OBJETIVOS ESPECÍFICOS. Al finalizar el Tema el estudiante:

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Yolanda Quintana Domínguez
hace 6 años
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1 OBJETIVOS ESPECÍFICOS TEMA IV: ELECTROQUÍMICA: Al finalizar el Tema el estudiante: 1.1 Establecerá qué tipo de proceso es el que ocurre en una celda galvánica o pila. 1.2 Identificará los diferentes tipos de electrodos que se utilizarán en la construcción de las pilas. 1.3 Reconocerá en una celda galvánica las medias reacciones que ocurren en cada electrodo. 2.1 Identificará los factores que afectan el voltaje de una celda galvánica y establecerá las condiciones que caracterizan a una celda galvánica cuyo voltaje ha sido medido bajo condiciones estándar. 2.2 Analizará la necesidad de emplear un electrodo de referencia para determinar los valores de los potenciales de electrodo estándar. 2.3 Concluirá que el voltaje estándar es posible dividirlo en dos partes, una correspondiente al potencial de reducción estándar y la otra correspondiente al potencial de oxidación estándar. 2.4 Analizará la necesidad de seleccionar un potencial estándar de referencia y de esta manera establecer una tabla de potenciales estándar o serie electromotriz. 2.5 Reconocerá la utilidad de la tabla de potenciales estándar para determinar la fuerza relativa de agentes oxidantes y reductores. 3.1 Predecirá el efecto que tendrá sobre el voltaje, los cambios en la concentración de los reaccionantes y productos. 3.2 Reconocerá si una reacción de oxido-reducción es espontánea mediante el signo que presente el voltaje calculado, para una pila donde se produzca dicha reacción. 3.3 Establecerá la ecuación para el cálculo del voltaje de una pila, que se encuentran en condiciones de concentración diferentes a las estándar.

2 3.4 Establecerá la relación existente entre el voltaje en condiciones estándar y la constante de equilibrio de una reacción redox utilizando la ecuación de Nernst. 3.5 Reconocerá que una de las aplicaciones de las pilas es la determinación del valor de la constante del producto de solubilidad midiendo el voltaje en una celda de concentración. 4.1 Establecerá que tipo de proceso es el que ocurre en una electrólisis. 4.2 Determinará en un proceso electrolítico mediante las leyes de Faraday, la relación que hay entre la cantidad de electricidad que pasa por la celda y las cantidades de sustancias producidas, por oxidación y reducción en los electrodos. 4.3 Reconocerá las aplicaciones más importantes de las celdas electrolíticas, por ejemplo la galvanoplastia. PROBLEMAS PROPUESTOS 1. Haga un diagrama de las siguientes celdas, en cada caso: escriba la ecuación balanceada para la reacción que se produce en forma espontánea y calcule el potencial estándar de la celda. Indique la dirección del flujo de electrones, el ánodo, el cátodo y la polaridad (+ ó -) de cada electrodo. Suponga que en cada una de las celdas el circuito se completa con un alambre y un puente salino. a) Una tira de cobre está sumergida en una solución 1,0 M de Cu 2+ y una tira de oro está sumergida en una solución 1 M de Au 3+. b) Una lámina de aluminio está sumergida en una solución 1,0 M de Al 3+ y una lámina de cobre está sumergida en una solución 1,0 M de Cu 2+. c) Una tira de cromo está sumergida en una solución 1,0 M de Cr 3+ y una de plata en una solución 1,0 M de Ag +. R: a) 2Au Cu 2Au + 3Cu 2+ Eº = 1,163 V Au, cátodo (+) y Cu, ánodo (-) b) 2Al + 3Cu 2+ 2Al Cu Eº = 1,997 V Al, ánodo (-) y Cu, Cátodo (+) c) Cr + 3Ag + Cr Ag Eº = 1,54 V Cr, ánodo (-) y Ag, cátodo (+)

3 2. En cada una de las celdas electroquímicas siguientes, escriba la ecuación correspondiente y diga cuáles reacciones son espontáneas y cuáles no. SIGNO F.E.M. Ni / Ni ++ // Pb ++ / Pb + Pt / Fe 2+, Fe 3+ // Cu 2+ / Cu - Ag / AgCl(s), Cl - // I -, AgI(s) / Ag - R: a) Ni + Pb 2+ Ni ++ + Pb espontánea b) 2Fe 2+ + Cu 2Fe 3+ + Cu no espontánea c) AgI + Cl - AgCl + I - no espontánea 3. Haga la representación esquemática de las celdas electroquímicas cuyas reacciones se dan a continuación y calcule sus respectivos potenciales estándar. a) Fe 2+ (ac) + Ag + (ac) Fe 3+ (ac) + Ag (s) b) H 2(g) + Cl 2(g) 2H + (ac) + 2Cl - (ac) c) 2AgBr (s) + H 2(g) 2Ag (s) + 2H + (ac) + 2Br - (ac) R: a) Pt / Fe 2+, Fe 3+ // Ag + / Ag E 0 = 0,029 V b) Pt, H 2 / HCl / Cl 2, Pt E 0 = 1,36 V c) Pt, H 2 / HBr, AgBr / Ag E 0 = 0,10 V 4. Calcule el potencial o fuerza electromotriz (f.e.m) y G, para cada una de las siguientes celdas a 25 ºC. a) Zn / Zn 2+ (0,01 M) // Ag + (0.03 M) / Ag b) Cd / Cd 2+ (0.0 1 M) // Cd 2+ (0,10 M) / Cd c) Pt / Fe 2+ (0,10 M), Fe 3+ (0,30 M) // Cr 2 O 7 = (0,20 M), Cr 3+ (0,01 M), H + (0,1 M) /Pt

4 d) Pt, H 2 (1 atm) / H + (1,0 M) // Cu 2+ (1.0 M) / Cu e) Pb / PbSO 4 (s), SO 4 = (0,2 M) // Cu 2+ (0,1 M) / Cu R: a) 1,53 V, -295,3 KJ b) 0,0295 V, -5,69 KJ c) 0, 426 V, -246,6 KJ d) 0,337 V, -65,0 KJ e) 0,643 V, -124,1 KJ 5. Haga la representación esquemática de la celda, calcule su potencial y G, de acuerdo a las siguientes reacciones en las condiciones que se especifican a continuación a 25 ºC. a) Zn(s) + 2H + ( ) Zn 2+ (3,0 M) + H 2 (g) (5,0 atm) b) Cu(s) + 2Ag + ( M) Cu 2+ ( M) + 2Ag(s) c) 2MnO 4 - (0,10 M) + 16 H + (4,0 M) + 10 Cl - (4,0 M) 2Mn 2+ (0,01 M) + d) Sn 2+ (0,01 M) + N i (s) Sn(s) + N i 2+ (2,0 M) 5Cl 2 (g) (8atm) + 8H 2 O R: a) Zn / Zn 2+ (3,0M) // H + (10-3 M) / H 2 (5,0 atm), Pt, 0,551 V, -106,3 KJ c) Pt, Cl 2 (8,0 atm) / Cl - (4,0 M) // MnO 4 - (0,10 M), Mn 2+ (0,01 M), H + (4,0 M) / Pt 0,228 V, -220 KJ 6. Calcule Gº y K a 25 ºC para las siguientes reacciones: a) Sn 4+ (ac) + 2 Fe 2+ (ac) Sn 2+ (ac) + 2 Fe 3+ (ac) b) Cu (s) + 2 Ag + (ac) Cu 2+ (ac) + 2 Ag (s) c) Sn 4+ (ac) + 2 Ag (s) + 2 Cl - (ac) Sn 2+ (ac) + 2 AgCl (s) Cuáles de las reacciones son espontáneas en la forma que se encuentran escritas? R: a) 120 KJ, , no espontánea, b) -89,4 KJ, , espontánea c) 13,9 KJ, 3,6.10-3, no espontánea

5 7. A partir de los siguientes valores de Eº a 25 ºC, calcule Ksp para el sulfuro de cadmio, CdS. Cd 2+ (ac) + 2e - Cd (s) Eº = -0,403 V CdS (s) + 2e - Cd (s) + S 2- (ac) Eº = -1,21 V R: 4, A partir de la siguiente información, calcule el Ksp del AgBr. AgBr (s) + e Ag (s) + Br - (ac) Eº = 0,07 V Ag + (ac) + e Ag (s) Eº = 0,80 V R: 4, a) Escriba la reacción que ocurre en la celda que se indica a continuación: Pt,H 2 / H + (ac) // Cl - (ac), AgCl(s) / Ag b) Si el potencial es 0,660 V, la presión de hidrógeno 1,0 atm y [Cl - ] = M. Cuál es el ph de la solución acuosa ácida? R: a) 2AgCl(s) + H 2 (g) 2Ag(s) + 2Cl - (ac) + 2H +, b) 4, Un electrodo de hidrógeno se sumerge en una solución 0,10 M de ácido acético (CH 3 COOH, Ka = ), este electrodo se conecta a otro formado por un clavo de hierro sumergido en una solución acuosa 0,20 M de FeCl 2 Cuál es el potencial de la celda, si P H 2 = 1,0 atm? R: 0,29 V

6 PONTECIALES ESTÁNDARES A 25ºC

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