+6 +4 SO e + 4 H + SO H 2 O

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1 TEMA 7. INTRODUCCIÓN A LA ELECTROQUÍMICA AJUSTE DE REACCIONES REDOX E3A.S2009 El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el brouro de potasio según a reacción: H 2 SO 4 + KBr K 2 SO 4 + Br 2 + SO 2 + H 2 O a) Ajústela por el étodo del ión electrón y escriba las dos seiecuaciones redox. b) Calcule el voluen de broo líquido (densidad 2,92 g/l) que se obtendrá al tratar 90,1 g de brouro de potasio con suficiente cantidad de ácido sulfúrico. Masas atóicas: Br 80; K 39 a) SO e SO Br 2 e Br 2 Ahora añadios los H + necesarios para forar agua con todos los oxígenos que hay, obviaente, coo hay 4 oxígenos a la izquierda y 2 a la derecha, pues agregareos 4H + y se forarán 2 H 2 O: SO e + 4 H + SO H 2 O Br 2 e Br 2 SO Br + 4 H + SO 2 + Br H 2 O esa es la ecuación iónica ajustada. La ecuación olecular se obtiene uy fácilente, sin tener que hacer tanteo: 2 H 2 SO KBr K 2 SO 4 + SO 2 + Br H 2 O b) De la estequioetría de la reacción se deduce que: 2 H 2 SO KBr K 2 SO 4 + SO 2 + Br H 2 O g KBr 160 g Br 2 90,1 g KBr x 60,57 g Br 2 y coo: 60,57g ρ V 20,74L de Br 2 (es un líquido) V ρ 2,92g / L E4A.S2009 El ácido nítrico concentrado reacciona con el ercurio eleental en presencia de ácido clorhídrico produciendo cloruro de ercurio (II), onóxido de nitrógeno y agua. a) Ajuste la ecuación iónica y olecular por el étodo del ion electrón. b) Calcule el voluen de ácido nítrico 2M que se debe eplear para oxidar copletaente 3 g de ercurio eleental. Masa atóica: Hg 200,6

2 a) HNO 3 + Hg + HCl + HgCl 2 + NO + H 2 O Las seiecuaciones son: *( NO e + 4 H + NO + 2 H 2 O ) *( Hg 2 e Hg 2+ ) 2 NO Hg + 8 H + 2 NO + 3 Hg H 2 O en este caso los protones los aportan 2 el HNO 3 y los 6 restantes el debe hacerlo el HCl, así que la ecuación olecular sería: 2 HNO Hg + 6 HCl 3 HgCl NO + 4 H 2 O b) Teniendo en cuenta que nºoles HNO3 M. V 2. V podeos poner que: 2 HNO Hg + 6 HCl 3 HgCl NO + 4 H 2 O 2 oles HNO ,6 g Hg 2. V oles HNO 3 3 g Hg de donde se deduce que V 4, L 4,99 L de HNO 3 2M E6B.S2009 El estaño etálico es oxidado por el ácido nítrico produciendo óxido de estaño (IV), dióxido de nitrógeno y agua. a) Ajuste las ecuaciones iónicas y olecular del proceso por el étodo del ion electrón. b) Calcule los graos de estaño que reaccionan con 2L de disolución de ácido nítrico 2M. Masa atóica: Sn 118,7 a) Sn + HNO 3 SnO 2 + NO 2 + H 2 O La ecuación olecular sería: 0 +4 Sn 4 e +2 H 2 O SnO H *( NO e + 2 H + NO 2 + H 2 O ) Sn + 4 NO H + SnO NO H 2 O Sn + 4 HNO 3 SnO NO H 2 O b) Teniendo en cuenta que nºoles HNO3 M. V oles, podeos poner que: de donde x 118,7 g Sn Sn + 4 HNO 3 SnO NO H 2 O 118,7 g Sn 4 oles HNO 3 x 2.2 oles HNO 3

3 E1A.S2008 La siguiente reacción transcurre en edio ácido: MnO 4 + SO MnO 2 + SO 4 a) Razone qué especie se oxida y cuál se reduce. b) Indique cuál es el oxidante y cuál el reductor, justificando la respuesta. c) Ajuste la reacción iónica. c) *( MnO e + 4 H + MnO H 2 O reducción *( SO e + H 2 O SO H + oxidación 2 MnO SO H + 2 MnO SO 4 2 +H 2 O a,b) El anganeso del peranganato pasa de tener núero de oxidación +7 a dióxido de anganeso donde tiene +4. Para eso debe ganar 3e y en consecuencia la seireacción es de reducción. El MnO 4 es el oxidante y ganando 3e se reduce a MnO 2 (que es su reductor conjugado). La otra seireacción es de oxidación porque hay pérdida de electrones. El SO 2 3 es el reductor que pierde 2 e y se oxida a SO 2 4 (que es su oxidante conjugado) E2A.S2008 (igual al ejeplo E4B.S2010) Dada la reacción: KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 MnSO 4 + K 2 SO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O a) Ajuste por el étodo del ion electrón esta reacción, en su fora iónica y olecular. b) Qué voluen de disolución 0 02 M de peranganato de potasio se necesita para oxidar 30 L de disolución de sulfato de hierro (II) 0 05 M, en presencia de ácido sulfúrico? a) 2 KMnO FeSO H 2 SO 4 2 MnSO Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO H 2 O b) V 15 L de KMnO 4 0,02M E4A.S2008 El ácido nítrico reacciona con el cobre generando nitrato de cobre (II), onóxido de nitrógeno (NO) y agua. a) Escriba la ecuación iónica del proceso. b) Asigne los núeros de oxidación y explique qué sustancia se oxida y cuál se reduce. c) Deterine la ecuación olecular y ajústela ediante el étodo del ion electrón. a) La ecuación iónica es: NO 3 + Cu + H + Cu 2+ + NO + H 2 O b) Los núeros de oxidación: NO 3 + Cu + H + Cu 2+ + NO + H 2 O *( NO 3 + 3e + 4 H + NO + 2 H 2 O ) reacc. reducción *( Cu 2e Cu 2+ ) reacc. oxidación 2 NO Cu + 8 H + 2 NO + 3 Cu H 2 O

4 El oxidante es el ácido nítrico que se reduce a NO al ganar 3e. El reductor es el Cu que se oxida a Cu 2+ al perder 2e. Por tanto, se oxida el Cu y se reduce el ácido nítrico. c) Para ajustar la reacción hay que tener en cuenta que no aparecen el total de oléculas de HNO 3 porque no todas se reducen. Su cálculo se hace teniendo en cuenta que se ponen en juego 8H + y por tanto se necesitan 8 HNO 3, o bien teniendo en cuenta que los 3Cu 2+ indican que deben forarse 3 Cu(NO 3 ) 2 es decir 6 nitrato, ás los 2 que se han reducido dan un total de 8 HNO 3. 8 HNO Cu 2 NO + 3 Cu(NO 3 ) H 2 O E1A.S2007 Razone si los enunciados siguientes, relativos a una reacción redox, son verdaderos o falsos: a) Un eleento se reduce cuando pierde electrones. b) Una especie quíica se oxida al iso tiepo que otra se reduce. c) En una pila, la oxidación tiene lugar en el electrodo negativo. a) Falso. En una reducción no se pierden sino que se ganan electrones. Ese eleento será un oxidante y ganando electrones se reduce. b) Verdad. No puede ser de otra fora, ya que si un eleento se oxida perdiendo electrones debe haber otro que los gane y es el que se reduce. c) Verdad. El electrodo negativo es donde se pierden los electrones, es decir, donde tiene lugar la oxidación, que Faraday le llaó ánodo. E1B.S2007 La siguiente reacción redox tiene lugar en edio ácido: Zn + BrO 4 Zn 2+ + Br a) Ajuste la reacción iónica por el étodo del ion electrón. b) Calcule la riqueza de una uestra de cinc si 1 g de la isa reacciona con 25 L de una disolución 0 1 M en iones BrO 4 Masa atóica: Zn a) BrO 4 + 8e + 8 H + Br + 4 H 2 O) reacc. reducción *( Zn 2e Zn 2+ ) reacc. oxidación BrO Zn + 8 H + Br + 4 Zn H 2 O b) Priero calculaos la cantidad de Zn que reacciona con 25 L de BrO 4 0,1M BrO Zn + 8 H + Br + 4 Zn H 2 O 1 ol 4. 65,4 g Zn 0,1. 0,025 oles x 0,654 g Zn 0,654 Por tanto la pureza de la uestra que tiene una asa de 1 graos será ,4% 1 E2A.S2007

5 La siguiente reacción tiene lugar en edio ácido: Cr 2 O C 2 O 4 2 Cr 3+ + CO 2 a) Ajuste por el étodo del ion electrón esta reacción en su fora iónica. b) Calcule el voluen de CO 2, edido a 700 de Hg y 30 ºC que se obtendrá cuando reaccionan 25 8 L de una disolución de K 2 Cr 2 O M con exceso de ion C 2 O 4 2 Datos: R at L K 1 ol a) Cr 2 O e + 14 H + 2 Cr H 2 O *( C 2 O e 2 CO 2 ) Cr 2 O C 2 O H + 2 Cr CO H 2 O b) Cr 2 O C 2 O H + 2 Cr CO H 2 O 1 ol K 2 Cr 2 O 7 6 oles CO 2 0,02. 0,0258 oles x oles CO 2 ec. gases: PV nrt 700 V ,082 ( ) 760 V 0,08 L CO 2 E3A.S2007 Para la reacción: HNO 3 + C CO 2 + NO + H 2 O Justifique la veracidad o falsedad de las afiraciones siguientes: a) El núero de oxidación del oxígeno pasa de 2 a 0. b) El carbono se oxida a CO 2. c) El HNO 3 se reduce a NO. a) Falso. El núero de oxidación del oxígeno siepre vale 2, a excepción de en los peróxidos y cuando está en estado olecular (O 2 ) que vale cero. En la reacción no hay oxígeno olecular en ningún caso, ni peróxidos, por tanto el oxígeno antiene su núero de oxidación b) Verdad. El carbono pasa de C 4e CO 2 perdiendo 4 electrones y por tanto se oxida. c) Verdad. Si la respuesta anterior es verdad esta debe serlo, ya que si el carbono se ha oxidado al otro eleento que cabia de núero de oxidación no le queda otra que reducirse. De todas foras es lo que le ocurre, ya que el nitrógeno del HNO 3 tiene nºoxidación +5 y ganando 3e pasa a forar NO, donde su nºoxidación es +2. E4A.S2007 Dada la siguiente reacción redox: Cu + HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O a) Ajústela por el étodo del ion electrón. b) Calcule el voluen de NO, edido en condiciones norales, que se obtiene cuando reaccionan 7 5 g de Cu con 1 litro de disolución 0 2 M de HNO 3. Masa at. Cu a) 3*( Cu 2 e Cu 2+ ) 2*( NO e + 4 H + NO + 2 H 2 O ) 2 NO Cu + 8 H + 2 NO + 3 Cu H 2 O la reacción: 8 HNO Cu 2 NO + 3 Cu(NO 3 ) H 2 O b) V 1,12 L NO (C.N.)

6 PILAS E5A.S2009 Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares Eº(Hg 2 2+ /Hg) 0,27V y Eº(Cu 2+ /Cu) 0,34V: a) Cuál es la fuerza electrootriz, en condiciones estándar, de la pila que se podría construir? b) Escriba las seireacciones y la reacción global de esa pila. c) Indique cual es el cátodo, el ánodo y sus signos. a) b) Las seireacciones de reducción para cada uno de los pares son: Hg e 2Hg Eº + 0,27V Cu e Cu Eº + 0,34 V Las reacciones que se tabulan son siepre de reducción, pero para forar una pila teneos que dar la vuelta a una de las reacciones para que corresponda a una oxidación. Se esa fora uno cederá los electrones que el otro gana. Coo el potencial de la pila debe ser positivo siepre (ya que Gº z F. Eº), la oxidación tendrá lugar en el ercurio, así que las seireacciones serán: 2 Hg 2e Hg 2 2+ Eº 0,27V oxidación Cu e Cu Eº + 0,34 V reducción 2 Hg + Cu 2+ Hg Cu Eº + 0,07V c) El ánodo es aquel electrodo en el que tiene lugar la oxidación, es decir, la pérdida de electrones. En una pila corresponde al polo negativo. La notación se hace epezando por la seipila que hace de polo negativo o ánodo, de la siguiente fora: ánodo Hg Hg 2 2+ (1M) Cu 2+ (1M) Cu cátodo + (De acuerdo a los valores de la tabla de potenciales norales, a la reducción del ion ercurioso le corresponden +0,79V. De ser así todo sería al revés de lo expuesto, y el potencial de la pila sería de 0,45V) E3A.S2008 Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares Eº(Ag + /Ag ) V y Eº(Ni 2+ /Ni) 0 25 V: a) Cuál es la fuerza electrootriz, en condiciones estándar, de la pila que se podría construir? b) Escriba la notación de esa pila y las reacciones que tienen lugar. a) b) Las seireacciones de reducción para cada uno de los pares son: Ag + + 1e Ag Eº + 0,80V Ni e Ni Eº 0,25 V

7 Coo el potencial de la pila debe ser positivo siepre, la oxidación tendrá lugar en el ercurio, así que las seireacciones serán: 2Ag e 2Ag Eº + 0,80V* Reducción Ni 2e Ni 2+ Eº + 0,25 V Oxidación 2 Ag + + Ni 2 Ag + Cu 2+ Eº + 1,05V (*) Aunque la reacción se ultiplique por 2, el potencial de la seireacción no, ya que el auento de la cantidad de Ag + solo auentaría la intensidad de la corriente pero no la ddp. c) El ánodo es aquel electrodo en el que tiene lugar la oxidación, es decir, la pérdida de electrones. En una pila corresponde al polo negativo. La notación se hace epezando por la seipila que hace de polo negativo o ánodo, de la siguiente fora: ánodo Ni Ni 2+ (1M) Ag + (1M) Ag cátodo + E6B.S2007 Cuando se introduce una láina de aluinio en una disolución de nitrato de cobre (II), se deposita cobre sobre la láina de aluinio y aparecen iones Al 3+ en la disolución. a) Escriba las seirreacciones de oxidación y de reducción que tienen lugar. b) Escriba la reacción redox global indicando el agente oxidante y el reductor. c) Por qué la reacción es espontánea? Datos: Eº(Cu 2+ /Cu) 0 34 V; Eº(Al 3+ /Al) 1 66 V. a) 2*( Al 3 e Al 3+ ) Eº +1,66 V Oxidación 3*( Cu e Cu ) Eº +0,34 V Reducción 2Al + 3Cu 2+ 2Al Cu E +2,00 V b) El oxidante es el Cu 2+ porque es el que se reduce y el reductor el Al que es quien se oxida. c) La reacción es espontánea porque le corresponde un potencial de +2 V, y puesto que la variación de energía libre de Gibbs es G zfe, al ser positivo el potencial G es negativa.

8 LEYES DE FARADAY E1B.S2008 Una corriente de 6 aperios pasa a través de una disolución acuosa de ácido sulfúrico durante 2 horas. Calcule: a) La asa de oxígeno liberado. b) El voluen de hidrógeno que se obtendrá, edido a 27ºC y 740 de Hg. Datos: R at L K 1 ol 1. F C. Masa atóica: O 16. a) Aplicando la segunda ley de Faraday (que 1 ol de electrones, C, deposita un equivalente de cualquier sustancia), y teniendo en cuenta que cada oxígeno pone en juego 2e (la seirreacción es 2 O 2 4e O 2 ) su P/4 32/4 8 g/eq I t / 4 3,58 g O 2 b) Sabeos, de acuerdo con la segunda ley de Faraday que 1 ol de electrones, C, deposita un equivalente de cualquier sustancia, tanto si es H 2 coo si es O 2, podeos poner que: I t O2 O2 H2 H / 2 H2 H2 0,45 g H 2 Aplicando la ecuación general de los gases perfectos, y teniendo en cuenta el núero de oles de H 2 correspondientes a 0,45 gr de H 2 nºgr/p 0,45/ ,45 PV nrt V 0,082 ( ) V 5,68 L H E6A.S2008 a) Calcule el tiepo necesario para que una corriente de 6 aperios deposite g de cobre de una disolución de CuSO 4 b) Cuántos oles de electrones intervienen? Datos: F C. Masa atóica: Cu a) De acuerdo con la segunda ley de Faraday, y teniendo en cuenta que el Cu 2+ pierde 2e para pasar a cobre etálico, podeos poner que: I t Cu Cu t 63,5/ 2 190,50 t seg 26,8 h b) Sabeos, de acuerdo con la segunda ley de Faraday que 1 ol de electrones, C, deposita un equivalente de cualquier sustancia, en este caso 63,5/2 g de Cu, así que para depositar 190,50 g: 1ole x 1ole x 63,5/ 2 190,50 x 6 oles de e

9 E3B.S2007 Se realiza la electrolisis copleta de 2 litros de una disolución de AgNO 3 durante 12 inutos, obteniéndose 1 5 g de plata en el cátodo. a) Qué intensidad de corriente ha pasado a través de la cuba electrolítica? b) Calcule la olaridad de la disolución inicial de AgNO 3. Datos: F C. Masas atóicas: Ag 108; N 14; O 16. a) De acuerdo con la segunda ley de Faraday, y teniendo en cuenta que la Ag + pierde 1e para pasar a plata etálica, podeos poner que: I t Ag Ag I ,5 I 1,86 Aperios b) Puesto que al disociarse el nitrato de plata por cada ol de AgNO 3 se obtiene 1 ol de Ag +, la concentración olar de la disolución de inicial es igual a la de ion plata: AgNO 3 Ag + + NO 3 nº oles nº gr / Pat 1,5/108 3 M(Ag+) 6,9 10 oles Ag+ /L L L 2 M(Ag+) M(AgNO 3 ) 6, oles AgNO3 /L