Quimica, leyes ponderales (1)

7/22/2019 Quimica, leyes ponderales (1)

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TRABAJO DE QUIMICA

LEYES PONDERALES, TEORIA ATOMICA Y EXPERIMENTO DE FARADAY

AILTON CASTILLO

RAFAEL PEREZ PIZARRONORBERTO TEJEDA MOLINARES

EDER TERAN

VALERIA TORRES RIOS

UNIVERSIDAD DEL ATLÁNTICO

FACULTAD DE INGENIERÍA

INGENIERÍA MECANICA

BARRANQUILLA

2013



Introducción

Un primer aspecto del conocimiento químico fue conocer la relación entre las cantidadesde los cuerpos que intervienen en una reacción pasando de lo meramente cualitativo a locuantitativo. El descubrimiento de la balanza y su aplicación sistemática al estudio de las

transformaciones químicas por LAVOISIER dio lugar al descubrimiento de las leyes de lascombinaciones químicas y al establecimiento de la química como ciencia.



Objetivo General

Dar a conocer las leyes ponderales y sus enunciados, la teoría atómica y sutrascendencia, y acerca del experimento de Faraday.

Objetivos específicos Conocer y aplicar, según nos sea pedido, cada una de las leyes ponderales y toda

su importancia en el estudio de las reacciones químicas. Explicar de una manera sencilla, pero muy captable, el experimento de Faraday.

Indagar acerca de las leyes ponderales sus enunciados y aplicaciones.



Leyes ponderales

También llamadas leyes de las combinaciones químicas, tratan de las cantidades de lassustancias que intervienen en las reacciones; en otras palabras; son las que rigen laproporción en masa y volumen para formar compuestos, para determinarlos se utilizan

cálculos estequio-metricos, estos son:

Ley de conservación de la masa o ley de Lavoisier (1789):

Antoine Laurent de Lavoisier (1743-1794), químico francés, considerado el fundador de laquímica moderna.

Lavoisier nació el 26 de agosto de 1743 en París y estudió en el Instituto Mazarino. Fueelegido miembro de la Academia de Ciencias en 1768. Ocupó diversos cargos públicos,incluidos los de director estatal de los trabajos para la fabricación de la pólvora en 1776,miembro de una comisión para establecer un sistema uniforme de pesas y medidas en1790 y comisario del tesoro en 1791. Trató de introducir reformas en el sistema monetarioy tributario francés y en los métodos de producción agrícola. Como dirigente de loscampesinos, fue arrestado y juzgado por el tribunal revolucionario y guillotinado el 8 demayo de 1794.

Los experimentos de Lavoisier fueron de los primeros experimentos químicos realmentecuantitativos que se realizaron. Demostró que en una reacción química, la cantidad demateria es la misma al final y al comienzo de la reacción. Estos experimentosproporcionaron pruebas para la ley de la conservación de la materia y la masa. Lavoisiertambién investigó la composición del agua y denominó a sus componentes oxígeno ehidrógeno.

Algunos de los experimentos más importantes de Lavoisier examinaron la naturaleza de lacombustión, demostrando que es un proceso en el que se produce la combinación de unasustancia con el oxígeno. También reveló el papel del oxígeno en la respiración de losanimales y las plantas. La explicación de Lavoisier de la combustión reemplazó a la teoríadel flogisto (Principio imaginado por Stahl en el siglo XVIII, que formaba parte de todos loscuerpos y era causa de su combustión.) en la cuales eran las sustancias que desprendíanlos materiales al arder.

Con el químico francés Claude Louis Berthollet y otros, Lavoisier concibió unanomenclatura química, o sistema de nombres, que sirve de base al sistema moderno. Ladescribió en Método de Nomenclatura Química (1787). En Tratado elemental de química(1789), Lavoisier aclaró el concepto de elemento como una sustancia simple que no sepuede dividir mediante ningún método de análisis químico conocido, y elaboró una teoríade la formación de compuestos a partir de los elementos. También escribió Sobre laCombustión (1777), y Consideraciones sobre la Naturaleza de los Ácidos (1778).



La ley de la conservación de la masa dice que en cualquier reacción química la masa seconserva, es decir, la masa y la materia ni se crea ni se destruye, sólo se transforma ypermanece invariable.

Para Lavoisier los cambios en las sustancias no producían la creación o destrucción demateria. Experimentalmente (utilizó y perfeccionó la balanza) demostró que la suma delas masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. " Durante uncambio químico no existe cambio en la masa de los reactivos al convertirse en productos"."

- ¿El hierro al oxidarse gana masa? ¿La madera al quemarse pierde masa?

En un sistema cerrado (Sin intercambiar materiales con el exterior) la masa total de lassustancias existentes no varía aunque se produzca cualquier reacción química entre ellas.

En las reacciones nucleares (no en las reacciones químicas habituales) hay una relaciónentre masa y energía E=mc2 .La masa se puede transformar en energía y la energía se

puede transformar en masa. 100 kcal = 4.65x10-12 Kg.

Ley de las proporciones definidas o constantes (ley de Proust 1801):

La ley de las proporciones definidas es una ley científica descubierta por Joseph Proust.Esta afirma que la constitución de los compuestos químicos es proporcional sin importarel tamaño de la muestra. Aunque se ha descubierto que este principio no es universal enlos 50 años pasados debido al incremento de la capacidad en las pruebas, aún siguesiendo un fundamento básico de la composición química.

Características

La ley de las proporciones definidas, también llamada ley de Proust, afirma que uncompuesto químico tiene una proporción de elementos definida por su volumen sinimportar la cantidad del compuesto. Por ejemplo, no importa la cantidad de agua (H2O)que tengas, siempre habrá una proporción de 1/9 de hidrógeno a 8/9 de oxígeno aunqueel tamaño de la muestra sea una gota de agua o un lago.

Historia

Joseph Proust, un químico francés, declaró la ley de las proporciones definidas en 1806después de estudiar este principio durante casi 10 años. Este fue un conceptorevolucionario entre la comunidad científica y fue objetada al principio por otros químicos.

Los adversarios de Proust creían que los compuestos podían combinarse en cualquiercantidad. Fue hasta que John Dalton dio a conocer la teoría atómica, que indica que todoslos compuestos están formados por átomos, cuando se le dio credibilidad a lasafirmaciones de Proust.



Función

La ley de Proust ayuda a los químicos a analizar y crear varios compuestos. Si conoces laproporción básica del volumen de cada elemento en un compuesto, tienes la capacidadpara extrapolar la cantidad en cualquier muestra determinada y también para intentarcrear el compuesto usando la combinación apropiada de elementos. También es útil paraidentificar diferentes compuestos.

Conceptos erróneos

El lenguaje en esta ley sugiere que es un principio universalmente verdadero, pero esteno es el caso. Existen casos especiales de compuestos en los que se sabe que suproporción de elementos varía, como en el óxido ferroso. Estos ejemplos son llamadoscompuestos no estequiométricos y usualmente se encuentran en óxidos metálicos detransición.

Beneficios

Si bien la ley de las proporciones definidas técnicamente se considera un principioquímico, esta también puede usarse en otras áreas como la cocina. Usando la ley de lasproporciones definidas es fácil modificar una receta basada en la cantidad que quierasproducir. Por ejemplo, si tienes una receta para un pastel que usa huevos como 1/5 delvolumen total de ingredientes y quieres triplicar la cantidad, puedes establecer unproblema de multiplicación cruzada simple para encontrar el número específico de huevosnecesarios, ya que sin importar el tamaño del pastel siempre existirá la misma proporciónde huevos.

Ejemplo:

En la reacción de formación del amoniaco, a partir de los gases Nitrógeno e Hidrógeno:

2 NH3! N2 + 3 H2

Las cantidades de reactivos que se combinaban entre sí, fueron:

NITRÓGENO HIDRÓGENO

28 g. 6 g.

14 g. 3 g.

56 g. 12 g.

Cuando dos o más elementos o compuestos se combinan para formar un mismocompuesto determinado, lo hacen siempre en una proporción en peso fija y constante. Lacomposición centesimal de cualquier compuesto se mantiene constante.



Ley de Dalton de las proporciones múltiples (1803):

Dalton elaboró la primera teoría atómica y realizó numerosos trabajos fruto de los cualeses esta ley que formuló en 1803:

“Si dos elementos químicos se combinan para formar distintos compuestos y la cantidad

de uno de ellos permanece fija, las cantidades del otro que se combinan con él están enuna relación numérica sencilla”:

Por ejemplo: H2 + ½ O2 ® H2O

H2 + O2 ® H2O2

De la primera reacción tenemos la relación:

Masa de O2 16 8

—— = ——

Masa de H2 2 1

De la segunda reacción tenemos la relación:

Masa de O2 32 16

—— = ——

Masa de H2 2 1

Por lo tanto, la masa de O2 que se combina con una cantidad fija de H, para formar agua

o agua oxigenada está en una relación numérica sencilla de 16/8 o lo que es lo mismo de2/1.

Puede ocurrir que dos elementos se combinen entre sí para dar lugar a varioscompuestos (en vez de uno solo, caso que contempla la ley de proust). Dalton en 1808concluyo que: los pesos de uno de los elementos combinados con un mismo peso del otroguardaran entren sí una relación, expresables generalmente por medio de númerosenteros sencillos.



Teoría atómica

En física y química, la teoría atómica es una teoríade la naturaleza de la materia, que afirma que estácompuesta por pequeñas partículas llamadas

átomos.La teoría atómica comenzó hace miles de añoscomo un concepto filosófico y fue en el siglo XIXcuando logró una extensa aceptación científicagracias a los descubrimientos en el campo de laestequiometria. Los químicos de la época creíanque las unidades básicas de los elementostambién eran las partículas fundamentales de lanaturaleza y las llamaron átomos (de la palabragriega átomos, que significa "indivisible"). Sin

embargo, a finales de aquel siglo, y mediantediversos experimentos con el electromagnetismo yla radiactividad, los físicos descubrieron que eldenominado "átomo indivisible" era realmente un

conglomerado de diversas partículas subatómicas (principalmente electrones, protones yneutrones), que pueden existir de manera separada. De hecho, en ciertos ambientes,como en las estrellas de neutrones, la temperatura extrema y la elevada presión impide alos átomos existir como tales. El campo de la ciencia que estudia las partículasfundamentales de la materia se denomina física de partículas.

Teoría atómica de Dalton

Durante el siglo XVIII y los primeros años del siglo XIX, en su afán por conocer einterpretar la naturaleza, los científicos estudiaron intensamente las reacciones químicasmediante numerosos experimentos. Estos estudios permitieron hallar relaciones muyprecisas entre las masas de las sustancias sólidas o entre los volúmenes de los gasesque intervienen en las reacciones químicas. Las relaciones encontradas se conocen comoleyes de la química. Entre las leyes fundamentales de la Química, hay algunas queestablecen las relaciones entre masas, llamadas leyes gravimétricas y otras querelacionan volúmenes, denominadas leyes volumétricas. John Dalton desarrolló sumodelo atómico, en la que proponía que cada elemento químico estaba compuesto porátomos iguales y exclusivos, y que aunque eran indivisibles e indestructibles, se podíanasociar para formar estructuras más complejas (los compuestos químicos). Esta teoríatuvo diversos precedentes.

El primero fue la ley de conservación de la masa, formulada por Antoine Lavoisier en1789, que afirma que la masa total en una reacción química permanece constante. Estaley le sugirió a Dalton la idea de que la materia era indestructible.



El segundo fue la ley de las proporciones definidas. Enunciada por el químico francésJoseph Louis Proust en 1799, afirma que, en un compuesto, los elementos que loconforman se combinan en proporciones de masa definidas y características delcompuesto.

Dalton estudió y amplió el trabajo de Proust para desarrollar la ley de las proporcionesmúltiples: cuando dos elementos se combinan para originar diferentes compuestos, dadauna cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades del otro se combinan con dichacantidad fija para dar como producto los compuestos, están en relación de númerosenteros sencillos.

En 1803, Dalton publicó su primera lista de pesos atómicos relativos para cierta cantidadde sustancias. Esto, unido a su rudimentario material, hizo que su tabla fuese muy pocoprecisa. Por ejemplo, creía que los átomos de oxígeno eran 5,5 veces más pesados quelos átomos de hidrógeno, porque en el agua midió 5,5 gramos de oxígeno por cada gramode hidrógeno y creía que la fórmula del agua, en estado gaseoso, era HO (en realidad, un

átomo de oxígeno es 16 veces más pesado que un átomo de hidrógeno).La ley de Avogadro permitió deducir la naturaleza diatómica de numerosos gases,estudiando los volúmenes en los que reaccionaban. Por ejemplo: el hecho de que doslitros de hidrógeno reaccionasen con un litro de oxígeno para producir dos litros de vaporde agua (a presión y temperatura constantes), significaba que una única molécula deoxígeno se divide en dos para formar dos partículas de agua. De esta forma, Avogadropodía calcular estimaciones más exactas de la masa atómica del oxígeno y de otroselementos, y estableció la distinción entre moléculas y átomos.

Ya en 1784, el botánico escocés Robert Brown, había observado que las partículas depolvo que flotaban en el agua se movían al azar sin ninguna razón aparente. En 1905,

Albert Einstein tenía la teoría de que este movimiento browniano lo causaban lasmoléculas de agua que "bombardeaban" constantemente las partículas, y desarrolló unmodelo matemático hipotético para describirlo. El físico francés Jean Perrin demostróexperimentalmente este modelo en 1911, proporcionando además la validación a la teoríade partículas (y por extensión, a la teoría atómica).

Descubrimiento de las partículas subatómicas

Hasta 1897, se creía que los átomos eran la división más pequeña de la materia, cuandoJ.J Thomson descubrió el electrón mediante su experimento con el tubo de rayoscatódicos.1 El tubo de rayos catódicos que usó Thomson era un recipiente cerrado devidrio, en el cual los dos electrodos estaban separados por un vacío. Cuando se aplicauna diferencia de tensión a los electrodos, se generan rayos catódicos, que crean unresplandor fosforescente cuando chocan con el extremo opuesto del tubo de cristal.Mediante la experimentación, Thomson descubrió que los rayos se desviaban al aplicarun campo eléctrico (además de desviarse con los campos magnéticos, cosa que ya sesabía). Afirmó que estos rayos, más que ondas, estaban compuestos por partículas



cargadas negativamente a las que llamó "corpúsculos" (más tarde, otros científicos lasrebautizarían como electrones).

Thomson creía que los corpúsculos surgían de los átomos del electrodo. De esta forma,estipuló que los átomos eran divisibles, y que los corpúsculos eran sus componentes.Para explicar la carga neutra del átomo, propuso que los corpúsculos se distribuían enestructuras anilladas dentro de una nube positiva uniforme; éste era el modelo atómico deThomson o "modelo del plum cake".2

Ya que se vio que los átomos eran realmente divisibles, los físicos inventaron más tarde eltérmino "partículas elementales" para designar a las partículas indivisibles.

Descubrimiento del núcleo

El modelo atómico de Thomson fue refutado en 1909 por uno de sus estudiantes, ErnestRutherford, quien descubrió que la mayor parte de la masa y de la carga positiva de unátomo estaba concentrada en una fracción muy pequeña de su volumen, que suponía que

estaba en el mismo centro.

En su experimento, Hans Geiger y Ernest Marsden bombardearon partículas alfa a travésde una fina lámina de oro (que chocarían con una pantalla fluorescente que habíancolocado rodeando la lámina).3 Dada la mínima como masa de los electrones, la elevadamasa y momento de las partículas alfa y la distribución uniforme de la carga positiva delmodelo de Thomson, estos científicos esperaban que todas las partículas alfaatravesasen la lámina de oro sin desviarse, o por el contrario, que fuesen absorbidas.Para su asombro, una pequeña fracción de las partículas alfa sufrió una fuerte desviación.Esto indujo a Rutherford a proponer el modelo planetario del átomo, en el que loselectrones orbitaban en el espacio alrededor de un gran núcleo compacto, a semejanza

de los planetas y el Sol.4

Descubrimiento de los isótopos

En 1913, Thomson canalizó una corriente de iones de neón a través de camposmagnéticos y eléctricos, hasta chocar con una placa fotográfica que había colocado alotro lado. Observó dos zonas incandescentes en la placa, que revelaban dos trayectoriasde desviación diferentes. Thomson concluyó que esto era porque algunos de los iones deneón tenían diferentes masas; así fue como descubrió la existencia de los isótopos.5

Descubrimiento del neutrón

En 1918, Rutherford logró partir el núcleo del átomo al bombardear gas nitrógeno conpartículas alfa, y observó que el gas emitía núcleos de hidrógeno. Rutherford concluyóque los núcleos de hidrógeno procedían de los núcleos de los mismos átomos denitrógeno.6 Más tarde descubrió que la carga positiva de cualquier átomo equivalíasiempre a un número entero de núcleos de hidrógeno. Esto, junto con el hecho de que elhidrógeno —el elemento más ligero— tenía una masa atómica de 1, le llevó a afirmar quelos núcleos de hidrógeno eran partículas singulares, constituyentes básicos de todos los



núcleos atómicos: se había descubierto el protón. Un experimento posterior de Rutherfordmostró que la masa nuclear de la mayoría de los átomos superaba a la de los protonesque tenía. Por tanto, postuló la existencia de partículas sin carga, hasta entoncesdesconocidas más tarde llamadas neutrones, de donde provendría este exceso de masa.

En 1928, Walther Bothe observó que el berilio emitía una radiación eléctricamente neutracuando se le bombardeaba con partículas alfa. En 1932, James Chadwick expusodiversos elementos a esta radiación y dedujo que ésta estaba compuesta por partículaseléctricamente neutras con una masa similar la de un protón.7 Chadwick llamó a estaspartículas "neutrones".

Modelos cuánticos del átomo

El modelo planetario del átomo tenía sus defectos. En primer lugar, según la fórmula deLarmor del electromagnetismo clásico, una carga eléctrica en aceleración emite ondaselectromagnéticas, y una carga en órbita iría perdiendo energía y describiría una espiralhasta acabar cayendo en el núcleo. Otro fenómeno que el modelo no explicaba era porqué los átomos excitados sólo emiten luz con ciertos espectros discretos.

La teoría cuántica revolucionó la física de comienzos del siglo XX, cuando Max Planck y Albert Einstein postularon que se emite o absorbe una leve cantidad de energía encantidades fijas llamadas cuantos. En 1913, Niels Bohr incorporó esta idea a su modeloatómico, en el que los electrones sólo podrían orbitar alrededor del núcleo en órbitascirculares determinadas, con una energía y un momento angular fijos, y siendoproporcionales las distancias del núcleo a los respectivos niveles de energía.8 Según estemodelo, los átomos no podrían describir espirales hacia el núcleo porque no podríanperder energía de manera continua; en cambio, sólo podrían realizar "saltos cuánticos"

instantáneos entre los niveles fijos de energía.9 Cuando esto ocurre, el átomo absorbe oemite luz a una frecuencia proporcional a la diferencia de energía (y de ahí la absorción yemisión de luz en los espectros discretos).9 Arnold Sommerfeld amplió el átomo de Bohren 1916 para incluir órbitas elípticas, utilizando una cuantificación de momentogeneralizado.

El modelo de Bohr-Sommerfeld ad hoc era muy difícil de utilizar, pero a cambio hacíaincreíbles predicciones de acuerdo con ciertas propiedades espectrales. Sin embargo, eraincapaz de explicar los átomos multielectrónicos, predecir la tasa de transición o describirlas estructuras finas e hiperfinas.

En 1924, Louis de Broglie propuso que todos los objetos —particularmente las partículassubatómicas, como los electrones— podían tener propiedades de ondas. ErwinSchrödinger, fascinado por esta idea, investigó si el movimiento de un electrón en unátomo se podría explicar mejor como onda que como partícula. La ecuación deSchrödinger, publicada en 1926,10 describe al electrón como una función de onda enlugar de como una partícula, y predijo muchos de los fenómenos espectrales que elmodelo de Bohr no podía explicar. Aunque este concepto era matemáticamente correcto,era difícil de visualizar, y tuvo sus detractores.11 Uno de sus críticos, Max Born, dijo que



la función de onda de Schrödinger no describía el electrón, pero sí a muchos de susposibles estados, y de esta forma se podría usar para calcular la probabilidad deencontrar un electrón en cualquier posición dada alrededor del núcleo.12

En 1927, Werner Heisenberg indicó que, puesto que una función de onda estádeterminada por el tiempo y la posición, es imposible obtener simultáneamente valoresprecisos tanto para la posición como para el momento de la partícula para cualquier puntodado en el tiempo.13 Este principio fue conocido como principio de incertidumbre deHeisenberg.

Este nuevo enfoque invalidaba por completo el modelo de Bohr, con sus órbitas circularesclaramente definidas. El modelo moderno del átomo describe las posiciones de loselectrones en un átomo en términos de probabilidades. Un electrón se puede encontrarpotencialmente a cualquier distancia del núcleo, pero —dependiendo de su nivel deenergía— tiende a estar con más frecuencia en ciertas regiones alrededor del núcleo queen otras; estas zonas son conocidas como orbitales atómicos.

Importancia

La importancia de esta teoría no puede ser exagerada. Se ha dicho (por ejemplo el premioNobel Richard Feynman) que la teoría atómica es la teoría más importante en la historiade la ciencia. Esto se debe a las implicaciones que ha tenido, tanto para la ciencia básicacomo por las aplicaciones que se han derivado de ella.

Toda la química y bioquímica modernas se basan en la teoría de que la materia estácompuesta de átomos de diferentes elementos, que no pueden transmutarse por métodosquímicos. Por su parte, la química ha permitido el desarrollo de la industria farmacéutica,petroquímica, de abonos, el desarrollo de nuevos materiales, incluidos los

semiconductores, y otros avances.

Experimento de Faraday

Leyes de la Electrólisis

Los siguientes conceptos son referidos a la corriente eléctrica necesarios paracomprender el significado de las leyes de Faraday:

1) La cantidad de electrones (electricidad) que circulan por un conductor se mide enCoulomb.

q = carga → [q] = coulomb

2) La intensidad de la corriente (caudal de electrones) expresa la cantidad de electricidadque circula por un conductor por unidad de tiempo. La intensidad de la corriente se mideen Amperes.

i = q/t ⇒ q = i.t → [i] = A



3) Cuando una fuente fuerza a los electrones a circular por un conductor, se presenta unaresistencia al flujo de corriente y se produce una caída de potencial. La resistenciaeléctrica se mide en Ohms,y la diferencia de potencial en Voltios.

E = i.R → [E] = V y [R] = ohm

Primera Ley de Faraday: La masa de un elemento depositada en un electrodo esproporcional a la cantidad de electricidad que pasa a través de la solución del electrólito odel electrólito fundido.

m = ζ.i.t

donde # es una constante que depende del catión y se denomina equivalenteelectroquímico (se verá más adelante).

Cuando se realiza, por ejemplo, la electrólisis de una solución de sulfato cúprico (CuSO 4)sucede lo siguiente (fig. 4):

Figura 4

Cu2SO4 + H2O → Cu++ + SO4= + H+ + HO-

Al aplicar una diferencia de potencial a los electrodos, el ion cobre se mueve hacia elcátodo, adquiere dos electrones y se deposita en el electrodo como elemento cobre. Elion sulfato, al descargarse en el electrodo positivo, es inestable y se combina con el agua

de la disolución formando ácido sulfúrico y oxígeno.

2Cu++ → 2Cu ° - 4e-

2HO- → O2 + 2H+ + 4e-

2Cu2SO4 + 2H2O → 2Cu ° + 2H2SO4 + O2



Cuando circula más corriente (más coulombios) más cobre se deposita, pues máselectrones han circulado permitiendo que más iones cobre (Cu++) se conviertan enelemento cobre (Cu°).

Segunda Ley de Faraday: Las masas de elementos que se depositan en los electrodosson proporcionales a los equivalentes químicos.

Recordemos que el equivalente químico de un elemento es el cociente entre el pesoatómico gramo de ese elemento y su valencia:

Eq = Pa/V

Para probar esta segunda ley se hace pasar la misma cantidad de electricidad a través devarias cubas con diferentes soluciones salinas, como indica la figura. Midiendo la cantidadde plata y de cobre depositados en el cátodo se llega a la comprobación de la ley:

m Ag+ / m Cu

++ = Eq Ag/ Eq Cu

m Ag+ / m Cu

++ = 107,8/31,75

O sea que las masas de plata y de cobre depositadas en los electrodos se hallan enrelación de: 107,8 /31,75.

Número de Faraday: Para depositar el equivalente químico de cualquier elemento senecesita la misma cantidad de electricidad. La constante o número de Faraday (F) es de96500 coulomb (96494).

Por ejemplo, para depositar: 1,008 gr de H+, 107,8 gr de Ag+, 31.75 gr de Cu++ o 63.5 grde Cu+ son necesarios 96500 coulomb.

Vale aclarar que: 96500 coulomb = carga de 6,02.1023 electrones, de lo que se deduceque la carga de un electrón es 1,6 .10 -19 coulomb.

Equivalente electroquímico: Se llama equivalente electroquímico # a la masa de unelemento depositada, durante la electrólisis, por la carga de un coulomb.



ζ = Eq/F

En todos los casos, la cantidad de material que se deposita en cada electrodo al pasar lacorriente por un electrólito sigue las leyes de Faraday.

Todos los cambios químicos implican una reagrupación o reajuste de los electrones en las

sustancias que reaccionan; por eso puede decirse que dichos cambios son de caráctereléctrico. Para producir una corriente eléctrica a partir de una reacción química, esnecesario tener un oxidante, es decir, una sustancia que gane electrones fácilmente, y unreductor, es decir, una sustancia que pierda electrones fácilmente

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