Source: http://not-lagu.com/download/electroquimica-problemas-resueltospdf_5996cfe7dc0d604a44300d19_pdf
Timestamp: 2018-12-15 23:40:48+00:00

Document:
ELECTROQUIMICA-PROBLEMAS RESUELTOS.pdf - Free Download PDF
August 18, 2017 | Author: Julio Tirado Vasquez | Category: Redox, Electrochemistry, Electrode, Valence (Chemistry), Materials
Download ELECTROQUIMICA-PROBLEMAS RESUELTOS.pdf...
QUÍMICA GENERAL PROBLEMAS RESUELTOS
REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN: CONCEPTOS TEÓRICOS BÁSICOS Las reacciones de oxidación-reducción (reacciones redox) son aquellas en las cuales se produce un intercambio de electrones entre los reactivos. El oxidante es todo átomo, molécula o ion que gana o capta electrones en un proceso químico, mientras que el reductor es todo átomo, molécula o ion que pierde o cede electrones en un proceso químico. Estos conceptos de oxidante y reductor no son conceptos absolutos ya que cada átomo, molécula o ion se comportará como oxidante frente a aquellos otros que sean menos oxidantes que él, pero se comportará como reductor si se encuentra con otro que sea más oxidante que él. Ajuste de las reacciones REDOX Los dos métodos más comunes son el método del cambio de valencia, basado en considerar únicamente los elementos que ganan o pierden electrones, y el método del ion electrón, basado en considerar que las reacciones se producen entre los iones presentes en la reacción. Ambos se basan en el hecho que el número de electrones que ceden los agentes reductores debe ser igual al número de electrones que ganan los agentes oxidantes. Para el ajuste de reacciones por cualquiera de ellos se debe determinar en primer lugar el número de oxidación de cada elemento para identificar cuales son los que cambian de valencia. Para ello, lo primero que se ha de tener en cuenta es el hecho que en cualquier compuesto neutro la suma total de los números de oxidación es siempre cero, mientras que en los iones, la suma debe ser igual a la carga del ion. Después, debe seguirse el orden siguiente; a) Los elementos libres tienen valencia 0. b) Los metales alcalinos tienen siempre valencia 1+, y los alcalinotérreos 2+ c) El hidrógeno tiene siempre valencia 1+, excepto cuando forma compuestos binarios con un metal, que tiene valencia 1- (Hidruros) d) El oxigeno tiene siempre valencia 2-, excepto si frente a los anteriores le correspondiera otra, que es 1(Peróxidos) e) Los elementos no metálicos que están presentes en una sal tienen en ella la misma valencia que en el ácido correspondiente. f) Los metales que forman parte de una sal han de tener una valencia tal que haga neutras las moléculas en que se encuentran. (O, si se trata de un ion, igual a la carga de éste) Método del cambio de valencia: Para ajustar una reacción por este me todo se aplican tas siguientes reglas: 1) Se identifican los elementos que pierden electrones (Reductores) y los que los ganan (Oxidantes) 2) Se escriben las ecuaciones electrónicas correspondientes a esta perdida y ganancia de electrones, igualando previamente el nº de átomos de cada elemento presente en las semirreacciones. 3) Se multiplican esas dos semirreacciones por unos coeficientes mínimos tales que nos igualen el nº de electrones ganados al de electrones perdidos. 4) Los coeficientes así obtenidos se colocan en la reacción primitiva, obteniendose luego los coeficientes de las demás sustancias, dejando siempre el del agua para el último lugar. Método del ion-electrón: Las reglas a seguir para el ajuste de reacciones por este método son: 1) Se escriben las reacciones de disociación de los ácidos, bases y sales (Las demás sustancias: óxidos o elementos libres no son electrolitos, por lo que no se disocian) 2) Se escribe la semirreacción de reducción del ion oxidante y la de oxidación del ion reductor, igualando previamente el nº de átomos de cada elemento presente en las semirreacciones. En ellas se iguala el nº de oxígenos añadiendo agua al miembro donde haya defecto de ellos; posteriormente se igualan los hidrógenos añadiendo H+ donde se precisen. Finalmente se añaden los electrones necesarios en el miembro donde haya defecto de cargas negativas para que la reacción quede igualada eléctricamente. 3) Si la reacción tiene lugar en medio básico o neutro nos aparecerán H+ en el segundo miembro y H2O en el primero. Para eliminarlos, se añaden a ambos miembros de la semirreacción que corresponda tantos iones OH- como H+ haya en el segundo miembro. Estos iones OH- con los H+ formarán H2O la cual se simplifica con la existente en el primer miembro. (Esta corrección puede realizarse también una vez conseguida la reacción iónica global, pero sería menos correcto) 4) Se multiplican ambas semirreacciones por los coeficientes mínimos para que el nº de electrones en ambas sea el mismo.
POTENCIAL DE UNA PILA. ECUACIÓN DE NERNST: Donde: - n: Nº de electrones intercambiados en el proceso - F: Faraday = 96486 Culombios - R: Constante de los gases ideales = 8,314 J/mol.ºK - T: Temperatura absoluta a la cual tiene lugar el proceso - E: Potencial de la pila
ELECTRÓLISIS Es el proceso químico producido por la corriente eléctrica sobre los iones. Se realiza por medio del suministro de energía eléctrica una reacción imposible de verificar termodinámicamente de forma espontánea. Al igual que cualquier otro tipo de reacción, tiene lugar “equivalente a equivalente”, teniendo en cuenta que un equivalente de corriente eléctrica es una carga igual a la de un mol de electrones. Nº equivalentes de corriente eléctrica = Nº equivalentes de sustancia obtenida I: Intensidad de la corriente eléctrica t: tiempo g: gramos depositados v : valencia (Nº electrones intercambiados en el proceso) Pm: Masa atómica o molecular de la sustancia liberada LEYES DE FARADAY: 1ª: La cantidad de sustancia separada por una corriente eléctrica es proporcional a la cantidad de corriente que pasa por el sistema 2ª: Las cantidades de diferentes sustancias liberadas por una misma cantidad de electricidad son proporcionales a sus equivalentes químicos
Clasificación de los problemas resueltos sobre ELECTROQUÍMICA Grupo A - PILAS ELECTROQUÍMICAS Grupo B - PILAS DE COMBUSTIBLE y DE CONCENTRACIÓN Grupo C - ELECTROLISIS Grupo D - CONSTANTES DE EQUILIBRIO EN SISTEMAS REDOX
Grupo A- PILAS ELECTROQUÍMICAS A-01 - Escribir las semirreacciones y la reacción neta de la pila Zn ( s ) /Zn 2 + ( ac ) // Cd 2 + ( ac ) / Cd ( s ). Determinar el potencial normal de la pila e indicar el flujo de electrones y los electrodos positivo y negativo
A-02 - Tenemos una pila formada por un electrodo de cobre y otro de cinc sumergidos en una disolución acidulada de sulfato de cobre, por la que pasa una corriente de 10 Amperios durante 1 hora. Determinar: a) El valor de su f.e.m. y cual será el polo positivo. b) Los gramos de cobre que se habrán depositado al cabo de la hora.
A-03 - A partir de los siguientes potenciales estándar de reducción, todos ellos a 298ºK: Eº (H + /H 2 ) = 0 V ; Eº (Cu 2+ /Cuº) = 0,15 V ; Eº (NO 3 -)/NO) = 0,96 V A) Decida cual, de los ácidos H Cl 1M y/o HNO 3 1M oxidará al Cuº hasta Cu 2+ en condiciones de estado estándar B) Escriba las semirreacciones de oxidación y reducción habidas en cada caso, indicando el oxidante y el reductor, así como el potencial del proceso global
A-04 - Para la determinación del producto de solubilidad del sulfuro de zinc se utiliza una pila Daniell: Zn/Zn 2 + //Cu 2 + /Cu. La concentración de Cu 2 + se hace 1 M, mientras que en el ánodo se añade sulfuro sódico hasta que la concentración en iones S 2 - es 1 M y ha precipitado casi todo el zinc. Sabiendo que en esas condiciones el potencial de la pila es 1,78V. Calcular el producto de solubilidad del sulfuro de zinc. Datos: Eº Zn 2 +/ Zn = - 0,76 V y Eº Cu 2 + /Cu = 0,34 V
A-05 - Dada la pila Fe 2 + /Fe 3 + // MnO 4 - /Mn 2 + a) Escribir las reacciones correspondientes a cada electrodo y la reacción total. b) Si todas las concentraciones fueran 0,1 M: calcular el potencial de la pila, indicar cuál seria el electrodo positivo, cuál el negativo y en qué sentido fluirían los electrones en el circuito externo, c) Dibujar un esquema de esa pila y explicar brevemente el papel del puente salino. d) Si la concentración de protones fuera 0,1 M y la de los restantes iones fuera 0,01 M, calcular el potencial de la pila. ¿Se produciría la misma reacción que en el caso anterior? ¿Por qué? Datos: E' (MnO 4 - /Mn 2 + ) = 1,510 V; E'(Fe 3 + /Fe 2 + ) = 0,771 V
A-06 - Dada la pila Fe 2 + /Fe 3 + // MnO 4 - /Mn 2 + a) Escribir las reacciones correspondientes a cada electrodo y la reacción total. b) Si todas las concentraciones fueran 1 M: calcular el potencial de la pila, indicar cuál seria el electrodo positivo, cuál el negativo y en qué sentido fluirían los electrones en el circuito externo, c) Dibujar un esquema de esa pila y explicar brevemente el papel del puente salino. Datos: E' (MnO 4 - /Mn 2 + ) = 1,510 V; E'(Fe 3 + /Fe 2 + ) = 0,771 V
A-07 - Dada la pila Fe 2 + /Fe 3 + // MnO 4 - /Mn 2 + a) Escribir las reacciones correspondientes a cada electrodo y la reacción total. b) Calcular el potencial normal de la pila si la concentración de protones fuera 0,1 M y la de los restantes iones fuera 0,01 M. C) ¿Será espontánea la reacción? Datos: E' (MnO 4 - /Mn 2 + ) = 1,510 V; E'(Fe 3 + /Fe 2 + ) = 0,771 V
A-08 - Se introduce una barra de cadmio en una disolución 1 M de iones Cd 2+ y otra barra de Ag en una disolución 1 M de Ag +. Se conectan eléctricamente ambas y se unen mediante un puente salino. Escribe las reacciones que tienen lugar en cada electrodo, identificando el ánodo y el cátodo, la reacción global de la pila y calcule la FEM de la misma y dibuje un esquema de esta pila identificando cada uno de los elementos que la forman. DATOS. Potenciales normales de reducción: Cd 2+ /Cdº = - 0,40 v ; Ag + /Agº = + 0,80 v
A-09 - Dada la pila: Mg (s) / Mg 2 + ( ac ) (1M) // Cu 2 + ( ac ) (1M) / Cu ( s ) Se pide: a. Escribir las semireacciones y la reacción neta de la pila y determinar el potencial normal de la pila. b. Calcular la concentración de iones Cu 2 + en el equilibrio si se añade un exceso de Mg (s) a una disolución 0,2 M de iones Cu 2 + Datos. Eº Cu 2 + / Cu = 0, 34 V Eº Mg 2 + / Mg = -2,38 V
A-10 - Una pila de “Botón” está formada por dos electrodos uno de Zn/ZnO y otro de Ag/Ag2O y un gel alcalino que actúa como electrolito. Se pide: a) Representar un esquema de la pila indicando que electrodo actúa de cátodo. b) Indique que semireacciones se producen sobre los electrodos y la reacción global en el proceso de descarga. c) Cual es el potencial teórico de la pila. DATOS: Energía libre estandar de formación del ZnO y Ag2O, son respectivamente: /\ Gº ZnO = - 318,2 kJ/mol y /\ Gº Ag2O = -11,2 kJ/mol. F = 96485 Cu.
A-11 - Una pila electroquímica está formada por un electrodo de plata sumergido en una disolución 1 M de Ag+ y otro electrodo de plomo sumergido en una disolución 1M de Pb 2+. A) Escriba las semirreacciones correspondientes a ambos electrodos indicando cual es el ánodo y cual el cátodo, así como la reacción total. B) Determine el potencial normal de la pila así obtenida. DATOS: Potenciales estándar de reducción: Eº Ag+/Agº = +0,80 v ; Eº Pb 2+ /Pbº = -0,13 v
A-12 - El potencial normal para el electrodo de níquel a 25ºC es -0,250 V. Calcular el potencial para una disolución 0,01 M de iones níquel (II).
Grupo B - PILAS DE COMBUSTIBLE Y DE CONCENTRACIÓN B-01 - Si en una pila de combustible sustituimos el hidrógeno por metanol, se tiene una pila que produce la reacción global: CH 3 OH ( l ) + 3/2 O 2 ( g ) —> CO 2 ( g ) + 2 H 2 O
A) Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción que tienen lugar en ambos electrodos de la pila B) Calcule la /\ Gº de la reacción y el voltaje de la pila en condiciones estándar C) Calcule el rendimiento teórico de la pila y los kWh producidos por kmol de metanol consumido en condiciones normales. DATOS Compuesto
/\Hº (kJ/mol)
/\S (J/mol.ºK
CH 3 OH ( l )
CO 2 ( g )
1 kWh = 3,6.10 6 J 1 F = 96485 Culombios
B-02 - Se forma una pila con dos electrodos de hidrógeno introducidos en soluciones 0,1 M de ácido fórmico (HCOOH) y 1,0 M de ácido acético (CH3 - COOH) respectivamente. Se pide: a) La fuerza electromotriz de la pila. b) Explicar razonadamente cuál es e/ polo positivo y cuál el negativo. c) Representar esquemáticamente la pila. DATOS: Ka (HCOOH)=2,1x10 - 4 ; Ka (CH3-COOH) =1,8 x 10 - 5
Grupo C- ELECTROLISIS C-01 - Una célula electrolítica contiene un litro de una disolución de sulfato cúprico. Se hace pasar una corriente de 2 Amperios durante 10 horas, al cabo de las cuales se deposita completamente todo el cobre. ¿Cuál era la concentración molar de la disolución inicial?
C-02 - Tres cubas electrolíticas conectadas en serie contienen sendas disoluciones acuosas de AgNO 3 la primera, Cd(NO 3 ) 2 la segunda y Zn(NO 3 ) 2 la tercera. Se hace pasar una corriente de 10 A durante 2 horas. Determinar la cantidad y naturaleza de las especies desprendidas u obtenidas en cada electrodo de cada cuba. DATOS: Pesos atómicos: Ag = 107,9 ; Cd = 112,4 ; N = 14,0 ; H = 1,0 ; O = 16,0 ; Zn = 65,4 Potenciales normales de reducción: Eº (Ag + /Agº) = + 0,80 v ; Eº (Cd 2 + /Cdº) = - 0,40 v ; Eº (NO 3 - /NO) = + 0,96 v ; Eº ( O 2 / OH - ) = + 0,40 v ; Eº (Zn 2 + /Znº) = - 0,76 v
C-03 - Se hace pasar una corriente de 5 A durante 2 horas a través de una celda electrolítica que contiene CaCl 2 (fundido). . a) Escriba las reacciones de electrodo. b) Calcule las cantidades, en gramos, de los productos que se depositan o desprenden en los electrodos.
C-04 - ¿En cuanto tiempo se depositarán 10 g de cadmio en el cátodo, en una reacción electrolítica de una disolución de sulfato de cadmio, si empleamos una corriente eléctrica constante de 2,5 Amperios?. ¿Que gas y que volumen del mismo, medidos en condiciones normales, se desprenderá en el ánodo en el mismo tiempo?
C-05 - En la electrólisis de una disolución de cloruro sódico en disolución acuosa se produce desprendimiento de (Elija razonadamente la respuesta correcta): a) Cloro en el cátodo y oxígeno en el ánodo b) Cloro en el ánodo e hidrógeno en el cátodo e) Cloro en el ánodo y oxígeno en el cátodo d) Cloro en el cátodo e hidrógeno en el ánodo II) Determine el pH al finalizar la electrólisis de una disolución 1 M de NaCI
C-06 - Para la electrolisis del cloruro sódico fundido, en continuo, se emplea un célula electrolítica Downs con cátodo de hierro y ánodo de carbón, la temperatura del baño es de 800ºC y emplea una corriente continua con un potencial de 7,0 v. Se pide: 1º) Ajustar las reacciones que tienen lugar sobre los electrodos y la reacción global. 2º) Calcular el valor del potencial necesario en condiciones estándar para que se produzca la reacción ¿Cual es el valor de la sobretensión en la célula respecto al potencial estándar y cual es su función ? 3º) Calcular la intensidad de corriente necesaria para obtener 1 tn/día de sodio, considerando que el rendimiento en corriente es del 85% y el volumen en m 3/día, en C.N. de cloro obtenido en las mismas condiciones. 4º) ¿Cuál es la densidad de corriente en la célula si la superficie total de los electrodos es de 2 m 2 ? DATOS: F = 96485 C ; Vmolar = 22,4 L/mol en CN ; Masas atómicas de Na y Cl : 23,0 y 35,5 g/mol. Potenciales estándar de reducción del sodio y del cloro: E0Na= - 2,71 v. y E0Cl = 1,36 v. respectivamente.
C-07 - ¿Qué volumen de gases, medidos en C.N., o pesos de sólidos se obtendrán en cada electrodo de una cuba electrolítica que contiene una disolución acuosa de hidróxido de sodio cuando pasa por ella una corriente de 1000 culombios?
C-08 - Cuando se electroliza en condiciones apropiadas una disolución acuosa de nitrato de plata, se observa que al cabo de una hora se han depositado en el cátodo 8,05 g de plata. Determinar la intensidad de la corriente y el volumen de gas, medido en Condiciones Normales, que se desprenderá en el ánodo. DATOS: Potenciales normales de reducción: NO3 - /NO 2 = + 0,80 v ; NO3 - /NO = + 0,96 v ; Ag + /Agº = + 0,80 v ; O 2 / OH - = + 0,40 v. 1 Faraday = 96485 v ; Pesos atómicos: Af = 107,9 ; N = 14,0 ; O = 16,0
C-09 - El magnesio se obtiene industrialmente por electrólisis del cloruro de magnesio fundido a la temperatura de 750 ºC. a) Calcule los kg de magnesio que se obtienen cuando pasa una corriente de 2.000 A a través de la celda electrolítica durante 10 horas, suponiendo que el rendimiento del proceso es del 88 %. b) ¿Qué‚ volumen ocupa el gas desprendido en la celda anterior medido en condiciones normales?
C-10 - Tenemos dos vasijas, una contiene una disolución de nitrato de plata y la otra, contiene agua acidulada con unas gotas de ác. Sulfúrico. Al pasar una corriente eléctrica simultáneamente a través de ambas disoluciones, en la primera se depositan 0,093 g de plata, mientras que en el cátodo de la segunda se desprenden 9,6 mL de Hidrógeno, medidos en C.N. Determine: a) El peso atómico de la plata b) Qué elementos y en qué cantidad se obtienen en los ánodos de ambas vasijas.
C-11 - Dos cubas electrolíticas conteniendo sendas disoluciones acuosas de nitrato de plata y sulfato de hierro(II) están conectadas en serie. Por ellas pasa una corriente eléctrica durante 12 minutos y en el cátodo de la primera se depositan 0,810 g de plata metálica. Calcule: a) La intensidad de la corriente utilizada. b) El volumen de gas desprendido en el ánodo de la primera, medido en C.N. C) La cantidad de hierro depositada en el cátodo de la segunda
C-12 - Se quiere hacer la electrolisis de una disolución que es 0,3M en Zn 2 + y 0,3M en Cu 2 + . Sabiendo que Eº Cu 2 + /Cu = 0,34V y EºZn 2 + /Zn = -0,76 v, indique: a) Qué metal se depositará primero b) Cuál será la concentración del ión que se deposita en primer lugar cuando comience a depositarse el segundo.
C-13 - Al tratar 20 ml de una disolución de nitrato de plata con un exceso de ácido clorhídrico se forman 0,56 g de cloruro de plata y ácido nítrico. a) ¿Cuál es la molaridad de la disolución de nitrato de plata? b) ¿Cuál será la intensidad de corriente necesaria para depositar por electrolisis la plata existente en 50 ml (le la disolución de nitrato de plata en un tiempo de 2 horas?
C-14 - Se quiere platear una pequeña pieza cúbica de latón de 3 cm de arista. Para ello se coloca la pieza como cátodo en una cuba electrolítica, que contiene una disolución acuosa de un complejo cianurado de plata (Ag(CN) 2 ) en medio alcalino, se cierra el circuito mediante un ánodo inerte y se hace pasar una corriente 1,25A de intensidad, durante 1 h. a) Escriba la reacción de reducción que tiene lugar sobre el cátodo. b) Calcular los gramos de plata que se depositan sobre la pieza si el rendimiento en corriente del proceso electrolítico es del 85%. c) ¿Cuál es el espesor medio de la capa de plata sobre la pieza. d) Considerando que en el ánodo se desprende O 2 . Escriba la reacción que tiene lugar, así como el volumen de O 2 producido en condiciones normales. Datos: Masas atómicas del O y Ag: 16,0 y 107,9 g/mol. Densidad de la plata 10 g/cc. F = 96480 cu. Volumen molar 22,4 L/mol.
C-15 - Se desea, mediante electrolisis, cubrir una superficie metálica de 15 cm 2 con 1 mm de espesor de plata, haciendo pasar una corriente eléctrica de 3,0 Amperios. Calcular la cantidad de electricidad que será necesaria así como el tiempo requerido. DATOS: Densidad de la plata = 10,5 g/cm 3 Faraday = 96487 Culombios/mol Masa atómica de la plata = 107,87
C-16 - A través de 250 mL de una disolución de sulfato de cobre, en la que hay contenidos 0,6 g de cobre, se pasa una corriente de 1,2 amperios. Con estos datos de potenciales de electrodo: E/ (Cu 2 + /Cuº) = 0,34V; E/ (SO 4 2 - / SO 3 2 - ) = 0,17V; E/ H+/H2 = 0,00V; E/(O 2 /H 2 O) =1,23V; F = 96.500C y masa atómica del Cu=63,546, señale las respuestas correctas en las siguientes preguntas: 1ª.- Mientras hay Cu 2 + , en el cátodo y en el ánodo, tienen lugar respectivamente los procesos de: a) Reducción del SO 4 2 - y oxidación del H 2 O b) Reducción del Cu 2 + y oxidación del H 2 O c) Reducción del Cu 2 + y oxidación del SO 3 2 d) Reducción del H + y oxidación del H 2 O 2ª.- Cuando ya no hay Cu 2 + , en el cátodo y el ánodo tienen lugar respectivamente los procesos de: a) Reducción del SO 4 2 - y oxidación del H 2 O b) Reducción del H+ y oxidación del H 2 O c) Oxidación del SO 3 2 - y reducción del H 2 O d) Oxidación del H 2 y reducción del SO 3 2 -
3ª.- El pH de la disolución final, después de que se haya depositado todo el cobre, será: a) 1,12 b) 1,21 c) El mismo que había inicialmente d) Ninguna salida es correcta. 4ª.- El tiempo que deberá estar pasando la corriente para que se deposite todo el cobre, suponiendo que el rendimiento es del 85%, será: a) 1.518 s b) 1.786,6 s c) 759,2 s d) 898,1 s
C-17 - Se hace pasar una corriente de 0,5 A durante 2 horas, a través de 1 litro de disolución de nitrato de plata 0,1 M. Una vez finalizada la electrolisis y sabiendo que la masa atómica de la plata es igual a 107,9 señale el resultado que crea correcto en las siguientes preguntas: (DATOS : Peso atómico: Ag = 107,9; 1 F = 96500 C) 1ª.- El peso de plata que se ha depositado en el cátodo será: a) 10,79 g b) 6,79 g c) 40,2 g d) Ninguna de ellas 2ª- La cantidad de electricidad que se ha consumido en el proceso es: a) 3600 Amperios b) 3600 Culombios c) 0,037 Culombios d) Ninguna de ellas 3ª.- El rendimiento de este proceso de recuperación de plata es: a) 37,31% b) 74,62% c) 40,26% d) Ninguna de ellas 4ª -La concentración de iones plata que queda en la disolución al final será: a) 6,3.10-3 b) 6,3.10-2 c) 6,3.10-1 d) Ninguna de ellas 5ª - El tiempo necesario para que se deposite toda la plata es: a) 12099 s b) 4825 s c) 19300 s d) Ninguno de ellos
C-18 - En el proceso electrolítico de una disolución acuosa ácida se producen hidrógeno y oxígeno. a) Establezca ajustadas las semirreacciones de oxidación y de reducción, señalando el electrodo en el que se producen y la reacción global del proceso. b) Calcule la cantidad de oxígeno, en gramos, que se forma cuando una corriente de 1,5 amperios pasa durante 5 horas a través de la celda electrolítica. c) Calcule el volumen de hidrógeno obtenido durante el mismo proceso, en condiciones estándar.
C-19 - Se pretende depositar Cr metal, por electrolisis, de una disolución ácida que contiene óxido de cromo(VI) CrO 3 a) Escriba la semirreacción de reducción. b) ¿Cuántos gramos de Cr se depositarán si se hace pasar una corriente de 1.10 4 C? c) Cuanto tiempo tardará en depositarse un gramo de Cr si se emplea una corriente de 6 A
C-20 - Para niquelar en baño de sulfato de níquel se emplea una corriente de 15 A. En el cátodo se liberan hidrógeno y níquel, con un rendimiento del 60% respecto a la liberación de este último. Se pide: a) Los gramos de níquel depositados por hora. b) El espesor de la capa de níquel, si el cátodo es una hoja de forma circular, de 4 cm de diámetro, que es niquelada por ambas caras. e) El volumen de hidrógeno que es desprendido por hora, medido en condiciones normales.. DATOS Masas atómicas (g/at-g): H = 1,00; Ni = 58,71 ; Densidad del níquel: 8,9 g/mL;
C-21 - A través de tres células electrolíticas, conectadas en serie, pasan 0,2 F durante un cierto tiempo. Una de las células contiene una sal de plata, otra ion cinc, y la tercera una sal férrica. Admitiendo que solo hay reducción de "ion a metal", ) cuántos gramos de cada metal se depositarán?
C-22 - Calcular el número de toneladas diarias de aluminio que podrán obtenerse de 60 cubas electrolíticas con una mezcla en fusión de óxido de aluminio y criolita (Na 3 AlF 6 ) si cada cuba funciona con una intensidad de 12000 A y el rendimiento catódico de la corriente es del 75%. DATO: Masas atómicas (g/at-g): Al: 26,98;
C-23 - ¿En cuanto tiempo se depositarán 10 g de cobre en el cátodo, en una reacción electrolítica de una disolución de sulfato de cobre, si empleamos una corriente eléctrica constante de 2,5 Amperios?. ¿Sabiendo que en el ánodo se desprende oxígeno, que volumen del mismo, medidos en condiciones normales, se desprenderá en el mismo tiempo?. Datos: Potenciales normales de reducción: Cu 2 + /Cu = + 0,34 v ; O 2 /OH - = + 0,40 v Masas atómicas: Cu: 63,5 ; H = 1,0 ; O = 16,0
Grupo D - CONSTANTES DE EQUILIBRIO EN SISTEMAS REDOX D-01 - Sea la célula Zn/Zn 2+ //Cu2+ /Cu. Calcula: a) la fem de la célula galvánica a 25ºC; b) la función de Gibbs de la reacción; c) la constante de equilibrio una vez alcanzado éste.
D-02 - A partir de la siguiente información:
Pb 2 + ( ac ) + 2e - —> Pb ( s ) PbSO 4 + 2e —> Pb ( s ) + SO 4 2 - ( ac ) ; Eº = - 0,356 V Determinar la Ksp, para el PbSO 4 ( s ) a 25 /C
E/ = - 0,126V
D-03 - Se prepara la pila Sn ( s ) / Sn 2 + (xM)// Pb 2 + (2M)/ Pb ( s ) con una fem de 0,087 V a 25ºC. Se pide: a) El valor del potencial estándar y la reacción neta que tiene lugar b) La concentración de Sn 2 + en la celda c) La constante de equilibrio de la reacción DATOS Eº Pb2+/Pb = - 0,13 V; Eº Sn2+/Sn = - 0,14 v.
D-04 - A una disolución de cloruro de cobre(II) 0,05 M se le añade una lámina de zinc metálico. Calcular el valor de la constante de equilibrio Kc así como las concentraciones de las especies en equilibrio. DATOS: Potenciales normales de reducción: Eº(Zn 2 + /Znº) = - 0,76 v.Eº(Cu 2 + /Cuº) = + 0,34 v.
D-05 - En una pila formada por los electrodos Au + 3 /Au y Tl + 1 /Tl se pide: a) Escribir la reacción global que se produce y determinar el potencial normal de la pila. b) Calcular la variación de energía libre estándar y la constante de equilibrio a 25 / C. c) Calcular E/ de la pila a 25/C cuando [Au 3 + ] = 10 - 2 M y [Tl 1 + ] = 10 - 4 M Datos: E/ Au + 3 /Au y E/ Tl + 1 /Tl son 1,50 V y -0,34 V respectivamente.
D-06 - Una celda voltaica se prepara a partir de las siguientes semiceldas:
Se pide: a) La reacción que tiene lugar en el ánodo b) Escribir la reacción completa y determinar el potencial en condiciones estándar c) Calcular la constante de equilibrio DATOS: Potenciales Normales: Eº(
) = - 0,13 V ; Eº(
) = - 1,18 V
Grupo A- PILAS ELECTROQUÍMICAS A-01 - Escribir las semirreacciones y la reacción neta de la pila Zn ( s ) /Zn 2 + ( ac ) // Cd 2 + ( ac ) / Cd ( s ). Determinar el potencial normal de la pila e indicar el flujo de electrones y los electrodos positivo y negativo RESOLUCIÓN Las dos semirreacciones de esta pila son
y los electrones van desde el electrodo negativo: el ánodo en el cual tiene lugar la oxidación (Zn) al electrodo positivo, el cátodo en el cual tiene lugar la reducción: (Cd) El potencial de la pila es:
Eº = Eº (Cd 2 + ( ac ) / Cd ( s ).) - Eº (Zn 2 + ( ac ) / Zn ( s )).= - 0,40 + 0,76 = 0,36 voltios
A-02 - Tenemos una pila formada por un electrodo de cobre y otro de cinc sumergidos en una disolución acidulada de sulfato de cobre, por la que pasa una corriente de 10 Amperios durante 1 hora. Determinar: a) El valor de su f.e.m. y cual será el polo positivo. b) Los gramos de cobre que se habrán depositado al cabo de la hora. RESOLUCIÓN El ánodo, (polo negativo) es aquel electrodo en el cual se produce la oxidación: Zn —> Zn 2 + + 2 e El cátodo, (polo positivo) es aquel electrodo en el cual se produce la reducción: Cu 2 + + 2 e - --> Cuº por lo que la reacción total de la pila es: Cu 2 + + Znº --> Cuº + Zn 2 + => Znº/Zn 2 +// Cu 2 +/Cuº El potencial normal será:
Eº = Eº (Znº/Zn2+) + Eº (Cu2+/Cuº) = 0,763 + 0,337 = 1,10 v
La cantidad de cobre depositada nos viene dada por la ley de faraday, ya que el número de equivalentes de cobre (g/Peq y el Peq= Patómico/v)siendo la valencia del cobre es el número de electrones intercambiados en su reacción de reducción: 2) ha de ser igual al número de equivalentes de corriente eléctrica (carga total (I.t) dividido entre el valor del Faraday: 96500 Culombios, que es la carga de un mol de electrones: y así:
A-03 - A partir de los siguientes potenciales estándar de reducción, todos ellos a 298ºK: Eº (H + /H 2 ) = 0 V ; Eº (Cu 2+ /Cuº) = 0,15 V ; Eº (NO 3 -)/NO) = 0,96 V A) Decida cual, de los ácidos H Cl 1M y/o HNO 3 1M oxidará al Cuº hasta Cu 2+ en condiciones de estado estándar B) Escriba las semirreacciones de oxidación y reducción habidas en cada caso, indicando el oxidante y el reductor, así como el potencial del proceso global RESOLUCIÓN Las reacciones que tienen lugar son aquellas en las cuales el Cuº se oxide hasta Cu 2+, por lo tanto, y teniendo en cuenta los iones que existen en ambas disoluciones: HCl H + + Cl -
En este caso, el único que puede actuar como oxidante es el H +, el cual si gana un electrón, se reduciría a H 2 pues el ion cloruro Cl -, no puede actuar como oxidante ya que el Cloro tiene completa su última capa electrónica
HNO 3 H + + NO 3 - En este caso, pueden actuar como oxidantes ambos iones: el H + puede reducirse a H 2 mientras que en el caso del NO 3 - puede actuar como oxidante, ya que el N puede ganar electrones para reducir su número de oxidación (valencia) desde 5+ hasta 4+ (formaría NO 2 ), o bien a 2+ (formaría NO) e incluso más Para determinar si estos procesos pueden tener lugar o no, comparamos sus potenciales estándar de reducción, y así en este caso podrán oxidar al Cuº hasta Cu 2+ , todos aquellos sistemas cuyos potenciales de
reducción tengan valores mayores que el del par Cu 2 +/Cuº: +0,15 v , y que de entre los dados solamente lo cumple el par: (NO 3 -)/NO) = 0,96 V el cual existe en la disociación iónica del ácido nítrico: HNO 3 Por tanto el HCl NO ES CAPAZ DE OXIDAR AL Cu HNO 3 SÍ OXIDARÁ AL Cu HASTA Cu 2 + La reacción que tiene lugar en este caso es: HNO 3 + Cu —> Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O Las semirreacciones que tienen lugar son: OXIDANTE: NO 3 - + 4 H + + 3 e - —> NO + 2 H 2 O REDUCTOR: Cu —> Cu 2 + + 2 e La reacción iónica total es: 2 NO 3 - + 8 H + + 3 Cu —> 3 Cu 2 + + 2 NO + 4 H 2 O Y el potencial del sistema: Cu/Cu 2 + // NO 3 - /NO
Eº=- 0,15 + 0,96 = + 0,81 v
A-04 - Para la determinación del producto de solubilidad del sulfuro de zinc se utiliza una pila Daniell: Zn/Zn 2 + //Cu 2 + /Cu. La concentración de Cu 2 + se hace 1 M, mientras que en el ánodo se añade sulfuro sódico hasta que la concentración en iones S 2 - es 1 M y ha precipitado casi todo el zinc. Sabiendo que en esas condiciones el potencial de la pila es 1,78V. Calcular el producto de solubilidad del sulfuro de zinc. Datos: Eº Zn 2 +/ Zn = - 0,76 V y Eº Cu 2 + /Cu = 0,34 V RESOLUCIÓN A partir de los datos que nos suministra la pila podemos calcular la concentración de los iones Zn que quedan en la disolución. La reacción que tiene lugar en esa pila es: Zn + Cu 2 + —> Cu + Zn 2 + El potencial de la misma se determina aplicandole la ecuación de Nernst, que es: siendo 2 el nº de electrones intercambiados. Sustituyendo los datos conocidos, teniendo en cuenta que Eº Zn /Zn 2 + = -Eº Zn 2 + /Zn = +0,76 v, tenemos que: Al despejar: lg [Zn 2 + ] = - 23,05;
[Zn 2 + ] = 10 - 23,05 y esta cantidad
de Zn 2 + es la que queda libre en la disociación del ZnS. El equilibrio de disociación de esta sal es: ZnS Zn 2 + + S 2 - por lo que la expresión de la constante de 2+ 2su producto de solubilidad es: Ps = [Zn ].[S ] Si para el caso que nos dan la concentración de los iones sulfuro es 1 M y la de los iones Zn(II) la hemos determinado con los datos de la pila ( 10 - 23,05 ), al sustituir, nos queda: Ps = 10 - 23,05.1 ;
Ps = 10 - 23,05
A-05 - Dada la pila Fe 2 + /Fe 3 + // MnO 4 - /Mn 2 + a) Escribir las reacciones correspondientes a cada electrodo y la reacción total. b) Si todas las concentraciones fueran 0,1 M: calcular el potencial de la pila, indicar cuál seria el electrodo positivo, cuál el negativo y en qué sentido fluirían los electrones en el circuito externo, c) Dibujar un esquema de esa pila y explicar brevemente el papel del puente salino. d) Si la concentración de protones fuera 0,1 M y la de los restantes iones fuera 0,01 M, calcular el potencial de la pila. ¿Se produciría la misma reacción que en el caso anterior? ¿Por qué? Datos: E' (MnO 4 - /Mn 2 + ) = 1,510 V; E'(Fe 3 + /Fe 2 + ) = 0,771 V RESOLUCIÓN La notación de la pila debe ser: Fe 2 + /Fe 3 + // MnO 4 - /Mn 2 + Las semirreacciones que tienen lugar en casa electrodo son: CÁTODO: MnO 4 - + 8 H + + 5 e - —> Mn 2 + + 4 H 2 O (Polo +) ÁNODO : Fe 2 + —> Fe 3 + + 1 e (Polo - )
REACCIÓN TOTAL: MnO 4 - + 8 H + + 5 Fe 2 + —> 5 Fe 3 + + Mn 2 + + 4 H 2 O Los electrones en el circuito exterior van siempre del ánodo al cátodo, aunque el sentido de la corriente eléctrica se toma, por convenio, siempre del polo + (cátodo) al polo - (Ánodo) El potencial de la pila viene dado por la ecuación de Nernst: O bien expresada en log decimales:
para concentraciones 0,1 M sería:
Eº = 0,739 - 0,0944 = 0,645 V, que es el potencial de esta pila para concentraciones 0,1 M Si se modifican las concentraciones de las diferentes especies en el equilibrio, el potencial de la pila vendría dado por la misma ecuación anterior en la cual se cambiarían los valores de las concentraciones que aparecen allí: resultado que en el caso anterior:
ecuación ésta que al resolverla nos daría el mismo
Eº = 0,739 - 0,0944 = 0,645 V
El esquema de la pila es el siguiente:
El PUENTE SALINO: es un tubo que une ambas semipilas lleno de una sustancia porosa embebida de una disolución de un electrolito y su misión es permitir el paso de iones desde una semipila a la otra y evitar que se polarice ésta ya que al desplazarse los electrones del ánodo al cátodo, en este se irán acumulando cada vez más cargas negativas polarizándose la pila hasta el punto que se detendría en paso de electrones entre ambas semipilas. Puede sustituirse también por un tabique poroso.
A-06 - Dada la pila Fe 2 + /Fe 3 + // MnO 4 - /Mn 2 + a) Escribir las reacciones correspondientes a cada electrodo y la reacción total. b) Si todas las concentraciones fueran 1 M: calcular el potencial de la pila, indicar cuál seria el electrodo positivo, cuál el negativo y en qué sentido fluirían los electrones en el circuito externo, c) Dibujar un esquema de esa pila y explicar brevemente el papel del puente salino. Datos: E' (MnO 4 - /Mn 2 + ) = 1,510 V; E'(Fe 3 + /Fe 2 + ) = 0,771 V RESOLUCIÓN La notación de la pila debe ser: Fe 2 + /Fe 3 + // MnO 4 - /Mn 2 + Las semirreacciones que tienen lugar en casa electrodo son: CÁTODO: MnO 4 - + 8 H + + 5 e - —> Mn 2 + + 4 H 2 O (Polo +) ÁNODO : Fe 2 + —> Fe 3 + + 1 e (Polo - )
REACCIÓN TOTAL: MnO 4 - + 8 H + + 5 Fe 2 + —> 5 Fe 3 + + Mn 2 + + 4 H 2 O Los electrones en el circuito exterior van siempre del ánodo al cátodo, aunque el sentido de la corriente eléctrica se toma, por convenio, siempre del polo + (cátodo) al polo - (Ánodo) El potencial normal de la pila viene dado por:
;Eº
= 0,739 , que es el potencial normal de esta pila (para concentraciones 1 M)
A-07 - Dada la pila MnO 4 - /Mn 2 + // Fe 3 + /Fe 2 + a) Escribir las reacciones correspondientes a cada electrodo y la reacción total. b) Calcular el potencial normal de la pila si la concentración de protones fuera 0,1 M y la de los restantes iones fuera 0,01 M. C) ¿Será espontánea la reacción? Datos: E' (MnO 4 - /Mn 2 + ) = 1,510 V; E'(Fe 3 + /Fe 2 + ) = 0,771 V RESOLUCIÓN La notación de la pila debe ser: Fe 2 + /Fe 3 + // MnO 4 - /Mn 2 + Las semirreacciones que tienen lugar en cada electrodo son: CÁTODO: MnO 4 - + 8 H + + 5 e - —> Mn 2 + + 4 H 2 O (Polo +) ÁNODO : Fe 2 + —> Fe 3 + + 1 e (Polo - ) REACCIÓN TOTAL: MnO 4 - + 8 H + + 5 Fe 2 + —> 5 Fe 3 + + Mn 2 + + 4 H 2 O Los electrones en el circuito exterior van siempre del ánodo al cátodo, aunque el sentido de la corriente eléctrica se toma, por convenio, siempre del polo + (cátodo) al polo - (Ánodo)
El potencial de la pila viene dado por la ecuación de Nernst:
, que para este caso
concentraciones dadas es M sería: ;
Eº = 0,644 v
La espontaneidad de un proceso se produce cuando la energía libre toma valores negativos: /\ G < 0, y su valor viene dado por la expresión:
, por lo que para este proceso será:
/\ G = - 5.96496.0,833 = - 401905 j/mol, de manera que sí será espontánea
A-08 - Se introduce una barra de cadmio en una disolución 1 M de iones Cd 2+ y otra barra de Ag en una disolución 1 M de Ag +. Se conectan eléctricamente ambas y se unen mediante un puente salino. Escribe las reacciones que tienen lugar en cada electrodo, identificando el ánodo y el cátodo, la reacción global de la pila y calcule la FEM de la misma y dibuje un esquema de esta pila identificando cada uno de los elementos que la forman. DATOS. Potenciales normales de reducción: Cd 2+ /Cdº = - 0,40 v ; Ag + /Agº = + 0,80 v RESOLUCIÓN En el ánodo tendrá lugar la oxidación de aquel sistema cuyo potencial normal de reducción sea menor, que en este caso es el Cd 2+/Cdº , mientras que en el cátodo se producirá la reducción del sistema con potencial normal más alto, que es el Ag +/Agº. Las semirreaciones correspondientes a estos dos electrodos son, por tanto: ÁNODO: Cdº –> Cd 2+ + 2 e- ; CÁTODO: Ag + + 1 e- –> Agº ;
Eº = + 0,40 v Eº = + 0,80 v
las cuales, una vez ajustadas: Cdº –> Cd 2+ + 2 e- ; Eº = + 0,40 v + 2.Ag + 2 e –> 2 Agº ; Eº = + 0,80 v ------------------------------------------------------------------Cdº + 2.Ag + –> Cd 2+ + 2 Agº ; Eº = + 1,20 v
A-09 - Dada la pila: Mg (s) / Mg 2 + ( ac ) (1M) // Cu 2 + ( ac ) (1M) / Cu ( s ) Se pide: a. Escribir las semireacciones y la reacción neta de la pila y determinar el potencial normal de la pila. b. Calcular la concentración de iones Cu 2 + en el equilibrio si se añade un exceso de Mg (s) a una disolución 0,2 M de iones Cu 2 + Datos. Eº Cu 2 + / Cu = 0, 34 V Eº Mg 2 + / Mg = -2,38 V RESOLUCIÓN a)
La representación de la pila, que nos dan, es: Mg (s) / Mg 2 + ( ac ) (1M) // Cu 2 + ( ac ) (1M) / Cu ( s ) , de la cual deducimos qué especies son los reactivos (la primera de las especies de cada electrodo) y cuales los productos de la reacción 2+
- Ánodo: Se produce la oxidación del Mg: Mg (s) –> Mg ( ac ) + 2 e 2+ - Cátodo: Se produce la reducción del Cu 2 + Cu ( ac ) + 2 e —> Cu ( s ) 2+ 2+ Reacción global de la pila: Mg (s) + Cu ( ac ) —> Cu ( s ) + Mg ( ac ) El potencial normal vendrá dado por la suma de los potenciales de ambos electrodos: Eº = Eº Cu 2 + / Cu
+ Eº Mg / Mg 2 + =
Eº Cu 2 + / Cu - Eº Mg 2 + / Mg = 0,34 - (- 2,38) ; Eº = + 2,72 v
b) El valor de la constante de equilibrio se calcula a partir de la ecuación de Nernst: teniendo en cuenta que en el estado de equilibrio E = 0, por lo que, al sustituir
todos los valores, que conocemos, nos queda: valor de Kc
, de donde deducimos el
= 1,12.10 92
El alto valor de esta constante de equilibrio nos indica que el equilibrio está extremadamente desplazado
hacia la derecha, Mg (s) + Cu 2 + ( ac ) ->>> Cu ( s ) + Mg 2 + ( ac ), por lo que podemos suponer que la reacción es prácticamente completa; ello nos indica que la cantidad de cobre que hemos añadido habrá reaccionado prácticamente todo, formándose una cantidad de iones Mg 2 + equivalente a la que teníamos inicialmente de Cu 2 + ya que la reacción estequiométrica es mol a mol. Por tanto en el equilibrio la concentraciones de iones Mg 2 + será prácticamente 0,2 M, mientras que la del ion Cu 2 + será la estrictamente necesaria para que se cumpla la expresión de la constante de equilibrio:
Mg (s) + Cu 2 + ( ac ) ->>> Cu ( s ) + Mg 2 + ( ac )
[Cu 2 + ] = 1,78.10 - 93 Molar A-10 - Una pila de “Boton” está formada por dos electrodos uno de Zn/ZnO y otro de Ag/Ag 2 O y un gel alcalino que actúa como electrolito. Se pide: a) Representar un esquema de la pila indicando que electrodo actúa de cátodo. b) Indique que semireacciones se producen sobre los electrodos y la reacción global en el proceso de descarga. c) Cual es el potencial teórico de la pila. DATOS: Energía libre estandar de formación del ZnO y Ag2O, son respectivamente: /\ Gº ZnO = - 318,2 kJ/mol y /\ Gº Ag2O = -11,2 kJ/mol. F = 96485 Cu. RESOLUCIÓN a) El esquema de la pila será:
Zn/ZnO // OH - // Ag 2 O/Ag ÁNODO
B) Dado que la /\ G0 de formación para el ZnO es mas negativa que para el Ag2O, puestos en contacto el Zn tiende a oxidarse mas fácilmente que la Ag, por lo tanto actuará de cátodo y será el polo (-) de la pila. Por tanto el cátodo, que es donde se produce la reducción será el electrodo de Ag/Ag 2 O será el polo (+). Las reacciones que se producen en la descarga son: Ánodo (-) Zn ( s ) + 2OH —> Cátodo (+) Ag 2 O ( s ) + 2e + H 2 O —> Reacción Global:
Zn ( s ) + Ag 2 O ( s )
ZnO ( s ) + H 2 O + 2.e 2Ag ( s ) + 2OH —> ZnO ( s ) + 2Ag ( s )
C) El potencial teórico de la pila se calculará determinando la /\ G0 pila , que corresponderá al de la reacción global, que es: /\ Gº = /\ Gº productos - /\ Gº reactivos = - 318,2 – (- 11,2) = - 307,0 kJ/mol Teniendo en cuenta la relación exixtente entre la Energía Libre de Gibbs ( /\ G) y el potencial: /\ Gº pila = - n.E.F podremos calcular éste:
/\ Gº pila = - n.E PILA .F
E PILA = 1,59 v A-11 - Una pila electroquímica está formada por un electrodo de plata sumergido en una disolución 1 M de Ag+ y otro electrodo de plomo sumergido en una disolución 1M de Pb 2+. A) Escriba las semirreacciones correspondientes a ambos electrodos indicando cual es el ánodo y cual el cátodo, así como la reacción total. B) Determine el potencial normal de la pila así obtenida. DATOS: Potenciales estándar de reducción: Eº Ag+/Agº = +0,80 v ; Eº Pb 2+ /Pbº = -0,13 v RESOLUCIÓN Las dos semirreacciones de esta pila son El electrodo de mayor potencial será el que gana electrones: se reduce y es el CÁTODO, en este caso es el Ag+/Agº , mientras que el electrodo de menor potencial será el que pierda electrones(se oxida) y es el ÁNODO,
en este caso es el electrodo: Pb 2+ /Pbº
y los electrones van desde el electrodo negativo: el ánodo en el cual tiene lugar la oxidación (Pb), que es aquel electrodo de menor potencial, hacia el electrodo positivo, el cátodo en el cual tiene lugar la reducción: (Cd) El potencial de la pila es la suma de los potenciales de los electrodos tal y como están en la reacción::
Eº = Eº (Ag + ( ac ) / Agº ( s ).) + Eº ( Pbº ( s ) / Pb 2 + ( ac ) ). = Eº (Ag + ( ac ) / Agº ( s ).) - Eº (Pb 2 + ( ac ) / Pbº ( s )). Eº = + 0,80 + 0,13 = 0,93 voltios A-12 - El potencial normal para el electrodo de níquel a 25ºC es -0,250 V. Calcular el potencial para una disolución 0,01 M de iones níquel (II). RESOLUCIÓN Le aplicamos la ecuación de Nernst: La reacción de reducción de este electrodo es: Ni 2 + + 2.e —> Niº , por lo que aplicada la ecuación de Nernst a esta reacción es:
E = -0,25-0,059 ;
E = - 0,309 V
Grupo B - PILAS DE COMBUSTIBLE Y DE CONCENTRACIÓN B-01 - Si en una pila de combustible sustituimos el hidrógeno por metanol, se tiene una pila que produce la reacción global: CH 3 OH ( l ) + 3/2 O 2 ( g ) —> CO 2 ( g ) + 2 H 2 O ( l ) A) Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción que tienen lugar en ambos electrodos de la pila B) Calcule la /\ Gº de la reacción y el voltaje de la pila en condiciones estándar C) Calcule el rendimiento teórico de la pila y los kWh producidos por kmol de metanol consumido en condiciones normales. DATOS Compuesto
Las reacciones que tienen lugar en los electrodos de la pila son: Ánodo (Semirreacción de reducción) ½ O 2 ( g ) + H 2 O ( l ) + 2 e - —> 2 OH Cátodo (Semirreacción de oxidación) CH 3 OH ( l ) + 6 OH - —> CO 2 ( g ) + 5 H 2 O
Y la reacción global de la pila, que nos la dan, la obtenemos multiplicando la primera por 3, para igualar el número de electrones y sumando ambas: CH 3 OH ( l ) + 3/2 O 2 ( g ) —> CO 2 ( g ) + 2 H 2 O ( l ) B) Para calcular el potencial de la pila hemos de tener en cuenta su relación con /\ Gº, que es: /\ Gº = - n.Eº.F, donde n = nº de electrones intercambiados en la reacción ( en este caso: 6), Eº es el potencial de la pila y F = Faraday = 96485 Culombios. No obstante hemos de determinar previamente el valor de /\ Gº, el cual se calcula por medio de la ecuación fundamental de la termodinámica : /\ Gº = /\ Hº - T./\ Sº Los valores de estas dos variables /\ Hº y /\ Sº los deducimos a partir de los datos que nos ofrecen ya que en ambos casos se trata de variables de estado, por lo que para ambas se cumple que: /\ Hº REACCION = /\ Hº PRODUCTOS - /\ Hº REACTIVOS ==> /\ Hº REACCION = /\ Hº CO2 + 2. /\ Hº H2O - /\ Hº CH30H - 3/2 /\ Hº O2 /\ Hº REACCION = - 393,51 + 2.( - 285,83) - ( - 238,66) = - 726,51 Kj ; /\ Hº REACCION = = - 726510 Julios /\ Sº REACCION = /\ Sº PRODUCTOS - /\ Sº REACTIVOS ==> /\ Sº REACCION = /\ Sº CO2 + 2. /\ Sº H2O - /\ Sº CH30H - 3/2 /\ Sº O2 /\ Sº REACCION = 213,64 + 2 . 69,91 - 126,80 - 3/2 . 205,14 ; /\ Sº REACCION = - 81,05 Julios/ºK Y por tanto: /\ Gº = /\ Hº - T./\ Sº = - 726510 - 298.( - 81,05) ;
/\ Gº = - 702357,1 Julios/mol
Con este dato, calculamos ya el potencial, que es: /\ Gº = - n.Eº.F; - 702357,1 = - 6.96485.Eº, de donde obtenemos el valor del potencial, que es Eº
= 1,21 Voltios
C) El rendimiento teórico de la pila lo determinamos teniendo en cuenta que el “trabajo útil” corresponde al valor de /\ Gº, mientras que la energía total viene dada por /\ Hº, por lo que el rendimiento será: donde al sustituir:
El trabajo total producido por cada Kmol será:
; /\ Gº Kmol = - 702357,1 Julios/mol . 1000 moles;
/\ Gº Kmol = - 702357100 Julios = - 7,02 . 10 8 Julios =
195 kWh/Kmol
B-02 - Se forma una pila con dos electrodos de hidrógeno introducidos en soluciones 0,1 M de ácido fórmico (HCOOH) y 1,0 M de ácido acético (CH3 - COOH) respectivamente. Se pide: a) La fuerza electromotriz de la pila. b) Explicar razonadamente cuál es e/ polo positivo y cuál el negativo. c) Representar esquemáticamente la pila. DATOS: Ka (HCOOH)=2,1x10 - 4 ; Ka (CH3-COOH) =1,8 x 10 - 5 RESOLUCIÓN Se trata de una pila de concentración en la cual en los dos electrodos tiene lugar la misma reacción. Las reacciones de disociación de los dos ácidos son: HCOOH
En Eq.
1,0 - X
donde podemos despreciar X frente a 0,1, y así: ;
donde podemos despreciar X frente a 1, y así: ;
X = 4,583.10 - 3 = [H + ]
En ambos casos, la reacción que tiene lugar es:
X = 4,243.10 - 3 = [H + ]
H + + 1e - —> Hº
Para determinar el potencial de electrodo, le aplicamos la ecuación de Nernst: ==> la cual, aplicada a este caso en el cual n = 1y sustituyendo R, T, F y pasando
a logaritmo decimal queda
, por lo que aplicada a ambos ácidos:
; EHCOOH
CH 3 -COOH:
= - 0,138 v
= - 0,140 v
Para que el intercambio electrónico sea espontáneo el potencial debe ser positivo, por lo que el cátodo será el electrodo que tenga potencial más alto, (en este caso el correspondiente al HCOOH) y el ánodo el de potencial más bajo (en este caso el correspondiente al CH 3 -COOH) El potencial de la pila será:
E = - 0,138 - (- 0,140) = 0,002 v
Así, tendremos: CÁTODO (polo +): el electrodo del HCOOH ÁNODO (polo -): El electrodo del CH 3 -COOH Y la representación de la pila:
H 2 / H + (CH 3 -COOH) // H + (HCOOH)/H 2
Teniendo en cuenta que nos indican que se trata de dos electrodos de Hidrógeno, el colector de electrones debe ser un filamento de Pt y, además, el H 2 desprendido estará a 1 atm de presión, por lo que la representación más correcta para la pila será:
H 2 (Pt, 1 atm)/ H + (CH 3 -COOH) // H + (HCOOH)/H 2 (Pt, 1 atm)
Grupo C- ELECTROLISIS C-01 - Una célula electrolítica contiene un litro de una disolución de sulfato cúprico. Se hace pasar una corriente de 2 Amperios durante 10 horas, al cabo de las cuales se deposita completamente todo el cobre. ¿Cuál era la concentración molar de la disolución inicial? RESOLUCIÓN Si se deposita cobre al hacer pasar por la disolución una corriente eléctrica, el número de equivalentes de cobre depositados será el mismo que el de equivalentes de corriente eléctrica que pasan. Hemos de tener en cuenta que el sulfato de cobre se encuentra disociado en la disolución: CuSO 4 Cu 2 + + SO 4 2 - por lo que el cobre se reducirá pasando a Cuº : Cu 2 + + 2 e –> Cuº, por lo que el intercambio de electrones es 2, que es la valencia que hemos de utilizar en la expresión de la ley de Faraday:
Teniendo en cuenta que todo el cobre procede del sulfato de cobre, cuyo peso molecular es 159,54, y en cada mol hay un átomo gramo de cobre (63,54 g), tenemos y dado que se disponía de 1 litro de disolución, la molaridad de la disolución de sulfato de cobre será:
M = 0,148 Molar
C-02 - Tres cubas electrolíticas conectadas en serie contienen sendas disoluciones acuosas de AgNO 3 la primera, Cd(NO 3 ) 2 la segunda y Zn(NO 3 ) 2 la tercera. Se hace pasar una corriente de 10 A durante 2 horas. Determinar la cantidad y naturaleza de las especies desprendidas u obtenidas en cada electrodo de cada cuba. DATOS: Pesos atómicos: Ag = 107,9 ; Cd = 112,4 ; N = 14,0 ; H = 1,0 ; O = 16,0 ; Zn = 65,4 Potenciales normales de reducción: Eº (Ag + /Agº) = + 0,80 v ; Eº (Cd 2 + /Cdº) = - 0,40 v ; Eº (NO 3 - /NO) = + 0,96 v ; Eº ( O 2 / OH - ) = + 0,40 v ; Eº (Zn 2 + /Znº) = - 0,76 v RESOLUCIÓN En cada electrodo de cada cuba se deposita o desprende el mismo número de equivalentes de cada especie, que es también el mismo número de equivalentes de corriente eléctrica que circula por cada cuba.
En el ánodo de cada cuba se oxidará aquella especie aniónica que tenga menor potencial entre todas las existentes, mientras que en el cátodo se reducirá aquel catión presente en la cuba que tenga mayor potencial normal. 1ª CUBA: Los iones presentes son los que se originan en la disociación del agua y Nitrato de plata: AgNO 3 Ag + + NO 3 - y H 2 O H + + OH En el cátodo se depositará Ag, ya que : Eº (Ag + /Agº) > Eº (H + /H 2º) y se depositarán, como ya indicamos antes 0,746 equivalentes de Ag, según el proceso: Ag + + 1 e - –> Agº :
En el ánodo, que es común para las tres cubas se desprende Oxigeno (O 2 ) ya que los potenciales son Eº ( O 2 / OH - ) < Eº (NO 3 - /NO) y, como ya hemos dicho, se desprenderán 0,746 equivalentes , de acuerdo con el proceso: 4 OH - –> O 2 + 2 H 2 O + 4 e - :
2ª CUBA: Los iones presentes son los que se originan en la disociación del agua y Nitrato de cadmio: Cd(NO 3 ) 2 Cd 2 + + 2 NO 3 - y H 2 O H + + OH En el ánodo, como ya indicamos sucede lo mismo que en la 1ª cuba, mientras que en el cátodo se produce la reducción de los protones H + ya que Eº (H + /H 2º) > Eº (Cd 2 + /Cdº) , proceso que tiene lugar con la reacción: 2H + + 2 e - –> H 2 y en él se obtienen también 0,746 equivalentes, que son:
3ª CUBA: Los iones presentes son los que se originan en la disociación del agua y Nitrato de zinc: Zn(NO 3 ) 2 Zn 2 + + 2 NO 3 - y H 2 O H + + OH En el ánodo, como ya indicamos sucede lo mismo que en las otras dos cubas, mientras que en el cátodo se produce también la reducción de los protones H + ya que Eº (H + /H 2º) > Eº (Zn 2 + /Znº) , proceso que tiene lugar con la reacción: 2H + + 2 e - –> H 2 y en él se obtienen también 0,746 equivalentes como en la cuba anterior, que son 0,746 g de H 2
C-03 - Se hace pasar una corriente de 5 A durante 2 horas a través de una celda electrolítica que contiene CaCl 2 (fundido). a) Escriba las reacciones de electrodo. b) Calcule las cantidades, en gramos, de los productos que se depositan o desprenden en los electrodos. RESOLUCIÓN Al encontrarse el cloruro de calcio fundido, los iones presentes serán solamente los procedentes de la disociación de esa sal: CaCl 2 Ca 2 + + 2 Cl Por ello, en el ÁNODO tendrá lugar la oxidación del ion Cl -
2.Cl - -------> Cl 2 + 2.e -
y en el CÁTODO se producirá la reducción del ion Ca 2 + : Ca 2 + + 2.e - ------> Ca
Para calcular las cantidades obtenidas en cada electrodo, hemos de tener en cuenta que se obtendrá el mismo número de equivalentes de cada uno, que es también el mismo número de equivalentes de corriente eléctrica que circulan por la celda. Para ello le aplicamos la Ley de Faraday de la electrolisis:
Para ambos iones, la valencia es el número de electrones que intervienen en la reacción de electrodo antes citada, y su Pm es el correspondiente a la especie obtenida en esa reacción de electrodo, por lo que será:
C-04 - ¿En cuanto tiempo se depositarán 10 g de cadmio en el cátodo, en una reacción electrolítica de una disolución de sulfato de cadmio, si empleamos una corriente eléctrica constante de 2,5 Amperios?. ¿Que gas y que volumen del mismo, medidos en condiciones normales, se desprenderá en el ánodo en el mismo tiempo? RESOLUCIÓN:
En un proceso electrolítico, tiene que cumplirse siempre, como en cualquier reacción química, que el número de equivalentes de corriente eléctrica (I.t/96500) ha de ser igual al número de equivalentes del producto descompuesto o depositado: (g/Peq), por lo que en este caso tenemos que para la reacción de reducción del Cd:
Cd 2 + + 2 e - --> Cdº ;
t = 6868,33 s
En el otro electrodo se desprende Oxígeno (O 2 ) debido a la oxidación de los iones OH - . La cantidad desprendida la calculamos aplicando la misma fórmula para esa reacción de oxidación, que es:
4 OH - —> O 2 + 2 H 2 O + 4 e ;
g = 1,423 g de O 2
El volumen que ocupará medido en Condiciones Normales se determina a partir de la ecuación general de los gases:
V = 1,0 litro de O 2
C-05 - I) En la electrólisis de una disolución de cloruro sódico en disolución acuosa se produce desprendimiento de (Elija razonadamente la respuesta correcta): a) Cloro en el cátodo y oxígeno en el ánodo b) Cloro en el ánodo e hidrógeno en el cátodo e) Cloro en el ánodo y oxígeno en el cátodo d) Cloro en el cátodo e hidrógeno en el ánodo II) Determine el pH al finalizar la electrólisis de una disolución 1 M de NaCI RESOLUCIÓN Apartado I: En la disolución acuosa de cloruro de sodio existirán los iones procedentes de la disociación del NaCl junto con los procedentes de la disociación del agua: NaCl Na + + Cl -
En el cátodo se producirá la reducción, que puede ser o bien del ion Na + o bien del protón H + , pero dado que el potencial de reducción del Na (es un metal alcalino) es menor que el del H, se producirá la reducción de éste, es + decir, en el CÁTODO tiene lugar la reacción: 2.H + 2.e - —> H 2 En el ánodo tiene lugar la oxidación de uno de los aniones presentes en la disolución: OH - ó Cl -, siendo éste el que se desprenderá al tener un menor potencial de reducción, por lo que la reacción que tiene lugar en el ÁNODO es:
2.Cl - —> Cl 2 + 2. e Por todo ello, la respuesta correcta para el apartado I es la b) Apartado II: La electrolisis finalizará cuando se desprenda todo el Cloro, por lo que si partíamos de una disolución 1M de NaCl, nos quedará una disolución 1M de iones Na+, a los que acompañarán otros tantos iones OH - (en concentración 1M, por tanto) . Esto se debe también a que por cada ion Cl - se desprende un H + , quedando en la disolución un ion OH - . Si sabemos, por tanto, que [OH - ] = 1M ; pOH = - lg [OH - ] = - lg 1 = 0 y dado que en cualquier disolución acuosa: pH + pOH = 14, tendremos que en la disolución final
pH = 14.
C-06 - Para la electrolisis del cloruro sódico fundido, en continuo, se emplea un célula electrolítica Downs con cátodo de hierro y ánodo de carbón, la temperatura del baño es de 800ºC y emplea una corriente continua con un potencial de 7,0 v. Se pide: 1º) Ajustar las reacciones que tienen lugar sobre los electrodos y la reacción global. 2º) Calcular el valor del potencial necesario en condiciones estándar para que se produzca la reacción ¿Cual es el valor de la sobretensión en la célula respecto al potencial estándar y cual es su función ? 3º) Calcular la intensidad de corriente necesaria para obtener 1 tn/día de sodio, considerando que el rendimiento en corriente es del 85% y el volumen en m3/día, en C.N. de cloro obtenido en las mismas condiciones. 4º) ¿Cuál debe ser la densidad de corriente en la célula si la superficie total de los electrodos es de 2 m2 ? DATOS: F = 96485 C ; Vmolar = 22,4 L/mol en CN ; Masas atómicas de Na y Cl : 23,0 y 35,5 g/mol. Potenciales estándar de reducción del sodio y del cloro: E0Na= - 2,71 v. y E0Cl = 1,36 v. respectivamente. RESOLUCIÓN 1- Las reacciones que tienen lugar sobre los electrodos y la global son: Anodo (+) semireac. de oxidación : Cl-(l) - 1e Cátodo(-) semireac. de reducción : Na+(l) + 1e Global
–> ½ Cl2(g) –> Na(l)
Eº = - 1,36 V Eº = - 2,71 V
–> ½ Cl2(g) + Na(l) Eº = - 4,07 V (EREAL = -7,0 v)
El valor del potencial en condiciones estándar se calcula en función de los potenciales estándar de las dos semirreaciones: E0reacción = - (E0(+) - E0(-)) = - [1,36 – (- 2,71)] = - 4,07 v El signo negativo indica que debe aplicarse energía en forma de corriente eléctrica. La sobretensión es la diferencia entre el potencial aplicado (-7 V) y el teórico (-4,07 v) : Esobr. = -7,0 – (- 4,07) = -2,93 v. Se emplea en vencer la conductividad del baño electrolítico y la de polarización sobre los electrodos como consecuencia de la descarga de los iones. Aplicamos la ley de Faraday. En efecto:
donde I Intensidad de la corriente aplicada en Amperios g: gramos de sodio obtenidos v: valencia del sodio, que es 1 t: tiempo: 1 día = 24.3600 s Pm: Peso molecular del sodio: 23 Y así:
= 48553,24 A en el caso que el rendimiento de la corriente fuera del 100%
Pero como el rendimiento en corriente es del 85% , esta intensidad será el 85% de la intensidad real aplicada, por lo que: : IREAL = 48553,24.
57121,5 A
Por otra parte, por cada mol de sodio se libera ½ de Cloro, de acuerdo con la reacción que tiene lugar, así:
Nº moles de sodio =
= 43478,26 moles de sodio , por lo que el número de moles de cloro que se obtendrán
es: Nº moles de Cl 2 = ½ .43478,26 = 21739,13 moles de cloro que se obtienen El volumen ocupado en C.N. es: 22,4 . 21739,13 = 486956,52 litros = 4) La densidad de corriente es igual a
486,96 m 3 de Cl 2 se obtendrán
d = 28560,75 A/m 2
C-07 - ¿Qué volumen de gases, medidos en C.N., o pesos de sólidos se obtendrán en cada electrodo de una cuba electrolítica que contiene una disolución acuosa de hidróxido de sodio cuando pasa por ella una corriente de 1000 culombios? DATOS: Potenciales normales de reducción: Na +/Naº = - 2,71 v ; O 2 / OH - = + 0,40 v. 1 Faraday = 96485 v ; Pesos atómicos: H = 1,0 ; Na = 23,0 ; O = 16,0 RESOLUCIÓN En la disolución tendremos los iones procedentes de la disociación del hidróxido de sodio y los procedentes de la disociación del disolvente agua, que son: NaOH < === > Na + + OH – H2O < === > H + + OH En el cátodo de la celda electrolítica se producirá la reducción de la especie química con potencial más alto, en este caso, las dos especies que pueden reducirse son los cationes Na + y H + ; de los dos, tiene potencial más alto el sistema H +/H 2 (Eº = 0,00 v) frente al Na + /Naº (Eº = - 2,71 v), por lo que en el cátodo tendrá lugar la reacción de reducción CÁTODO: 2.H + + 2 e- --> H 2 De acuerdo con la ley de Faraday: ,
y dado que conocemos la cantidad de corriente que pasa
por la celda electrolítica ( I.t = 1000 Culombios) y la reacción de reducción del sistema, al sustituir ; g = 0,0104 g de gas H 2. El volumen que ocuparán, medido en C.N. lo calculamos por medio de la ecuación general de los gases ideales: P.V = g/Pm . R . T =è 1.V = 0,0104/2 . 0,082 . 273 ;
V = 0,116 litros de H 2 medidos en C.N. Esta misma corriente procede del otro electrodo de la celda electrolítica, el ÁNODO, en el cual tendrá lugar la oxidación de la especie química de potencial más bajo entre las susceptibles de oxidarse, pero en este caso no se plantea competencia entre especies ya que tanto el NaOH como el agua originan el mismo anión: el ion hidróxido: OH - por lo que será éste quien sufra la oxidación, la cual transcurrirá de acuerdo con la reacción: 4 OH - -à O 2 + 2 H 2 O + 4 e-. Volviendo a aplicar la Ley de Faraday:
; g = 0,0829 g de O 2 se obtienen.
El volumen que ocuparán, medido en Condiciones Normales, lo obtenemos a partir de la ecuación general de los gases ideales: P.V = g/Pm .R.T ; 1.V = 0,0829/32 . 0.082 . 273 ;
V = 0,058 L de O 2 en C.N.
C-08 - Cuando se electroliza en condiciones apropiadas una disolución acuosa de nitrato de plata, se observa que al cabo de una hora se han depositado en el cátodo 8,05 g de plata. Determinar la intensidad de la corriente y el volumen de gas, medido en Condiciones Normales, que se desprenderá en el ánodo. DATOS: Potenciales normales de reducción: NO3 - /NO 2 = + 0,80 v ; NO 3 - /NO = + 0,96 v ; Ag + /Agº = + 0,80 v ; O 2 / OH - = + 0,40 v.
1 Faraday = 96485 v ; Pesos atómicos: Af = 107,9 ; N = 14,0 ; O = 16,0 RESOLUCIÓN En la disolución tendremos los iones procedentes de la disociación del nitrato de plata y los procedentes de la disociación del disolvente agua, que son: AgNO 3 < === > Ag + + NO 3 – H2O < === > H + + OH En el cátodo de la celda electrolítica se producirá la reducción de la especie química con potencial más alto, en este caso, las dos especies que pueden reducirse son los cationes Ag + y H + ; de los dos, tiene potencial más alto el sistema Ag +/Agº (Eº = + 0,80 v) frente al H + /H 2 (Eº = 0), por lo que en el cátodo tendrá lugar la reacción de reducción CÁTODO: Ag + + 1 e- -à Agº De acuerdo con la ley de Faraday: reacción de reducciónal sustituir
, y dado que conocemos la cantidad de plata obtenida y su ;
Esta misma corriente procede del otro electrodo de la celda electrolítica, el ÁNODO, en el cual tendrá lugar la oxidación de la especie química de potencial más bajo entre las susceptibles de oxidarse, que en este caso son los iones Nitrato ( NO 3 –) procedente de la disociación del nitrato de plata, y los iones Hidróxido (OH - ), procedentes de la disociación del agua. Al comparar los respectivos potenciales, vemos que sea cual sea el proceso que siga el ion nitrato, tiene menor potencial el sistema O 2 /OH – ( + 0,40 v), por lo que será éste quien sufra la oxidación, la cual transcurrirá de acuerdo con la reacción: 4 OH - -à O 2 + 2 H 2 O + 4 e-. Volviendo a aplicar la Ley de Faraday o, simplemente teniendo en cuenta que el nº de equivalentes de OH – oxidados es el mismo que de iones Ag + reducidos o de corriente eléctrica: Nº eq Ag = Nº eq O2 => 8,05.1/107,9 = g.4/32 ; g = 4,77 g de O 2 se obtienen. El volumen que ocuparán, medido en Condiciones Normales, lo obtenemos a partir de la ecuación general de los gases ideales: P.V = g/Pm .R.T ; 1.V = 4,77/32 . 0.082 . 273 ;
V = 3,34 L de O 2 en C.N.
C-09 - El magnesio se obtiene industrialmente por electrólisis del cloruro de magnesio fundido a la temperatura de 750 ºC. a) Calcule los kg de magnesio que se obtienen cuando pasa una corriente de 2.000 A a través de la celda electrolítica durante 10 horas, suponiendo que el rendimiento del proceso es del 88 %. b) ¿Qué‚ volumen ocupa el gas desprendido en la celda anterior medido en condiciones normales? RESOLUCIÓN En la cuba electrolítica tendremos los iones procedentes de la disociación del cloruro de magnesio y que son:
< === > Mg 2 + + 2 Cl –
En el cátodo de la celda electrolítica se producirá la reducción de los iones magnesio(II), mientras que en el ánodo se producirá la oxidación de los iones cloruro: CÁTODO: Mg 2 + + 2 e- -à Mgº ÁNODO: 2.Cl - –> Cl 2 + 2 eDe acuerdo con la ley de Faraday: ,
y dado que conocemos la intensidad de la corriente que
pasa por la celda electrolítica (2000 A) y el tiempo que está funcionando (10 h = 36000 s) y la reacción de reducción del ion Magnesio(II), al sustituir :
; g = 9070,42 g de Mg cuando el proceso
tuviera un rendimiento del 100%, pero como solamente es del 80%, se obtendrá solamente el 80% de esta cantidad: 0,80.9070,42 =
7256,34 g de Mg se obtendrán en el proceso
Por su parte en el ánodo se producirá la oxidación del ion cloruro, y a este proceso también le aplicamos la expresión de la ley de Faraday:
; g = 26453,85 g de Cl 2 se obtendrán cuando el
proceso tuviera un rendimiento del 100%, pero como solamente es del 80%, se obtendrá solamente el 80% de esta cantidad: 0,80.26453,85 = 21163,08 g de Cl 2 , los cuales ocuparán un volumen, medidos en C.N. y calculados por medio de la ecuación general de los gases ideales de: 1.V =
.0,082.273 ;
V = 6682,04 litros de Cl 2 medidos en C.N. se obtendrán en el proceso C-10 - Tenemos dos vasijas, una contiene una disolución de nitrato de plata y la otra, contiene agua acidulada con unas gotas de ác. Sulfúrico. Al pasar una corriente eléctrica simultáneamente a través de ambas disoluciones, en la primera se depositan 0,093 g de plata, mientras que en el cátodo de la segunda se desprenden 9,6 mL de Hidrógeno, medidos en C.N. Determine: a) El peso atómico de la plata b) Qué elementos y en qué cantidad se obtienen en los ánodos de ambas vasijas RESOLUCIÓN El la cuba que contiene agua acidulada con ác. Sulfúrico, los iones presentes son los procedentes de la disociación del agua: H 2 O H + + OH - ,y nos indican la cantidad de Hidrógeno gaseoso desprendido en el cátodo: 9,6 mL medidos en C.N.: 1.0,0096=g/2.0,082.273 ; g = 8,58.10 - 4 g de Hidrógeno desprendidos Los iones presentes son los que se originan en la disociación del agua y Nitrato de plata: AgNO 3 Ag + + NO 3 - y H 2 O H + + OH En el cátodo se depositará Ag, ya que : Eº (Ag + /Agº) > Eº (H + /H 2º) y se depositarán, como nos indican 0,093 g de Ag, según el proceso: Ag + + 1 e - –> Agº : En el ánodo, que es común para las dos cubas se desprende Oxigeno (O 2 ) ya que los potenciales son Eº ( O 2 / OH - ) < Eº (NO 3 - /NO), de acuerdo con el proceso: 4 OH - –> O 2 + 2 H 2 O + 4 e Dado que por ambas cubas circula la misma corriente, en nº de equivalentes desprendidos o depositados en cada electrodo será el mismo Nº equivalentes H 2 = Nº equivalentes Agº = Nº equivalentes O 2
= 8,58.10 - 4 equivalentes
; de donde: Pa=
Y en ambos ánodos:
Pa = 108,39
g = 6,86.10 - 3 g O 2 que se desprenden
C-11 - Dos cubas electrolíticas conteniendo sendas disoluciones acuosas de nitrato de plata y sulfato de hierro(II) están conectadas en serie. Por ellas pasa una corriente eléctrica durante 12 minutos y en el cátodo de la primera se depositan 0,810 g de plata metálica. Calcule: a) La intensidad de la corriente utilizada. b) El volumen de gas desprendido en el ánodo de la primera, medido en C.N. C) La cantidad de hierro depositada en el cátodo de la segunda. RESOLUCIÓN En la primera de las dos cubas tenemos una disolución acuosa de nitrato de plata. Los iones presentes en ella serán, por tanto, los procedentes de la disociación del nitrato de plata y del agua: AgNO 3 Ag + + NO 3 y H 2 O H + + OH -
En el cátodo se reducirá el catión (Ag + o bien H + ) que tenga un mayor potencial normal de reducción, que será la Ag + , de acuerdo con el proceso: Ag + + 1 e - –> Agº En el ánodo se producirá la oxidación del anión (NO 3 - o bien OH - ) que tenga un menor potencial normal de reducción, que en este caso es el OH - , de acuerdo con el proceso: 4 OH - –> O 2 + 2 H 2 O + 4 e Para determinar la intensidad de la corriente, le aplicamos las leyes de Faraday, teniendo en cuenta que conocemos la cantidad de plata depositada:
, de donde I
= 1,00 Amperios
El el ánodo se producirá el proceso de oxidación: 4 OH - –> O 2 + 2 H 2 O + 4 e -, en la cual obtenemos gas Oxígeno (O 2 ) siendo 4 el nº de electrones intercambiados en el proceso (valencia), así, teniendo en cuenta que en todos los electrodos se obtiene el mismo número de equivalentes: Nº equivalentes de Plata = Nº equivalentes de Oxigeno: ;
, de donde: g = 0,06 gramos de O 2 desprendidos, los cuales en
Condiciones normales, ocuparán:
V = 0,042 L de O 2
En la segunda de las dos cubas tenemos una disolución acuosa de sulfato de hierro(II). Los iones presentes en ella serán, por tanto, los procedentes de la disociación del nitrato de plata y del agua: FeSO 4 Fe 2 + + SO 4 2 y H 2 O H + + OH En el cátodo se reducirá el catión (Fe 2 + o bien H + ) que tenga un mayor potencial normal de reducción, que será el H + (Eº = 0) y no el Fe 2 +, pues su potencial es - 0,44 v, Por tanto, en este electrodo no se depositará cantidad alguna de hierro, sino que se desprenderá Hidrógeno gaseoso
C-12 - Se quiere hacer la electrolisis de una disolución que es 0,3M en Zn 2 + y 0,3M en Cu 2 + . Sabiendo que Eº Cu 2 + /Cu = 0,34V y EºZn 2 + /Zn = -0,76 v, indique: a) Qué metal se depositará primero b) Cuál será la concentración del ión que se deposita en primer lugar cuando comience a depositarse el segundo RESOLUCIÓN El primero de los dos metales que se depositará al realizar la electrolisis es el que tenga potencial más alto, que en este caso es el COBRE Cuando comience a depositarse el segundo (el Zn) el potencial de la celda será su potencial de reducción, es decir - 0,76 v , por lo que la cantidad de cobre existente será la correspondiente a un potencial igual a - 0,76 v, de acuerdo con la ecuación de Nernst:
Para el caso que nos ocupa, la reacción que tiene lugar es: Cu 2 + + 2 e - —> Cuº
por lo que dicha ecuación para este proceso es: calculamos la concentración de los iones Cu 2 +:
[Cu 2 + ] = 5,15.10 - 38 M
C-13 - Al tratar 20 ml de una disolución de nitrato de plata con un exceso de ácido clorhídrico se
forman 0,56 g de cloruro de plata y ácido nítrico. a) ¿Cuál es la molaridad de la disolución de nitrato de plata? b) ¿Cuál será la intensidad de corriente necesaria para depositar por electrolisis la plata existente en 50 ml (le la disolución de nitrato de plata en un tiempo de 2 horas? RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar es una reacción de doble desplazamiento o doble intercambio, en la cual se forma un precipitado de cloruro de plata, y a partir de su estequiometría, calculamos la cantidad de nitrato de plata que hay en la disolución inicial: AgNO 3 + 1 mol = 169,87 g
H Cl —> 1 mol = 36,5 g
1 mol = 143,32 g
HNO 3 1 mol = 63 g
= 0,66 g de AgNO 3 y su molaridad es
Para calcular la cantidad de plata existente en los 50 mL de esta disolución, vamos a calcular previamente la cantidad de nitrato de plata que hay utilizando la expresión de la Molaridad de una disolución: ; g = 1,65 g de AgNO 3 , y la cantidad de plata que habrá en ellos se calcula teniendo en cuenta la fórmula de dicha sal: , X = 1,048 g de Ag + que hay en la disolución. La intensidad de la corriente que se necesita se determina a partir de la Ley de Faraday: ==>
I = 0,13 A
C-14 - Se quiere platear una pequeña pieza cúbica de latón de 3 cm de arista. Para ello se coloca la pieza como cátodo en una cuba electrolítica, que contiene una disolución acuosa de un complejo cianurado de plata (Ag(CN) 2 ) en medio alcalino, se cierra el circuito mediante un ánodo inerte y se hace pasar una corriente 1,25A de intensidad, durante 1 h. a) Escriba la reacción de reducción que tiene lugar sobre el cátodo. b) Calcular los gramos de plata que se depositan sobre la pieza si el rendimiento en corriente del proceso electrolítico es del 85%. c) ¿Cuál es el espesor medio de la capa de plata sobre la pieza. d) Considerando que en el ánodo se desprende O 2 . Escriba la reacción que tiene lugar, así como el volumen de O 2 producido en condiciones normales. Datos: Masas atómicas del O y Ag: 16,0 y 107,9 g/mol. Densidad de la plata 10 g/cc. F = 96480 cu. Volumen molar 22,4 L/mol. RESOLUCIÓN A) En el cátodo tiene lugar la reducción de los iones plata que va dejando libres el complejo cianurado:
Ag + + 1 e - —> Agº B) Para calcular la cantidad de plata depositada, aplicamos las leyes de Faraday de la electrolisis: ==>
=> g= 5,033 g de Ag con un rendimiento del 100%
Teniendo en cuenta que el rendimiento es solamente del 85%, se obtendrá el 85% de la cantidad
teórica anterior: g obtenidos =
4,278 g de Ag obtenidos realmente
C) Para calcular el espesor (x) de la capa de plata hemos de tener en cuenta que el volumen de dicha capa de plata debe ser la diferencia entre el volumen del cubo de latón inicial ( 3 3 cm 3 ) y el volumen final del cubo ya plateado, cuya arista medirá (3 + 2x) cm, y su volumen es (3 + 2x) 3 . El volumen de plata se obtiene a partir de la expresión de su densidad:
; V = 0,428 cm 3 , que es el volumen de la
la cual sustituimos:
plata depositada. Así: V FINAL - V INICIAL = V PLATA DEPOSITADA (3 + 2.x) 3 - 3 3 = 0,428 ; (3 + 2.x) 3 = 0,428 + 27 0,0158;
x = 0.00788 = 7,88.10
(3 + 2x) = 3,0158, y así 2x =
cm, que es el espesor de la capa de plata
D) La reacción que tiene lugar en el cátodo corresponde a la oxidación de los iones (OH) - , los cuales pasan a Oxígeno molecular (O 2 ) de acuerdo con la reacción siguiente:
4 OH - —> O 2 + 2 H 2 O + 4 e - y la cantidad del mismo que se desprende se determina aplicando las leyes de Faraday, teniendo en cuenta que la corriente es la misma que en el caso del cátodo: => g= 0,373 g de O 2 con un rendimiento del 100% Teniendo en cuenta que el rendimiento es solamente del 85%, se obtendrá el 85% de la cantidad teórica anterior: g obtenidos =
= 0,317 g de O 2 obtenidos realmente, los cuales ocuparán un volumen
en C.N.:
V = 0,222 Litros de O 2
C-15 - Se desea, mediante electrolisis, cubrir una superficie metálica de 15 cm 2 con 1 mm de espesor de plata, haciendo pasar una corriente eléctrica de 3,0 Amperios. Calcular la cantidad de electricidad que será necesaria así como el tiempo requerido. DATOS: Densidad de la plata = 10,5 g/cm 3 ; Faraday = 96487 Culombios/mol Masa atómica de la plata = 107,87 RESOLUCIÓN Volumen de la plata a depositar: V = 15.0,1 = 1,5 cm 3 de plata Masa de la plata depositada:
; m = 15,75 g de Plata a depositar.
La reacción de la plata cuando se deposita electroliticamente es: Ag + + 1 e —> Agº, es decir, se intercambia 1 electrón (Valencia = 1)
Aplicando la ley de Faraday: de donde t
donde al sustituir:
= 4696 segundos = 1 hora 18 min 16 seg
y la cantidad de electricidad es I.t = 3,0 . 4696 =
14088 Culombios
C-16 - A través de 250 mL de una disolución de sulfato de cobre, en la que hay contenidos 0,6 g de
cobre, se pasa una corriente de 1,2 amperios. Con estos datos de potenciales de electrodo: E/ (Cu 2 + /Cuº) = 0,34V; E/ (SO 4 2 - / SO 3 2 - ) = 0,17V; E/ H+/H2 = 0,00V; E/(O 2 /H 2 O) =1,23V; F = 96.500C y masa atómica del Cu=63,546, Señale las respuestas correctas en las siguientes preguntas: 1.- Mientras hay Cu 2 + , en el cátodo y en el ánodo, tienen lugar respectivamente los procesos de: a) Reducción del SO 4 2 - y oxidación del H 2 O b) Reducción del Cu 2 + y oxidación del H 2 O c) Reducción del Cu 2 + y oxidación del SO 3 2 d) Reducción del H + y oxidación del H 2 O 2.- Cuando ya no hay Cu 2 + , en el cátodo y el ánodo tienen lugar respectivamente los procesos de: a) Reducción del SO 4 2 - y oxidación del H 2 O b) Reducción del H+ y oxidación del H 2 O c) Oxidación del SO 3 2 - y reducción del H 2 O d) Oxidación del H 2 y reducción del SO 3 2 3.- El pH de la disolución final, después de que se haya depositado todo el cobre, será: a) 1,12 b) 1,21 c) El mismo que había inicialmente d) Ninguna salida es correcta. 4.- El tiempo que deberá estar pasando la corriente para que se deposite todo el cobre, suponiendo que el rendimiento es del 85%, será: a) 1.518 s b) 1.786,6 s c) 759,2 s d) 898,1 s RESOLUCIÓN Los iones que tenemos presentes en la disolución son los procedentes de la disociación del sulfato de cobre(II) y los procedentes de la disociación del agua: CuSO 4 Cu 2 + + SO 4 2 -
En el cátodo se producirá la reducción del catión Cu 2 + o bien H + , aunque también puede producirse la reducción del ion sulfato a sulfito, produciéndose siempre la del de potencial más alto, que en este caso es el 2+ Cu 2 +, por lo que el proceso es: Cu + 2.e - —> Cuº hasta que se termine la cantidad de cobre(II), momento en el cual comenzará la reducción del ion SO 4 2 - a SO 3 2 - pues su potencial es más alto que el del H + , de acuerdo con el siguiente proceso :
2 H + + SO 4 2 - —> SO 3 2 - + H 2 O + 2e Mientras que en el ánodo se producirá la oxidación del anión ( SO 4 2 - o bien OH - ) de potencial más bajo, pero como el SO 4 2 - está en su mayor grado de oxidación, no puede oxidarse más, por lo que quien se oxidará será el OH - o bien el H 2 O (pues es el potencial que nos dan), por lo que el proceso es:
2.H 2 O —> O 2 + 4.H + + 4.e Para calcular el tiempo que ha de circular la corriente para depositar todo el cobre, aplicamos la expresión de Faraday:
intensidad de 1,2 A, así:
teniendo en cuenta que tenemos 0,6 g de Cu y la corriente aplicada tiene una
t = 1518,6 s
Para calcular el pH de la disolución en el momento que se deposite todo el cobre, hemos de tener en cuenta que en la oxidación del agua se forman H + , pudiendo calcularse éstos aplicando la misma expresión anterior, ya que el nº de equivalentes de Cu serán los mismos que de H +, así:
Nº equivalentes Cu = Nº equivalentes H + ==>
, tomando como referencia las
respectivas reacciones Cu 2 + + 2.e - —> Cuº para el Cobre y 2.H 2 O
—> O 2 + 4.H + + 4.e - para el H + ;
; g = 0,0189 g de H + = 0,0189 moles de H + , por lo que la concentración de éstos en los 250
mL de la disolución es:
y así: pH = - lg[H + ] = - lg0,075;
0,075 Molar en H +
pH = 1,12
Respuestas correctas: 1ª - B ; 2ª - A ; 3ª - A ; 4ª - A
C-17 - Se hace pasar una corriente de 0,5 A durante 2 horas, a través de 1 litro de disolución de nitrato de plata 0,1 M. Una vez finalizada la electrolisis y sabiendo que la masa atómica de la plata es igual a 107,9 señale el resultado que crea correcto en las siguientes preguntas: (DATOS : Peso atómico: Ag = 107,9; 1 F = 96500 C) 1ª.- El peso de plata que se ha depositado en el cátodo será: a) 10,79 g b) 6,79 g c) 40,2 g d) Ninguna de ellas 2ª- La cantidad de electricidad que se ha consumido en el proceso es: a) 3600 Amperios b) 3600 Culombios c) 0,037 Culombios
3ª.- El rendimiento de este proceso de recuperación de plata es: a) 37,31% b) 74,62% c) 40,26% d) Ninguna de ellas 4ª -La concentración de iones plata que queda en la disolución al final será: a) 6,3.10-3 b) 6,3.10-2 c) 6,3.10-1 d) Ninguna de ellas 5ª - El tiempo necesario para que se deposite toda la plata es: a) 12099 s b) 4825 s c) 19300 s d) Ninguno de ellos RESOLUCIÓN La cantidad de plata depositada por esa corriente de 0,5 A durante 2 horas se calcula aplicando las Leyes de Faraday al proceso de reducción de la plata: Ag + + 1 e - —> Agº, en el cual la valencia es 1
; de donde g
= 4,026 g de Ag depositada
La cantidad de electricidad consumida en el proceso es:
I . t = 0,5.2.3600 = 3600 Culombios
Para calcular el rendimiento del proceso de recuperación de plata, hemos de calcular la cantidad de plata que hay en la disolución inicial, lo cual se hace aplicando la expresión de la Molaridad: ;
; n = 0,1 moles de AgNO 3 , y dado que cada mol de AgNO 3 contiene 1 át-g de Ag, en
esa disolución inicial tendremos 0,1 moles de Ag = 0,1 . 107,9 = 10,79 g de Ag hay en la disolución inicial El rendimiento del proceso es el % de Ag recuperada (4,026 g) de la que había inicialmente (10,79 g), y así:
37,31 % de rendimiento
La cantidad de Ag + que queda en la disolución al cabo de las dos horas que dura el proceso es la diferencia entre la cantidad inicial (10,79 g) y la que se ha depositado (4,026 g), por lo que la concentración
= 0,063 Molar
El tiempo necesario para que se deposite toda la plata que había en la disolución inicial (los 10,79 g) se calcula volviendo a aplicar las leyes de Faraday:
t = 19300 segundos = 5 h 21 min 40 s
Respuestas: 1ª - D ; 2ª - B ; 3ª - A ; 4ª - B ; 5ª - C
C-18 - En el proceso electrolítico de una disolución acuosa ácida se producen hidrógeno y oxígeno. a) Establezca ajustadas las semirreacciones de oxidación y de reducción, señalando el electrodo en el que se producen y la reacción global del proceso. b) Calcule la cantidad de oxígeno, en gramos, que se forma cuando una corriente de 1,5 amperios pasa durante 5 horas a través de la celda electrolítica. c) Calcule el volumen de hidrógeno obtenido durante el mismo proceso, en condiciones estándar. RESOLUCIÓN La disociación iónica del agua es: H 2 O H + + OH Por tanto al tener lugar la electrolisis de la misma, se producirá la reducción del H + en el cátodo y la oxidación del ion OH - en el ánodo, pudiendo calcular las cantidades desprendidas aplicando la expresión de la Ley de Faraday:
, siendo I la intensidad de la corriente aplicada, que es la misma para
ambos electrodos (1,5 A), t el tiempo (5 horas = 5.3600 = 18000 s), g la masa desprendida, v, la valencia, que en cada caso es el número de electrones intercambiados en la correspondiente semirreacción, y Pm el peso molecular (o masa molecular) del compuesto que se desprende. Para ambos casos tenemos: Cátodo (oxidación): 4 OH - —> O 2 + 2 H 2 O + 4 e -
g = 2,23 g de O 2
Para el caso de Hidrógeno, el volumen que ocupará la cantidad obtenida en condiciones estándar (1 atm y 25ºC) se determina aplicando después la ecuación general de los gases ideales Ánodo (reducción): 2 H + + 2 e - —> H 2
; g = 0,28 g de H 2
V = 3,42 litros de H 2
C-19 - Se pretende depositar Cr metal, por electrolisis, de una disolución ácida que contiene óxido de cromo(VI) CrO 3 a) Escriba la semirreacción de reducción. b) ¿Cuántos gramos de Cr se depositarán si se hace pasar una corriente de 1.10 4 C? c) Cuanto tiempo tardará en depositarse un gramo de Cr si se emplea una corriente de 6 A RESOLUCIÓN La semirreacción que tiene lugar, ya ajustada, es: Para calcular la cantidad de Cromo depositada, hemos de utilizar la Ley de Faraday:
, y en este caso conocemos la cantidad de corriente que pasa: I.t = 1.10 4 C, así como la “valencia”: v = 6 (Nº de electrones intercambiados en la semirreacción) y el Pm del Cr: 51,99: ;g
0,90 g de Cr se obtienen
Si ahora hacemos pasar una corriente de 6 A, el tiempo necesario para obtener 1 g de Cr se calcula aplicando la misma ley de Faraday:
= 1856 s = 30' 56"
C-20 - Para niquelar en baño de sulfato de níquel se emplea una corriente de 15 A. En el cátodo se liberan hidrógeno y níquel, con un rendimiento del 60% respecto a la liberación de este último. Se pide: a) Los gramos de níquel depositados por hora. b) El espesor de la capa de níquel, si el cátodo es una hoja de forma circular, de 4 cm de diámetro, que es niquelada por ambas caras. c) El volumen de hidrógeno que es desprendido por hora, medido en condiciones normales.. DATOS Masas atómicas (g/at-g): H = 1,00; Ni = 58,71 Densidad del níquel: 8,9 g/mL; RESOLUCIÓN Hemos de aplicar la Ley de Faraday: Nº equivalentes de electricidad = Nº equivalentes liberados
Si el rendimiento respecto a la liberación de Niquel es del 60%, quiere decir que el 60% de la electricidad se emplea en la deposición del Niquel: Nº equivalentes de electricidad =
Nº equivalentes de Níquel:
0,560 equivalentes de electricidad
= 0,336 equivalentes depositados de Níquel
La reacción de reducción del Níquel que tiene lugar es: Ni 2 + + 2.e —> Niº
g DEPOSITADOS = 9,86 gramos de Níquel depositados El volumen del mismo lo determinamos por medio de su densidad:
; V = 1,11 mL
y éstos se depositarán sobre ambas caras de la hoja circular, correspondiéndole la mitad a cada una, pues son iguales: mL a cada cara =
= 0,555 mL.
La deposición tendrá forma de cilindro cuya base es la superficie de la hoja circular ( será el espesor:
) y su altura
h = 0,011 cm de espesor
Los equivalentes de H desprendidos corresponderán a los 40% equivalentes restantes de electricidad:
Nº equivalentes de Hidrógeno:
= 0,224 equivalentes desprendidos de Hidrógeno
La reacción de reducción del Hidrógeno que tiene lugar es:
2H + + 2.e —> H 2
; g DESPRENDIDOS = 0,224 gramos de H 2 El volumen que ocupan se determina por medio de la ecuación general de los gases:
V = 2,51 Litros de Hidrógeno desprendidos
C-21 - A través de tres células electrolíticas, conectadas en serie, pasan 0,2 F durante un cierto tiempo. Una de las células contiene una sal de plata, otra ion cinc, y la tercera una sal férrica. Admitiendo que solo hay reducción de "ion a metal", ) cuántos gramos de cada metal se depositarán? RESOLUCIÓN Si pasan 0,2 Faradios, le aplicamos la Ley de Faraday:
, donde ya nos indican que
, por tanto, aplicando esta expresión a cada una de las tres cubas electrolíticas tendremos: ;g
PLATA: Ag + + 1.e - –> Agº:
ZINC: Zn 2 + + 2.e - –> Znº:
HIERRO: Fe 3 + + 3.e - –> Feº:
= 21,57 g de Ag
= 6,54 g de Zn
= 3,72 g de Fe
C-22 - Calcular el número de toneladas diarias de aluminio que podrán obtenerse de 60 cubas electrolíticas con una mezcla en fusión de óxido de aluminio y criolita (Na 3 AlF 6 ) si cada cuba funciona con una intensidad de 12000 A y el rendimiento catódico de la corriente es del 75%. DATO: Masas atómicas (g/at-g): Al: 26,98; RESOLUCIÓN Hemos de aplicar la Ley de Faraday: Nº equivalentes de electricidad = Nº equivalentes liberados
Si el rendimiento catódico de la corriente es del 75%, quiere decir que el 75% de la electricidad se emplea en la deposición del Aluminio: Nº equivalentes de electricidad =
Nº equivalentes de Aluminio (el 75 de los anteriores):
10744,5 equivalentes de electricidad
= 8058,36 equivalentes depositados
de Aluminio en cada cuba La reacción de reducción del Aluminio que tiene lugar es: Al 3 + + 3.e —> Alº
y por tanto según la Ley de Faraday: g DEPOSITADOS =
72471,56 gramos de Aluminio depositados en cada cuba
Puesto que se dispone de una batería de 60 cubas, la cantidad total de aluminio depositada es: 60.72471,56 = 4348293,8 g =
4,35 Toneladas diarias depositadas
C-23 - ¿En cuanto tiempo se depositarán 10 g de cobre en el cátodo, en una reacción electrolítica de una disolución de sulfato de cobre, si empleamos una corriente eléctrica constante de 2,5 Amperios?. ¿Sabiendo que en el ánodo se desprende oxígeno, que volumen del mismo, medidos en condiciones normales, se desprenderá en el mismo tiempo?. Datos: Potenciales normales de reducción: Cu 2 + /Cu = + 0,34 v ; O 2 /OH - = + 0,40 v Masas atómicas: Cu: 63,5 ; H = 1,0 ; O = 16,0 RESOLUCIÓN: En un proceso electrolítico, tiene que cumplirse siempre, como en cualquier reacción química, que el número de equivalentes de corriente eléctrica (I.t/96500) ha de ser igual al número de equivalentes del producto descompuesto o depositado: (g/Peq), por lo que en este caso tenemos que para la reacción de reducción del Cobre : Cu 2 + + 2 e - --> Cuº ;
t = 12157,5 s
En el otro electrodo se desprende Oxígeno (O 2 ) debido a la oxidación de los iones OH - . La cantidad desprendida la calculamos aplicando la misma fórmula para esa reacción de oxidación, que es: 4 OH - —> O 2 + 2 H 2 O + 4 e ;
g = 2,52 g de O 2 El volumen que ocupará medido en Condiciones Normales se determina a partir de la ecuación general de los gases:
V = 1,76 litros de O 2
Grupo D - CONSTANTES DE EQUILIBRIO EN SISTEMAS REDOX D-01 - Sea la célula Zn/Zn 2+ //Cu2+ /Cu. Calcula: a) la fem de la célula galvánica a 25ºC; b) la función de Gibbs de la reacción; c) la constante de equilibrio una vez alcanzado éste. DATOS: Potenciales normales de reducción: Eº (Cu 2+ /Cuº) = + 0,34 v ; Eº ( Zn F = 96.485 C/ mol ; R = 8,3145 J K -1 mol -1 = 0,082 atm dm 3 K -1 mol -1
/Znº) = + 0,76 v
RESOLUCIÓN: El potencial normal de esta pila es:
Eº = Eº (Cu 2+ /Cuº) - Eº ( Zn 2+ /Znº) = 0,34 - (- 0,76) = + 1,10 v
La expresión que nos relaciona el potencial normal de una pila con la energía libre de Gibbs; /\G, es: /\ Gº = - n.F.Eº, siendo n: Nº de electrones intercambiados, F: Faraday = 96485 C/mol y Eº el potencial normal de la pila; al sustituir, teniendo en cuenta que se trata del proceso: Zn + Cu 2 + —> Zn 2 + + Cuº , en el cual se intercambian dos electrones:
/\ Gº = - 212,267 Kj/mol
/\ Gº = - 2.96485.1,10 = -212267 Julios ;
Y la relación entre esta energía libre de Gibbs; /\ Gº y la constante de este equilibrio viene dada por la expresión: /\ Gº = - R . T . Ln Kc ; - 212267 = - 8,3145 . 298 . Ln Kc ; Ln Kc = 85,67 Kc =
e 85, 67;
Kc = 1,607.10 37
Pb 2 + ( ac ) + 2e - —> Pb ( s ) PbSO 4 + 2e —> Pb ( s ) + SO 4 ( ac ) ; Eº = - 0,356 V Determinar la Ksp, para el PbSO 4 ( s ) a 25 /C -
RESOLUCIÓN La reacción del equilibrio de precipitación para el sulfato de plomo(II) es: PbSO 4 + 2e - —> Pb 2 + ( ac ) + SO 4 2 - ( ac ) Puesto que conocemos los potenciales de las dos reacciones que dan, a partir de ellas podremos determinar también el de la reacción de precipitación combinando ambas: b) PbSO 4 + 2e - —> Pb ( s ) + SO 4 2 - ( ac ) ; Eº = - 0,356 V -a) Pb ( s ) —> Pb 2 + ( ac ) + 2e E/ = 0,126V ------------------------------------------------ -----------------------------------PbSO 4 + 2e - —> Pb 2 + ( ac ) + SO 4 2 - ( ac ) Eº = - 0,230 V Y a partir de este valor del potencial, podemos determinar ya el valor de la constante de precipitación aplicando la expresión que nos da la relación entre ambos, y que es: ==>
Kc = 1,65.10 - 8
Siendo R = 8,31 J/molºK ; T=298ºK; n = 2 (nª electrones intercambiados); F=96485 Culombios
D-03 - Se prepara la pila Sn ( s ) / Sn 2 + (xM)// Pb 2 + (2M)/ Pb ( s ) con una fem de 0,087 V a 25ºC. Se pide: a) El valor del potencial estándar y la reacción neta que tiene lugar b) La concentración de Sn 2 + en la celda c) La constante de equilibrio de la reacción DATOS Eº Pb2+/Pb = - 0,13 V; Eº Sn2+/Sn = - 0,14 v RESOLUCIÓN Las semirreacciones que tienen lugar en ambos electrodos son: Ánodo: Cátodo:
Eº = + 0,14 V
; Eº = - 0,13 V -----------------------------------------------------------------------------------------
; Eº = + 0,01 V
Para determinar la concentración de las diferentes especies en equilibrio, se utiliza la Ecuación de Nernst, , la cual aplicada a esta reacción en el momento concreto que nos indican: cuando el potencial de la celda es: E = 0,087 V nos queda: donde n = 2 (electrones intercambiados), y así:
[Sn 2 + ] = 4,96.10 - 3 Molar Para determinar la constante de equilibrio, hemos de tener en cuenta que este se alcanza cuando E = 0 v, por lo que volvemos a aplicar la ecuación de Nernst en dicho momento:
Kc = 2,18 D-04 - A una disolución de cloruro de cobre(II) 0,05 M se le añade una lámina de zinc metálico. Calcular el valor de la constante de equilibrio Kc así como las concentraciones de las especies en equilibrio. DATOS: Potenciales normales de reducción: Eº(Zn 2 + /Znº) = - 0,76 v.Eº(Cu 2 + /Cuº) = + 0,34 v. RESOLUCIÓN: El equilibrio que se establece es:
Cu 2 + + Zn –> Cuº + Zn 2 + , intercambiandose 2 e -
por lo que el potencial normal del sistema es: Eº = Eº(Cu 2 + /Cuº) + Eº(Znº/Zn 2 + ) = Eº(Cu 2 + /Cuº) - Eº(Zn 2 + /Znº) = 0,34 - 0,76 =
La relación entre el potencial normal del sistema y la constante de equilibrio viene dada por la expresión: , por lo que:
Kc = 1,71.10 37
La expresión que nos da Kc para este equilibrio es:
y dado el valor tan alto que tiene, el
equilibrio estará muy desplazado hacia la derecha, por lo que se habrá formado una cantidad de Zn 2 + 2+ equivalente a la que había inicialmente de Cu 2 + , es decir: [Zn ] = 0,05 M, por lo que vamos a considerar dicha concentración en el equilibrio, y así:
; [Cu
] = 2,93.10 - 39 Molar
D-05 - En una pila formada por los electrodos Au + 3 /Au y Tl + 1 /Tl se pide: a) Escribir la reacción global que se produce y determinar el potencial normal de la pila. b) Calcular la variación de energía libre estándar y la constante de equilibrio a 25 / C. c) Calcular E/ de la pila a 25/C cuando [Au 3 + ] = 10 - 2 M y [Tl 1 + ] = 10 - 4 M Datos: E/ Au + 3 /Au y E/ Tl + 1 /Tl son 1,50 V y -0,34 V respectivamente. RESOLUCIÓN A) Se comportará como oxidante el electrodo de potencial más alto, en este caso el Au + 3 /Au, que será el que gane electrones, por lo que las semirreacciones y reacción total serán
Reacción global de la pila
Semirreaciones Cátodo (oxidante): Au 3 + + 3.e - —> Auº
Au 3 + + 3.Tl —> Au + 3.Tl 1 +
Ánodo (reductor) : Tl —> Tl 1 + + 1.e El potencial normal es Eº
= Eº (Au + 3 /Au) - Eº (Tl + 1 /Tl) = 1,50 - (-0,34) = + 1,84 v
B) La energía libre estándar de una pila está relacionada con el potencial normal de la misma por la expresión: /\Gº = -n.F.Eº y así, al sustituir: /\Gº = - 3. 96486.1,84 ;
/\Gº = - 532602,7 j = - 532,6 Kj El equilibrio en un proceso redox se establece cuando E = 0, por lo que a partir de la ecuación de Nernst, puede calcularse el valor de la constante de equilibrio:
Kc = 2,36.10 93
C) Para calcular el potencial de la pila en las condiciones que nos indican, aplicamos de nuevo la ecuación de Nernst: =>
E = 2,04 v D-06 - Una celda voltaica se prepara a partir de las siguientes semiceldas:
RESOLUCIÓN: a) El Ánodo es el electrodo en el cual tiene lugar la Oxidación (electrodo negativo) y corresponde al electrodo de potencial menor, en este caso el de Mn, por lo que la reacción que tiene lugar en él es la oxidación del Mn metal a ion Mn 2 + : ÁNODO: B) En el Cátodo tiene lugar la reducción y es el electrodo positivo. Corresponde al electrodo de potencial más alto, en este caso el de plomo. En él se reducirán los iones Pb 2 + a Plomo metálico. La reacción que tiene lugar es: CÁTODO: La reacción global será la suma de ambas, y el potencial estándar será la suma de los potenciales correspondientes a ambas reacciones:
Eº = Eº(
) +Eº(
Eº = -0,13 - (-1,18) ; Eº
= +1,05 v
) = Eº(
) -Eº(
c) Para calcular la constante de equilibrio, utilizamos la ecuación de Nenst:
, teniendo en cuenta que al alcanzarse el equilibrio: E = 0, por lo que nos
; Kc
= 3,4.10 35
Report "ELECTROQUIMICA-PROBLEMAS RESUELTOS.pdf"
Share & Embed "ELECTROQUIMICA-PROBLEMAS RESUELTOS.pdf"

References: RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 

RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN