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1. Se añade cinc metálico a una disolución 0,100 M de una sal cúprica, produciéndose la
reacción espontánea. ¿Cual es la concentración final de ión cúprico en la disolución?
eº(Zn2+/Zn) = - 0,76V eº(Cu2+/Cu+) = 0,15V
Por ser el potencial del cobre mayor que el del cinc, el cobre se reducirá y el
cinc se oxidará, siendo la reacción total
2 Cu2+ + Zn <---> 2 Cu+ + Zn2+ Deº = 0,15 + 0,76 = 0,91 V
Aplicando la ecuación de Nerst en el equilibrio, calculamos K
De = 0 = 0,91 - 0,059 ·logK de donde K = 7,0·1030
2
Lo cual implica que la reacción es prácticamente completa hacia la derecha, o lo
que es lo mismo nos quedará una concentración de ión Cu2+ muy pequeña, que
llamaremos x, mientras que la del ión Cu+ será 0,100 - x y la de ión cinc, por
estequiometría, la mitad de ésta
2 Cu2+ + Zn <---> 2 Cu+ + Zn2+
x 0,100 - x (0,100 -x)/2
Para calcular x utilizamos la constante K
K = 7,0·1030 = ((0,100 - x)/2)·(0,100 -x) 2 de donde x = (Cu2+) = 8,5·10-18 M
x2
2. Una celda galvánica consiste en una tira de plata metálica sumergida en una disolución
de ión Ag+ 0,10M, y una tira de cinc metálico sumergida en una disolución de ión
Zn2+ 0,10 M. A la semicelda que contiene el ión plata se añade amoniaco hasta
alcanzar una concentración 1,0M (sin variación de volumen), y en ese momento se lee
una diferencia de potencial de 1,12V. Calcular la constante de inestabiliad del complejo
Ag(NH3)2+.
eºAg+/Ag = 0,80V; eºZn2+/Zn = - 0,76V
Por ser el potencial estándar del ión plata mayor que el del cinc, ésta se
reducirá primero
2 Ag+ + Zn <---> Zn2+ + Ag Deº = 0,80 + 0,76 = 1,56V
Al añadir amoniaco a la celda del ión plata tiene lugar la siguiente reacción:
Ag+ + 2 NH3 <---> Ag(NH3)2+
0,1 1,0
--- 0,8 0,1
El complejo formado se disocia parcialmente y teniendo en cuenta que nos
quedó amoniaco en exceso tendremos el siguiente equilibrio
Ag(NH3)2+ <---> Ag+ + 2 NH3
0,1 - x x 0,8 + 2x
Usando la ecuación de Nerst calculamos la concentración del ión plata que hay
en la disolución:
1,12 = 1,56 - 0,059 ·log 10 -1 de donde (Ag+) = x = 1,1·10-8 M
2 (Ag+)2
que usamos para calcular la constante de inestabilidad del complejo:
Ki = 1,1·10 -8 ·0,8 2 = 7,0·10-8
0,1
3. Se tiene una pila formada por dos electrodos A y B, que son metales divalentes,
introducidos en sendas disoluciones de sus nitratos en concentraciones 0,01M y 2,0N
respectivamente en cationes y unidas por un puente salino. Se pide:
Las reacciones que tienen lugar en el cátodo y en el ánodo
eº(A2+/A) = - 0,44V; eº(B2+/B) = - 0,13V
Por ser el potencial estándar del catión B más positivo éste se reduce antes
cátodo B2+ + 2 e- ---> B eº = - 0,13V
ánodo A ---> A2+ + 2 e- eº = 0,44V
___________
B2+(1,0M) + A <---> A2+(0,01M) + B Deº = 0,31V
4. Del anterior ejercicio calcular la fuerza electromotriz de la pila
Para calcular la f.e.m. aplicamos la ecuación de Nerst
De = 0,31 - 0,059 log 0,01 = 0,31 + 0,059 = 0,3159V
2 1,0
5. Del anterior ejercicio calcular la relación de concentraciones iónicas cuando la pila se
agota
Para calcular la relación de concentraciones cuando se ha agotado la pila, o lo
que es lo mismo K, aplicamos la ecuación anterior teniendo en cuenta que
ahora De = 0
0 = 0,31 - 0,059 log K K = 3,2·1010
2
6. El potencial de un electrodo de plata en una disolución 0,20 M de nitrato de plata, es de
0,747 V. El potencial normal de la plata es de 0,799 V. Hallar el grado de disociación
del nitrato de plata a esa concentración:
Para la semirreacción:
Ag+ + 1 e- <----> Ag
E = Eo - 0,059 log 1 = 0,747 = 0,799 - 0,059 log 1
(Ag+) (Ag+)
de donde (Ag+) = 0,13 M
Para el equilibrio:
AgNO3 <----> Ag+ + NO-3
c(1 - a) ca ca
siendo ca = 0,13 = 0,20a con lo que a = 0,66
7. Se forma una pila galvánica con dos electrodos de hidrógeno, el primero estándar y el
segundo sumergido en 125 mL de una disolución de ácido clorhídrico. Si el potencial
de la pila a 25 ºC, es de 0,0355 V, calcular: a) la concentración de la disolución del
ácido, y b) el potencial que se producirá si a la disolución clorhídrica se le añaden 80
mL de disolución 2,5 N de NaOH.
Tenemos una pila de concentración: 2 H+ (x M) + H2 <----> 2 H+ (1 M) + H2
Calculamos la concentración de protones haciendo uso de la ecuación de
Nernst en la cual DEº = 0,0 V
DE = 0,0355 V = 0 - (0,059/2)·log 1/(H+)2 de donde (H+) = 4,0 M
Al añadir la disolución de sosa se produce una reacción de neutralización:
HCl + NaOH ----> NaCl + H2O
125·4 80·2,5
300 meq --- 200 meq siendo (HCl) = 300 meq/205 mL = 1,46 M
DE = 0 - (0,059/2)·log 1/(1,46)2 = 9,7·10-3 V
8. 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
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
9. Tenemos una pila formada por un electrodo de cobre y otro de cinc sumergida en una
disolución acidulada de sulfato de cobre, por la que pasa una corriente de 10 Amperios
durante 1 hora. Determinar: El valor de su f.e.m. y cual será el polo positivo
El ánodo, (polo negativo) es aquel electrodo en el cual se produce la oxidación:
Zn —> Zn+2 + 2e
El cátodo, (polo positivo) es aquel electrodo en el cual se produce la reducción:
Cu+2 + 2e --> 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/Zn+2) + Eº(Cu+2/Cuº) = 0,763 + 0,337 = 1,10 v
10. 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 S2- 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
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 aplicándole 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
/Zn = +0,76 v, tenemos que:
Al despejar: lg [Zn+2] =
- 23,05; [Zn+2] = 10-23.05
y esta cantidad de Zn
es la que queda libre en la disociación del ZnS.
El equilibrio de disociación de esta sal es: ZnS <===> Zn+2 + S2- por lo que la
expresión de la constante de su producto de solubilidad es: Ps = [Zn+2].[S2-] 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
11. Dada la pila Fe+2 /Fe+3 // MnO4- /Mn2+ a) Escribir las reacciones correspondientes a cada
4 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, salino. c) 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. Datos: E'(MnO4- /Mn2+) = 1,510 V; E'(Fe+2 /Fe+3) = 0,771 V
La notación de la pila debe ser: Fe+2 /Fe+3 // MnO4- /Mn2+
Las semirreacciones que tienen lugar en casa electrodo son:
CÁTODO: MnO4- + 8H+ + 5e- —> Mn2+ + 4H2O (Polo +)
ÁNODO: Fe+2 —> Fe+3 + 1e- (Polo -)
REACCIÓN TOTAL: MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ —> 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O
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
12. Dada la pila Fe+2 /Fe+3 // MnO4- /Mn2+ 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 sería el electrodo positivo, cuál el negativo y en qué
sentido fluirían los electrones en el circuito externo, Datos: E' (MnO4- /Mn2+) = 1,510 V;
E'(Fe+2 /Fe+3) = 0,771 V
La notación de la pila debe ser: Fe+2 /Fe+3 // MnO4- /Mn2+
Las semirreacciones que tienen lugar en casa electrodo son:
CÁTODO: MnO4- + 8H+ + 5e- —> Mn2+ + 4H2O (Polo +)
ÁNODO: Fe+2 —> Fe+3 + 1e- (Polo -)
REACCIÓN TOTAL: MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ —> 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O
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:
13. Dada la pila MnO4- /Mn2+ // Fe3+ /Fe2+
Escribir las reacciones correspondientes a cada electrodo y la reacción total.
. Datos: E' (MnO4- /Mn2+) = 1,510 V; E'(Fe3+ /Fe2+) = 0,771 V
La notación de la pila debe ser: MnO4- /Mn2+ // Fe3+ /Fe2+
Las semirreacciones que tienen lugar en cada electrodo son:
CÁTODO: MnO4- + 8H+ + 5e- —> Mn2+ + 4H2O (Polo +)
ÁNODO: Fe+2 —> Fe+3 + 1e- (Polo -)
REACCIÓN TOTAL: MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ —> 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O
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)
14. Se introduce una barra de cadmio en una disolución 1 M de iones Cd y otra barra de
Ag en una disolución 1 M de Ag . Se conectan eléctricamente ambas y se une
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 DATOS. Potenciales normales de reducción: Cd /Cdº = - 0,40 v ; Ag /Agº = +
0,80 v
15. Dada la pila: Mg(s) / Mg+2(ac) (1M) // Cu+2
(ac) (1M) / Cu(s)
Se pide: Escribir las semireacciones y la reacción neta de la pila y determinar el
potencial normal de la pila.
16. 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 Cu2+ en el anterior problema.
Datos. Eº (Cu+2/ Cu) = 0, 34 V Eº(Mg 2 + / Mg) = -2,38 V
17. Una pila de “Boton” está formada por dos electrodos uno de Zn/ZnO y otro de Ag/Ag2 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.
18. 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
Pb2+ 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 (Pb2+ /Pbº) = -0,13 v
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 pierdan electrones (se
oxida) y es el ÁNODO, +en este caso es el electrodo: Pbº /Pb2+
19. Calcule la constante de equilibrio de la siguiente reacción a 25°C:
2 Cu+1(ac) ↔ Cu2+ (ac) + Cu(s)
20. Calcule el potencial de la celda para el siguiente caso: una semicelda formada por el
par Fe+3/Fe+2 en la cual [Fe+3] = 1 M y [Fe+2] = 0,10 M; en la otra semicelda se encuentra
el par MnO4-/Mn+2 en solución ácida con [MnO4-]=1x 10-2 M, [Mn+2]=1 x 10-4 M, [H+] =1
x 10-3 M
