EXERCICIS RESOLTS D'ELECTROQUÍMICA

Transcripción

1 EXERCICIS RESOLTS D'ELECTROQUÍMICA EXERCICI 1.- Fabriquem una pila redox amb un elèctrode alumini/ió alumini(iii) i un elèctrode ferro/ió ferro(ii), units per un fil conductor i un pont salí. Escriu l equació igualada de la reacció que es produeix espontàniament, en condicions estàndard, justificant qui actua com a càtode i qui com a ànode i calcula la seva f.e.m. estàndard. Quina seria la f.e.m d aquesta pila si les concentracions dels ions alumini(iii) i ferro(ii) fossin respectivament 1,5 i 1, M? Calcula la constant d equilibri del procés i explica el seu significat. Potencials estàndard reducció: alumini(iii)/alumini = - 1,66 V; ferro(ii)/ferro = - 0,44V Per conèixer quina reacció es produeix, estudiarem els seus potencials estàndard de reducció: Al + + e Al ; Eº = - 1,66 V Fe + + e Fe ; Eº = - 0,44 V L elèctrode que tingui major potencial de reducció serà el que es reduirà, l altre s haurà d oxidar. Al nostre cas té major potencial de reducció el ferro(ii) serà el que es reduirà, l alumini s oxidarà. Per igualar les càrregues haurem de multiplicar per la de l alumini i per la del ferro: ( Fe + + e Fe ) Reacció de reducció. Càtode. Pol positiu ( Al Al + + e ) Reacció d oxidació. Ànode. Pol negatiu Reacció total: Al + Fe + = Al + + Fe. Per trobar la f.e.m. estàndard aplicarem el conveni que aquesta serà el potencial estàndard de reducció de qui fa de pol positiu menys el potencial estàndard de reducció de qui fa de pol negatiu: ΔEº = Eº + - Eº - = - 0,44 (-1,66) = 1, V com la f.e.m. estàndard és positiva es confirma que el procés és espontani. Si la f.e.m. fos negativa voldria dir que la reacció és espontània en l altre sentit És possible que algú conegui un altre conveni pel càlcul de la f.e.m. A aquest altra conveni es calcula com a la suma algebraica del potencial de reducció del pol positiu més el potencial d oxidació del negatiu. Tots dos convenis són aplicables, però no es poden mesclar. Si les concentracions no són les estàndard, per fer els càlculs haurem de fer servir l equació de Nernst ΔE = ΔEº " n + [ Al ] [ Fe + ] = 1, " 6 (1,5) (1,0?10 " ) = 1,1V la pila continua essent espontània, encara que no tant com anteriorment, la f.e.m. disminueix. El sistema arribarà a l equilibri quan la f.e.m. sigui 0, és a dir ΔE = 0. Si imposem aquesta condició tindrem: 0 = ΔE = ΔEº " Kc 6 Kc = 14 Kc = Kc seria molt gran, això vol dir que els productes són molt més presents que els reactius que l equilibri està totalment desplaçat cap els productes. La reacció gairebé és una reacció total.

2 EXERCICI.- Disposem d'una siderita (carbonat de ferro (II)) i volem aclarir la seva qualitat com a matèria primera a l'obtenció del ferro. Pels procediments adients dissolem,986 g del mineral, obtenint-se 500,0 ml de dissolució d'ió ferro (II) que és oxidat a ió ferro (III) per l'acció del dicromat de potassi (formant-se ió crom (III)). A l'oxidació total de 50,00 ml de la dissolució de ferro (II) anterior consumim 6,5 ml de dicromat de potassi 0,05 N de f = 1,0. Determinar: a) la riquesa en ferro del mineral b) la riquesa en siderita del mineral c) els grams de dicromat de potassi necessaris per preparar 5,00 L de la dissolució anterior. a) Les reaccions són: Fe + Fe e Oxidació Cr O H e Cr + + H O Reducció Cr O H Fe + Cr Fe + + H O Reacció total Aquestes determinacions es fan de forma anàa a les volumetries àcid-base, recordant que la reacció i l indicador han d ésser de reacció redox. La principal diferència estarà en que a les reaccions redox els equivalents es defineixen respecte al nombre d electrons intercanviats. equivalents de Fe + - = equivalents de Cr O V N = V' N' f ; 50, N = 6,5 10-0,05 1,0 N = 0,01 eq Fe + /L + + 0,01eq Fe 55,85 g Fe 0,500L = 0,5 g Fe + = 0,5 g Fe + L 1eq Fe 0,5 g Fe % Fe = = 5,4 % Fe,986 g totals b) Si tot el ferro està com a siderita podem escriure 0,5 Fe 55,85 g Fe FeCO 115,85 g FeCO g Fe = 1,5 g FeCO Fe FeCO 1,5 g FeCO % FeCO = 100,986 g totals = 5,6 % FeCO c) Per determinar la quantitat de dicromat de potassi farem: 5,00 L dis 0,05 eq K L dis Cr O 94, g K Cr O 6electrons 1eq K Cr O = 1,5 g K Cr O

3 EXERCICI.- Fem reaccionar gas clor amb una dissolució d'ions manganès (II). a) demostrar si els ions manganès (II) es transformaran en manganès metàllic, diòxid de manganès o ió permanganat. Raonar la resposta suposant que la reacció es realitza en condicions estàndard. b) mantenint la resta de condicions en els seus valors estàndards, fem que el ph sigui 1,00. Què succeeix en els anteriors processos? Raonar la resposta a) A les taules de potencial estàndard trobem: (1) Cl + e Cl - E 0 = 1,6 V () MnO H e Mn H O E 0 = 1,51 V () MnO + 4 H + + e Mn+ + H O E 0 = 1,V (4) Mn + + e Mn E 0 = - 1,18V Per resoldre el problema podem formar totes les piles que es podrien construir amb aquestes semipiles, i trobar la que complint la condició de l enunciat: que els ions manganès(ii) i el gas clor estiguin com a reactius, sigui espontània. (1) i () MnO Cl H + Mn Cl + 8 H O ; ΔE 0 = 1,51-1,6 = 0,15 V el procés és espontani, però el manganès (II) i el clor estan com a productes, i no com a reactius, tal com demana l'enunciat (1) i () Mn + + Cl + H O MnO + Cl H + ; ΔE 0 = 1,6-1, = 0,1 V el procés és espontani i el manganès (II) i el clor estan com a reactius i es produeix MnO (1) i (4) Cl + Mn Mn + + Cl - ; ΔE 0 = 1,6 - ( - 1,16 ) =,54 V el procés és espontani, el clor està com a reactiu, com demana l'enunciat, ara bé el manganès (II) apareix com a producte i no com reactiu. La pila (1)-() és la que ens dona la reacció espontània entre el gas clor i l'ió manganès (II) b) Si el ph és 1,0 la concentració de protons és 1, La pila (1)-(4) és independent del ph La pila (1)-() es modificarà:

4 ΔE = ΔE 0 - n + 5 [ Mn ][ Cl ] [ ][ ] [ ] = 0,15! ( ) =!! ! 1 16 MnO Cl H ,06 V Continuarà essent espontani, però amb una FEM més petita, és a dir, disminueix l'espontaneïtat La pila (1)-() també es modificarà! + 4 [ Cl ] [ H ] ΔE = ΔEº - + n [ Cl ][ Mn ] = 0,1! 10! 1 4 ( ) = 0,5 V Continuarà essent espontani, però amb una FEM més gran, és a dir, augmenta l'espontaneïtat Un altre forma de plantejar el problema seria: (1) Cl + e Cl - E 0 = 1,6 V () MnO H e Mn H O E 0 = 1,51 V i volem saber si el clor(g) reacciona amb l ió manganès(ii), per formar permanganat. Si imposem que el clor i el manganès(ii) es trobin com a reactius, l equació (1) hauria d ésser la de reducció i la deixarien com està, mentre que la () hauria d ésser d oxidació i la escriuríem al revés. Una vegada igualada seria: 5 Cl + Mn H O = MnO Cl H + La FEMº de la pila serà: ΔEº = Eº CÀTODE - Eº ÀNODE = 1,6 1,51 = - 0,15 V < 0 Com és negativa el procés no és espontani (1) Cl + e Cl - E 0 = 1,6 V () MnO + 4 H + + e Mn + + H O E 0 = 1,V el procés clor + manganès(ii) per produir MnO seria: Cl + Mn + + H O = Cl - + MnO + 4 H + ΔEº = Eº CÀTODE - Eº ÀNODE = 1,6 1, = 0,1 V > 0 Procés espontani (1) Cl + e Cl - E 0 = 1,6 V (4) Mn + + e Mn E 0 = - 1,18V i finalment el procés clor + Mn(II) no seria possible ja que tots dos processos són de reducció

5 EXERCICI 4.- Per determinar si una mostra d'un mineral de ferro és òxid de ferro (II), òxid de ferro (III), u òxid doble de ferro (II) i ferro (III) ( Fe O 4 o FeOFe O ), es dissolt un pes de 0, g de la mostra, a la dissolució obtinguda reduïm tot l ió ferro(iii) present a ió ferro(ii), i aquest es valora amb una dissolució 0'099 N de dicromat de potassi, de la qual es necessiten 4,40 ml per a la total valoració del ferro (II). a) escriu la reacció redox del procés b) determina de quin òxid es tracta. a) Reduïm tot l'ió ferro (III) a ió ferro (II) i el valorem amb el dicromat Fe + + Cr O - Fe + + Cr + 6( Fe + Fe + + 1e ) Cr O H + + 6e Cr + + H O Cr O Fe H + Cr Fe + + H O b) equivalents de Cr O - = equivalents de Fe +! 4, ,099eqCrO 1eq Fe 55,85 g Fe L = 0, g Fe! + L 1eqCr 1eq Fe O 0, g Fe el % de ferro a la mostra és 100 = 69,6 % de Fe 0, g totals Si comparem aquest valor de riquesa de l òxid, determinada experimentalment, amb els valors que correspondrien, teòricament, a cadascun dels òxids tindrem 55,85 g Fe % de ferro al FeO = 100 1,85 g FeO =, % de Fe, no podria ésser 55,85 g Fe % de ferro al Fe O = , g FeO = 69,94 % de Fe, podria ésser 55,85 g Fe % de ferro al Fe O 4 = 100 1,55 g Fe O =,8 % de Fe no podria ésser El resultat més coincident és el del Fe O, aquest seria l òxid que tenim. 4