REACCIONES RED-OX QCA 05

Transcripción

1 1.- Se dispone de una pila con dos electrodos de Cu y Ag sumergidos en una disolución 1 M de sus respectivos iones, Cu + y Ag +. Conteste sobre la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: a) El electrodo de plata es el cátodo y el de cobre el ánodo. b) El potencial de la pila es 46 V. c) En el ánodo de la pila tiene lugar la reducción del oxidante. Datos: Eº (Ag + /Ag)= 8 V; Eº (Cu + /Cu)= 34 V..- Se hace pasar durante 5 horas una corriente eléctrica de 5 amperios a través de una celda electrolítica que contiene SnI. Calcule: a) La masa de estaño metálico depositado en el cátodo. b) Los es de I liberados en el ánodo. Datos: F = 965 C. Masa atómica: Sn = Dada la reacción: 3 Cu + 8 HNO 3 3 Cu(NO 3 ) + NO + 4 H O Justifique la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: a) El Cu acepta electrones experimentando, por tanto, una reducción. b) El número de oxidación del nitrógeno en el ácido nítrico es +5. c) El ácido nítrico es el reductor y el cobre el oxidante. 4.- El monóxido de nitrógeno se puede obtener según la siguiente reacción: Cu + HNO 3 Cu(NO 3 ) + NO + H O a) Ajuste por el método del ión-electrón esta reacción en sus formas iónica y ecular. b) Calcule la masa de cobre que se necesita para obtener 5 litros de NO medidos a 75 mm de Hg y 4 ºC. Datos: R = 8 atm L K Masa atómica: Cu = a) Tiene el Zn + - capacidad para oxidar el Br a Br en condiciones estándar? Razone la respuesta. Datos: Eº (Zn + - /Zn)= 76 V; Eº(Br / Br )= 1 6 V. b) Escriba, según el convenio establecido, la notación simbólica de la pila que se puede formar con los siguientes electrodos: Zn + /Zn (Eº= 76 V); Cu + /Cu (Eº= 34 V). 6.- Dada la siguiente reacción redox: KI + H SO 4 K SO 4 + I + H S + H O a) Ajuste la reacción por el método del ión-electrón. b) Calcule los es de I que se obtienen cuando 1 L de una disolución M de KI se ponen a reaccionar con L de una disolución 5 M de H SO Se hace pasar una corriente eléctrica de 6 5 amperios a través de una celda electrolítica que contiene NaCl fundido hasta que se obtienen 1 litros de Cl, medido en condiciones normales. Calcule: a) El tiempo que ha durado la electrolisis. b) La masa de sodio depositado en el cátodo durante ese tiempo. Datos: F = 965 C. Masa atómica: Na = 3.

2 - 8.- La siguiente reacción tiene lugar en medio ácido: MnO 4 + Fe + Mn + + Fe 3+ a) Ajuste la reacción iónica por el método del ión-electrón. b) Calcule la aridad de una disolución de KMnO 4, sabiendo que a partir de 5 ml de la misma se pueden obtener 34 es de Fe 3+.

3 1.- Eº (Ag + /Ag)= 8 V; Eº (Cu + /Cu)= 34 V. a) Cuanto mayor sea el potencial de reducción, más acentuada será la tendencia de una especie a reducirse; es decir, mayor será su poder oxidante. En esta pila se aprecia que el valor más alto corresponde a la plata y como sabemos la reducción se lleva acabo en el cátodo por lo tanto las reacciones en los electrodos son: Cátodo Ánodo Ag e Ag (reducción) Cu Cu + e + (oxidación) Esta afirmación es cierta. b) El potencial de la pila se calcula mediante a ecuación: E = E + E pila red ox el potencial de oxidación del cobre es igual y de signo contrario al de reducción, por tanto: Esta afirmación es cierta. E pila =,8 34 =, 46V c) Como vemos en el apartado anterior, en el ánodo se produce la oxidación del reductor. Esta afirmación es falsa.- t =,5 h = 9 s I = 5 A a) Calculamos los culombios que han pasado por la pila q= I t = 5 A 9 s= 45.C sabemos que un faraday (96.5 C) deposita un equivalente de metal en el cátodo, calculamos el número de equivalentes de estaño depositados 965C 45C = 1eq x x =,466eq Calculamos la masa equivalente del estaño sabiendo que se reduce ganando dos electrones M eq Mm 118, 7 g / = = = 59,35 g/ eq ne º Calculamos la masa de estaño depositado g m= neq Meq =, 466eq 59,35 = 7, 66 g eq

4 .- b) la reacción total de la pila es SnI Sn + I por lo tanto se libera un de yodo ecular en el ánodo por cada de estaño que se deposita en el cátodo. Calculamos los es de estaño n Sn = msn 7,66 g, 3m Mm = 118,7 g / = ol Sn se liberan,3 es de I Cu + 8 HNO 3 3 Cu(NO 3 ) + NO + 4 H O si calculáramos los números de oxidación de los elementos de esta reacción veríamos que solo cambian el cobre de en el cobre metálico, a + en el nitrato de cobre (II) y el nitrógeno de +5 en el ácido nítrico, a + en el monóxido de nitrógeno, por lo tanto planteamos las semireacciones iónicas y las ajustamos sabiendo que en medio ácido se añade H O donde falte oxígeno y H + donde falte hidrógeno + (oxidación) NO H e NO H O (reducción) Cu Cu + e a) El cobre cede electrones y se oxida, por lo tanto la afirmación es falsa b) Los números de oxidación del ácido nítrico son N 5+, H 1+ y O -. La afirmación es verdadera c) El reductor es el que se oxida es decir el cobre y el oxidante es el que se reduce, es decir el ácido nítrico. La afirmación es falsa. 4.- a) Cu + HNO 3 Cu(NO 3 ) + NO + H O si calculáramos los números de oxidación de los elementos de esta reacción veríamos que solo cambian el cobre de en el cobre metálico, a + en el nitrato de cobre (II) y el nitrógeno de +5 en el ácido nítrico, a + en el monóxido de nitrógeno, por lo tanto planteamos las semireacciones iónicas y las ajustamos sabiendo que en medio ácido se añade H O donde falte oxígeno y H + donde falte hidrógeno + (oxidación) NO H e NO H O (reducción) Cu Cu + e multiplicamos la oxidación x3 y la reducción x para ajustar los electrones transferidos y sumamos para obtener la ecuación iónica ajustada

5 4.- a) (continuación) + 3Cu 3Cu + 6e NO 8 H e NO H O Cu NO 8H Cu + + NO + 4H O 3 Traspasamos los coeficientes de la reacción iónica ajustada a la ecular 3 Cu + 8 HNO 3 3 Cu(NO 3 ) + NO + 4 H O b) Calculamos los es que hay en 5 L de NO medidos a 75 mm Hg (,99 atm) y 4º C (313º K) PV,99 atm 5 L n= = =,19 m olno 1 1 RT,8 atmlk 313K establecemos la proporción con la reacción ajustada calculamos la masa de cobre 3 Cu x = x =, 8 Cu NO,19 NO g m= n Mm=, 8 63,5 = 17,8 gcu 5.- a) Eº (Zn + /Zn)= 76 V - Eº (Br / Br )= 1 6 V Cuanto mayor sea el potencial de reducción, más acentuada será la tendencia de una especie a reducirse; es decir, mayor será su poder oxidante. En este caso el cinc tiene un potencial de reducción muy inferior al del bromo, en consecuencia no puede reducirse para oxidar al bromo. b) Para escribir la notación convencional de una pila se empieza siempre escribiendo a la izquierda el proceso de oxidación (ánodo) en este caso el cinc y a continuación, el de reducción (cátodo) en este caso el cobre. La doble barra indica que los dos semielementos están separados por un puente salino Zn (s) Zn + (ac) Cu + (ac) Cu (s)

6 6.- a) KI + H SO 4 K SO 4 + I + H S + H O si calculáramos los números de oxidación de los elementos de esta reacción veríamos que solo cambian el azufre de +6 en el ácido sulfúrico a en el sulfuro de hidrógeno y el iodo de -1 en el ioduro potásico, a en el iodo ecular por lo tanto planteamos las semireacciones iónicas y las ajustamos sabiendo que en medio ácido se añade H O donde falte oxígeno y H + donde falte hidrógeno SO 4 + 1H + 8e H S + 4H O (reducción) I I + e (oxidación) multiplicamos la oxidación x4 para ajustar los electrones transferidos y sumamos para obtener la ecuación iónica ajustada SO 4 + 1H + + 8e H S + 4H O 8 4 I I + 8e (reducción) (oxidación) SO + 8I + 1H H S + 4I + 4H O + 4 Traspasamos los coeficientes de la reacción iónica ajustada a la ecular 8 KI + 5 H SO 4 4 K SO I + H S + 4 H O b) Calculamos los es existentes en ambas disoluciones nki = M KI VKI = 1L= KI L n = M V =,5 L= 1H SO L HSO 4 HSO 4 HSO 4 4 establecemos la proporción entre los dos reactivos con los datos de la reacción ajustada para determinar el reactivo limitante 8 KI x = x = 1, 6 KI 5 H SO 1 H SO de H SO 4 consume 1,6 es de KI, por lo tanto sobra ioduro potásico y el reactivo limitante es el ácido sulfúrico. Ahora establecemos la proporción entre el reactivo limitante y el problema con los datos de la reacción ajustada

7 6.- b) (continuación) 5 H SO 1 H SO 4 I x =,8 I 4 4 = x 7.- a) Las reacciones que se dan en la célula electrolítica son Ánodo Cátodo Cl Cl + e + Na + e Na calculamos los es de Cl obtenidos n 1, L = =,53Cl,4 / L Cl ahora obtenemos la relación existente entre el número de equivalentes y el de es m m neq = = nº e = n nº e =, 53 e =,16eq Mm Mm ne º sabemos que un faraday (96.5 C) deposita un equivalente, establecemos la proporción para calcular la carga que ha pasado por la célula 965C x = x = 19C 1eq,16eq calculamos el tiempo necesario para que una intensidad de 6,5 A pase una carga de 19 C q 19C t = 1573,7 s I = 6,5 A = b) Observando las reacciones que se producen en la célula vemos que el número de es de sodio que se depositan en el cátodo son el doble de los es de Cl que se desprenden en el ánodo, por lo tanto se depositarán,16 es de sodio g mna = nna MmNa =,16 3 =, 44 gna

8 - 8.- MnO 4 + Fe + Mn + + Fe 3+ a) Planteamos las semireacciones iónicas y las ajustamos sabiendo que en medio ácido se añade H O donde falte oxígeno y H + donde falte hidrógeno MnO 4 + 8H + 5e Mn + 4H O (reducción) + 3+ Fe Fe + 1e (oxidación) multiplicamos la oxidación x5 para ajustar los electrones transferidos y sumamos para obtener la ecuación iónica ajustada MnO + 8H + 5e Mn + 4H O (reducción) Fe 5Fe 5e + (oxidación) MnO + 5Fe + 8H Mn + 5Fe + 4H O b) Calculamos los es necesarios de permanganato para obtener,34 es de Fe 3+, estableciendo la proporción con los coeficientes de la reacción ajustada 1 KMnO x 5 Fe,34 Fe x =,68 KMnO 4 = calculamos la aridad de la disolución n,68 M = = = 1, 36 V,5 L L