O ( l ) E O 2 /O 2 ° = +1,23 V global: 2Fe ( s ) + O 2 ( g ) + 4H + ( a q ) ⟶ 2 Fe 2+ ( a q ) + 2 H 2 O ( l ) E celda ° = +1,67 V La reacción posterior del producto de hierro(II) en el aire húmedo da lugar a la producción de un hidrato de óxido de hierro(III) conocido como óxido: 4 Fe 2+ ( a q ) + O 2 ( g ) + ( 4 + 2 x ) H 2 O ( l ) ⟶ 2 Fe 2 O 3 . x H 2 O ( s ) + 8 H + ( a q ) La estequiometría del hidrato varía, como indica el uso de x en la fórmula del compuesto. A diferencia de la pátina del cobre, la formación de óxido no crea una capa protectora, por lo que la corrosión del hierro continúa a medida que el óxido se desprende y expone el hierro fresco a la atmósfera. La corrosión puede producirse cuando una superficie de hierro o acero pintada queda expuesta al medio ambiente por un arañazo en la pintura. Resulta una celda galvánica que puede ser aproximada por el esquema simplificado de la celda Fe( s ) | Fe 2+ ( aq ) ||O 2 ( aq ), H 2 O( l ) | Fe( s ). Una forma de evitar que el hierro se corroa es mantenerlo pintado. La capa de pintura impide que el agua y el oxígeno necesarios para la formación de óxido entren en contacto con el hierro. Mientras la pintura permanezca intacta, el hierro estará protegido de la corrosión. Otras estrategias incluyen la aleación del hierro con otros metales. Por ejemplo, el acero inoxidable es una aleación de hierro que contiene una pequeña cantidad de cromo. El cromo tiende a acumularse cerca de la superficie, donde se corroe y forma una capa de óxido pasivante que protege al hierro. El hierro y otros metales también pueden protegerse de la corrosión mediante la galvanización , un proceso en el que el metal a proteger se recubre con una capa de un metal más fácilmente oxidable, normalmente zinc. Cuando la capa de zinc está intacta, impide que el aire entre en contacto con el hierro subyacente y, por tanto, evita la corrosión. Si la capa de zinc se rompe, ya sea por corrosión o por abrasión mecánica, el hierro puede seguir protegido de la corrosión mediante un proceso de protección catódica , que se describe en el siguiente párrafo. Otra forma importante de proteger el metal es convertirlo en el cátodo de una celda galvánica. Se trata de una protección catódica que puede utilizarse para otros metales además del hierro. Por ejemplo, la oxidación de los depósitos y tuberías subterráneas de hierro puede evitarse o reducirse en gran medida conectándolos a un metal más activo, como el zinc o el magnesio ( ). También se utiliza para proteger las piezas metálicas de los calentadores de agua. Los metales más activos (de menor potencial de reducción) se denominan ánodos de sacrificio porque al agotarse se corroen (oxidan) en el ánodo. El metal que se protege sirve de cátodo para la reducción del oxígeno en el aire, por lo que simplemente sirve para conducir (no para reaccionar) los electrones que se transfieren. Si los ánodos se controlan adecuadamente y se sustituyen periódicamente, la vida útil del tanque de almacenamiento de hierro puede prolongarse considerablemente. La protección catódica es un enfoque útil para prevenir electroquímicamente la corrosión de los tanques de almacenamiento subterráneos. Conceptos clave y resumen La oxidación espontánea de los metales por procesos electroquímicos naturales se denomina corrosión, con ejemplos conocidos como la oxidación del hierro y el deslustre de la plata. El proceso de corrosión implica la creación de una celda galvánica en la que diferentes lugares del objeto metálico funcionan como ánodo y cátodo, y la corrosión tiene lugar en el lugar anódico. Los enfoques para prevenir la corrosión de los metales incluyen el uso de una capa protectora de zinc (galvanización) y el uso de ánodos de sacrificio conectados al objeto metálico (protección catódica). Ejercicios de química del final del capítulo ¿Qué miembro de cada par de metales tiene más probabilidades de corroerse (oxidarse)? (a) Mg o Ca (b) Au o Hg (c) Fe o Zn (d) Ag o Pt Considere los siguientes metales: Ag, Au, Mg, Ni y Zn. ¿Cuál de estos metales podría utilizarse como ánodo de sacrificio en la protección catódica de un tanque de almacenamiento de acero subterráneo? El acero es una aleación compuesta mayoritariamente por hierro, por lo que hay que utilizar -0,447 V como potencial de reducción estándar para el acero. Mg y Zn Aluminio ( E Al 3+ /Al ° = -2,07 V ) se oxida más fácilmente que el hierro ( E Fe 3+ /Fe ° = -0,477 V ), y, sin embargo, cuando ambos están expuestos al ambiente, el aluminio sin tratar tiene una muy buena resistencia a la corrosión, mientras que la resistencia a la corrosión del hierro sin tratar es pobre. ¿Qué puede explicar esta observación? Si una muestra de hierro y otra de zinc entran en contacto, el zinc se corroe pero el hierro no. Si una muestra de hierro entra en contacto con una muestra de cobre, el hierro se corroe pero el cobre no. Explique este fenómeno. Ambos ejemplos implican una protección catódica. El ánodo (de sacrificio) es el metal que se corroe (se oxida o reacciona). En el caso del hierro (-0,447 V) y del zinc (-0,7618 V), el zinc tiene un potencial de reducción estándar más negativo y, por lo tanto, sirve de ánodo. En el caso del hierro y el cobre (0,34 V), el hierro tiene el potencial de reducción estándar más pequeño y por eso se corroe (sirve de ánodo). Suponga que tiene tres metales diferentes, A, B y C. Cuando los metales A y B entran en contacto, B se corroe y A no se corroe. Cuando los metales A y C entran en contacto, A se corroe y C no se corroe. Según esta información, ¿qué metal se corroe y qué metal no se corroe cuando B y C entran en contacto? ¿Por qué un ánodo de sacrificio hecho de metal de litio sería una mala elección? Aunque el potencial de reducción del litio lo haría capaz de proteger a los otros metales, este alto potencial también es indicativo de lo reactivo que es el litio; tendría una reacción espontánea con la mayoría de las sustancias. Esto significa que el litio reaccionaría rápidamente con otras sustancias, incluso con aquellas que no oxidarían el metal que intenta proteger. Una reactividad así significa que el ánodo de sacrificio se agotaría rápidamente y tendría que ser sustituido con frecuencia. (Razón adicional opcional: peligro de incendio en presencia de agua). protección catódica método para evitar la corrosión de un objeto metálico conectándolo a un ánodo de sacrificio compuesto por un metal más fácilmente oxidable corrosión degradación del metal mediante un proceso electroquímico natural galvanización método para proteger el hierro o metales similares de la corrosión mediante el recubrimiento con una fina capa de zinc más fácilmente oxidable. ánodo de sacrificio electrodo construido con un metal fácilmente oxidable, a menudo magnesio o zinc, utilizado para evitar la corrosión de objetos metálicos mediante la protección catódica puente salino tubo lleno de solución electrolítica inerte

Ciencia


Electrólisis Las celdas electroquímicas en las que se producen reacciones redox espontáneas ( celdas galvánicas ) han sido el tema de discusión hasta ahora en este capítulo. En estas celdas, un sistema redox realiza un trabajo eléctrico sobre su entorno cuando los electrones producidos por la reacción redox se transfieren a través de un circuito externo. Esta sección final del capítulo abordará un escenario alternativo en el que un circuito externo hace el trabajo en un sistema redox imponiendo un voltaje suficiente para impulsar una reacción que de otro modo sería no espontánea, un proceso conocido como electrólisis . Un ejemplo familiar de electrólisis es la recarga de una batería, que implica el uso de una fuente de energía externa para impulsar la reacción espontánea de la celda (descarga) en la dirección inversa, restaurando en cierta medida la composición de las semiceldas y el voltaje de la batería. Tal vez sea menos conocido el uso de la electrólisis en el refinamiento de los minerales metálicos, la fabricación de productos químicos básicos y la galvanoplastia de revestimientos metálicos en diversos productos (por ejemplo, joyas, utensilios, piezas de automóviles). Para ilustrar los conceptos esenciales de la electrólisis, se considerarán algunos procesos específicos. La electrólisis del cloruro de sodio fundido El sodio metálico, Na, y el cloro gaseoso, Cl 2 , se utilizan en numerosas aplicaciones, y su producción industrial se basa en la electrólisis a gran escala del cloruro de sodio fundido, NaCl( l ). El proceso industrial suele utilizar una celda de Downs similar a la ilustración simplificada que se muestra en la . Las reacciones asociadas a este proceso son: ánodo: 2 Cl – ( l ) ⟶ Cl 2 ( g ) + 2e – cátodo: Na + ( l ) + e – ⟶ Na ( l ) ¯ celda: 2 Na + ( l ) + 2Cl – ( l ) ⟶ 2Na ( l ) + Cl 2 ( g ) El potencial de celda para el proceso anterior es negativo, lo que indica que la reacción tal como está escrita (descomposición del NaCl líquido) no es espontánea. Para forzar esta reacción, debe aplicarse a la celda un potencial positivo de magnitud superior al potencial negativo de la celda . Las celdas de este tipo (una celda para la electrólisis de cloruro de sodio fundido) se utilizan en el proceso de Downs para la producción de sodio y cloro, y suelen utilizar cátodos de hierro y ánodos de carbono. La electrólisis del agua El agua puede descomponerse electrolíticamente en una celda similar a la ilustrada en la . Para mejorar la conductividad eléctrica sin introducir una especie redox diferente, se suele aumentar la concentración de ion de hidrógeno del agua mediante la adición de un ácido fuerte. Los procesos redox asociados a esta celda son ánodo: 2 H 2 O ( l ) ⟶ O 2 ( g ) + 4H + ( a q ) + 4e – E ánodo ° = +1,229 V cátodo: 2 H + ( a q ) + 2e – ⟶ H 2 ( g ) E cátodo ° = 0 J ¯ celda: 2 H 2 O ( l ) ⟶ 2H 2 ( g ) + O 2 ( g ) E celda ° = -1,229 V De nuevo, el potencial de celda, tal y como está escrito, es negativo, lo que indica una reacción no espontánea de la celda que debe ser impulsada mediante la imposición de un voltaje de celda superior a +1,229 V. Tenga en cuenta que aquí se utilizan potenciales de electrodo estándar para informar de las predicciones termodinámicas, aunque la celda no está operando en condiciones de estado estándar. Por lo tanto, en el mejor de los casos, los potenciales de celda calculados deben considerarse estimaciones aproximadas. La electrólisis del agua produce cantidades estequiométricas de oxígeno gaseoso en el ánodo y de hidrógeno en el cátodo. La electrólisis del cloruro de sodio acuoso Cuando se electrolizan soluciones acuosas de compuestos iónicos, las semirreacciones anódica y catódica pueden implicar la electrólisis de especies de agua (H 2 O, H + , OH - ) o de especies de soluto (los cationes y aniones del compuesto). Como ejemplo, la electrólisis del cloruro de sodio acuoso podría implicar cualquiera de estas dos reacciones anódicas: ( i ) 2 Cl – ( a q ) ⟶ Cl 2 ( g ) + 2 e – E ánodo ° = +1,35827 V ( ii ) 2 H 2 O ( l ) ⟶ O 2 ( g ) + 4 H + ( a q ) + 4 e – E ánodo ° = +1,229 V Los potenciales de electrodo estándar( reducción ) de estas dos semirreacciones indican que el agua puede oxidarse a un potencial menos negativo / más positivo (-1,229 V) que el ion de cloruro (-1,358 V). La termodinámica predice así que el agua se oxidaría más fácilmente, aunque en la práctica se observa que tanto el agua como el ion de cloruro se oxidan en condiciones típicas, produciendo una mezcla de oxígeno y cloro gaseoso. Volviendo la atención al cátodo, las posibilidades de reducción son: ( iii ) 2H + ( a q ) + 2 e – ⟶ H 2 ( g ) E cátodo ° = 0 J ( iv ) 2H 2 O ( l ) + 2 e – ⟶ H 2 ( g ) + 2 OH – ( a q ) E cátodo ° = -0,8277 V ( v ) Na + ( a q ) + e – ⟶ Na ( s ) E cátodo ° = -2,71 V La comparación de estos potenciales de semirreacción estándar sugiere que la reducción del ion de hidrógeno está favorecida termodinámicamente. Sin embargo, en una solución acuosa neutra de cloruro de sodio, la concentración de ion de hidrógeno está muy por debajo del valor del estado estándar de 1 M (aproximadamente 10 -7 M ), por lo que la reacción catódica observada es en realidad la reducción del agua. Entonces, la reacción neta de la celda en este caso es celda: 2 H 2 O ( l ) + 2 Cl – ( a q ) ⟶ H 2 ( g ) + Cl 2 ( g ) + 2 OH – ( a q ) E celda ° = -2,186 V Esta reacción de electrólisis forma parte del proceso cloro-álcali utilizado por la industria para producir cloro e hidróxido de sodio (lejía). Galvanoplastia Un uso importante de las celdas electrolíticas es la galvanoplastia . La galvanoplastia da lugar a una fina capa de un metal sobre una superficie conductora. Las razones para la galvanoplastia incluyen hacer el objeto más resistente a la corrosión, reforzar la superficie, producir un acabado más atractivo o para purificar el metal. Los metales más utilizados en la galvanoplastia son el cadmio, el cromo, el cobre, el oro, el níquel, la plata y el estaño. Entre los productos de consumo más comunes se encuentran las vajillas plateadas o doradas, las piezas de automóvil cromadas y las joyas. Para ilustrar el proceso, se utiliza el plateado de utensilios para comer ( ). Este esquema muestra una celda electrolítica para el revestimiento de plata de los utensilios de cocina. En la figura, el ánodo consiste en un electrodo de plata, mostrado a la izquierda. El cátodo se encuentra a la derecha y es la cuchara, que está hecha de un metal barato. Ambos electrodos se sumergen en una solución de nitrato de plata. Aplicando un potencial suficiente se produce la oxidación del ánodo de plata ánodo: Ag ( s ) ⟶ Ag + ( a q ) + e – y la reducción del ion de plata en el cátodo (cuchara): cátodo: Ag + ( a q ) + e – ⟶ Ag ( s ) . El resultado neto es la transferencia de plata metálica del ánodo al cátodo. Para obtener recubrimientos de plata de alta calidad es necesario controlar cuidadosamente varios factores experimentales, como la composición exacta de la solución electrolítica, el voltaje de celda aplicado y la velocidad de la reacción de electrólisis (corriente eléctrica). Aspectos cuantitativos de la electrólisis La corriente eléctrica se define como la velocidad de flujo de cualquier especie cargada. Lo más relevante para esta discusión es el flujo de electrones. La corriente se mide en una unidad compuesta llamada amperio, definida como un culombio por segundo (A = 1 C/s). La carga transferida, Q , por el paso de una corriente constante, I , durante un intervalo de tiempo determinado, t , viene dada entonces por el sencillo producto matemático Q = I t Cuando se transfieren electrones durante un proceso redox, la estequiometría de la reacción puede utilizarse para obtener la cantidad total de carga (electrónica) implicada. Por ejemplo, el proceso de reducción genérico M n + ( a q ) + ne – ⟶ M ( s ) . implica la transferencia de n moles de electrones. La carga transferida es, por lo tanto, Q = n F donde F es la constante de Faraday, la carga en culombios para un mol de electrones. Si la reacción tiene lugar en una celda electroquímica, el flujo de corriente se mide convenientemente, y puede utilizarse para ayudar en los cálculos estequiométricos relacionados con la reacción de la celda. Convertir la corriente en moles de electrones En un proceso utilizado para la galvanoplastia de la plata, se hizo pasar una corriente de 10,23 A a través de una celda electrolítica durante exactamente 1 hora. ¿Cuántos moles de electrones pasaron por la celda? ¿Qué masa de plata se depositó en el cátodo a partir de la solución de nitrato de plata? Solución La constante de Faraday puede utilizarse para convertir la carga ( Q ) en moles de electrones ( n ). La carga es la corriente ( I ) multiplicada por el tiempo n = Q F = 10,23 C s × 1 hr × 60 min h × 60 s min 9 6.485 C/mol e – = 36.830 C 96.485 C/mol e – = 0,381 7 mol e – Según el problema, la solución contiene AgNO 3 , por lo que la reacción en el cátodo implica 1 mol de electrones por cada mol de plata cátodo: Ag + ( a q ) + e – ⟶ Ag ( s ) . La masa atómica de la plata es de 107,9 g/mol, por lo que masa de Ag = 0,3817 mol e – × 1 mol de Ag 1 mol e – × 107,9 g de Ag 1 mol de Ag = 4 1,19 g de Ag Compruebe lo aprendido El aluminio metálico puede fabricarse a partir de iones de aluminio(III) mediante electrólisis. ¿Cuál es la semirreacción en el cátodo? ¿Qué masa de aluminio metálico se recuperaría si una corriente de 25,0 A pasara por la solución durante 15,0 minutos? Respuesta: Al 3+ ( a q ) + 3 e – ⟶ Al ( s ) ; 0,0777 mol de Al = 2,10 g de Al. Tiempo necesario para la deposición En una aplicación, debe depositarse una capa de 0,010 mm de cromo en una pieza con una superficie total de 3,3 m 2 a partir de una solución que contiene iones de cromo(III). ¿Cuánto tiempo tardaría en depositarse la capa de cromo si la corriente fuera de 33,46 A? La densidad del cromo (metal) es de 7,19 g/cm 3 . Solución En primer lugar, calcule el volumen de cromo que debe producirse (igual al producto del área superficial y el espesor): volumen = ( 0,010 mm × 1 cm 10 mm ) × ( 3,3 m 2 × ( 10.000 cm 2 1 m 2 ) ) = 33 cm 3 Utilice el volumen calculado y la densidad proporcionada para calcular la cantidad molar de cromo necesaria: masa = volumen × densidad = 33 cm 3 × 7,19 g cm 3 = 237 g de Cr mol de Cr = 237 g de Cr × 1 mol de Cr 52,00 g de Cr = 4,56 mol de Cr La estequiometría del proceso de reducción del cromo(III) requiere tres moles de electrones por cada mol de cromo(0) producido, por lo que la carga total requerida es: Q = 4,56 mol de Cr × 3 mol e – 1 mol de Cr × 96485 C mol e – = 1,32 × 10 6 C Finalmente, si esta carga se pasa a una tasa de 33,46 C/s, el tiempo requerido es: t = Q I = 1,32 × 10 6 C 33,46 C/s = 3,95 × 10 4 s = 11,0 hr Compruebe lo aprendido ¿Qué masa de zinc se necesita para galvanizar la parte superior de una lámina de hierro de 3,00 m × 5,50 m con un espesor de 0,100 mm de zinc? Si el zinc procede de una solución de Zn(NO 3 ) 2 y la corriente es de 25,5 A, ¿cuánto tiempo tardará en galvanizarse la parte superior del hierro? La densidad del zinc es de 7,140 g/cm 3 . Respuesta: 11,8 kg de Zn requieren 382 horas. Conceptos clave y resumen Los procesos redox no espontáneos pueden ser forzados a ocurrir en las celdas electroquímicas mediante la aplicación de un potencial apropiado utilizando una fuente de energía externa, un proceso conocido como electrólisis. La electrólisis es la base de algunos procesos de refinado de minerales, de la producción industrial de muchos productos químicos y de la galvanoplastia de revestimientos metálicos en diversos productos. La medición del flujo de corriente durante la electrólisis permite realizar cálculos estequiométricos. Ecuaciones clave Q = I × t = n × F Ejercicios de química del final del capítulo Si una corriente de 2,5 A circula por un circuito durante 35 minutos, ¿cuántos culombios de carga se han movido por el circuito? Para el escenario de la pregunta anterior, ¿cuántos electrones se movieron por el circuito? Escriba las semirreacciones y la reacción de celda que se producen durante la electrólisis de cada una de las sales fundidas que aparecen a continuación. (a) CaCl 2 (b) LiH (c) AlCl 3 (d) CrBr 3 Qué masa de cada producto se produce en cada una de las celdas electrolíticas del problema anterior si una carga total de 3,33 × 10 5 C pasa por cada celda? (a) masa de Ca = 69,1 g masa de Cl 2 = 122 g ; (b) masa de Li = 23,9 g masa de H 2 = 3,48 g ; (c) masa de Al = 31,0 g masa de Cl 2 = 122 g ; (d) masa de Cr = 59,8 g masa de Br 2 = 276 g ¿Cuánto tiempo se necesita para reducir 1 mol de cada uno de los siguientes iones utilizando la corriente indicada? (a) Al 3+ , 1,234 A (b) Ca 2+ , 22,2 A (c) Cr 5+ , 37,45 A (d) Au 3+ , 3,57 A Una corriente de 2,345 A pasa por la celda mostrada en la durante 45 minutos. ¿Cuál es el volumen del hidrógeno recogido a temperatura ambiente si la presión es exactamente de 1 atm? (Pista: ¿Es el hidrógeno el único gas presente por encima del agua?) 0,79 L Una pieza metálica de forma irregular fabricada con una aleación determinada se galvanizó con zinc utilizando una solución de Zn(NO 3 ) 2 . Cuando se utilizó una corriente de 2,599 A, se tardó exactamente 1 hora en depositar una capa de zinc de 0,01123 mm en la pieza. ¿Cuál era la superficie total de la pieza? La densidad del zinc es de 7,140 g/cm 3 . electrólisis proceso que utiliza la energía eléctrica para provocar un proceso no espontáneo celda electrolítica celda electroquímica en la que se utiliza una fuente externa de energía eléctrica para impulsar un proceso no espontáneo

Ciencia


Introducción La pureza es extremadamente importante en la preparación de obleas de silicio. Los técnicos de una sala blanca preparan el silicio sin impurezas (izquierda). El director general de VLSI Research, Don Hutcheson, muestra una oblea de silicio puro (centro). Una oblea de silicio cubierta de chips Pentium es una versión ampliada de las obleas de silicio que se encuentran en muchos aparatos electrónicos utilizados hoy en día (derecha) (créditos: imagen del centro: modificación del trabajo de "Intel Free Press"/Flickr; imagen de la derecha: modificación del trabajo de Naotake Murayama). El desarrollo de la tabla periódica a mediados del siglo XIX surgió de la observación de que existía una relación periódica entre las propiedades de los elementos. Los químicos, que conocen las variaciones de estas propiedades, han podido utilizar este conocimiento para resolver una gran variedad de retos técnicos. Por ejemplo, el silicio y otros semiconductores constituyen la espina dorsal de la electrónica moderna gracias a nuestra capacidad para afinar las propiedades eléctricas de estos materiales. Este capítulo explora las propiedades importantes de los metales, metaloides y no metales representativos de la tabla periódica.

Ciencia


Periodicidad Comenzamos esta sección examinando los comportamientos de los metales representativos en relación con sus posiciones en la tabla periódica. El objetivo principal de esta sección será la aplicación de la periodicidad a los metales representativos. Es posible dividir los elementos en grupos según sus configuraciones electrónicas. Los elementos representativos son elementos en los que los orbitales s y p se llenan. Los elementos de transición son elementos en los que se llenan los orbitales d (grupos 3 a 11 de la tabla periódica), y los metales de transición interna son los elementos en los que se llenan los orbitales f . Los orbitales d se llenan con los elementos del grupo 11; por lo tanto, los elementos del grupo 12 se califican como elementos representativos porque el último electrón entra en un orbital s . Los metales entre los elementos representativos son los metales representativos . El carácter metálico es el resultado de la capacidad de un elemento de perder sus electrones de valencia externos y da lugar a una alta conductividad térmica y eléctrica, entre otras propiedades físicas y químicas. Hay 20 metales representativos no radiactivos en los grupos 1, 2, 3, 12, 13, 14 y 15 de la tabla periódica (los elementos sombreados en amarillo en la ). Los elementos radiactivos copernicio, flerovio, polonio y livermorio también son metales, pero quedan fuera del ámbito de este capítulo. Además de los metales representativos, algunos de los elementos representativos son metaloides. Un metaloide es un elemento que tiene propiedades que están entre las de los metales y las de los no metales; estos elementos suelen ser semiconductores. El resto de elementos representativos son no metales. A diferencia de los metales , que suelen formar cationes y compuestos iónicos (que contienen enlaces iónicos), los no metales tienden a formar aniones o compuestos moleculares. En general, la combinación de un metal y un no metal produce una sal. Una sal es un compuesto iónico formado por cationes y aniones. La ubicación de los metales representativos se muestra en la tabla periódica. Los no metales se muestran en verde, los metaloides en púrpura y los metales de transición y los metales de transición interna en azul. La mayoría de los metales representativos no se encuentran en estado natural sin combinar porque reaccionan fácilmente con el agua y el oxígeno del aire. Sin embargo, es posible aislar el berilio elemental, el magnesio, el zinc, el cadmio, el mercurio, el aluminio, el estaño y el plomo de sus minerales naturales y utilizarlos porque reaccionan muy lentamente con el aire. Parte de la razón por la que estos elementos reaccionan lentamente es que estos reaccionan con el aire para formar una capa protectora. La formación de esta capa protectora es la pasivación . El revestimiento es una película no reactiva de óxido u otro compuesto. El magnesio elemental, el aluminio, el zinc y el estaño son importantes en la fabricación de muchos artículos conocidos, como el alambre, los utensilios de cocina, el papel de aluminio y muchos objetos domésticos y personales. Aunque el berilio, el cadmio, el mercurio y el plomo son fáciles de conseguir, su uso está limitado por su toxicidad. Grupo 1: Los metales alcalinos Los metales alcalinos litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio constituyen el grupo 1 de la tabla periódica. Aunque el hidrógeno está en el grupo 1 (y también en el grupo 17), es un no metal y merece una consideración aparte más adelante en este capítulo. El nombre de metal alcalino hace referencia al hecho de que estos metales y sus óxidos reaccionan con el agua para formar soluciones muy básicas (alcalinas). Las propiedades de los metales alcalinos son similares entre sí, tal y como se espera de los elementos de la misma familia. Los metales alcalinos tienen los mayores radios atómicos y la menor primera energía de ionización de sus periodos. Esta combinación hace que sea muy fácil eliminar el único electrón de la capa más externa (de valencia) de cada uno. La fácil pérdida de este electrón de valencia hace que estos metales formen fácilmente cationes estables con una carga de 1+. Su reactividad aumenta con el aumento del número atómico debido a la facilidad para perder el electrón de valencia solitario (disminución de la energía de ionización). Dado que la oxidación es tan fácil, lo contrario, la reducción, es difícil, lo que explica por qué es difícil aislar los elementos. Los metales alcalinos sólidos son muy blandos; el litio, mostrado en la , tiene la menor densidad de todos los metales (0,5 g/cm 3 ). Todos los metales alcalinos reaccionan enérgicamente con el agua para formar hidrógeno gaseoso y una solución básica de hidróxido metálico. Esto significa que son más fáciles de oxidar que el hidrógeno. Como ejemplo, la reacción del litio con el agua es: 2Li ( s ) + 2H 2 O ( l ) ⟶ 2LiOH ( a q ) + H 2 ( g ) El litio flota en el aceite de parafina porque su densidad es menor que la del aceite de parafina. Los metales alcalinos reaccionan directamente con todos los no metales (excepto los gases nobles) para dar lugar a compuestos iónicos binarios que contienen iones metálicos 1+. Estos metales son tan reactivos que es necesario evitar el contacto con la humedad y el oxígeno del aire. Por lo tanto, se almacenan en contenedores sellados bajo aceite mineral, como se muestra en la , para evitar el contacto con el aire y la humedad. Los metales puros nunca existen libres (sin combinar) en la naturaleza debido a su alta reactividad. Además, esta alta reactividad hace necesaria la preparación de los metales por electrólisis de compuestos de metales alcalinos. Para evitar el contacto con el aire y el agua, el potasio para uso en laboratorio se presenta en forma de barritas o perlas almacenadas bajo queroseno o aceite mineral, o en recipientes sellados (créditos: http://images-of-elements.com/potassium.php). A diferencia de muchos otros metales, la reactividad y la suavidad de los metales alcalinos hacen que estos metales no sean adecuados para aplicaciones estructurales. Sin embargo, hay aplicaciones en las que la reactividad de los metales alcalinos es una ventaja. Por ejemplo, la producción de metales como el titanio y el circonio depende, en parte, de la capacidad del sodio para reducir los compuestos de estos metales. La fabricación de muchos compuestos orgánicos, como ciertos tintes, fármacos y perfumes, utiliza la reducción por litio o sodio. El sodio y sus compuestos confieren un color amarillo brillante a la llama, como se ve en la . El paso de una descarga eléctrica a través del vapor de sodio también produce este color. En ambos casos, se trata de un ejemplo de espectro de emisión, tal y como se ha comentado en el capítulo sobre la estructura electrónica. En ocasiones, las farolas emplean luces de vapor de sodio porque el vapor de sodio penetra en la niebla mejor que la mayoría de las otras luces. Esto se debe a que la niebla no dispersa la luz amarilla tanto como la blanca. Los demás metales alcalinos y sus sales también dan color a la llama. El litio crea un color carmesí brillante, mientras que los otros crean un color violeta pálido. Sumergir un alambre en una solución de una sal de sodio y luego calentarlo provoca la emisión de una luz amarilla brillante, característica del sodio. Este video muestra las reacciones de los metales alcalinos con el agua. Grupo 2: Los metales alcalinotérreos Los metales alcalinotérreos (berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio) constituyen el grupo 2 de la tabla periódica. El nombre de metal alcalino proviene del hecho de que los óxidos de los miembros más pesados del grupo reaccionan con el agua para formar soluciones alcalinas. La carga nuclear aumenta al pasar del grupo 1 al grupo 2. Debido a este aumento de carga, los átomos de los metales alcalinotérreos son más pequeños y tienen primeras energías de ionización más altas que los metales alcalinos dentro del mismo periodo. La mayor energía de ionización hace que los metales alcalinotérreos sean menos reactivos que los metales alcalinos; sin embargo, siguen siendo elementos muy reactivos. Su reactividad aumenta, como era de esperar, con el aumento del tamaño y la disminución de la energía de ionización. En las reacciones químicas, estos metales pierden fácilmente ambos electrones de valencia para formar compuestos en los que presentan un estado de oxidación 2+. Debido a su alta reactividad, es habitual producir los metales alcalinotérreos, al igual que los metales alcalinos, por electrólisis. Aunque las energías de ionización son bajas, los dos metales con las energías de ionización más altas (berilio y magnesio) forman compuestos que presentan algunos caracteres covalentes. Al igual que los metales alcalinos, los metales alcalinotérreos más pesados dan color a la llama. Como en el caso de los metales alcalinos, esto forma parte del espectro de emisión de estos elementos. El calcio y el estroncio producen tonos rojos, mientras que el bario produce un color verde. El magnesio es un metal blanco plateado, maleable y dúctil a altas temperaturas. La pasivación disminuye la reactividad del magnesio metálico. Al exponerse al aire, se forma una capa de oxicarbonato de magnesio fuertemente adherida a la superficie del metal que inhibe la reacción posterior. (El carbonato procede de la reacción del dióxido de carbono en la atmósfera). El magnesio es el más ligero de los metales estructurales más utilizados, por lo que la mayor parte de la producción de magnesio se destina a aleaciones ligeras. El magnesio (mostrado en la ), el calcio, el estroncio y el bario reaccionan con el agua y el aire. A temperatura ambiente, el bario muestra la reacción más vigorosa. Los productos de la reacción con el agua son el hidrógeno y el hidróxido metálico. La formación de hidrógeno gaseoso indica que los metales alcalinotérreos más pesados son mejores agentes reductores (se oxidan más fácilmente) que el hidrógeno. Como era de esperar, estos metales reaccionan tanto con ácidos como con no metales para formar compuestos iónicos. A diferencia de la mayoría de las sales de los metales alcalinos, muchas de las sales comunes de los metales alcalinotérreos son insolubles en agua debido a las altas energías reticulares de estos compuestos, que contienen un ion metálico divalente. De izquierda a derecha: Mg( s ), agua caliente a pH 7, y la solución resultante con un pH superior a 7, como indica el color rosa del indicador de fenolftaleína (créditos: modificación del trabajo de Sahar Atwa). El potente poder reductor del magnesio caliente es útil para preparar algunos metales a partir de sus óxidos. De hecho, la afinidad del magnesio por el oxígeno es tan grande que la combustión del magnesio reacciona con el dióxido de carbono, produciendo carbono elemental: 2Mg ( s ) + CO 2 ( g ) ⟶ 2MgO ( s ) + C ( s ) . Por esta razón, un extintor de CO 2 no extinguirá un incendio de magnesio. Además, la brillante luz blanca que emite el magnesio en combustión lo hace útil en bengalas y fuegos artificiales. Grupo 12 Los elementos del grupo 12 son elementos de transición; sin embargo, el último electrón añadido no es un electrón d , sino un electrón s . Dado que el último electrón añadido es un electrón s , estos elementos se califican como metales representativos, o metales de postransición. Los elementos del grupo 12 se comportan más como los metales alcalinotérreos que como los metales de transición. El grupo 12 contiene los cuatro elementos zinc, cadmio, mercurio y copernicio. Cada uno de estos elementos tiene dos electrones en su capa exterior( ns 2 ). Cuando los átomos de estos metales forman cationes con carga 2+, en los que se pierden los dos electrones exteriores, tienen configuraciones electrónicas de gas pseudonoble. El mercurio es a veces una excepción porque también presenta un estado de oxidación de 1+ en compuestos que contienen un ion diatómico Hg 2 2+ . Tanto en sus formas elementales como en sus compuestos, el cadmio y el mercurio son tóxicos. El zinc es el más reactivo del grupo 12, y el mercurio es el menos reactivo. (Esto es lo contrario de la tendencia de reactividad de los metales de los grupos 1 y 2, en la que la reactividad aumenta hacia abajo en un grupo. El aumento de la reactividad con el aumento del número atómico solo se produce para los metales de los grupos 1 y 2). La disminución de la reactividad se debe a la formación de iones con una configuración de gas pseudonoble y a otros factores que están fuera del alcance de esta discusión. Los comportamientos químicos del zinc y el cadmio son bastante similares entre sí, pero difieren del mercurio. El zinc y el cadmio tienen potenciales de reducción más bajos que el del hidrógeno y, al igual que los metales alcalinos y alcalinotérreos, producirán hidrógeno gaseoso cuando reaccionen con ácidos. La reacción del zinc con el ácido clorhídrico, mostrada en la , es: Zn ( s ) + 2H 3 O + ( a q ) + 2Cl – ( a q ) ⟶ H 2 ( g ) + Zn 2+ ( a q ) + 2Cl – ( a q ) + 2H 2 O ( l ) El zinc es un metal activo. Se disuelve en ácido clorhídrico, formando una solución de iones incoloros de Zn 2+ , iones de Cl - e hidrógeno gaseoso. El zinc es un metal plateado que se empaña rápidamente hasta adquirir un aspecto gris azulado. Este cambio de color se debe a una capa adherida de un carbonato básico, Zn 2 (OH) 2 CO 3 , que pasiva el metal para inhibir una mayor corrosión. Las pilas secas y las baterías alcalinas contienen un ánodo de zinc. El latón (Cu y Zn) y algunos bronces (Cu, Sn, y a veces Zn) son importantes aleaciones de zinc. Aproximadamente la mitad de la producción de zinc sirve para proteger el hierro y otros metales de la corrosión. Esta protección puede adoptar la forma de un ánodo de sacrificio (también conocido como ánodo galvánico, que es un medio de proporcionar protección catódica a diversos metales) o como un fino revestimiento sobre el metal protegido. El acero galvanizado es un acero con una capa protectora de zinc. Ánodos de sacrificio Un ánodo de sacrificio, o ánodo galvánico, es un medio para proporcionar protección catódica a varios metales. La protección catódica se refiere a la prevención de la corrosión mediante la conversión del metal que se corroe en un cátodo. Como cátodo, el metal resiste la corrosión, que es un proceso de oxidación. La corrosión se produce en el ánodo de sacrificio en lugar de en el cátodo. La construcción de un sistema de este tipo comienza con la fijación de un metal más activo (potencial de reducción más negativo) al metal que necesita protección. La fijación puede ser directa o a través de un alambre. Para completar el circuito, es necesario un puente salino . Este puente salino suele ser agua de mar o agua subterránea. Una vez completado el circuito, la oxidación (corrosión) se produce en el ánodo y no en el cátodo. Los ánodos de sacrificio más utilizados son el magnesio, el aluminio y el zinc. El magnesio tiene el potencial de reducción más negativo de los tres y sirve mejor cuando el puente salino es menos eficiente debido a una baja concentración de electrolitos, como en el agua dulce. El zinc y el aluminio funcionan mejor en agua salada que el magnesio. El aluminio es más ligero que el zinc y tiene una mayor capacidad; sin embargo, un revestimiento de óxido puede pasivar el aluminio. En casos especiales, son útiles otros materiales. Por ejemplo, el hierro protegerá al cobre. El mercurio es muy diferente al zinc y al cadmio. El mercurio es el único metal que es líquido a 25 °C. Muchos metales se disuelven en el mercurio, formando soluciones llamadas amalgamas (vea el artículo sobre Amalgamas), que son aleaciones de mercurio con uno o más metales. El mercurio, mostrado en la , es un elemento no reactivo que es más difícil de oxidar que el hidrógeno. Por lo tanto, no desplaza el hidrógeno de los ácidos; sin embargo, reaccionará con ácidos oxidantes fuertes, como el ácido nítrico: Hg ( l ) + HCl ( a q ) ⟶ no hay reacción 3Hg ( l ) + 8HNO 3 ( a q ) ⟶ 3Hg ( NO 3 ) 2 ( a q ) + 4H 2 O ( l ) + 2NO ( g ) El NO claro que se forma inicialmente se oxida rápidamente hasta convertirse en el NO 2 de color marrón rojizo. De izquierda a derecha: Hg( l ), Hg + HCl concentrado, Hg + HNO 3 concentrado (créditos: Sahar Atwa). La mayoría de los compuestos de mercurio se descomponen al calentarse. La mayoría de los compuestos de mercurio contienen mercurio con un estado de oxidación 2+. Cuando hay un gran exceso de mercurio, es posible que se formen compuestos que contengan el ion de Hg 2 2+ . Todos los compuestos de mercurio son tóxicos y es necesario tener mucho cuidado en su síntesis. Amalgamas Una amalgama es una aleación de mercurio con uno o más metales. Esto es similar a considerar que el acero es una aleación de hierro con otros metales. La mayoría de los metales forman una amalgama con el mercurio, siendo las principales excepciones el hierro, el platino, el tungsteno y el tantalio. Debido a los problemas de toxicidad del mercurio, ha disminuido considerablemente el uso de amalgamas. Históricamente, las amalgamas eran importantes en las celdas electrolíticas y en la extracción de oro. Las amalgamas de los metales alcalinos siguen utilizándose porque son fuertes agentes reductores y más fáciles de manejar que los metales alcalinos puros. Los buscadores de oro tenían un problema cuando encontraban oro finamente dividido. Aprendieron que añadiendo mercurio a sus bateas el oro se juntaba con el mercurio para formar una amalgama que facilitaba su recogida. Desgraciadamente, las pérdidas de pequeñas cantidades de mercurio a lo largo de los años dejaron muchos arroyos de California contaminados con mercurio. Los dentistas utilizan amalgamas que contienen plata y otros metales para rellenar las caries. Hay varias razones para utilizar una amalgama, como el bajo costo, la facilidad de manipulación y la longevidad en comparación con otros materiales. Las amalgamas dentales tienen aproximadamente un 50 % de mercurio en peso, lo que, en los últimos años, se ha convertido en una preocupación debido a la toxicidad del mercurio. Tras revisar los mejores datos disponibles, la Administración de Alimentos y Medicamentos (FDA) considera que los empastes a base de amalgama son seguros para adultos y niños mayores de seis años. Incluso con múltiples empastes, los niveles de mercurio en los pacientes permanecen muy por debajo de los niveles más bajos asociados con el daño. Los estudios clínicos no han encontrado ninguna relación entre las amalgamas dentales y los problemas de salud. Los problemas de salud pueden no ser los mismos en los casos de niños menores de seis años o mujeres embarazadas. Las conclusiones de la FDA coinciden con las opiniones de la Agencia de Protección Medioambiental (Environmental Protection Agency, EPA) y los Centros de Control de Enfermedades (Centers for Disease Control, CDC). La única consideración sanitaria señalada es que algunas personas son alérgicas a la amalgama o a alguno de sus componentes. Grupo 13 El grupo 13 contiene el metaloide boro y los metales aluminio, galio, indio y talio. El elemento más ligero, el boro, es semiconductor, y sus compuestos binarios tienden a ser covalentes y no iónicos. Los demás elementos del grupo son metales, pero sus óxidos e hidróxidos cambian de carácter. Los óxidos e hidróxidos de aluminio y galio presentan comportamientos tanto ácidos como básicos. Una sustancia, como estas dos, que reacciona tanto con ácidos como con bases es anfótera. Esta característica ilustra la combinación de comportamientos no metálicos y metálicos de estos dos elementos. Los óxidos e hidróxidos de indio y talio solo presentan un comportamiento básico, de acuerdo con el carácter claramente metálico de estos dos elementos. El punto de fusión del galio es inusualmente bajo (unos 30 °C) y se derrite en la mano. El aluminio es anfótero porque reacciona tanto con ácidos como con bases. Una reacción típica con un ácido es: 2Al ( s ) + 6HCl ( a q ) ⟶ 2AlCl 3 ( a q ) + 3H 2 ( g ) Los productos de la reacción del aluminio con una base dependen de las condiciones de reacción, siendo una posibilidad la siguiente: 2Al ( s ) + 2NaOH ( a q ) + 6H 2 O ( l ) ⟶ 2Na [ Al ( OH ) 4 ] ( a q ) + 3H 2 ( g ) Tanto con los ácidos como con las bases, la reacción con el aluminio genera hidrógeno gaseoso. Los elementos del grupo 13 tienen una configuración electrónica de la capa de valencia de ns 2 np 1 . El aluminio utiliza normalmente todos sus electrones de valencia cuando reacciona, dando lugar a compuestos en los que tiene un estado de oxidación de 3+. Aunque muchos de estos compuestos son covalentes, otros, como el AlF 3 y Al 2 (SO 4 ) 3 , son iónicos. Las soluciones acuosas de sales de aluminio contienen el catión [ Al ( H 2 O ) 6 ] 3+ , abreviado como Al 3+ ( aq ). El galio, el indio y el talio también forman compuestos iónicos que contienen iones M 3+ . Estos tres elementos muestran no solo el estado de oxidación esperado de 3+ de los tres electrones de valencia, sino también un estado de oxidación (en este caso, 1+) que está dos niveles por debajo del valor esperado. Este fenómeno, el efecto del par inerte, se refiere a la formación de un ion estable con un estado de oxidación dos inferior al esperado para el grupo. El par de electrones es el orbital s de valencia para esos elementos. En general, el efecto del par inerte es importante para los elementos del bloque p inferior. En una solución acuosa, el ion de Tl + ( aq ) es más estable que el Tl 3+ ( aq ). En general, estos metales reaccionan con el aire y el agua para formar iones 3+; sin embargo, el talio reacciona para dar derivados del talio(I). Todos los metales del grupo 13 reaccionan directamente con no metales como el azufre, el fósforo y los halógenos, formando compuestos binarios. Los metales del grupo 13 (Al, Ga, In y Tl) son todos reactivos. Sin embargo, la pasivación se produce cuando se forma una película fina, dura y resistente de óxido metálico al exponerse al aire. La alteración de esta película puede contrarrestar la pasivación, permitiendo que el metal reaccione. Una forma de alterar la película es exponer el metal pasivado al mercurio. Una parte del metal se disuelve en el mercurio para formar una amalgama, que se desprende de la capa de óxido protectora para exponer el metal a una nueva reacción. La formación de una amalgama permite que el metal reaccione con el aire y el agua. Aunque se oxida fácilmente, la pasivación del aluminio lo hace muy útil como material de construcción fuerte y ligero. Debido a la formación de una amalgama, el mercurio es corrosivo para los materiales estructurales de aluminio. Este video demuestra cómo la integridad de una viga de aluminio puede ser destruida por la adición de una pequeña cantidad de mercurio elemental. Los usos más importantes del aluminio son en las industrias de la construcción y el transporte, y la fabricación de latas y papel de aluminio. Estos usos dependen de la ligereza, la dureza y la resistencia del metal, así como de su resistencia a la corrosión. Como el aluminio es un excelente conductor del calor y resiste la corrosión, es útil en la fabricación de utensilios de cocina. El aluminio es un muy buen agente reductor y puede sustituir a otros agentes reductores en el aislamiento de ciertos metales a partir de sus óxidos. Aunque es más caro que la reducción por carbono, el aluminio es importante en el aislamiento de Mo, W y Cr de sus óxidos. Grupo 14 Los miembros metálicos del grupo 14 son el estaño, el plomo y el flerovio. El carbono es un no metal típico. Los demás elementos del grupo, el silicio y el germanio, son ejemplos de semimetales o metaloides. El estaño y el plomo forman los cationes divalentes estables, Sn 2+ y Pb 2+ , con estados de oxidación dos niveles por debajo del estado de oxidación del grupo 4+. La estabilidad de este estado de oxidación es una consecuencia del efecto del par inerte. El estaño y el plomo también forman compuestos covalentes con un estado de oxidación formal 4+. Por ejemplo, el SnCl 4 y el PbCl 4 son líquidos covalentes de bajo punto de ebullición. (a) El cloruro de estaño(II) es un sólido iónico; (b) el cloruro de estaño(IV) es un líquido covalente. El estaño reacciona fácilmente con los no metales y los ácidos para formar compuestos de estaño(II) (lo que indica que se oxida más fácilmente que el hidrógeno) y con los no metales para formar compuestos de estaño(II) o de estaño(IV) (mostrados en la ), dependiendo de la estequiometría y las condiciones de reacción. El plomo es menos reactivo. Es solo un poco más fácil de oxidar que el hidrógeno, y la oxidación normalmente requiere un ácido concentrado caliente. Muchos de estos elementos existen como alótropos. Los alótropos son dos o más formas del mismo elemento en el mismo estado físico con diferentes propiedades químicas y físicas. Hay dos alótropos comunes del estaño. Estos alótropos son el estaño gris (frágil) y el estaño blanco. Como ocurre con otros alótropos, la diferencia entre estas formas de estaño radica en la disposición de los átomos. El estaño blanco es estable por encima de 13,2 °C y es maleable como otros metales. A bajas temperaturas, el estaño gris es la forma más estable. El estaño gris es frágil y tiende a deshacerse en polvo. En consecuencia, los artículos de estaño se desintegran con el frío, sobre todo si éste es prolongado. El cambio progresa lentamente desde el punto de origen, y el estaño gris que se forma primero cataliza el cambio posterior. En cierto modo, este efecto es similar a la propagación de una infección en un organismo vegetal o animal, lo que lleva a la gente a llamar a este proceso enfermedad de estaño o plaga de estaño. El principal uso del estaño es en el recubrimiento del acero para formar la chapa de hierro estañada, que constituye el estaño de las latas de estaño. Las aleaciones de estaño más importantes son el bronce (Cu y Sn) y la soldadura (Sn y Pb). El plomo es importante en los acumuladores de plomo de los automóviles. Grupo 15 El bismuto , el miembro más pesado del grupo 15, es un metal menos reactivo que los demás metales representativos. Cede fácilmente tres de sus cinco electrones de valencia a los no metales activos para formar el ion tripositivo de Bi 3+ . Forma compuestos con el estado de oxidación del grupo 5+ solo cuando se trata con agentes oxidantes fuertes. La estabilidad del estado de oxidación 3+ es otro ejemplo del efecto del par inerte. Conceptos clave y resumen Esta sección se centra en la periodicidad de los elementos representativos. Estos son los elementos en los que los electrones entran en los orbitales s y p . Los elementos representativos se encuentran en los grupos 1, 2 y 12 al 18. Estos elementos son metales representativos, metaloides y no metales. Los metales alcalinos (grupo 1) son muy reactivos, forman fácilmente iones con carga 1+ para formar compuestos iónicos que suelen ser solubles en agua, y reaccionan vigorosamente con el agua para formar hidrógeno gaseoso y una solución básica del hidróxido metálico. Los electrones más externos de los metales alcalinotérreos (grupo 2) son más difíciles de eliminar que el electrón externo de los metales alcalinos, lo que hace que los metales del grupo 2 sean menos reactivos que los del grupo 1. Estos elementos forman fácilmente compuestos en los que los metales presentan un estado de oxidación 2+. El zinc, el cadmio y el mercurio (grupo 12) suelen presentar el estado de oxidación del grupo 2+ (aunque el mercurio también presenta un estado de oxidación de 1+ en compuestos que contienen Hg 2 2+ ) . El aluminio, el galio, el indio y el talio (grupo 13) son más fáciles de oxidar que el hidrógeno. El aluminio, el galio y el indio se presentan con un estado de oxidación 3+ (sin embargo, el talio también se presenta comúnmente como el ion de Tl + ). El estaño y el plomo forman cationes divalentes estables y compuestos covalentes en los que los metales presentan el estado de oxidación 4+. Ejercicios de química del final del capítulo ¿En qué se diferencian los metales alcalinos de los alcalinotérreos en cuanto a estructura atómica y propiedades generales? Todos los metales alcalinos tienen un solo electrón s en su capa más externa. En cambio, los metales alcalinotérreos tienen una subcapa s completa en su capa más externa. En general, los metales alcalinos reaccionan más rápidamente y son más reactivos que los correspondientes metales alcalinotérreos en el mismo periodo. ¿Por qué la reactividad de los metales alcalinos disminuye del cesio al litio? Prediga las fórmulas de los nueve compuestos que pueden formarse cuando cada especie de la columna 1 de la tabla reacciona con cada especie de la columna 2. 1 2 Na I Sr Se Al O Na + I 2 ⟶ 2NaI 2Na + Se ⟶ Na 2 Se 2Na + O 2 ⟶ Na 2 O 2 Sr + I 2 ⟶ SrI 2 Sr + Se ⟶ SrSe 2Sr + O 2 ⟶ 2SrO 2Al + 3I 2 ⟶ 2AlI 3 2Al + 3Se ⟶ Al 2 Se 3 4Al + 3O 2 ⟶ 2Al 2 O 3 Prediga la mejor opción en cada una de los siguientes. Puede revisar el capítulo sobre la estructura electrónica para ver ejemplos relevantes. (a) el más metálico de los elementos Al, Be y Ba b) el más covalente de los compuestos NaCl, CaCl 2 y BeCl 2 (c) la menor primera energía de ionización entre los elementos Rb, K y Li (d) el más pequeño entre Al, Al + y Al 3+ (e) el más grande entre Cs + , Ba 2+ y Xe El cloruro de sodio y el cloruro de estroncio son sólidos blancos. ¿Cómo se puede distinguir uno de otro? Las posibles formas de distinguir entre los dos incluyen la espectroscopia infrarroja por comparación de compuestos conocidos, una prueba de llama que da el color amarillo característico para el sodio (el estroncio tiene una llama roja), o la comparación de sus solubilidades en agua. A 20 °C, el NaCl se disuelve hasta 35,7 g 100 mL en comparación con 53,8 g 100 mL para SrCl 2 . El calentamiento a 100 °C proporciona una prueba fácil, ya que la solubilidad del NaCl es 39,12 g 100 mL , pero la del SrCl 2 es 100,8 g 100 mL . La determinación de la densidad en un sólido es a veces difícil, pero hay suficiente diferencia (2,165 g/mL del NaCl y 3,052 g/mL del SrCl 2 ) como para que este método sea viable y quizás la prueba más fácil y menos costosa de realizar. La reacción de la cal viva, CaO, con el agua produce cal apagada, Ca(OH) 2 , que se utiliza ampliamente en la industria de la construcción para hacer mortero y yeso. La reacción de la cal viva y el agua es altamente exotérmica: CaO ( s ) + H 2 O ( l ) ⟶ Ca ( OH ) 2 ( s ) Δ H = -350 kJ mol -1 (a) ¿Cuál es la entalpía de reacción por gramo de cal viva que reacciona? (b) ¿Cuánto calor, en kilojulios, está asociado a la producción de 1 tonelada de cal apagada? Escriba una ecuación balanceada para la reacción del estroncio elemental con cada uno de los siguientes elementos: (a) oxígeno (b) bromuro de hidrógeno (c) hidrógeno (d) fósforo (e) el agua (a) 2Sr ( s ) + O 2 ( g ) ⟶ 2SrO ( s ) ; (b) Sr ( s ) + 2HBr ( g ) ⟶ SrBr 2 ( s ) + H 2 ( g ) ; (c) Sr ( s ) + H 2 ( g ) ⟶ SrH 2 ( s ) ; (d) 6Sr ( s ) + P 4 ( s ) ⟶ 2Sr 3 P 2 ( s ) ; (e) Sr ( s ) + 2H 2 O ( l ) ⟶ Sr ( OH ) 2 ( a q ) + H 2 ( g ) ¿Cuántos moles de especies iónicas están presentes en 1,0 L de una solución marcada como 1,0 M de nitrato de mercurio(I)? ¿Cuál es la masa de pescado, en kilogramos, que habría que consumir para obtener una dosis mortal de mercurio, si el pescado contiene 30 partes por millón de mercurio en peso? (Supongamos que todo el mercurio del pescado termina como cloruro de mercurio(II) en el cuerpo y que una dosis mortal es de 0,20 g de HgCl 2 ). ¿Cuántos kilos de pescado son? 11 lb Los elementos sodio, aluminio y cloro se encuentran en el mismo periodo. (a) ¿Cuál tiene la mayor electronegatividad? (b) ¿Cuál de los átomos es más pequeño? (c) Escriba la estructura de Lewis para el compuesto covalente más sencillo que se puede formar entre el aluminio y el cloro. (d) ¿El óxido de cada elemento será ácido, básico o anfótero? ¿Reacciona el estaño metálico con el HCl? Sí, el estaño reacciona con el ácido clorhídrico para producir hidrógeno gaseoso. ¿Qué es la plaga del estaño, también conocida como enfermedad del estaño? Compare la naturaleza de los enlaces del PbCl 2 con la de los enlaces del PbCl 4 . En el PbCl 2 , el enlace es iónico, como indica su punto de fusión de 501 °C. En el PbCl 4 , el enlace es covalente, como lo demuestra que sea un líquido inestable a temperatura ambiente. ¿La reacción del rubidio con el agua es más o menos vigorosa que la del sodio? ¿Cómo se compara la velocidad de reacción del magnesio? metal alcalinotérreo cualquiera de los metales (berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio) que ocupan el grupo 2 de la tabla periódica; son metales reactivos y divalentes que forman óxidos básicos alótropos dos o más formas del mismo elemento, en el mismo estado físico, con estructuras químicas diferentes bismuto el miembro más pesado del grupo 15; un metal menos reactivo que otros metales representativos metal (representativo) átomos de los elementos metálicos de los grupos 1, 2, 12, 13, 14, 15 y 16, que forman compuestos iónicos al perder electrones de sus orbitales exteriores s o p metaloide elemento que tiene propiedades que se encuentran entre las de los metales y las de los no metales; estos elementos suelen ser semiconductores pasivación metales con una película protectora no reactiva de óxido u otro compuesto que crea una barrera para las reacciones químicas; la eliminación física o química de la película pasivante permite a los metales demostrar su reactividad química esperada elemento representativo elemento donde los orbitales s y p se llenan metal representativo metal entre los elementos representativos

Ciencia


Incidencia y preparación de los metales representativos Debido a su reactividad, no encontramos la mayoría de los metales representativos como elementos libres en la naturaleza. Sin embargo, los compuestos que contienen iones de la mayoría de los metales representativos son abundantes. En esta sección, consideraremos las dos técnicas comunes utilizadas para aislar los metales de estos compuestos: la electrólisis y la reducción química. Estos metales se encuentran principalmente en los minerales, el litio en los minerales de silicato o fosfato, y el sodio y el potasio en los depósitos de sal procedentes de la evaporación de antiguos mares y en los silicatos. Los metales alcalinotérreos se presentan como silicatos y, a excepción del berilio, como carbonatos y sulfatos. El berilio se presenta como el mineral berilo, e 3 Al 2 Si 6 O 18 , que, con ciertas impurezas, puede ser la piedra preciosa esmeralda o aguamarina. El magnesio se encuentra en el agua de mar y, junto con los metales alcalinotérreos más pesados, se presenta en forma de silicatos, carbonatos y sulfatos. El aluminio se encuentra abundantemente en muchos tipos de arcilla y en la bauxita, un hidróxido de óxido de aluminio impuro. El principal mineral de estaño es el óxido de casiterita, SnO 2 , y los principales minerales de plomo y talio son los sulfuros o los productos de la meteorización de los sulfuros. El resto de los metales representativos aparecen como impurezas en los minerales de zinc o aluminio. Electrólisis Los iones de los metales de los grupos 1 y 2, junto con el aluminio, son muy difíciles de reducir; por lo tanto, es necesario preparar estos elementos por electrólisis, un proceso importante que se trata en el capítulo sobre electroquímica. En pocas palabras, la electrólisis consiste en utilizar la energía eléctrica para llevar a término las reacciones químicas desfavorables; es útil para aislar los metales reactivos en sus formas puras. El sodio, el aluminio y el magnesio son ejemplos típicos. La preparación del sodio El método más importante para la producción de sodio es la electrólisis del cloruro de sodio fundido; el montaje es una celda de Downs , que se muestra en la . La reacción involucrada en este proceso es: 2NaCl ( l ) → 600 °C electrólisis 2Na ( l ) + Cl 2 ( g ) La celda de electrólisis contiene cloruro de sodio fundido (punto de fusión 801 °C), al que se ha añadido cloruro de calcio para bajar el punto de fusión a 600 °C (efecto coligativo). El paso de una corriente continua a través de la celda hace que los iones de sodio migren hacia el cátodo cargado negativamente y recojan electrones, reduciendo los iones a sodio metálico. Los iones de cloruro migran hacia el ánodo cargado positivamente, pierden electrones y se oxidan en cloro gaseoso. La reacción global de la celda proviene de la suma de las siguientes reacciones: en el cátodo: 2Na + + 2e – ⟶ 2Na ( l ) en el ánodo: 2Cl – ⟶ Cl 2 ( g ) + 2e – cambio global: 2Na + + 2Cl – ⟶ 2Na ( l ) + Cl 2 ( g ) La separación del sodio y el cloro fundidos evita la recombinación. El sodio líquido, que es menos denso que el cloruro de sodio fundido, flota en la superficie y fluye hacia un colector. El cloro gaseoso va a los tanques de almacenamiento. El cloro también es un producto valioso. El sodio metálico puro se aísla por electrólisis del cloruro de sodio fundido mediante una celda de Downs. No es posible aislar el sodio por electrólisis de soluciones acuosas de sales de sodio porque los iones de hidrógeno se reducen más fácilmente que los de sodio; como resultado, se forma hidrógeno gaseoso en el cátodo en lugar del sodio metálico deseado. La alta temperatura necesaria para fundir el NaCl hace que se forme sodio metálico líquido. La preparación del aluminio La preparación del aluminio utiliza un proceso inventado en 1886 por Charles M. Hall , que empezó a trabajar en el problema cuando era estudiante en el Oberlin College de Ohio. Paul L. T. Héroult descubrió el proceso de forma independiente uno o dos meses después en Francia. En honor a los dos inventores, esta celda de electrólisis se conoce como celda de Hall-Héroult. La celda de Hall-Héroult es una celda de electrólisis para la producción de aluminio. La ilustra la celda de Hall-Héroult. La producción de aluminio comienza con la purificación de la bauxita, la fuente más común de aluminio. La reacción de la bauxita, AlO(OH), con el hidróxido de sodio caliente forma aluminato de sodio soluble, mientras que la arcilla y otras impurezas permanecen sin disolver: AlO ( OH ) ( s ) + NaOH ( a q ) + H 2 O ( l ) ⟶ Na [ Al ( OH ) 4 ] ( a q ) Tras la eliminación de las impurezas por filtración, la adición de ácido al aluminato conduce a la reprecipitación del hidróxido de aluminio: Na [ Al ( OH ) 4 ] ( a q ) + H 3 O + ( a q ) ⟶ Al ( OH ) 3 ( s ) + Na + ( a q ) + 2H 2 O ( l ) El siguiente paso es eliminar el hidróxido de aluminio precipitado por filtración. El calentamiento del hidróxido produce óxido de aluminio, Al 2 O 3 , que se disuelve en una mezcla fundida de criolita, Na 3 AlF 6 , y fluoruro de calcio, CaF 2 . La electrólisis de esta solución tiene lugar en una celda como la que se muestra en la . La reducción de los iones de aluminio al metal se produce en el cátodo, mientras que el oxígeno, el monóxido de carbono y el dióxido de carbono se forman en el ánodo. Para la producción de aluminio se utiliza una celda electrolítica. La electrólisis de una solución de criolita y fluoruro de calcio da como resultado aluminio metálico en el cátodo, y oxígeno, monóxido de carbono y dióxido de carbono en el ánodo. La preparación del magnesio El magnesio es el otro metal que se aísla en grandes cantidades por electrólisis. El agua de mar, que contiene aproximadamente un 0,5 % de cloruro de magnesio, es la principal fuente de magnesio. La adición de hidróxido de calcio al agua de mar precipita el hidróxido de magnesio. La adición de ácido clorhídrico al hidróxido de magnesio, seguida de la evaporación de la solución acuosa resultante, deja cloruro de magnesio puro. La electrólisis del cloruro de magnesio fundido forma magnesio líquido y cloro gaseoso: MgCl 2 ( a q ) + Ca ( OH ) 2 ( a q ) ⟶ Mg ( OH ) 2 ( s ) + CaCl 2 ( a q ) Mg ( OH ) 2 ( s ) + 2HCl ( a q ) ⟶ MgCl 2 ( a q ) + 2H 2 O ( l ) MgCl 2 ( l ) ⟶ Mg ( l ) + Cl 2 ( g ) Algunas instalaciones de producción han abandonado por completo la electrólisis. En la siguiente sección, veremos cómo el proceso de Pidgeon conduce a la reducción química del magnesio. Reducción química Es posible aislar muchos de los metales representativos por reducción química utilizando otros elementos como agentes reductores. En general, la reducción química es mucho menos costosa que la electrólisis, y por esta razón, la reducción química es el método de elección para el aislamiento de estos elementos. Por ejemplo, es posible producir potasio, rubidio y cesio por reducción química, ya que es posible reducir los cloruros fundidos de estos metales con sodio metálico. Esto puede ser sorprendente dado que estos metales son más reactivos que el sodio; sin embargo, los metales formados son más volátiles que el sodio y pueden ser destilados para su recogida. La eliminación del vapor de metal conduce a un cambio en el equilibrio para producir más metal (vea cómo las reacciones pueden ser impulsadas en las discusiones del principio de Le Châtelier en el capítulo sobre conceptos fundamentales del equilibrio). La producción de magnesio, zinc y estaño ofrece otros ejemplos de reducción química. La preparación del magnesio El proceso de Pidgeon consiste en la reacción del óxido de magnesio con el silicio elemental a altas temperaturas para formar magnesio puro: Si ( s ) + 2MgO ( s ) → Δ SiO 2 ( s ) + 2Mg ( g ) Aunque esta reacción es desfavorable en términos de termodinámica, la eliminación del vapor de magnesio producido aprovecha el principio de Le Châtelier para continuar el avance de la reacción. Más del 75 % de la producción mundial de magnesio, principalmente en China, procede de este proceso. La preparación del zinc Los minerales de zinc suelen contener sulfuro de zinc, óxido de zinc o carbonato de zinc. Tras la separación de estos compuestos de los minerales, el calentamiento en el aire convierte el mineral en óxido de zinc mediante una de las siguientes reacciones: 2ZnS ( s ) + 3O 2 ( g ) → Δ 2ZnO ( s ) + 2SO 2 ( g ) ZnCO 3 ( s ) → Δ ZnO ( s ) + CO 2 ( g ) El carbono, en forma de carbón, reduce el óxido de zinc para formar vapor de zinc: ZnO ( s ) + C ( s ) ⟶ Zn ( g ) + CO ( g ) El zinc puede destilarse (punto de ebullición 907 °C) y condensarse. Este zinc contiene impurezas de cadmio (767 °C), hierro (2862 °C), plomo (1750 °C) y arsénico (613 °C). Una redestilación cuidadosa produce zinc puro. El arsénico y el cadmio se destilan del zinc porque tienen puntos de ebullición más bajos. A mayor temperatura, el zinc se destila de las demás impurezas, principalmente el plomo y el hierro. La preparación del estaño La fácil reducción del óxido de estaño(IV) por las brasas de una hoguera explica el conocimiento del estaño en el mundo antiguo. En el proceso moderno, la tostación de los minerales de estaño que contienen SnO 2 elimina contaminantes como el arsénico y el azufre en forma de óxidos volátiles. El tratamiento del material restante con ácido clorhídrico elimina los óxidos de otros metales. Al calentar el mineral purificado con carbón a una temperatura superior a 1.000 °C se obtiene estaño: SnO 2 ( s ) + 2C ( s ) → Δ Sn ( s ) + 2CO ( g ) El estaño fundido se acumula en el fondo del horno, se extrae y se funde en bloques. Conceptos clave y resumen Debido a su reactividad química, es necesario producir los metales representativos en sus formas puras por reducción a partir de compuestos naturales. La electrólisis es importante en la producción de sodio, potasio y aluminio. La reducción química es el principal método para el aislamiento del magnesio, el zinc y el estaño. Procedimientos similares son importantes para los demás metales representativos. Ejercicios de química del final del capítulo Escriba una ecuación para la reducción del cloruro de cesio por el calcio elemental a alta temperatura. 2CsCl ( l ) + Ca ( g ) → columna de fraccionamiento a contracorriente 2Cs ( g ) + CaCl 2 ( l ) ¿Por qué es necesario mantener separados el cloro y el sodio, resultantes de la electrólisis del cloruro de sodio, durante la producción de sodio metálico? Proporcione ecuaciones balanceadas para la reacción global en la electrólisis del cloruro de litio fundido y para las reacciones que se producen en los electrodos. Quizás quiera repasar el capítulo sobre electroquímica para ver ejemplos relevantes. Cátodo (reducción): 2Li + + 2e – ⟶ 2Li ( l ) ; Ánodo (oxidación): 2Cl – ⟶ Cl 2 ( g ) + 2e – ; Reacción global: 2Li + + 2Cl – ⟶ 2Li ( l ) + Cl 2 ( g ) La electrólisis del cloruro de sodio fundido o del cloruro de sodio acuoso produce cloro. Calcule la masa de cloro producida a partir de 3,00 kg de cloruro de sodio en cada caso. Quizás quiera repasar el capítulo sobre electroquímica para ver ejemplos relevantes. ¿Qué masa, en gramos, de hidrógeno gaseoso se forma durante la reacción completa de 10,01 g de calcio con agua? 0,5035 g H 2 ¿Cuántos gramos de oxígeno gaseoso son necesarios para reaccionar completamente con 3,01 × 10 21 átomos de magnesio para producir óxido de magnesio? El magnesio es un metal activo; arde en forma de polvo, cintas y filamentos para proporcionar destellos de luz brillante. ¿Por qué es posible utilizar el magnesio en la construcción? A pesar de su reactividad, el magnesio puede utilizarse en la construcción incluso cuando va a entrar en contacto con una llama, ya que se forma una capa de óxido protectora que impide la oxidación bruta. Una llama de alta intensidad provocará su rápida combustión solo si el metal está finamente subdividido o se presenta en una lámina fina. ¿Por qué es posible que un metal activo como el aluminio sea útil como metal estructural? Describa la producción de aluminio metálico por reducción electrolítica. Extracción del mineral: AlO ( OH ) ( s ) + NaOH ( a q ) + H 2 O ( l ) ⟶ Na [ Al ( OH ) 4 ] ( a q ) Recuperación: 2Na [ Al ( OH ) 4 ] ( s ) + H 2 SO 4 ( a q ) ⟶ 2Al ( OH ) 3 ( s ) + Na 2 SO 4 ( a q ) + 2H 2 O ( l ) Sinterización: 2Al ( OH ) 3 ( s ) ⟶ Al 2 O 3 ( s ) + 3H 2 O ( g ) Disuelva en Na 3 AlF 6 ( l ) y electrolice: Al 3+ + 3e – ⟶ Al ( s ) ¿Cuál es el mineral común del estaño y cómo se separa el estaño de él? Una química disuelve una muestra de 1,497 g de un tipo de metal (una aleación de Sn, Pb, Sb y Cu) en ácido nítrico, y se precipita el ácido metano, H 2 SnO 3 . Calienta el precipitado para expulsar el agua, lo que deja 0,4909 g de óxido de estaño(IV). ¿Cuál era el porcentaje de estaño en la muestra original? 25.83% Considere la producción de 100 kg de sodio metálico utilizando una corriente de 50.000 A, suponiendo un rendimiento del 100 %. (a) ¿Cuánto tiempo se tarda en producir los 100 kg de sodio metálico? (b) ¿Qué volumen de cloro se forma a 25 °C y 1,00 atm? ¿Qué masa de magnesio se forma al hacer pasar 100.000 A por una masa fundida de MgCl 2 durante 1,00 h si el rendimiento de magnesio es el 85 % del rendimiento teórico? 39 kg reducción química método de preparación de un metal representativo utilizando un agente reductor Celda de Downs celda electroquímica utilizada para la preparación comercial de sodio metálico (y cloro) a partir de cloruro de sodio fundido celda de Hall-Héroult aparato de electrólisis utilizado para aislar el aluminio metálico puro a partir de una solución de alúmina en criolita fundida Proceso de Pidgeon proceso de reducción química utilizado para producir magnesio mediante la reacción térmica del óxido de magnesio con el silicio

Ciencia