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CÁTEDRA: QUIMICA
GUIA DE PROBLEMAS Nº 11
TEMA: ELECTROQUÍMICA
OBJETIVOS Aplicar los conocimientos de procesos redox en ejercicios prácticos. Constatar
el poder oxidante y reductor de las sustancias. Manejar las ecuaciones iónicas más difundidas
sobre celdas electrolíticas y pilas voltaicas.
PRERREQUISITOS Oxidorreducción, número de oxidación, hemirreacciones, leyes de
Faraday, Ecuación de Nernst, Celdas electrolíticas y pilas voltaicas.
INTRODUCCIÓN TEÓRICA
La electroquímica es la rama de la química que estudia la transformación entre la energía
eléctrica y la energía química. Los procesos electroquímicos son reacciones redox (oxidaciónreducción) en las cuales la energía liberada por una reacción espontánea se convierte en
electricidad o donde la energía eléctrica se aprovecha para inducir una reacción química no
espontánea. En las reacciones redox se transfieren electrones de una sustancia a otra.
Oxidación: proceso en el cual se pierden electrones; se produce un incremento algebraico del
número de oxidación.
Reducción: proceso en el cual se ganan electrones, se produce una disminución algebraica del
número de oxidación.
Reducción
Oxidación
Total
Agente oxidante sustancia que experimenta disminución del número de oxidación (gana
electrones) y oxida a otras sustancias. Los agentes oxidantes siempre se reducen.
Agente reductor sustancia que experimenta aumento del número de oxidación (pierde
electrones) y reduce a otras sustancias. Los agentes reductores siempre se oxidan.
ASIGNACIÓN DE NÚMEROS DE OXIDACIÓN
Podemos usar el siguiente conjunto de reglas para determinar los números de oxidación de un
elemento en un compuesto dado:
1. Todos los elementos en estado libre, no combinados con otros, tienen número de
oxidación cero. (Por ejemplo: Na, Cu, Mg, H2, O2, Cl2, N2).
2. El elemento metálico de un compuesto iónico tiene número de oxidación positivo.
3. En los compuestos covalentes, el número de oxidación negativo se asigna al átomo más
electronegativo.
4. Algunos elementos tienen el mismo número de oxidación en casi todos sus compuestos,
sirven de referencia para determinar los números de oxidación de otros elementos en
sus compuestos.
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a) El número de oxidación del H es +1, a menos que esté combinado con un metal en
hidruros metálicos, en cuyo caso su número de oxidación es -1.
b) El número de oxidación del O es -2, excepto en peróxidos compuestos en los que
existe un enlace –O-O- su número de oxidación es -1.
c) Los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb y Cs) tienen siempre número de oxidación +1.
d) Los metales alcalino-térreos (Be, Mg, Ca, Sr y Ba) tienen siempre número de
oxidación +2.
5. La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos de un compuesto es
cero.
6. La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos de un ion
poliatómico es igual a la carga del ion.
BALANCEO DE ECUACIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN
Para el balanceo de ecuaciones redox se ha desarrollado un procedimiento con iones y
electrones
Ejemplo: Se pide balancear la ecuación que muestra la oxidación de los iones Fe2+ a iones Fe3+
por iones dicromato (Cr2O72-) en medio ácido. Los iones dicromato se reducen a iones Cr3+.
Etapa 1. Se escribe la ecuación no balanceada de la reacción en forma iónica.
Fe2+ + Cr2O72- → Fe3+ + Cr3+
Etapa 2. La ecuación se divide en dos hemirreacciones:
Oxidación:
Reducción:
Fe2+ → Fe3+
→
Etapa 3. Se agregan electrones a uno de los lados de cada hemirreacción de acuerdo al cambio
en el número de oxidación de cada especie
Para la oxidación:
Fe2+ →
Fe3+
+ e-
Se agregó 1e- del lado derecho (el Fe2+ aumentó en 1 su número de oxidación, es decir que
perdió 1 electrón).
Para la etapa de reducción, se multiplica el Cr3+ por 2 para balancear los átomos de Cr. Cada
cromo en el ion dicromato tiene número de oxidación +6, es decir el cambio en la reducción es
de +6 a +3, disminuyó en 3 cada átomo de cromo su número de oxidación, por lo tanto el
Cr2O72- debe ganar 6 e-.
Cr2O72- + 6e- →
2 Cr3+
Etapa 4. Se balancean los átomos en cada una de las hemirreacciones por separado. Para
reacciones en medio ácido, se agrega H2O para balancear los átomos de O y H+ para balancear
los átomos de H. Este es sólo un procedimiento conveniente que no altera la naturaleza de la
reacción. Para reacciones en medio básico, primero se balancean los átomos como si la
reacción ocurriera en medio ácido. Entonces, por cada ion H+, se agrega un número de iones
OH- igual en ambos lados de la ecuación: en el lado en donde aparecen tanto el H+ como el
OH- se combinan los iones para dar H2O.
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Así, la reacción de oxidación ya está balanceada en cuanto a átomos de Fe. Para la etapa de
reducción, como la reacción toma lugar en medio ácido, se agregan 7 moléculas de H2O al lado
derecho para balancear los átomos de O, y para balancear los átomos de H se agregan 14 iones
H+ al lado izquierdo:
14 H+ + Cr2O72- + 6e- → 2 Cr3+ + 7 H2O
Etapa 5. Dado que el número de electrones perdidos en la oxidación debe ser igual al número
de electrones ganados en la reducción, es necesario igualar el número de electrones de las dos
hemirreacciones, multiplicando una o ambas por los coeficientes apropiados.
Como se ganan 6e- (hemirreacción de reducción) y se pierde 1e- (hemirreacción de oxidación),
se multiplica por 6 la hemirreacción de oxidación:
14H + Cr O
+
6Fe
→ 2Cr
→ 6Fe
+ 7H O
+
Etapa 6. Se suman las dos hemirreacciones y se obtiene la ecuación final. Los electrones
deben cancelarse en ambos lados y queda únicamente la ecuación iónica neta balanceada.
14 H+ + Cr2O72- + 6 Fe2+ → 2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O
CELDA ELECTROQUÍMICA, GALVÁNICA O VOLTAICA es un dispositivo
experimental para generar electricidad mediante una reacción redox espontánea.
El funcionamiento de la celda se basa en el principio de que la oxidación de Zn a Zn2+ y la
reducción de Cu2+ a Cu se pueden llevar a cabo simultáneamente, pero en recipientes
separados, con la transferencia de electrones a través de un alambre conductor externo.
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En una celda electroquímica, el ánodo es, por definición, el electrodo en el que se lleva a cabo
la oxidación, y el cátodo es el electrodo donde se efectúa la reducción.
La corriente eléctrica fluye del ánodo al cátodo porque existe una diferencia de energía
potencial eléctrica entre los electrodos. La diferencia de potencial eléctrico entre el ánodo y el
cátodo se mide en forma experimental con un voltímetro, donde la lectura (en volts) es el
voltaje de la celda o fuerza electromotriz (fem).
Por convención, la fem estándar de la celda, Eºcelda (o también ε°), que resulta de las
contribuciones del ánodo y del cátodo, está dada por:
Eº celda = Eº cátodo - Eº ánodo
Donde tanto Eºcátodo como Eºánodo son los potenciales estándar de reducción de los
electrodos.
APLICACIONES DE LA FUERZA ELECTROMOTRIZ
Si los electrodos están formados por metales o no metales en contacto con sus iones, la serie se
conoce como serie electromotriz o serie de actividades de los elementos. Por convención
internacional, los potenciales estándar de los electrodos se encuentran tabulados para
hemirreacciones de reducción. A mayor valor positivo del potencial de reducción, mayor será
la fuerza de la especie de ser un agente oxidante (el elemento se reduce).
ECUACIÓN DE NERNST
Los potenciales en estado estándar se designan Eº, y se refieren a las condiciones en estado
estándar. Éstas son soluciones 1 M para iones, presiones de 1 atm para gases, y sólidos y
líquidos en su estado estándar a 25º C.
En general, las hemirreacciones para potenciales de reducción se expresa así
x Ox
+
n e- → y Red
Donde Red: especie reducida, Ox: especie oxidada, ne-: electrones en juego en la
hemirreacción.
La ecuación de Nernst se emplea para calcular los potenciales de electrodo o potenciales de las
celdas para concentraciones y presiones parciales distintas a los valores del estado estándar.
La ecuación de Nernst para cualquier semicelda catódica a 25°C:
[Red ]
0,059
log
n
[Ox]x
y
E = Eo -
Para potenciales de celdas a 25°C:
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E = Eo -
0,059
log Q
n
siendo Q el cociente de reacción
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ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES REDOX
En una celda electroquímica, la energía química se transforma en energía eléctrica, que en este
caso es el producto de la fem de la celda por la carga eléctrica total (en coulombs) que pasa a
través de la celda y representa el trabajo realizado:
energía eléctrica = volts x coulombs= joules
=
La carga total está determinada por “n” el número de moles que pasan a través del circuito. Por
definición:
carga total = q = nF
Siendo, F la constante de Faraday; 1F = 96500 C/mol y como 1 J= 1C x 1V, se puede expresar
1F= 96500 J/V mol.
La fem medida es el voltaje máximo que la celda puede alcanzar, se utiliza para calcular la
cantidad máxima de trabajo eléctrico que puede obtenerse en una reacción química, así que:
w máximo = - nF E celda
El signo negativo indica que el trabajo eléctrico lo hace el sistema sobre los alrededores.
El cambio de energía libre, ∆G, representa la cantidad máxima de trabajo útil que se puede
obtener de una reacción, por lo tanto se puede escribir:
∆G = w máximo = - n F Ecelda
Para un proceso espontáneo ∆G es negativo. Debido a que tanto n como F son cantidades
positivas, Ecelda debe ser positivo. Para las reacciones en las que los reactivos y productos están
en sus estados estándar, la ecuación se convierte en:
0
∆G0 = - n F Ecelda
0
0
De nuevo Ecelda , es positivo para un proceso espontáneo. Ahora se puede relacionar el Ecelda
con la constante de equilibrio, K, de una reacción redox.
∆G 0 = - R T ln K = - nF E 0celda
0
0
Resolviendo para Ecelda , obtenemos: E celda =
RT
ln K . Por lo tanto, si se conoce cualquiera
nF
0
de las tres cantidades ∆G0, K o Ecelda , las otras dos se pueden calcular con las ecuaciones que
las relacionan.
∆G0 = - nF E0celda
∆G0
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E0celda
∆G0 = - RT lnK
E0celda= (RT/nF) ln K
K
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∆G0
E0celda
Ocurrencia de la reacción
Negativa positiva
Espontánea, ocurre
0 (cero)
0 (cero)
En equilibrio
Positiva
Negativa No espontánea, no ocurre
CELDAS ELECTROLÍTICAS son aquellas en las cuales la energía eléctrica que procede de
una fuente externa provoca reacciones químicas no espontáneas.
La corriente generada por la fuente externa pasa a través de la celda, el Mg metal se produce en
el cátodo y el gas cloro en el ánodo.
LEY DE FARADAY
La cantidad de sustancia que experimenta oxidación o
reducción en cada electrodo durante la electrólisis es
directamente proporcional a la cantidad de electricidad que
atraviesa la celda.
La carga que pasa a través de una celda electrolítica es el
producto de la corriente, I, y el tiempo t:
Carga transportada (Coulombs) = intensidad de corriente (A) x
tiempo (s)
q =
Ixt
.
Para convertir la carga en moles de electrones transferidos, se
usa la constante de Faraday, F, que es la magnitud de la carga
Figura 2: Esquema de la electrólisis por mol de electrones:
de cloruro de magnesio fundido
Carga = molesdee xFmolesdee = %&
'
Combinando el número de moles de electrones requeridos con la relación molar a partir de la
estequiometría de la hemirreacción, se puede deducir la cantidad de producto obtenido.
Masa molar,
Volumen molar
Constante
de Faraday
Estequiometría
Cantidad de
electricidad
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Moles de
electrones
Moles de
producto
Masa o volumen
de producto
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PROBLEMAS RESUELTOS
1.- Determina el número de oxidación del manganeso en el ion permanganato y del nitrógeno
en el nitrato de potasio.
Solución:
Escribir la fórmula correspondiente y asignar los números de oxidación de cada átomo
conocido en la fórmula.
Ion permanganato: MnO4-1 ; n° oxidación del O = -2 y se desconoce el del Mn
Nitrato de potasio: KNO3 ⇒ n° oxidación del K= +1, del O = -2; y se desconoce el del N
Luego se escribe una ecuación para determinar los números de oxidación desconocidos.
Multiplicando cada número de oxidación por el número de átomos de cada elemento en el
compuesto. Tener presente que la suma será cero en un compuesto neutro y en un ion
poliatómico será igual la carga del ion
Ion permanganato: MnO4-1 ⇒ Mn+ 4x(-2) = -1 (la carga del ion) ⇒ Mn=7
Nitrato de potasio: KNO3 ⇒ 1x (+1) +N + 3x (-2) = 0
⇒ N= +5
2.- Calcule la masa de cobre metálico que se produce al hacer pasar 2,50 amperes de corriente
a través de una solución de sulfato de cobre (II) durante 50,0 min.
Solución:
Plantear la ecuación de reducción de los iones cobre (II)
+
2e→
Cu
Cu+2
1 mol
2 mol e1 mol
63,5g
2 x 96500 C
63,5g
Se calcula la carga (nº de coulombs) que pasan a través de la celda
q = 50 min x
60 s 2,50 C
x
= 7,5 x10 3 C
1 min
s
Se calcula la masa de cobre que se produce por el paso de 7,5x103 C
masa Cu = 7,50 x 10 3 C x
1 mol e - 1 mol Cu 63,5 g Cu
x
x
= 2,47 g Cu
96500 C 2 moles e - 1 mol Cu
Relación estequiométrica
3.- En condiciones estándar, ¿oxidarán los iones cromo (III), al cobre metálico formando iones
cobre (II), u oxidará el Cu+2 al cromo metálico formando iones Cr+3?
Solución:
Se consulta la tabla de potenciales estándar de reducción y se eligen las dos hemirreaciones
apropiadas. El que tenga mayor potencial de reducción será el que se reduzca. La
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hemirreacción del cobre tiene el potencial de reducción más positivo de manera que es el
agente oxidante (se reduce).
3(Cu+2
2 Cr
+
+
2e
2(Cr
3 Cu+2
→
→
→
Cu)
Cr+3
2 Cr+3
+
3e)
+ 3 Cu
Eº = 0,337V
Eº = -0,74V
Eºcelda = 0.33 – (-0.74) = 1,08 V
Considerando: ∆G° = -n F E°celda y como Eº celda es positivo, por lo tanto esta reacción es
espontánea, es decir que ocurre. Los iones Cu+2 oxidan espontáneamente el Cr metálico a
iones Cr+3.
4.- Calcule la constante de equilibrio de la siguiente reacción a 25°C:
2 Cu+1 (ac) ↔ Cu2+ (ac) + Cu(s)
Solución:
Las dos hemirreacciones correspondientes son:
Cu+1 (ac) + 1e- → Cu(s)
E0 = 0,52 V
Cu+1 (ac) →Cu2+ (ac) + 1e- E0 = 0,16 V
2 Cu+1 (ac) → Cu2+ (ac) + Cu(s) E0celda= (0,52 – 0,16) V= 0,36 V
Utilizando la expresión que relaciona la K con E0celda, obtenemos:
E 0celda =
RT
8,314J/Kmol x 298 K
ln K = 0,36V =
ln K
nF
1molx96500J/Vmol
Despejando lnK =
1 x 0,36V
= 14
0,0257V
K = 1,21x10 6
5.- 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
Solución:
Escribir y balancear cada una de las hemirreacciones. Se buscan los potenciales de reducción,
se reducirá la especie que tenga mayor potencial de reducción.
MnO4- +
MnO4-
8 H+ + 5 e5 (Fe+2
+ 8 H+
+ 5 Fe+2
Recordando que:
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→
→
→
Mn+2
Fe+3
Mn+2
+ 4 H2O
Eº = 1,51 V
+e )
Eº = 0,771 V
+ 4 H2O + 5 Fe+3 Eºcelda = 0,74 V
()*+,- = ()á/0,0 − (á20,0
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°
()á/0,0 = ()á/0,0
−
9:;<=>
9B8 =
0,059
0,059
log
= 1,51A − log
@
9 ?=
8
5
CB8 D E F9G
°
(á20,0 = (á20,0
−
9:;<=>
9L;
0,059
0,059
log
= 0,771 − IJK
@
9 ?=
9L;
8
1
o
E celda = ( E cátodo
- E °ánodo ) −
E celda
E =H
=
=
0,059
[ Mn +2 ][ Fe +3 ] 5
log
5
[ MnO 4− ][ H + ]8 [ Fe + 2 ] 5
0,059
(1x10 - 4 ) (1) 5
= 0,74V log
5
(1x10 − 2 ) (1x10 -3 ) 8 (0,1) 5
E celda = 0,74V −
0,059
27,0 = (0,74 - 0,32)V = 0,42V
5
CONCURRIR A CLASE CON LIBRO DE QUÍMICA. La resolución de problemas
requerirá el uso de tabla de potenciales estándar de reducción.
PREGUNTAS DE REPASO
1. Clasificar las siguientes proposiciones como F o V. Escribe una proposición V para las que
son F.
a) El número de oxidación en una oxidación disminuye b) Un oxidante cede electrones.
c) Un reductor gana electrones
d) Un oxidante se reduce.
e) Un reductor se reduce
f) En un par redox el reductor es el que está en la forma oxidada.
2. ¿Qué diferencia existe entre una celda electroquímica (como la pila de Daniell) y una celda
electrolítica?
3. Discuta la espontaneidad de una reacción electroquímica en función de su potencial
estándar (Eocelda)
4.
Escriba las ecuaciones que relacionan ∆G° y la K con la fem estándar de una celda. Defina
todos los términos y considere las unidades.
5. ¿Qué es un diagrama de celda? Escriba uno para una celda galvánica compuesta de un
electrodo de Al en contacto con una solución de Al(NO3)3 1M y un electrodo de Ag en
contacto con una solución de AgNO3 0,1M
6. El sodio es el metal alcalino de mayor demanda industrial. a) Indique como se lo encuentra
en la naturaleza b) ¿Por qué no puede obtenerse por electrólisis de una solución acuosa de
cloruro de sodio? Justificar c) Indique los principales usos del Na metálico.
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EJERCITACIÓN
1.- Determinar el número de oxidación de todos los elementos que forman los siguientes
compuestos:
a) H2SO4
b) KCl
c) MnO2
d) FeCl2
e) Na2Cr2O7
2.- Determinar el número de oxidación del nitrógeno en cada uno de los siguientes compuestos:
a) NH3
b) N2O5
c) KNO3
d) HNO2
e) N2O3
f) NH4Cl
3.- Completar y balancear las reacciones siguientes que ocurren en solución ácida acuosa:
a) Ag + NO3- → Ag+ + NO
b) Cl2(g) → ClO3- + Clc) KBrO3 + KBr + HCl → KCl + Br2 + H2O
d) Zn + NO3- → Zn2+ + NH4+
4.- Completar y balancear las reacciones siguientes que ocurren en solución básica acuosa
a) MnO4- (ac) + NO2(g) → MnO2(s) + NO3-(ac)
b) ClO- (ac) + Cr(OH)3 (s) → Cl2 (g) + CrO42-(ac)
5.- El permanganato de potasio reacciona con el ácido clorhídrico para producir cloruro de
manganeso (II), cloro gaseoso, cloruro de potasio y agua.
a) Escribir la ecuación química y balancear por el método del ión electrón.
b) ¿Cuál es el agente oxidante y cuál es el reductor?
6.- a) Escribir las reacciones catódicas, anódicas y total balanceadas de la preparación de cloro
a partir de cloruro de sodio: A) Fundido B) en solución acuosa.
b) Describir la celda empleada en cada caso
c) ¿Cuánto tiempo debe circular una corriente de 0,3 A para obtener 0,8 moles de cloro en
cada caso?
7.- Cuando se electroliza una solución acuosa de cloruro de sodio
a) ¿Cuántos faradays hacen falta en el ánodo para producir 0,015 moles de cloro gaseoso?
Escribir la hemirreacción correspondiente.
b) ¿Cuánto tiempo deberá pasar una corriente de 0,010 A para producir 0,015 moles de
hidrógeno gas en el cátodo? Escribir la hemirreacción correspondiente.
8- ¿Cuántos gramos de Zn metal pueden depositarse en el cátodo al electrolizar cloruro de zinc
fundido si hacemos pasar 0,010 A durante una hora? Escribir las hemirreacciones que ocurren.
9.- Una corriente continua y constante pasa a través de una solución de cloruro de hierro (III), y
la reduce a cloruro de hierro (II). Calcular la intensidad de corriente necesaria para que al cabo
de 13 Hs y 15 minutos se reduzcan 5 g de la sal férrica.
10.- Se puede obtener cloro gaseoso a partir de la electrólisis de cloruro de sodio fundido. La
celda opera a 7V con una corriente de 25 x 103 A. ¿Qué masa de cloro puede producirse en 1
hora? ¿Podría usarse una solución de salmuera para obtener cloro? Justifique
11.- Calcular el trabajo realizado para depositar 5g de cobre de una solución acuosa de sulfato
cúprico utilizando una tensión de 3 V, expresarlo en Joule.
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12.- Para obtener 3,08 g de un metal (M) por electrólisis, se pasa una corriente de 1,3 A a
través de una solución de MCl2 durante 2 horas. Calcular.
a) La masa atómica del metal.
b) Los litros de cloro producidos a 1 atm de presión y 25º C.
13.- Las soluciones acuosas de ácido nítrico oxidan al cobre a ion cúprico y desprenden
vapores monóxido de nitrógeno (NO).
a) Escribir y ajustar las hemirreacciones iónicas correspondientes a dicho proceso
b) Formular la reacción molecular completa correspondiente al proceso global.
c) Calcular el volumen de solución nítrica 0,5 M que se gastarán en disolver 4,94 g de cobre
puro.
14.- Calcular el potencial estándar (Eºcelda) de las siguientes reacciones y predecir cuáles
serán espontáneas:
a) Zn(s) + 2 H+ → Zn2+ + H2(g)
b) H2(g) + Zn2+ → Zn(s) + 2 H+
c) Zn(s) + Cl2(g) → Zn2+ + 2 Cld) 3 Fe2+ + NO3- + 4 H+ → 3 Fe3+ + NO + 2 H2O
15.- Calcular el E de las siguientes reacciones:
a) Pb(s) + 2 H+ → Pb2+ + H2 (g). Si [H+] es 0,010 M; [Pb2+]es 0,10 M y [H2]es 1 x10-6 M
b) 2 Al(s) + 3 I2 → 2 Al3+ + 6 I-. Cuando [Al3+] es 0,10 M y [I-] es 0,010 M.
16.- Calcular la fem de la siguiente celda:
Cd(s)Cd(NO3)2 (0,01 M)AgNO3 (0,5 M)Ag(s)
17. – A partir de los datos de potenciales estándar de reducción de tabla, calcule la constante
de equilibrio a 25°C de la siguiente reacción y predecir si será espontanea.
Br2 (l) + 2 Cl- (ac) → Cl2 (g) + 2 Br- (ac)
Problemas propuestos
1.- Se sabe que el flúor desplaza al yodo de los yoduros para formar el fluoruro
correspondiente.
a) Escriba las hemirreacciones que tienen lugar.
b) Sabiendo que Eº (I2/I-) = 0,53 V, justifique cuál de los tres valores de Eº siguientes: + 2,83
V; + 0,53 V y - 0,47 V, corresponderá al par F2/F-.
2.- Dadas las siguientes reacciones: Mg+ ½ O2 → MgO
Mg + Cl2 → MgCl2
a) Explique lo que ocurre con los electrones de la capa de valencia de los elementos que
intervienen en las mismas.
b) ¿Qué tienen en común ambos procesos para el magnesio?
c) ¿Tienen algo en común los procesos que le ocurren al oxígeno y al cloro?
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3.- Cuando el óxido de manganeso (IV) reacciona con ácido clorhídrico se obtiene cloro
gaseoso, cloruro de manganeso (II) y agua.
a) Escribir la reacción y balancear la misma por el método del ion-electrón.
b) Calcular el volumen de cloro, medido a 20ºC y 700 mmHg de presión, que se obtiene
cuando se añade un exceso de ácido clorhídrico sobre 20 g de un mineral que contiene un 75%
en masa de dióxido de manganeso.
4.- Explique mediante la correspondiente reacción, qué sucede cuando en una solución de
sulfato de hierro (II) se introduce una lámina de:
a) Cd
b) Zn
5.- Con los pares Fe+2/Fe y Sn+4/Sn+2, se construye una pila electroquímica.
a) Indicar el electrodo que actúa como ánodo y el que actúa como cátodo
b). Escribir las hemirreacciones y la reacción global
c) Calcular la fuerza electromotriz de la pila.
6.- ¿Qué cantidad de electricidad es necesaria para que se deposite en el cátodo todo el oro
contenido en un litro de solución 0,1 M de cloruro de oro (III)?
b) ¿Qué volumen de cloro, medido a la presión de 740 mmHg y 25º C, se desprenderá en el
ánodo?
7.- Las celdas fotovoltaicas de una nave espacial suministran una intensidad de corriente de 5A
a una celda electrolítica que contiene nitrato de calcio y electrodos de platino.
a) Escribir las reacciones anódica y catódica que tienen lugar
b) Calcular el potencial estándar de la celda
c) Calcular el volumen que deben tener los tanques de oxígeno gaseoso e hidrógeno gaseoso si
se pretende almacenar estos gases durante un día como máximo en CNPT
8.- En una cubeta se introducen 6 moles de permanganato de potasio y 4 moles de sulfato de
manganeso (II). Luego se agrega agua hasta alcanzar un volumen final de 5L, y se lleva el
sistema conformado a pH 2,13. En otra cubeta se introducen 5,5 moles de cloruro de potasio y
agua hasta alcanzar el mismo volumen. Se dispone de un tanque con cloro gas a una presión de
1,4 atm, alambre de cobre, dos electrodos inertes, solución salina concentrada y un tubo de
conexión para las cubetas. Se debe construir una pila con estos elementos, en un laboratorio
donde la temperatura es de 25°C.
a) Hacer un esquema completo de la pila indicando la marcha de los iones, electrones,
polaridad de los electrodos y las ecuaciones que ocurren en cada electrodo
b) Hallar los potenciales de electrodos de cada cubeta y de la pila
EºMnO4-/Mn++ = 1,49 V EºCl2/Cl- = 1,36V
Química FI UNPSJB 2015
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