LCTROQUÍMICA 1. Balancear las siguientes reacciones redox: a) n medio ácido: Hg (l) + Cr O 7 (aq) Hg + (aq) + Cr +3 (aq) b) n medio básico: N H 4(aq) + Cu(OH) (s) N (g) + Cu (s) 1. Primero escribimos la ecuación iónica. Hg (l) + Cr O 7 (aq) Hg + (aq) + Cr +3 (aq). Identificamos las especies que cambian su número de oxidación. Las especies que cambian su estado de oxidación son: l Hg y el Cr +6. Hg (l) Hg + (aq) Reacción de oxidación. Sustancia reductora Cr O 7 (aq) Cr +3 (aq) Reacción de reducción. Sustancia oxidante 3. scribimos las hemirreacciones de oxidación y reducción Se realiza el balance en masa y en carga utilizando agua y protones en medio ácido: Hg (l) Hg + (aq) + e 6e + Cr O 7 (aq) + 14 H + Cr +3 (aq) + 7 H O ( Hg (l) Hg + (aq) + e ) 3 6e + Cr O 7 (aq) + 14 H + Cr +3 (aq) + 7 H O 3 Hg (l) + 6e + Cr O 7 (aq) + 14 H + 3 Hg + (aq) + 6e + Cr +3 (aq) + 7 H O 3 Hg (l) + Cr O 7 (aq) + 14 H + 3 Hg + (aq) + Cr +3 (aq) + 7 H O b) n medio básico: N H 4(aq) + Cu(OH) (s) N (g) + Cu (s) 1. Primero escribimos la ecuación. N H 4(aq) + Cu(OH) (s) N (g) + Cu (s). Identificamos las especies que cambian su número de oxidación. Las especies que cambian su estado de oxidación son: l N y el Cu 0. N H 4(aq) N (g) Reacción de oxidación. Sustancia reductora Cu(OH) (s) Cu (s) Reacción de reducción. Sustancia oxidante 3. scribimos las hemirreacciones de oxidación y reducción l balance en masa y en carga, se realiza utilizando hidroxilos y agua en medio alcalino: 4 OH + N H 4(aq) N (g) + 4e + 4 H O (e + Cu(OH) (s) Cu (s) + OH ). 4 OH + N H 4(aq) N (g) + 4e + 4 H O ( e + Cu(OH) (s) Cu (s) + OH ). 4 OH + N H 4(aq) + 4e + Cu(OH) (s) N (g) + 4e + 4 H O + Cu (s) + 4 OH N H 4(aq) + Cu(OH) (s) N (g) + 4 H O + Cu (s). Balancear en medio ácido las siguientes ecuaciones químicas, escribiendo las hemirreacciones correspondientes: Guía de parciales resueltos 1
a) HCO + MnO 4 b) Cl ClO 3 + Cl MnO + CO 1. Primero escribimos la ecuación. HCO (aq) + MnO 4 (aq) MnO (s) + CO (g). Identificamos las especies que cambian su número de oxidación. Las especies que cambian su estado de oxidación son: C + y Mn +7. HCO CO Reacción de oxidación. Sustancia reductora MnO 4 MnO Reacción de reducción. Sustancia oxidante 3. scribimos las hemirreacciones de oxidación y reducción Se realiza el balance en masa y en carga: HCO CO + e + H + 4 H + + MnO 4 + 3e MnO + H O ( HCO CO + e + H + ). 3 ( 4 H + + MnO 4 + 3e MnO + H O ). 3 HCO + 8 H + + MnO 4 + 6e 3 CO + 6e + 3 H + + MnO + H O 5 3 HCO + 5 H + + MnO 4 3 CO + MnO + H O b) Cl ClO 3 + Cl 1. Primero escribimos la ecuación. Cl ClO 3 + Cl. Identificamos las especies que cambian su número de oxidación. 0 La especie que cambia su estado de oxidación es: Cl Cl ClO 3 Reacción de oxidación. Sustancia reductora 3. scribimos las hemirreacciones de oxidación y reducción Se balancea en masa y en carga: Cl Cl Reacción de reducción. Sustancia oxidante 6 H O + Cl ClO 3 + 10e + 1 H + e + Cl Cl 6 H O + Cl ClO 3 + 10e + 1 H + ( e + Cl Cl ). 5 6 H O + 10e + 6 Cl ClO 3 + 10e + 1 H + + 10 Cl 6 H O + 6 Cl ClO 3 + 1 H + + 10 Cl 3. La concentración de iones sulfuro en una solución puede disminuir mediante un proceso de oxidación a S elemental con ácido nítrico. La reacción que tiene lugar es: Guía de parciales resueltos
S + NO 3 S + NO + H O a) scriba las hemirreacciones de oxidación y reducción y la ecuación total balanceada. b) Qué molaridad debería tener una solución de ácido nítrico para que 300 cm 3 de la misma suministraran los protones necesarios para reaccionar con 50g de sulfuro? a) S + NO 3 S + NO + H O () OXIDACIÓN (0) (+5) RDUCCIÓN (+) ( S S + e ) 3 Hemirreacción de oxidación ( 4 H + + NO 3 + 3e NO + H O ) Hemirreacción de reducción 3 S + 8 H + + NO 3 + 6e 3 S + 6e + NO + 4 H O 3 S + 8 H + + NO 3 b) 3 S + 8 H + + NO 3 3.(3,00) 8.(1,01) 96,00 8,08 3 S + NO + 4 H O 3 S + NO + 4 H O 50 g de S. 8,08 g H + / 96,00 g S = 4,1 g H + HNO 3 ácido nítrico 1 mol de ácido nítrico produce 1 mol de H + al ionizarse en medio acuoso. 1,01 + 14,01 + 16,00.3 = 63,0 1molH 1,01gH 1molHNO 3 4,1gH 4,17molesHNO3 1molH [HNO 3 ] = (nºmoleshno 3 ) / (Volumen de solución (L)) = 4,17 moles / 0,3 L [HNO 3 ] = 13,9 M 4. Dado el siguiente diagrama de una : Zn / Zn + (X M) // Cu + (0,1 M) / Cu a) Calcular la diferencia de potencial de la cuando X = 1.10 M, 1.10 4 M y 1.10 6 M. b) Decir para cuál de las tres concentraciones anteriores se obtiene mayor potencial. Datos: Cu + + e Cu (s) º red = + 0,34V Zn + + e Zn (s) º red = 0,76V (º red : Potencial estándar de reducción) a) Zn (s) Zn + + e Oxidación (ánodo) Cu + + e Cu (s) Reducción (cátodo) Cu + + Zn (s) Zn + + Cu (s) n condiciones estándar º = º redcátodo º redánodo º = 0,34V (0,76V) = 1,10V Aplicando la cuación de Nernst para las distintas concentraciones: 0 º: Potencial en condiciones estándar : Potencial. n: Nº de electrones que participan en la reacción redox. 0,059 n Zn Cu [Zn + ] = 1.10 M Guía de parciales resueltos 3
0,059 1 10 M 1,10V 1, 13V 0,1M [Zn + ] = 1.10 4 M 4 0,059 1 10 M 1,10V 1, 19V 0,1M [Zn + ] = 1.10 6 M 6 0,059 1 10 M 1,10V 1, 5V 0,1M a) l potencial de la es de 1,5 V b) Se obtiene mayor potencial con una [Zn + ] = 1.10 6 M. 5. Calcule la masa de cobre que se depositará al hacer pasar 5,0 A a través de una solución de sulfato cúprico durante 100 min. CuSO 4 Cu + + SO 4 Cu + + e Cu Hemirreacción catódica 1 mol Cu moles de e 63,55 g 96500C I = q / t q = I. t I: Intensidad (A). q: carga(c) t: tiempo(s) q = 5,0 A (100 min 60 s/min) q = 30000 C g Cu = 30000 C 63,55 g Cu g Cu = 9,88 g ( 96500 C ) Se depositarán 9,88 g de Cu 6. a) Cuántos Coulomb se requieren para depositar un gramo de Cr +3?. scriba la ecuación redox indicando si se trata de una oxidación o una reducción. b) Cuánto tiempo será necesario si se usa una corriente de 0,5A?. a) Cr +3 + 3e Cr Hemirreacción de reducción 1 mol Cr +3 3 moles de e 1 g Cr +3 3. ( 96500 C ) = 5568 C 51,99 g Cr +3 b) I = q / t I: Intensidad (A). q: Carga (C). t = q / I = 5568 C / 0,5A = 7 s t: Tiempo (s). 7 s 1 hora / 3600 s = 6, horas. 7. Una solución de CuSO 4 electrolizada durante 8 horas produce 100 g de cobre metálico. a) scribir las reacciones que ocurren en el ánodo, en el cátodo y la global. b) Cuál es la intensidad de la corriente que circula por la celda?. c) Cuál es el volumen en CNPT de oxígeno gaseoso que se desprende en el ánodo?. a) CuSO 4 Cu + + SO 4 Guía de parciales resueltos 4
( Cu + + e Cu ). Hemirreacción catódica (reducción) H O O + 4e + 4 H + Hemirreacción anódica (oxidación) Cu + + H O Cu + O + 4 H + Reacción global b) Cu + + e Cu Hemirreacción catódica 1 mol Cu moles de e 100 g Cu ( 96500 C ) = 303698 C 63,55 g Cu t = 8 h 3600 seg / 1 h = 8800 seg I = q / t = 303698 C / 8800 s I = 10,54 A c) H O O + 4e + 4 H + Hemirreacción anódica 4 moles de e 1 mol O (g) 303698 C,4 L de O (g) ( en CNPT ) = 17,6 L de O (g) ( en CNPT ) 4 (96500 C ) 8. Considerar las siguientes celdas: A. Co /Co + (0,15M) // Fe + / Fe (0,68M) B. Fe / Fe + (0,87M) // H + (1M), H (1atm) / Pt C. Zn / Zn + (0,10M) // Zn + (1,00M) / Zn a) scriba las hemirreacciones de oxidación y reducción y la ecuación total balanceada para cada una de ellas. b) Cuáles de las celdas procederán espontáneamente? Datos: º H+/H = 0,00V ; º Fe+/Fe = 0,44V; º Zn+/Zn = 0,76V ; º co+/co = 0,8V a) A Co Co + + e Hemirreacción de oxidación (Ánodo) Fe + + e Fe Hemirreacción de reducción (Cátodo) Co + Fe + Co + + Fe cuación total balanceada B Fe Fe + + e Hemirreacción de oxidación (Ánodo) H + + e H Hemirreacción de reducción (Cátodo) H + + Fe Fe + + H cuación total balanceada C. Zn Zn + (0,10M) + e Hemirreacción de oxidación (Ánodo) Zn + (1,00M) + e Zn Hemirreacción de reducción (Cátodo) Zn + (1,00M) Zn + (0,10M) cuación total balanceada b) A. º = º cátodo º ánodo = 0,44V (0,8V) = 0,16V 0 0,059 Co 0,059 0,15M 0,16V 0, 14V n Fe 0,68M B. º = º cátodo º ánodo = 0V (0,44V) = 0,44V 0 0,059 Fe 0,059 0,87M 0,44V 0, 44V n H 1,00M C. º = º cátodo º ánodo = 0,76V (0,76V) = 0,00V Guía de parciales resueltos 5
0 0,059 Zn (0,10M) 0,059 0,10M 0,00V 0, 03V n Zn (1,00M) 1,00M b) Son espontáneas B y C. 9. Para la siguiente reacción: Sn + (0,10M) + Fe +3 (0,15M) Sn +4 (5.10 M) + Fe + (0,10M) a) scriba las hemirreacciones. b) Cuál es el potencial de la celda?. Datos: º Sn+4/Sn+ = 0,14V ; º Fe+3/Fe+ = 0,77V a) Sn + Sn +4 + e Hemirreacción de oxidación (anódica) ( Fe +3 + 1e Fe + ). Hemirreacción de reducción (catódica) Sn + + Fe +3 Sn +4 + Fe + b) º celda = º cátodo º ánodo = 0,77V 0,14V = 0,63V celda 0 celda 0,059 n Sn Sn 4 Fe Fe 3 0,63V 0,059 5 10 M 0,10M 0,10M 0,15M celda = 0,65V 10. Calcule el valor de la constante de equilibrio, K a 5ªC para la siguiente reacción. º cu+/cu = 0,51V; º PtCl6 / PtCl4 = 0,68V Cu + PtCl 6 Cu + + PtCl 4 + Cl Primero se escriben las hemirreacciones: Cu Cu + + 1e Hemirreacción anódica (oxidación) e + PtCl 6 Luego se suman las hemirreacciones: PtCl 4 + Cl Hemirreacción catódica (reducción) (Cu Cu + + 1e) e + PtCl 6 PtCl 4 + Cl Cu + PtCl 6 PtCl 4 + Cl + Cu + Se calcula el º celda º celda = º cátodo º ánodo = 0,68V (0,51V) = 0,16V l valor de º celda se emplea para el cálculo de la constante de equilíbrio K: ln K = nf º celda RT Reemplazando: k = e 1,4 ln k = 96500J/V.mol 0,16V =1,4 8,34 J/mol.K 98 K k =,4 10 5, a 5 ºC Guía de parciales resueltos 6
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