Fe Cu Cu Fe E V. Zn Zn + 2e oxidació + 2H + 2e H reducció. CO + H O CO + 2H + 2e oxidació. Fe O + 6H + 6e 2Fe + 3H O reducció

Transcripción

1 UNITAT 6 PILES I CEL LES ELCTROLÍTIQUES 1. Zn reductor i HCl oxidant + Zn Zn + e oxidació + H + e H reducció CO reductor i Fe O oxidant + CO + H O CO + H + e oxidació Fe O + 6H + 6e Fe + H O reducció + c) Na reductor i H O oxidant + Na Na + e oxidació H O + e H + OH reducció d) HCl reductor i MnO oxidant Cl Cl + e oxidació MnO + 4H + e Mn + H O reducció + +. Cu + Cu + e E =,77V + Fe + 1e + Fe E =,4V = 1,11 Fe Cu Cu Fe E V e - Cu V Pt Cl - K + NO - Cu + Fe + Fe + NO -

2 . + Zn Zn + e + Ag + 1e Ag Ag Zn Zn Ag Zn (ànode) polaritat negativa (-) Ag (càtode) polaritat positiva (+) c) E = 1, 56V 4. E =,76V V=,76V perd,7 g de massa 5. El potencial de reducció més gran és el de la plata, per tant l ió plata es redueix i el zinc metall s oxida. Es produeixen els següents processos: + Zn Zn + e + Ag + 1e Ag Per tant no es pot muntar la Zn + + Ag Ag + + Zn El potencial de reducció més gran és el del coure, per tant l ió coure es redueix i el zinc metall s oxida. Es produeixen els següents processos: Zn + Zn + e + Cu + e Cu Per tant es pot muntar la + + Cu + Zn Zn + Cu E =,4 V +,76 V= 1,1 V

3 e - Zn V Cu Làmines de Cu i de Zn Solucions de Zn(NO ), Cu(NO ), KCl Cl - K + Material: dos vasos de precipitats, pont salí i fil conductor. NO - Zn + Cu + NO - 6. Omplir dos vasos de precipitats un d ells amb una solució de sulfat de plom i s introdueix una làmina de Pb i en l altre vas de precipitats una solució de sulfat de zinc i s introdueix una làmina de Zn. S uneixen els elèctrodes amb un fil conductor i es connecten les solucions aquoses de PbSO 4 i ZnSO 4 amb un pont salí de NaNO. Zn + Zn + e + Pb + e Pb 7. E =,1 V +,76 V=,6 V + Fe Fe + e + Ag + 1e Ag 1mol Fe,1 mol e, 5 mol e + + = mol Fe + (1mol +, 5 mol) Fe = = 1, 5 M 1L + 1mol Ag,1 mol e =,1 mol Ag 1mol e + + (1mol,1 mol) Ag = =,9 M 1L E =,8 V +, 44 V= 1, 4 V

4 8. La resposta correcta és la d Zn Zn + e + Ag + 1e Ag Ag Zn Zn Ag E =,8 V +,76 V= 1,56 V 1. Al +, Fe +, Sn +, Cl, MnO 4 Al + e Al Fe + e Fe Sn + e Sn Cl e + Cl MnO + 8H + + 7e Mn + + 4H O Sn (s) Sn + (aq) Cl (g) Cl - (aq) Pt (s) (Pt) Cr O 7 - (aq), Cr + (aq) I - (aq) I (s) (Pt) E = E càtode E ànode E = E ( Cu / Cu) E ( Co / Co) + +,6 =,4 E ( Co / Co) E ( Co + / Co) =,8V El El Mn + Ce + c) La Ag + i el Mn +

5 14. El procés que té lloc segons els potencials de reducció és el següent: Zn + Zn + e + Cd + e Cd No té lloc, el procés contrari és el que es produeix Aquest procés es produeix. c) No es produeix les dues substàncies es reduirien. d) Sí es produeix. + Cd Cd + e E =,4V + + = H e H E V 15. Pt (ànode) pol negatiu(-) Ag(càtode) pol positiu (+) + H H + e ànode + Ag + 1e Ag càtode E = V +,8V=,8V c) ΔG = n E F = mol,8v 965C / mol = 1544 J 16. Pt (càtode) pol negatiu(+) Sn(ànode) pol positiu (-) Els electrons es mouen de l ànode al càtode. + Sn Sn + e E =,14V Br + e Br E = 1,6V E = E càtode+ E ànode= 1,6 +,14 = 1, V t = 196,4 h 17. Cd (càtode) pol negatiu(+) Cu (ànode) pol positiu (-) Els electrons es mouen de l ànode al càtode. El més oxidant és el que té més tendència a reduir-se. Per tant, el catió més oxidant és el que té el potencial de reducció més gran. El Cd +. c) t = 771,9 h

6 18. Cl + e Cl I e + I Pb + + e Pb Mg + + e Mg Oxidant més fort Cl c) Reductor més fort d) El Cl i el I Mg + + Pb Pb + e Cl + e Cl Cl Pb Pb Cl Pb Pb + e I + e I I Pb Pb I Oxidant MnO 4, reductora Fe + MnO + 8H + 7e Mn + 4 H O reducció ( càtode) Fe Fe + e oxidació ànode 1 ( ) MnO + 8H + 7Fe 5Fe + Mn + 4H O recció global La reacció que té lloc és la següent: + Al Al + e + Cu + e Cu Al Cu Al Cu Per tant Al + Cu( NO) no reacciona 1.. Observant els potencials estàndard de reducció deduïm que el Zn és un metall més fàcilment oxidable que el coure ( E més petit). Per tant la reacció redox que es produirà en el vas de precipitats serà.

7 Zn + Zn + e + Cu + e Cu Zn + Cu Cu + Zn + + La làmina de Zn es recobreix d una capa vermellosa que és el Cu. I la solució anirà perdent la coloració blava (de forma gradual) fins que es quedi incolora degut a que l ió Cu + desapareix de la solució i es forma l ió Zn +. Zn V e - Cu Cl - K + NO - Zn + NO - Cu + c) E =,6 V +,76 V= 1,1 V El càtode és l elèctrode que presenta un valor més gran del potencial de reducció i en ell té lloc la reducció. Per tant el càtode serà: + Cu ( aq) + e Cu ( s). Els processos que tenen lloc són: L oxigen gasós es dissol a l aigua. Aquesta dissolució entra en contacte amb el ferro Es produeix una reacció redox: el ferro s oxida a Fe(II) i l oxigen dissolt es redueix a aigua. Si la reacció entre l oxigen i el metall (corrosió) es produís en una, el potencial de la cel la seria: E = E càtode E ànode = E (O / H O) E (M n+ / M) Segons l equació: ΔG = n F E, quan E és positiu tenim una variació d energia lliure negativa i el procés és espontani. Per tant, tots els metalls donats (Zn, Ni, Fe i Ag) són susceptibles de ser corroïts donat que el potencial estàndard de reducció de l espècie que es redueix (l O ) és més gran que el de l espècie que s oxida (el metall). El metall que tingui el potencial estàndard de reducció

8 més petit és el que donarà un potencial de cel la (E ) més gran i és el que tindrà més facilitat per a dur a terme el procés de corrosió. Amb les dades de la taula, el Zn és el metall amb més facilitat per a dur a terme el procés de corrosió.. Cr + e Cr + ( aq) ( s) q= I t= 1,5 7= 45C 1mol e 1mol Cr 5g Cr 45 C =,77 gcr 965C mole 1molCr 4. Cl Cl + e ( aq) ( g ) + Ni ( aq) + e Ni ( s) + Ni ( aq) + Cl ( aq) Cl+ Ni NiCl Cl+ Ni q= I t = 5 18 = 9C 1mol e 1mol Cl 965C mole 9 C =, 47 mol V,47,8 = = 1,156 L 1 5. Cl Cl + e ( aq) ( g ) + Au ( aq) + e Au ( s) Au + 6Cl Cl + Au + ( aq) ( aq) AuCl Cl + Au c) 1 àtoms Au 1 molèculescl 6.

9 Cl Cl + e ( aq) ( g ) Na + 1e Na + ( aq) ( s) Na + Cl Cl + Na + ( aq) ( aq) NaCl Cl + Na q= I t= 6= 18C 1mol e 1mol Na g Na 18 C =,57 g 965C 1mole 1molNa c) 1mol e 1mol Cl 965C mole 18 C =, 56 molcl V,56 8,1 98 = = 5 1, m Cl 7. + Cu ( aq) + e Cu ( s) 9,78 1 e 15681,5C 8. Cl Cl + e ( aq) ( g ) + Mg ( aq) + e Mg ( s) + Mg ( aq) + Cl ( aq) Cl+ Mg MgCl Cl + Mg t =6657,6s 1,8 h V =5,61 m 9. Au + e Au + ( aq) ( s) V =,5cm 19, gau 1molAu mole 965C 1cm 197 g Au 1mol Au 1mol e,5 cm = 1418,1 q 1418,1 t = = = 45, s I,5 C

10 . Ag + 1e Ag + ( aq) ( s) + Cu ( aq) + e Cu ( s) 1mol Ag 1mol e 965 C 1 gag = 17,16C 17,9 gcu 1molAg 1mole 17,16 t = = 566,1 s 1mol Ag 1mol e 1mol Cu 6,5g Cu 1 gag =,5 gcu 17,9 gcu 1molAg mole 1molCu 1. + Cu ( aq) + e Cu ( s) t = 6,8h 6mol e. 1a cel la a cel la a cel la Ag + + 1e Ag Cu + + e Cu Au + + e Au HO 1/O + H + + e Cl Cl + e 1mol Ag 1mol e 1mol Cu 6, 1 àtoms Cu 5, 4 g Ag = 1, ,9,5 gag 1molAg mole 1molCu àtomscu 1mol Ag 1mol e 1mol Au 197g Au 5, 4 gag =, 9 gau 17,9,5 gag 1molAg mole 1molAu. + Càtode H + e H Ànode HO 1/O + H + e Reacció global HO 1/O + H +

11 1mol H mol e mol e = 1,5 1/mol O mol e mol H mol e =,75 mol O 85 L V = 5, L gasos = 4,8 L 1 L 4. Ànode Cl Cl + e Càtode HO + e H + OH Reacció global HO + Cl H + Cl + OH V = 8,7 m c) 1 Kg NaOH HO+ NaCl H + Cl + NaOH 5. 1a cel la a cel la Ag + + 1e Ag HO + e H + OH 1mol Ag 1mol e 1mol H 17,9 gag 1molAg mole 4,9 gag = 4,17 1 mol V 4 4,17 1 8, , 46 1 m = = 1 6. Càtode es produeix la reducció: n =+ 4 + n Pd + ne Pd 7. Zn + + e Zn Ar = 65,6 u

12 8. HO+ e H + OH ( reducció) 1 HO O+ H + + e ( oxidació) V =, 46 L 9. Ni + + e Ni N A =6,71 4. Ànode Cl Cl + e Càtode HO + e H + OH Reacció global HO + Cl H + Cl + OH HO+ NaCl H + Cl + NaOH 1mol e mol OH 4 C = 9, 1 965C mole moloh 9, 1 OH = =,9 M,1 poh = 1, ph = 1, a cel la a cel la Ag + + 1e Ag Cu + + e Cu c) 1mol Ag 1mol e 965C,6 g 56,6C 17,9 g 1mol Ag 1mole = 56,6 I = =, 5 A 5 ma 18 1mol Ag 1mol e 1mol Cu 6,5g,6 g =,177 gcu 17,9 g 1mol Ag mole 1molCu

13 4. 1mol e 1mol Me 54 C, 8molMe 965C mole = m 18,9 M = = = 65, g / mol n, 8 A ( Me) = 65,u r Càtode es produeix la reducció: Me + + e Me q c) Me + =, 1 19 C 4. HO+ e H + OH (ànode) Cl Cl + e ( càtode) H O + Cl Cl + H + OH HO+ NaCl Cl + H + NaOH,1mol Cl 44. HO+ e H + OH 1 HO O+ H + e + 1 HO O+ H+ HO 1 HO O+ H 86C 45. Pila de combustible: Càtode (semireacció de reducció) H # g H ' aq + e, Ànode ( semireacció d oxidació): O # g + 4 H ' aq + 4 e, H # O l Reacció global: O # g + H # g H # O l

14 Càtode ( o elèctrode d entrada del O ): polaritat positiva (+) Ànode ( o elèctrode d entrada del H ) : polaritat negativa (-) Força electromotriu (FEM) és el E FEM= 1, V Si la reacció global la tenim igualada així: O # g + H # g H # O l H 1 = mol aigua x 85,8 <= >?@ ABCDA = 571,6 kj G 1 = n F E 1 n= 4 mol e G 1 = , = 4, R J = 474,78 kj ε = TU V U =,WXW,XY,RXZ,[ =,8 46. La cullereta ha d actuar de Càtode, ja que la reacció que volem que es produeixi és la reducció de l ió Ag +. Reacció a l elèctrode on hi ha la cullera: Ag ' aq + 1e, Ag(s) t = 6,1 h

15 47. El material que utilitzaria al laboratori per fer l electròlisi de l aigua seria: - Vas de precipitats ( o cubet i dos tubs d assaig. - Dos elèctrodes ( de platí o grafit), fil conductor per connectar els elèctrodes i pinces de cocodril - Pila o font d alimentació - Aigua destil lada Reaccions: Ànode ( semireacció d oxidació): H # O l O # g + 4 H ' aq + 4 e, Càtode ( semireacció de reducció): H # O l + e, H # g + OH, aq V=,456 L 48. Per obtenir una solució que contingui ions Sn + cal oxidar l estany sòlid, Sn. Hem de tenir en compte les substàncies que tenim a la taula. - L ió Cu + : que tenim del sulfat de coure(ii) - L ió Ni + : que tenim del sulfat de níquel(ii) I cal justificar quina de les dues reaccions redox és espontània. Per saber si una reacció és espontània es pot calcular la força electromotriu de la (E ). Si el E >, la reacció redox serà espontània. Calculem el E per a cada procés. Sn s + Cu #' aq Sn #' aq + Cu(s) E = E càtode - E ànode= E (cu + /Cu) - E (Sn + /Sn) =,4- (-,14)=,48 V E >, per tant la reacció redox és espontània.

16 Sn s + Ni #' aq Sn #' aq + Ni(s) E = E càtode - E ànode= E (Ni + /Ni) - E (Sn + /Sn) = -,5- (-,14)= -,11 V E <, per tant la reacció redox no és espontània. No podem utilitzar el sulfat de níquel (II) per formar ions Sn +, ja que la reacció no és espontània. Però si que podem utilitzar el sulfat de coure (II) per formar els ions Cu +. Muntatge experimental de la, reactius i material. - Necessitem dos vasos de precipitats un que contingui una solució de CuSO 4 1M i una altra que contingui una solució de NiSO 4 - Hi col loquem, respectivament una làmina de Cu i una làmina de Ni parcialment submergits (elèctrodes) - Es connecten les làmines mitjançant un fil conductor ( es pot posar un voltímetre) - El circuit es tanca col locant un pont salí: tub que connecta els dos vasos i que conté la solució KNO M. Farà de càtode el que tingui el potencial estàndard de reducció més alt. E (cu + /Cu)> E (Ni + /Cu) Elèctrode de coure: càtode Elèctrode de níquel: ànode Polaritat dels elèctrodes són: Càtode: polaritat positiva (+) Ànode: polaritat negativa (-)