ELECTROQUÍMICA

TERMODINTERMODINÁÁMICA DE SISTEMASMICA DE SISTEMASELECTROQUELECTROQUÍÍMICOS. PILAS GALVMICOS. PILAS GALVÁÁNICAS.NICAS.22

Sistemas electroquímicos: Aquéllos en los que ocurren

reacciones de transferencia de electrones.

Zn + Cu2+ → Zn2+ + CuZn

Cu2+

SO42-

Zn2+

Cu

Reacción por contacto directo.

Así no es un dispositivo útil para generar

corriente eléctrica.

Pila electroquímica: Dispositivo en el que se produce una

corriente eléctrica (flujo de e- a través de un circuito) gracias a

una reacción espontánea (pila galvánica o voltaica) o en que

se utiliza corriente eléctrica para llevar a cabo una reacción

química no espontánea (célula electrolítica).

Tipos de reacciones redox (según su espontaneidad).

• Reacciones espontáneas (se produce energía eléctrica a partir de la energía liberada en una reacción química):

• Pilas voltaicasPilas voltaicas• Reacciones no espontáneas (se

producen sustancias químicas a partir de energía eléctrica suministrada):

• ElectrElectr óólisislisis

Pilas voltaicas.• Si se introduce una barra de Zn en una

disolución de CuSO4 (Cu2+ + SO42–) se

producirá espontáneamente la siguiente reacción:

• Cu2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+ (aq)• El Zn se oxida (pierde electrones) y el Cu2+

se reduce (los gana).

• Si hacemos que las reacciones de oxidación y reducción se produzcan en recipientes separados, los electrones circularán (corriente eléctrica).

Tipos de electrodos.• Se llama así a cada barra metálica

sumergida en una disolución del mismo metal. En una pila hay dos electrodos:

•• ÁÁnodonodo : Se lleva a cabo la oxidación– Allí van los aniones. – En el ejemplo anterior sería el electrodo de

Zn.

•• CCáátodotodo : Se lleva a cabo la reducción – Allí van los cationes.

– En el ejemplo anterior sería el electrodo de Cu.

Pila Daniell. • Consta de dos

semiceldas• Una con un

electrodo de Cu en una disolución de CuSO4

• Otra con un electrodo de Znen una disolución de ZnSO4.

©E

d. E

CIR

. Q

uím

ica

2º

Bac

h.

John Frederic Daniell(1790-1845)

Zn → Zn2+ + 2e-

Oxidación

Cu2+ + 2e- → Cu

Reducción

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu(s)

(-) (+)

Pila Daniell

• Están unidas por un puente salino que evita que se acumulen cargas del mismo signo en cada semicelda.

• Entre los dos electrodos se genera una diferencia de potencial que se puede medir con un voltímetro.

© Ed. ECIR. Química 2º Bach. Pila Daniell

Pilas comerciales.�

(Imágenes cedidas por © Grupo ANAYA. S.A. Química 2º Bachillerato)

Alcalina De mercurio (botón)Salina

La batería de la celda seca

Leclanché cell

Dry cell

Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e-Anode:

Cathode: 2NH4 (aq) + 2MnO2 (s) + 2e- Mn2O3 (s) + 2NH3 (aq) + H2O (l)+

Zn (s) + 2NH4 (aq) + 2MnO2 (s) Zn2+ (aq) + 2NH3 (aq) + H2O (l) + Mn2O3 (s)

En realidad, esta ecuación es una simplificación. E=1,5 V

Batteries

Zn(Hg) + 2OH- (aq) ZnO (s) + H2O (l) + 2e-Anode:

Cathode: HgO (s) + H2O (l) + 2e- Hg (l) + 2OH- (aq)

Zn(Hg) + HgO (s) ZnO (s) + Hg (l)

Mercury Battery

E= 1,35 V. Tiene mayor capacidad y vida más larga. Se utiliza en marcapasos, aparatos auditivos, relojes electrónicos

El acumulador de plomo

Anode:

Cathode:

Lead storagebattery

PbO2 (s) + 4H+ (aq) + SO2- (aq) + 2e- PbSO4 (s) + 2H2O (l)4

Pb (s) + SO2- (aq) PbSO4 (s) + 2e-4

Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ (aq) + 2SO2- (aq) 2PbSO4 (s) + 2H2O (l)4

ES RECARGABLE. Consume H2SO4 de forma que se puede saber cuando se ha descargado

Batteries

Solid State Lithium Battery

Celdas combustibles

A fuel cell is an electrochemical cell that requires a continuous supply of reactants to keep functioning

Anode:

Cathode: O2 (g) + 2H2O (l) + 4e- 4OH- (aq)

2H2 (g) + 4OH- (aq) 4H2O (l) + 4e-

2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)NO ALMACENAN ENERGIA. SE PARECEN A UN MOTOR.

FUERZA ELECTROMOTRIZ DE LAS PILAS.FUERZA ELECTROMOTRIZ DE LAS PILAS.POTENCIALES DE ELECTRODO.POTENCIALES DE ELECTRODO.33

La corriente eléctrica fluye debido a una diferencia de potencial entre

los dos electrodos, llamada fuerza electromotriz (fem, ∆ε).

(-) (+)

Unidades: voltios (V)

∆G = Welec = − q⋅∆ε

Fuerza impulsora

∆ε ∆G

q = n F ; F = 96485 C⋅mol-1

∆∆∆∆G = −−−− n F ∆ε∆ε∆ε∆ε

Michael Faraday(1791-1867)

∆∆∆∆G = −−−− n F ∆ε∆ε∆ε∆ε

• Reacción espontánea: ∆G < 0 ⇒ ∆ε > 0• Reacción no espontánea: ∆G > 0 ⇒ ∆ε < 0

(la reacción espontánea será la inversa)

• Equilibrio: ∆G = 0 ⇒ ∆ε = 0 (no se produce energía eléctrica;

la pila se ha agotado)

En condiciones estándar: ∆Gº = − n F ∆εº

(Concentraciones de los iones = 1 M)

∆εº es una propiedad intensiva

En lugar de tabular valores de ∆εº de todas las pilas, tabulamos

potenciales de electrodo

• Se escoge un electrodo de referencia al que por convenio se le

asigna el valor de potencial cero: Electrodo estándar de hidrógeno.

2 H+ (aq) + 2 e- ↔ H2 (g) εº = 0.00 V

• Se construyen pilas con un electrodo

de hidrógeno y otro que cuyo potencial

queramos averiguar y se mide la fem

de la pila.

• Dicha fem será el potencial estándar

del otro electrodo.

Se tabulan potenciales estándar (εº) de reducción

⇓Serie electroquímica

A mayor εº, mayor tendencia a reducirse tiene la especie oxidada del

par redox (más oxidante es).

p.ej.: Zn2+ + 2e- ↔ Zn εº = −0.76 V

Cu2+ + 2e- ↔ Cu εº = +0.34 V

Más tendencia a reducirse; más oxidante

La fem de una pila se calcula como: ∆ε∆ε∆ε∆εº = εεεεº(cátodo) −−−− εεεεº(ánodo)[reducción] [oxidación]

Para que funcione la pila (reacción espontánea): ∆εº > 0

p.ej.: 0.34 – (−0.76) = 1.10 V

Tabla de Tabla de potenciales potenciales de de reduccireducci óónn

1,51MnO4–

`+ 8 H++ 5 e– → Mn2+ + 2 H2O MnO4– / Mn2+

1,500Au3+ + 3 e– → AuAu3+ / Au

1,36Cl2 + 2 e– → 2 Cl–Cl2 / Cl–

1,07Br2 + 2 e– → 2 Br–Br2 / Br–

0,80Ag+ + 1 e– → AgAg+ / Ag

0,79Hg2+ + 2 e– → 2 HgHg2+ / Hg

0,53MnO4–

`+ 2 H2O + 3 e– → MnO2 + 4 OH–MnO4–/MnO2

0,53I2 + 2 e– → 2 I–I2 / I–

0,34Cu2+ + 2 e– → CuCu2+ / Cu

0,002 H+ + 2 e– → H2H+ / H2

–0,13Pb2+ + 2 e– → PbPb2+ / Pb

–0,14Sn2+ + 2 e– → SnSn2+ / Sn

–0,25Ni2+ + 2 e– → NiNi2+ / Ni

–0,40Cd2+ + 2 e– → CdCd2+ / Cd

–0,41Fe2+ + 2 e– → FeFe2+ / Fe

–0,74Cr3+ + 3 e– → CrCr3+ / Cr

–0,76Zn2++ 2 e– → ZnZn2+ / Zn

–1,18Mn2+ + 2 e– → MnMn2+ / Mn

–1,66Al3+ + 3 e– → AlAl3+ / Al

–2,37Mg2++ 2 e– → MgMg2+ / Mg

–2,71Na++ 1 e– → NaNa+ / Na

–2,87Ca2++ 2 e– → CaCa2+ /Ca

–2,92K+ + 1 e– → KK+ / K

–3,04Li+ 1 e– → LiLi+ / Li

E° (V) SemirreacciónSistema

E0 = 0.76 Vcelda

fem estándar (E 0 )´celda

0.76 V = 0 - EZn /Zn0

2+

EZn /Zn = -0.76 V02+

Zn2+ (1 M) + 2e- Zn E0 = -0.76 V

E0 = EH /H - EZn /Zncell0 0

+ 2+2

E0 = Ecátodo - Eánodocelda0 0

Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)

Voltímetro

Puente salino

Electrodo de Pt

Electrodo de Zinc

Electrodo de hidrógeno

H2 gaseoso a 1 atm

EJEMPLO

Pt (s) | H2 (1 atm) | H+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)

2e- + Cu2+ (1 M) Cu (s)

H2 (1 atm) 2H+ (1 M) + 2e-Ánodo (oxidación):

Cátodo (reducción):

H2 (1 atm) + Cu2+ (1 M) Cu (s) + 2H+ (1 M)

E0 = Ecatodo - Eanodocelda0 0

E0 = 0.34 Vcelda

Ecelda = ECu /Cu – EH /H 2+ +2

0 0 0

0.34 = ECu /Cu - 00 2+

ECu /Cu = 0.34 V2+0

Voltímetro

Puente salino

Electrodo de Pt

Electrodo de Cobre

Electrodo de hidrógeno

H2 gas a 1 atm

EJEMPLO

• El valor de E0 es para la reacción tal como se escribe

• Los valores más positivos de E0 se obtienen para lassustancias con mayor tendencia a reducirse

• Las semireacciones de celda son reversibles

• El signo de E0 cambia para la reacción inversa

• La modificación de los coeficientes estequiométricosde la semireacción nomodifica el valor de E0

Ejemplo: Decir si será espontánea la siguiente reacción redox:

Cl2(g) + 2 I– (aq)→ 2Cl– (aq) + I2 (s)

• La reacción dada es la suma de las siguientes semirreacciones:

•• RedRed. (c. (cáátodo)todo) : : Cl2(g) + 2e–→ 2Cl–(aq)

•• OxidOxid .. ((áánodo)nodo) :: 2 I–(aq) → I2 (s) + 2e–

• Para que la reacción sea espontánea tiene que cumplirse que ∆ Epila > 0:

∆ Epila = Ecatodo – Eánodo = +1’36 V – 0’54 V = = +0’72 V > 0

luego es espontespont ááneanea (las moléculas de Cl2 tienen más tendencia a reducirse que las de I2).

∆∆∆∆∆∆∆∆EpilaEpila = 3,17 V= 3,17 V

Ejercicio D: Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NO3)2 y un electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO3 . ¿Qué electrodo actuaráde cátodo y de ánodo y cuál será el voltaje de la pila

correspondiente?

•• ¿¿QuQuéé especie se reduce?especie se reduce?• La que tenga mayor potencial de reducción. En este

caso la Ag (+0,80 V) frente a los –2,37 V del Mg.

•• RedRed. (c. (cáátodo)todo) : : Ag+(aq) + 1e–→ Ag(s)

•• OxidOxid .. ((áánodo)nodo) :: Mg(s) → Mg2+(aq) + 2e–

• ∆Epila = Ecatodo – Eánodo = +0,80 V – (–2,37 V)

Ejercicio E: Dada lasiguiente tabla de potencia-

les normales expresados en voltios:a) Escriba el nombre de: -La forma reducida del oxidante más fuerte. -Un catión que pueda ser oxidante

y reductor. -La especie más reductora.

-Un anión que pueda ser oxidante y reductor. b) Escriba y ajuste dos reacciones que sean espontaneas entre especies de la tabla que correspondan a: -Una oxidación de un catión por un anión.

-Una reducción de un catión por un anión.

Cuestión de Selectividad

Cuestión de Selectividad

Par redox E0 (V)

Cl2 / Cl– 1,35

ClO4–/ClO3

– 1,19

ClO3–/ClO2

– 1,16

Cu2+/Cu0 0,35

SO32–/ S2– 0,23

SO42– / S2– 0,15

Sn 4+/Sn2+ 0,15

Sn2+ / Sn0 -0,14

Cl–

Sn2+

Sn0

ClO3–

ClO3–+ Sn2+ + 2 H+ →→→→ ClO2

– + Sn4+ + H2O

S2– + 4 Cu2+ + 4 H2O →→→→ SO42– + 8 H+ + 4 Cu

¿Cual es la fem de una celda electroquímica hecha de un electrodo de Cd en una disolución 1,0 M de Cd(NO3)2 y de un electrodo de Cr en una disolución 1,0 M de Cr(NO3)3?

Cd2+ (ac) + 2e- Cd (s) E0 = -0.40 V

Cr3+ (ac) + 3e- Cr (s) E0 = -0.74 V

Cd es más oxidante

Cd oxidará al Cr

2e- + Cd2+ (1 M) Cd (s)

Cr (s) Cr3+ (1 M) + 3e-Ánodo (oxidación):

Cátodo (reducción):

2Cr (s) + 3Cd2+ (1 M) 3Cd (s) + 2Cr3+ (1 M)

x 2

x 3

E0 = Ecatodo - Eanodocelda0 0

E0 = -0.40 – (-0.74) celda

E0 = 0.34 V celda

DEPENDENCIA DE LA FEM CON LASDEPENDENCIA DE LA FEM CON LASCONCENTRACIONES. ECUACICONCENTRACIONES. ECUACIÓÓN DE NERNST.N DE NERNST.44Si las condiciones no son estándar ¿cuánto vale la fem?

∆G = ∆Gº + RT ln Q

∆G = − n F ∆ε∆Gº = − n F ∆εº

− n F ∆ε = − n F ∆εº + RT ln Q

Q- lnnF

RTεºε ∆=∆ Ecuación de Nernst

A 25ºC : Q- logn

0.0592εºε ∆=∆

EspontaneidadEspontaneidad de de laslas reaccionesreacciones RedoxRedox

∆G = -nFEcelda

∆G0 = -nFEcelda0

n = número de moles de electrones en la reacción

F = 96.500J

V • mol = 96.500 C/mol

∆G0 = -RT ln K= -nFEcelda0

Ecelda0 =

RTnF

ln K(8.314 J/K•mol)(298 K)

n (96,500 J/V•mol)ln K=

=0.0257 V

nln KEcelda

0

=0.0592 V

nlog KEcelda

0

Walther Hermann Nernst(1864-1941)

“En reconocimiento a su trabajo en termoquímica”.

1920

Premio Nobel de Química

Otras aplicaciones de la ecuación de Nernst

a) Obtención de constantes de equilibrio de reacciones redox

En el equilibrio: ∆ε = 0 y Q = Keq

C)25º(a10K

Klogn

0.0592εº0;log

n

0.0592εºε

0.0592

∆εºn

eq

eq

=

∆=∆=∆ -Q-

b) Obtención de εº en condiciones no estándar

C)25º(a10K

Klogn

0.0592εº0;log

n

0.0592εºε

0.0592

∆εºn

eq

eq

=

∆=∆=∆ -Q-

Q- logn

0.0592εºε =

A 25ºC : Q- logn

0.0592εºε =

c) Determinación de productos de solubilidad.

Se usa cuando se conocen los potenciales de dos semirreacciones

que combinadas dan el equilibrio de solubilidad buscado.

AgCl (s) + 1e- ↔ Ag (s) + Cl- (aq) εº = 0.222 V

Ag+ (aq) + 1e- ↔ Ag (s) εº = 0.799 V

AgCl (s) + 1e- ↔ Ag (s) + Cl- (aq)

Ag (s) ↔ Ag+ (aq) + 1e-

AgCl (s) ↔ Ag+ (aq) + Cl- (aq) ∆εº = 0.222-0.799 = −0.577 V

( )(AgCl)K108.11010K PS

100592.0

577.01

0.0592

∆εºn

eq =⋅=== −

−⋅

2e- + Fe2+ Fe

2Ag 2Ag+ + 2e-Oxidation:

Reduction:

What is the equilibrium constant for the following reaction at 250C? Fe2+ (aq) + 2Ag (s) Fe (s) + 2Ag+ (aq)

=0.0257 V

nln KEcell

0

E0 = -0.44 – (0.80)

E0 = -1.24 V

0.0257 Vx nE0

cellexpK =

n = 2

0.0257 Vx 2-1.24 V

= exp

K = 1.23 x 10-42

E0 = EFe /Fe – EAg /Ag0 0

2+ +

TIPOS DE ELECTRODOS.TIPOS DE ELECTRODOS.555.1. Electrodos activos.

• Participan en la reacción química de la pila.

• Se consumen o forman a medida que se produce la reacción.

p.ej.: pila Daniell ⇒ Varillas de Zn y Cu (Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu)

5.2. Electrodos inertes.

• No participan en la reacción química de la pila.

• Sólo proporcionan el soporte donde ocurre la transferencia de e-

p.ej.: Varilla de Pt (Cu + 2 Fe3+ → Cu2+ + 2 Fe2+)

5.3. Electrodos de gas.

• En él participa una especie gaseosa. p.ej.: electrodo de hidrógeno

Electrólisis• Cuando la reacción redox no es espontánea en un

sentido, podrá suceder si desde el exterior se suministran los electrones.

• En el ejercicio D anterior en el que el electrodo de Magnesio hacía de ánodo y se oxidaba frente al de plata que hacía de cátodo formando una pila de f.e.m = 3,17 V, se puede forzar la formación de Mg(s) (reducción) si desde el exterior se suministran los 3,17 V que se necesitan vencer (por ejemplo usando una pila que proporcione mayor voltaje).

Aplicaciones de la electrólisis.• Se utiliza industrialmente para obtener

metales a partir de sales de dichos metales utilizando la electricidad como fuente de energía.

• Se llama galvanoplastia al proceso de recubrir un objeto metálico con una capa fina de otro metal:

•• Ejemplo:Ejemplo: Zn2+ + 2 e– → Zn (cincado)(en este caso los electrones los suministra la corriente eléctrica)

Aplicaciones de la electrólisis.

© Editorial ECIR. Química 2º Bachillerato.

Electrorrefinado del Cu. Electrodeposición de Ag.

Comparación de la polaridad de los electrodos en pilas y electrólisis.

© ECIR. Química 2º Bachillerato

Electrólisis. Ecuación de Faraday.

• La carga de un electrón es de 1’6 x 10–19 C y la de 1 mol de electrones (6’02 x 1023) es el producto de ambos números: 96500 C = 1 F.

• Con un mol de electrones se es capaz de reducir 1 mol de metal monovalente o ½ mol de metal divalente, es decir, un equivalente del metal (Mat/valencia).

• 1 equivalente precisa 96500 Cneq (m (g)/Meq) precisarán Q

Ecuación de Faraday (cont.).

• De la proporción anterior se deduce:

m Qneq = —— = —————

Meq 96500 C/eq

• De donde, sustituyendo Q por I · t (más fáciles de medir) y despejando “m” se obtiene:

× × × ×= =

×-( )

96500 º 96500eq at

M I t M I tm g

n e

Ejemplo: Se realiza la electrólisis de un disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la cantidad de hierro depositado en el cátodo.

• El tricloruro en disolución estará disociado:FeCl3 → 3 Cl– + Fe3+

• La reducción será: Fe3+ + 3 e– → FeM/nº e- x I x t (55,8/3) g/eq x 10 A x 3 x 3600 s

m (g) = ————— = —————————————96500 C/eq 96500 C/eq

m (g) = m (g) = 20,82 g20,82 g

Ejercicio F: Una corriente de 4 amperioscircula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos

células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio, a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas.b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,5 y Al = 27,0. Constante de Faraday : F = 96500 C·eq-1

a)a) Cu2+ + 2 e– → Cu ; Al3+ + 3 e– → Al

b) b) Meq · I · t (63,5/2) g/eq·4 A· 4200 sm (Cu) = ————— = ——————————— = 5,53 g5,53 g

96500 C/eq 96500 C/eq

Meq · I · t (27,0/3) g/eq·4 A· 4200 sm (Al) = ————— = ——————————— = 1,57 g1,57 g

96500 C/eq 96500 C/eq

Problema Selectividad

Problema Selectividad

¿Qué cantidad de Ca se producirá en una celdaelectrolítica de CaCl2 fundido si se hace pasar a través de la celda una corriente de 0,452 A durante 1,5 horas?

Ánodo:

Cátodo: Ca2+ (l) + 2e- Ca (s)

2Cl- (l) Cl2 (g) + 2e-

Ca2+ (l) + 2Cl- (l) Ca (s) + Cl2 (g)

2 moles e- = 1 mol Ca

mol Ca = 0.452Cs

x 1.5 hr x 3600shr 96.500 C

1 mol e-x

2 mol e-

1 mol Cax

= 0.0126 mol Ca

= 0.50 g Ca

Electrólisis del NaCl• La reacción 2 Na + Cl2 → 2 NaCl es una reacción

espontánea puesto que E(Cl2/2Cl–) > E(Na+/Na) • Y lógicamente, la reacción contraria será no

espontánea: 2 NaCl → 2 Na + Cl2

•• RedRed. (c. (cáátodo)todo) : : 2 Na+(aq) + 2e– → 2 Na (s)

•• OxidOxid .. ((áánodo)nodo) :: 2Cl–(aq) → Cl2(g) + 2e–

Epila = Ecatodo – Eánodo = –2’71 V – 1’36 V = – 4’07 VEl valor negativo de Epila reafirma que la reacción no es

espontánea. Pero suministrando un voltaje superior a 4’07 V se podrá descomponer el NaCl en sus elementos: Na y Cl2

Electrólisis del NaCl

© Ed. Santillana. Química 2º Bachillerato

Electrolisis del aguaBatería

CátodoÁnodo

Oxidación Reducción

Disolución diluida de H2SO4

Corrosión.

Gota de agua corroyendo

una superficie de hierro.© Ed. Santillana. Química 2º

• Un problema muy importante es la corrosión de los metales; por ejemplo, el hierro:

•• OxidOxid .. ((áánodo)nodo) ::Fe (s) → Fe2+(aq) + 2e–

•• RedRed. (c. (cáátodo)todo) : : O2(g) + 4 H+(aq) + 4e– → 2 H2O(l)

• En una segunda fase el Fe2+ se oxida a Fe3+ :

4 Fe2+(aq) + O2(g) + 4 H2O(l) →2 Fe2O3(s) + 8 H+(aq)

Protección catódica.• Sirve ara prevenir la

corrosión.• Consiste en soldar a

la tubería de hierro a un ánodo de Mg que forma una pila con el Fe y evita que éste se oxide, ya que que quien se oxida es el Mg.

Tubería protegida por un ánodo de

Magnesio.© Grupo ANAYA S.A. Química 2º.

APLICACIONES ELECTROLISIS

Cu (s) (impure) Cu2+ (aq) + 2e-

Cu2+ (aq) + 2e- Cu (s) (pure)

PURIFICACIÓN DE METALES

El cobre en sus menas contiene impurezas como el zinc, la plata, hierro y oro.Los metales reactivos en el ánodo de cobre como el hierro y el zinc se oxidan y pasan a la disolución. Los metales mas electropositivos no se disuelven pero según se disuelve el ánodo de cobre, estos metales caen al fondo de la celda.

AluminumImpure Al2O3 (s) + 2OH- (aq) 2AlO2

- (aq) + H2O (l)

AlO2- (s) + H3O+ (aq) Al(OH)3 (s)

2Al(OH)3 (s) Al2O3 (s) + 3H2O (g)∆

Anode:

Cathode:

3[2O2- O2 (g) + 4e-]

4[Al3+ + 3e- Al (l)]

2Al2O3 4Al (l) + 3O2 (g)

BAUXITA (Al2O3.2H20)CRIOLITA (Na3AlF6)

Chemistry In Action: Recycling Aluminum