Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 1 ELECTROQUÍMICA

Transcript

1 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 1 ELECTROQUÍMICA PROBLEMAS REACCIÓNS 1. No laboratorio pódese preparar cloro gas facendo reaccionar permanganato do potasio sólido con ácido clorhídrico concentrado. a) No transcurso desta reacción redox fórmase cloro, cloruro de manganeso(ll), cloruro de potasio e auga. Escriba e axuste a reacción molecular mediante o método do ión-electrón. b) Calcule o volume de cloro gas, a 20 C e 1 atm (101,3 kpa), que se obtén ao facer reaccionar 10 cm 3 de ácido clorhídrico concentrado do 35,2 % en masa e densidade 1,175 g/cm 3 cun exceso de permanganato de potasio. Datos: R = 0,082 atm L K -1 mol -1 = 8,31 J K -1 mol -1 (P.A.U. Xuño 14) Rta.: a) 2 KMnO HCl 2 MnCl KCl + 5 Cl H 2 O; b) V = 0,853 dm 3 Cl 2 Disolución de ácido clorhídrico: Volume V D (HCl) = 10,0 cm 3 Riqueza r = 35,2 % Densidade ρ = 1,175 g/cm 3 Gas cloro: Temperatura T = 20 ºC = 293 K Presión p = 101,3 kpa = 1, Pa Constante dos gases ideais -1 R = 8,31 J mol-1 K Masa molar do ácido clorhídrico Volume de cloro a 20 ºC e 1 atm V(Cl 2 ) Ecuacións De estado dos gases ideais a) As semirreaccións iónicas son: Oxidación: 2 Cl Cl e Redución: MnO H e Mn H 2 O M(HCl) = 36,5 g/mol p V = n R T Multiplicando a primeira por 5 e a segunda por 2 e sumando, obtemos a reacción iónica global. Sumándolle a ámbolos membros: queda 10 Cl + 2 MnO H + 5 Cl Mn H 2 O 2 K Cl 2 K Cl 2 KMnO HCl 2 MnCl KCl + 5 Cl H 2 O 2 KMnO 4 (aq) + 16 HCl(aq) 2 MnCl 2 (aq) + 2 KCl(aq) + 5 Cl 2 (g) + 8 H 2 O(l) b) A cantidade de ácido clorhídrico que hai en 10 cm 3 de disolución é:

2 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 2 n(hcl)=10,0 cm 3 D HCl 1,175 g D HCl 1,00 cm 3 D HCl A cantidade de gas cloro que se obtén na reacción é n(cl 2 )=0,113 mol HCl Supoñendo comportamento ideal, ocuparán un volume de: 35,2 g HCl 100 g D HCl 5 mol Cl 2 16 mol HCl =0,0354 mol Cl 2 1 mol HCl =0,113 mol HCl 36,5 g HCl n R T V = = 0,0354 mol Cl 2 8,31 J mol 1 K K =8, m 3 =0,853dm 3 Cl p 1, Pa 2. Por oxidación do ión bromuro con ión permanganato no medio ácido, obtense bromo (Br 2) e o sal de manganeso(ii): a) Escriba a reacción iónica e axústea polo método do ión-electrón. b) Calcule cantos gramos de permanganato de potasio poden ser reducidos, por 250 cm 3 dunha disolución de bromuro de potasio de concentración 0,1 mol/dm 3, a sal de manganeso(ii). (P.A.U. Set. 06) Rta.: a) 10 Br + 2 MnO H + 5 Br Mn H 2 O; b) m = 0,79 g KMnO 4 Datos Cifras significativas: 2 Concentración de bromuro de potasio [KBr] = 0,10 mol/dm 3 Volume de disolución de bromuro de potasio V = 250 cm 3 = 0,25 dm 3 Masa molar do permanganato de potasio Masa de KMnO 4 que se pode reducir m(kmno 4 ) a) As semirreaccións iónicas son: Oxidación: 2 Br Br e Redución: MnO H e Mn H 2 O M(KMnO 4 ) = 158 g/mol Multiplicando a primeira por 5 e a segunda por 2 e sumando, danos a reacción iónica global. 10 Br + 2 MnO H + 5 Br Mn H 2 O b) m=0,25 dm 3 D 10 Br (aq) + 2 MnO 4 (aq) + 16 H + (aq) 5 Br 2 (l) + 2 Mn 2+ (aq) + 8 H 2 O(l) 0,10 mol KBr 1 mol dm 3 D 1 mol Br 1 mol KBr 2 mol MnO 4 1 mol KMnO 4 10 Br 1 mol MnO g KMnO 4 1 mol KMnO 4 =0,79 g KMnO 4 3. a) Axuste a seguinte reacción polo método do ión electrón: KMnO 4(aq) + KCl(aq) + H 2SO 4(aq) MnSO 4(aq) + K 2SO 4(aq) + Cl 2(g) + H 2O(l) b) Calcule os gramos de permanganato de potasio necesarios para obter 200 g de sulfato de manganeso(ii), se o rendemento da reacción é do 65,0 %. (P.A.U. Set. 10) Rta.: a) 2 KMnO KCl + 8 H 2 SO 4 2 MnSO K 2 SO Cl H 2 O; b) m = 322 g KMnO 4

3 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 3 Masa de sulfato de manganeso(ii) m(mnso 4 ) = 200 g Rendemento r = 65,0 % Masa molar: Permanganato de potasio M(KMnO 4 ) = 158 g/mol Sulfato de manganeso(ii) Masa de permanganato de potasio m(kmno 4 ) M(MnSO 4 ) = 151 g/mol a) As semirreaccións iónicas son: Oxidación: 2 Cl Cl e Redución: MnO H e Mn H 2 O Multiplicando a primeira por 5 e a segunda por 2 e sumando, obtemos a reacción iónica global. Sumándolle a ámbolos membros: queda 10 Cl + 2 MnO H + 5 Cl Mn H 2 O 12 K SO K SO KMnO KCl + 8 H 2 SO 4 2 MnSO K 2 SO Cl H 2 O 2 KMnO 4 (aq) + 10 KCl(aq) + 8 H 2 SO 4 (aq) 2 MnSO 4 (aq) + 6 K 2 SO 4 (aq) + 5 Cl 2 (g) + 8 H 2 O(l) b) Se o rendemento fose do 100 %, necesitaríanse, m=200 g MnSO 4 1 mol MnSO g MnSO 4 2 mol KMnO 4 2 mol MnSO g KMnO 4 1 mol KMnO 4 =209 g KMnO 4 Pero ao ser só do 65,0 %, haberá que empregar máis, xa que parte del non se aproveita: m '=209 g KMnO 4 teóricos 100 g necesarios 65,0 g teóricos =322 g KMnO 4 necesarios 4. a) Empregando o método do ión electrón axuste a ecuación química que corresponde á seguinte reacción redox: KClO 3(s) + SbCl 3(s) + HCl(aq) SbCl 5(aq) + KCl(s) + H 2O(l) b) Calcule os gramos de KClO 3 que se necesitan para obter 200 g de SbCl 5, se o rendemento da reacción é do 50 %. (P.A.U. Set. 13) Rta.: a) KClO SbCl HCl 3 SbCl 5 + KCl + 3 H 2 O; b) m(kclo 3 ) = 54,6 g Masa de pentacloruro de antimonio m(sbcl 5 ) = 200 g Rendemento r = 50,0 % Masa molar: Pentacloruro de antimonio M(SbCl 5 ) = 299 g/mol Clorato de potasio M(KClO 3 ) = 123 g/mol Masa de clor ato de potasio m(kclo 3 )

4 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 4 a) As semirreaccións iónicas son: Oxidación 1 : Sb 3+ Sb e Redución: ClO H e Cl + 3 H 2 O Multiplicando a primeira por 3 e sumando a segunda, obtemos a reacción iónica global. Sumándolle a ámbolos membros: queda 3 Sb 3+ + ClO H + Cl + 3 H 2 O + 3 Sb 5+ K Cl K Cl KClO SbCl HCl 3 SbCl 5 + KCl + 3 H 2 O KClO 3 (s) + 3 SbCl 3 (s) + 6 HCl(aq) 3 SbCl 5 (aq) + KCl(aq) + 3 H 2 O(l) b) Se o rendemento fose do 100 %, necesitaríanse, m=200 g SbCl 5 1 mol SbCl g SbCl 5 1 mol KClO 3 3 mol SbCl g KClO 3 1 mol KClO 3 =27,3 g KClO 3 Pero ao ser só do 50,0 %, haberá que empregar máis, xa que parte del non se aproveita: m '=27,3 g KClO 3 teóricos 100 g necesarios 50,0 g teóricos =54,6 g KClO 3 necesarios 5. Sábese que o ión MnO 4 oxida o Fe(II) a Fe(III) en presenza de H 2SO 4, mentres se reduce a Mn(II). a) Escriba e axuste polo método do ión-electrón a ecuación iónica global, indicando as semirreaccións correspondentes. b) Que volume de KMnO 4 de concentración 0,02 mol/dm 3 se require para oxidar 40 cm 3 dunha disolución de FeSO 4 de concentración 0,1 mol/dm 3 en disolución de H 2SO 4? (P.A.U. Xuño 11) Rta.: a) 5 Fe 2+ + MnO H + 5 Fe 3+ + Mn H 2 O; b) V D = 40 cm 3 Concentración de KMnO 4 [KMnO 4 ] = 0,0200 mol/dm 3 Volume de disolución de FeSO 4 V F = 40 cm 3 = 0,0400 dm 3 Concentración de FeSO 4 [FeSO 4 ] = 0,100 mol dm -3 Volume de disolución de KMnO 4 necesario para o FeSO 4 V M a) As semirreaccións iónicas son: Oxidación: Fe 2+ Fe e Redución: MnO H e Mn H 2 O Multiplicando a primeira por 5 e sumando, dan a reacción iónica global. 5 Fe 2+ + MnO H + 5 Fe 3+ + Mn H 2 O 5 Fe 2+ (aq) + MnO 4 (aq) + 8 H + (aq) 5 Fe 3+ (aq) + Mn 2+ (aq) + 4 H 2 O(l) 1 Esta semirreacción non é real. Non existe o ión Sb 5+ en disolución acuosa.

5 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 5 b) FeSO 4 (aq) Fe 2+ (aq) + SO 4 2- (aq) [Fe 2+ ] = [FeSO 4 ] KMnO 4 (aq) K + (aq) + MnO 4 (aq) [MnO 4 ] = [KMnO 4 ] V M =0,0400 dm 3 0,100 mol Fe 2+ 1 mol MnO D 4 1,00 dm 3 D M F 1,00 dm 3 D F 5 mol Fe 2+ 0,0200 mol MnO =4, dm 3 =40,0 cm 3 D M 4 6. O permanganato de potasio en presenza de ácido sulfúrico transforma o sulfato de ferro(ii) en sulfato de ferro(iii), formándose tamén sulfato de potasio, sulfato de manganeso(ii) e auga. a) Axusta a reacción molecular. b) Cantos cm 3 de disolución de permanganato de potasio de concentración 0,5 mol/dm 3 serán necesarios para reaccionar con 2,40 gramos de sulfato de ferro(ii)? (P.A.U. Xuño 96) Rta.: a) 10 FeSO KMnO H 2 SO 4 5 Fe 2 (SO 4 ) MnSO H 2 O + K 2 SO 4 ; b) V D = 6,3 cm 3 Concentración de KMnO 4 [KMnO 4 ] = 0,500 mol/dm 3 Masa de FeSO 4 m(feso 4 ) = 2,40 g FeSO 4 Masa molar do sulfato de ferro(ii) Volume de disolución de KMnO 4 necesario para o FeSO 4 a) As semirreaccións iónicas son: Oxidación: Fe 2+ Fe e Redución: MnO H e Mn H 2 O Multiplicando a primeira por 5 e sumando, danos a reacción iónica global. 5 Fe 2+ + MnO H + 5 Fe 3+ + Mn H 2 O Para convertela na reacción molecular sumámoslle a seguinte reacción iónica: M(FeSO 4 ) = 152 g/mol 5 (SO 4 ) 2 + K (SO 4 ) 2 15/2 (SO 4 ) 2 + (SO 4 ) 2 + K + + 1/2 (SO 4 ) 2 V 5 FeSO 4 + KMnO H 2 SO 4 5/2 Fe 2 (SO 4 ) 3 + MnSO H 2 O +1/2 K 2 SO 4 Multiplicando por 2 para suprimir os coeficientes fraccionarios b) 10 FeSO KMnO H 2 SO 4 5 Fe 2 (SO 4 ) MnSO H 2 O + K 2 SO 4 10 FeSO 4 (aq) + 2 KMnO 4 (aq) + 8 H 2 SO 4 (aq) 5 Fe 2 (SO 4 ) 3 (aq) + 2 MnSO 4 (aq) + 8 H 2 O(l) + K 2 SO 4 (aq) V =2,40 g FeSO 4 1,00 mol FeSO g FeSO 4 1 mol KMnO 4 5 mol FeSO 4 1, cm 3 D 0,500 mol MnO 4 =6,3 cm 3 D KMnO 4

6 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 6 7. O ión antimonio(iii) pódese valorar en medio ácido oxidándoo a ión antimonio(v) empregando unha disolución de ión bromato que se converte en ión bromuro. Para valorar 25,0 cm 3 dunha disolución de cloruro de antimonio(iii) gástanse 30,4 cm 3 dunha disolución de bromato de potasio de concentración 0,102 mol/dm 3. a) Axuste a ecuación iónica redox, indicando as semirreaccións de oxidación e redución. b) Cal é a molaridade da disolución de cloruro de antimonio(iii)? (P.A.U. Set. 08) Rta.: a) BrO H Sb 3+ 3 Sb 5+ + Br + 3 H 2 O; b) [SbCl 3 ] = 0,372 mol/dm 3 Volume de disolución de SbCl 3 V 1 = 25,0 cm 3 = 25, dm 3 Volume de disolución de KBrO 3 V 2 = 30,4 cm 3 = 30, dm 3 Concentración da disolución de KBrO 3 [KBrO 3 ] = 0,102 mol/dm 3 Concentración da disolución de SbCl 3 [SbCl 3 ] a) As semirreaccións iónicas son: Oxidación: Sb 3+ Sb e Redución: BrO H e Br + 3 H 2 O Multiplicando a primeira por 3 e sumando, dános a reacción iónica global. BrO H Sb 3+ 3 Sb 5+ + Br + 3 H 2 O BrO 3 (aq) + 6 H + (aq) + 3 Sb 3+ (aq) 3 Sb 5+ (aq) + Br (aq) + 3 H 2 O(l) b) A cantidade de bromato de potasio consumida na valoración é: n(kbro 3 )=30, dm 3 D KBrO 3 0,102 mol KBrO 3 1 dm 3 D KBrO 3 =3, mol KBrO 3 Como o bromato de potasio é un electrolito forte, está totalmente disociado: KBrO 3 (aq) K + (aq) + BrO 3 (aq) polo que a cantidade do ión bromato é a mesma que a do bromato de potasio. n(bro 3 ) = n(kbro 3 ) = 3, mol BrO 3 A cantidade de ión antimonio(iii) consumida na valoración é: n(sb 3+ )=3, mol BrO 3 3 mol Sb 3+ 1 mol BrO 3 =9, mol Sb 3+ Supondo que o cloruro de antimonio(iii) está totalmente disociado, todo o ión antimonio(iii) procede del, e a cantidade de cloruro de antimonio presente nos 25,0 cm 3 de disolución é: A concentración da disolución é: n(sbcl 3 ) = n(sb 3+ ) = 9, mol SbCl 3 [SbCl 3 ]= 9, mol SbCl 3 25, dm 3 D SbCl 3 =0,372 mol SbCl 3 / dm 3 D

7 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 7 8. O ácido nítrico concentrado reacciona co cobre para formar nitrato de cobre(ii), dióxido de nitróxeno e auga. a) Escriba a reacción axustada. b) Cantos cm 3 de HNO 3 do 95 % de pureza e densidade 1,5 g/cm 3 necesítanse para que reaccionen totalmente 3,4 gramos de cobre? c) Que volume de NO 2 formarase, medido a 29 ºC de temperatura e 748 mm Hg de presión? Dato: R = 0,082atm dm 3 moi -1 K -1 (P.A.U. Set. 04) Rta.: a) 4 HNO 3 + Cu Cu(NO 3 ) NO H 2 O; b) V D = 9,5 cm 3 D; c) V = 2,7 dm 3 NO 2 Datos Cifras significativas: 2 HNO 3 : Riqueza r = 95 % Masa de cobre Densidade ρ = 1,5 g/cm 3 m = 3,4 g Cu Gas: Temperatura T = 29 ºC = 302 K Presión p = 748 mm Hg = 0,984 atm Constante dos gases ideais -1 R = 0,082atm dm3 moi-1 K Masa molar: Cobre M(Cu) = 64 g/mol Ácido nítrico Volume de disolución de HNO 3 necesario para reaccionar co Cu Volume de NO 2 que se forma nas condicións indicadas Outros símbolos Cantidade de sustancia (número de moles) Ecuacións De estado dos gases ideais a) As semirreaccións iónicas son: Oxidación: Cu Cu e Redución: NO H + + e NO 2 + H 2 O Multiplicando a segunda por 2 e sumando, dánnos a reacción iónica global. Cu + 2 NO H + Cu NO H 2 O Para convertela na reacción molecular sumámoslle a seguinte reacción iónica: quedando 2 NO 3 2 NO 3 4 HNO 3 + Cu Cu(NO 3 ) NO H 2 O M(HNO 3 ) = 63 g/mol V D V n p V = n R T b) 4 HNO 3 (aq) + Cu(s) Cu(NO 3 ) 2 (aq) + 2 NO 2 (g) + 2 H 2 O(l) V D =3,4 g Cu 1,0 mol Cu 64 g Cu 4 mol HNO 3 1 mol Cu 63 g HNO 3 1 mol HNO g D HNO 3 95 g HNO 3 1,0 cm 3 D HNO 3 1,5 g D HNO 3 =9,5 cm 3 D HNO 3

8 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 8 c) n(no 2 )=3,4 g Cu 1 mol Cu 64 g Cu 2 mol NO 2 1 mol Cu =0,11 mol NO 2 n R T V = p = 0,11 mol NO2 0,082 atm dm3 mol 1 K K =2,7 dm 3 NO 0,984 atm 2 9. A reacción de ácido clorhídrico con dióxido de manganeso xera cloruro de manganeso(ii), cloro e auga. a) Escriba a reacción molecular redox axustada. b) Que volume de cloro, medido a 0,92 atm e 30 ºC, obtense ao reaccionar 150 cm 3 de ácido clorhídrico do 35 % e densidade 1,17 g/cm 3, coa cantidade necesaria de dióxido de manganeso? (P.A.U. Xuño 05) Rta.: a) 4 HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl H 2 O; b) V = 11,4 dm 3 Cl 2 D(HCl) : Riqueza r = 35,0 % Densidade ρ = 1,17 g/cm 3 Volume V D = 150 cm 3 Cl 2 (gas): Temperatura T = 30 ºC = 303 K Presión p = 0,920 atm Constante dos gases ideais -1 R = 0,0820 atm dm3 moi-1 K Masa molar: HCl M(HCl) = 36,5 g/mol Volume de Cl 2 que se forma nas condicións indicadas Outros símbolos Cantidade de sustancia (número de moles) Ecuacións De estado dos gases ideais a) As semirreaccións iónicas son: Oxidación: 2 Cl Cl e Redución: MnO H e Mn H 2 O Reacción iónica global. 2 Cl + MnO H + Cl 2 + Mn H 2 O Para convertela na reacción molecular sumámoslle a seguinte reacción iónica: 2 Cl 2 Cl V n p V = n R T A reacción queda 4 HCl + MnO 2 MnCl 2 + Cl H 2 O 4 HCl(aq) + MnO 2 (s) MnCl 2 (aq) + Cl 2 (g) + 2 H 2 O(l) b) A cantidade de ácido clorhídrico que se consume é:

9 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 9 que produce de cloro n(hcl)=150 cm 3 D 1,17 g D 1 cm 3 D 35,0 g HCl 100 g D 1 mol HCl =1,68 mol HCl 36,5 g HCl n(cl 2 )=1,68 mol HCl Supondo comportamento ideal para o cloro n R T V (Cl 2 )= p 1 mol Cl 2 4 mol HCl =0,421 mol Cl 2 = 0,421 mol Cl 2 0,0820 atm dm3 mol 1 K K =11,4 dm 3 Cl 0,920 atm ml dunha disolución acuosa de cloruro de ferro(ll) fanse reaccionar, no medio ácido, cunha disolución de concentración 0,35 mol/dm 3 de K 2Cr 2O 7 sendo necesarios 64,4 ml desta última para completar a oxidación. Na reacción o ferro(ll) se oxida a ferro(iil) e o ión Cr 2O 7 2 redúcese a cromo(lli). a) Axuste la ecuación iónica da reacción polo método do ión-electrón. b) Calcule a concentración molar da disolución de cloruro de ferro(li). (P.A.U. Xuño 13) Rta.: a) Cr 2 O H Fe 2+ 2 Cr H 2 O + 6 Fe 3+ ; b) [FeCl 2 ] = 1,35 mol/dm 3 Volume de disolución de cloruro de ferro(ii) V r = 100 cm 3 Concentración da disolución de dicromato de potasio [K 2 Cr 2 O 7 ] = 0,350 mol/dm 3 Volume de disolución de dicromato de potasio V o = 64,4 cm 3 Concentración molar da disolución de cloruro de ferro(ii) [FeCl 2 ] Outros símbolos Cantidade de sustancia (número de moles) a) As semirreaccións iónicas son: Oxidación: Fe 2+ Fe 3+ + e Redución: Cr 2 O H e 2 Cr H 2 O Multiplicando a primeira semirreacción por 6 e sumando: Oxidación: 6 Fe 2+ 6 Fe 3+ + e Redución: Reacción iónica global. Cr 2 O H e 2 Cr H 2 O Cr 2 O H Fe 2+ 2 Cr Fe H 2 O Cr 2 O 7 2 (aq) + 14 H + (aq) + 6 Fe 2+ (aq) 2 Cr 3+ (aq) + 6 Fe 3+ (aq) + 7 H 2 O(l) n b) A cantidade de dicromato de potasio que hai en 64,4 cm 3 de disolución de concentración 0,350 mol/dm 3 é: n(k 2 Cr 2 O 7 )=64,4 cm 3 D K 2 Cr 2 O 1 7 dm cm 0,350 mol K Cr O =0,0225mol K 3 1 dm 3 2 Cr 2 O 7 D A concentración de ións dicromato é a mesma:

10 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 10 K 2 Cr 2 O 7 Cr 2 O K + [Cr 2 O 7 2 ] = [K 2 Cr 2 O 7 ] Da estequiometría da reacción, a cantidade de ión ferro(ii) que se necesitará é: n(fe mol Fe 2+ )=0,0225 mol Cr 2 O 7 =0,135 mol Fe mol Cr 2 O 7 A cantidade de cloruro de ferro(ii) é a mesma: FeCl 2 2 Cl + Fe 2+ n(fecl 2 ) = n(fe 2+ ) que, ao estar disolvidos en 100 cm 3 dan unha concentración de: [Fe 2 Cl]= 0,135 mol Fe 2 Cl 0,100 dm 3 D =1,35 mol Fe 2Cl/ dm 3 D 11. O ferro(ll) pode ser oxidado por unha disolución ácida de dicromato de potasio de acordo coa seguinte ecuación iónica: Cr 2 O 7 2 +Fe 2+ H+ Cr 3+ +Fe 3+ a) Axuste a reacción iónica que ten lugar polo método do ión-electrón. b) Se se utilizan 26,0 cm 3 dunha disolución de dicromato de potasio de concentración 0,0250 mol/dm 3 para valorar 25,0 cm 3 dunha disolución que contén Fe 2+, cal é a concentración dela disolución de Fe 2+? (P.A.U. Set. 14) Rta.: a) Cr 2 O H Fe 2+ 2 Cr H 2 O + 6 Fe 3+ ; b) [Fe 2+ ] = 0,156 mol/dm 3 Volume de disolución de dicromato de potasio V o = 26,0 cm 3 Concentración da disolución de dicromato de potasio [K 2 Cr 2 O 7 ] = 0,0250 mol/dm 3 Volume da disolución que contén ión ferro(ii) V r = 25,0 cm 3 Concentración molar da disolución que contén ión ferro(ii) [FeCl 2 ] Outros símbolos Cantidade de sustancia (número de moles) a) As semirreaccións iónicas son: Oxidación: Fe 2+ Fe 3+ + e Redución: Cr 2 O H e 2 Cr H 2 O Multiplicando a primeira semirreacción por 6 e sumando: Oxidación: 6 Fe 2+ 6 Fe 3+ + e Redución: Reacción iónica global Cr 2 O H e 2 Cr H 2 O Cr 2 O H Fe 2+ 2 Cr Fe H 2 O Cr 2 O 7 2 (aq) + 14 H + (aq) + 6 Fe 2+ (aq) 2 Cr 3+ (aq) + 6 Fe 3+ (aq) + 7 H 2 O(l) n

11 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 11 b) A cantidade de dicromato de potasio que hai en 26,0 cm 3 de disolución de concentración 0,0250 mol/dm 3 é: n(k 2 Cr 2 O 7 )=26,0 cm 3 D K 2 Cr 2 O 1 7 dm cm 0,0250 mol K Cr O =6, mol K 3 1 dm 3 2 Cr 2 O 7 D A concentración de ións dicromato é a mesma: K 2 Cr 2 O 7 Cr 2 O K + [Cr 2 O 7 2 ] = [K 2 Cr 2 O 7 ] Da estequiometría da reacción, a cantidade de ión ferro(ii) que se necesitará é: n(fe 2+ )=6, mol Cr 2 O mol Fe 2+ que, ao estar disolvidos en 25,0 cm 3 dan unha concentración de: 1 mol Cr 2 O 7 2 =3, mol Fe 2+ [Fe 2+ ]= 3, mol Fe 2+ =0,156 mol Fe 2+ /dm 3 D 0,025 dm 3 D 12. a) Axuste polo método do iónelectrón a seguinte ecuación química, indicando as semirreaccións correspondentes, a especie que se oxida e a que se reduce: K 2Cr 2O 7(aq) + FeSO 4(aq) + H 2SO 4(aq) K 2SO 4(aq) + Cr 2(SO 4) 3(aq) + Fe 2(SO 4) 3(aq) + H 2O(l) b) Cantos gramos de sulfato de cromo(iii) poderán obterse a partir de 5,0 g de dicromato de potasio se o rendemento da reacción é do 60 %? (P.A.U. Xuño 08) Rta.: a) K 2 Cr 2 O FeSO H 2 SO 4 K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) Fe 2 (SO 4 ) H 2 O b) m = 4,0 g Cr 2 (SO 4 ) 3 Masa de dicromato de potasio m(k 2 Cr 2 O 7 ) = 5,00 g Rendemento da reacción r = 60,0 % Masa molar: Dicromato de potasio M(K 2 Cr 2 O 7 ) = 294 g/mol Sulfato de cromo(iii) Masa de Cr 2 (SO 4 ) 3 que se obtén cun rendemento do 60 % Outros símbolos Cantidade de sustancia(número de moles) a) As semirreaccións iónicas son: Oxidación: Fe 2+ Fe 3+ + e Redución: Cr 2 O H e 2 Cr H 2 O M(Cr 2 (SO 4 ) 3 ) = 392 g/mol m n Multiplicando a primeira semirreacción por 6 e sumando: Oxidación: 6 Fe 2+ 6 Fe 3+ + e Redución: Cr 2 O H e 2 Cr H 2 O

12 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 12 Reacción iónica global. Cr 2 O H Fe 2+ 2 Cr H 2 O + 6 Fe 3+ Para convertela na reacción global sumámoslle a seguinte reacción iónica: 2 K SO K SO 4 2 e obtense: K 2 Cr 2 O FeSO H 2 SO 4 K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) Fe 2 (SO 4 ) H 2 O K 2 Cr 2 O 7 (aq) + 6 FeSO 4 (aq) + 7 H 2 SO 4 (aq) K 2 SO 4 (aq) + Cr 2 (SO 4 ) 3 (aq) + 3 Fe 2 (SO 4 ) 3 (aq) + 7 H 2 O(l) b) A cantidade de dicromato de potasio que hai en 5,00 g é: n(k 2 Cr 2 O 7 )=5,00 g K 2 Cr 2 O 7 1 mol K 2 Cr 2 O g K 2 Cr 2 O 7 =0,0170 mol K 2 Cr 2 O 7 Cada mol de dicromato de potasio de potasio produciría un mol de sulfato de cromo(iii) se o rendemento fose do 100 %. Pero como é do 60,0 %, a cantidade de sulfato de cromo(iii) obtida será: n(cr 2 (SO 4 ) 3 )=0,0170 mol K 2 Cr 2 O 7 1 mol Cr 2 (SO 4 ) 3 1 mol K 2 Cr 2 O 7 60 mol obtenidos 100 mol esperados =0,0102 mol Cr 2(SO 4 ) 3 obt. A masa obtida é: m(cr 2 (SO 4 ) 3 )=0,0102 mol Cr 2 (SO 4 ) g Cr 2 (SO 4 ) 3 1 mol Cr 2 (SO 4 ) 3 =4,00 g Cr 2 (SO 4 ) O dicromato de potasio, K 2Cr 2O 7, en medio ácido, oxida os ións cloruro ata cloro, reducíndose a un sal de cromo(iii). a) Escriba e axuste polo método do ión-electrón a ecuación iónica correspondente. b) Cantos litros de cloro, medidos a 25ºC e 1,2 atm (121,6 kpa), se poden obter se 100 cm 3 de disolución de K 2Cr 2O 7 de concentración 0,03 mol/dm 3 reaccionan cun exceso de cloruro de potasio no medio ácido? R = 0,082 atm dm 3 K -1 mol -1 = 8,31 J K -1 mol -1 (P.A.U. Xuño 10) Rta.: a) Cr 2 O H Cl 2 Cr H 2 O + 3 Cl 2 ; b) V = 0,18 dm 3 Cl 2 Volume de disolución de dicromato de potasio V D = 100 cm 3 = 0,100 dm 3 Concentración da disolución de dicromato de potasio [K 2 Cr 2 O 7 ] = 0,0300 mol/dm 3 Cl 2 (gas): Temperatura T = 25 ºC = 298 K Presión p = 121,6 kpa = 1, Pa Constante dos gases ideais -1 R = 8,31 J mol-1 K Volume de cloro obtido Outros símbolos Cantidade de sustancia (número de moles) Ecuacións De estado dos gases ideais a) As semirreaccións iónicas son: Oxidación: 2 Cl Cl e V n p V = n R T

13 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 13 Redución: 2 Cr 2 O H e 2 Cr H 2 O Multiplicando a primeira semirreacción por 3 e sumando: Oxidación: 6 Cl 3 Cl e Redución: 2 Cr 2 O H e 2 Cr H 2 O Reacción iónica global. 2 Cr 2 O H Cl 3 Cl Cr H 2 O 2 Cr 2 O 7 (aq) + 14 H + (aq) + 6 Cl (aq) 2 Cr 3+ (aq) + 3 Cl 2 (g) + 7 H 2 O(l) b) A cantidade de dicromato de potasio que hai en 100 cm 3 de disolución de concentración 0,0300 mol/dm 3 é: n(k 2 Cr 2 O 7 )=0,100 dm 3 D 0,0300 mol K 2Cr 2 O 7 =0,00300 mol K 1 dm 3 2 Cr 2 O 7 D Cada mol de dicromato de potasio contén unha mol de ión dicromato e producirá tres moles de cloro. Pódense obter: K 2 Cr 2 O 7 (aq) Cr 2 O 7 2 (aq) + 2 K + (aq) 2 1mol Cr n(cl 2 )=0,00300 mol K 2 Cr 2 O 2 O 7 3 mol Cl mol K 2 Cr 2 O 7 1 mol Cr 2 O =0,00900 mol Cl Supondo comportamento ideal para o cloro V (Cl 2 )= n R T p =0,00900 mol H 2 8,31 J mol 1 K K =1, m 3 =183 cm 3 Cl 1, Pa 14. O cinabrio é un mineral que contén sulfuro de mercurio(ii). Unha mostra de cinabrio faise reaccionar cunha disolución de ácido nítrico concentrado, de maneira que o sulfuro de mercurio(ii) presente no mineral reacciona co ácido formando monóxido de nitróxeno, sulfato de mercurio(ii) e auga. a) Axuste a reacción molecular polo método do ión-electrón. b) Calcule o volume de ácido nítrico de concentración 12,0 mol/dm 3 que reaccionará co sulfuro de mercurio(ii) presente en 10,0 g de cinabrio que contén un 92,5 % en peso de sulfuro de mercurio(ii). (P.A.U. Xuño 09) Rta.: a) 3 HgS + 8 HNO 3 8 NO + 3 HgSO H 2 O; b) V D = 8,84 cm 3 D HNO 3 12,0 mol/dm 3 Masa de cinabrio m = 10,0 g Contido de HgS no cinabrio r = 92,5 % Concentración de la disolución de ácido nítrico [HNO 3 ] = 12,0 mol/dm 3 Masa molar: HgS Volume de disolución de ácido nítrico Outros símbolos Cantidade de substancia (número de moles) a) A reacción é M(HgS) = 233 g/mol V n

14 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 14 As semirreaccións iónicas son: HgS + HNO 3 NO + HgSO 4 + H 2 O Oxidación: S H 2 O SO H e Redución: NO H e NO + 2 H 2 O Multiplicando a primeira semirreacción por 3 e a segunda por 8 e sumando: Oxidación: 3 S H 2 O 3 SO H e Redución: 8 NO H e 8 NO + 16 H 2 O Reacción iónica global. 8 NO H S 2 8 NO + 3 SO H 2 O que corresponde á reacción axustada: 3 HgS + 8 HNO 3 8 NO + 3 HgSO H 2 O 3 HgS(s) + 8 HNO 3 (aq) 8 NO(g) + 3 HgSO 4 (s) + 4 H 2 O(l) b) A cantidade de HgS que hai en 10,0 g de cinabrio é: n(hgs)=10,0 g cinabrio 92,5 g HgS 100 g cinabrio 1 mol HgS =0,0398 mol HgS 233 g HgS que necesitará un volume de ácido nítrico de concentración 12,0 mol/dm 3 igual a: V D (HNO 3 )=0,0398 mol HgS 8 mol HNO 3 3 mol HgS 1000 cm3 D HNO 3 12,0 mol HNO 3 =8,84 cm 3 D HNO O estaño metálico reacciona co ácido nítrico concentrado e forma óxido de estaño(lv), dióxido de nitróxeno e auga. a) Axuste a reacción que ten lugar polo método do ión-electrón. b) Calcule o volume dunha disolución de ácido nítrico do 16,0 % en masa e densidade 1,09 g/cm 3 que reaccionará con 2,00 g de estaño. (P.A.U. Xuño 12) Rta.: a) 4 HNO 3 + Sn 4 NO 2 + SnO H 2 O; b) V = 24,3 cm 3 D HNO 3 D(HCl) : Riqueza r = 16,0 % Masa de estaño Masa atómica do estaño Densidade ρ = 1,09 g/cm 3 Volume de disolución de ácido nítrico Outros símbolos Cantidade de sustancia (número de moles) Ecuacións m = 2,00 g M(Sn) = 119 g/mol V n Densidade ρ= m V a) As semirreaccións iónicas son:

15 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 15 Oxidación: Sn + 2 H 2 O SnO H e Redución: NO H + + e NO 2 + H 2 O Multiplicando a segunda semirreacción por 4 e sumando: Oxidación: Sn + 2 H 2 O SnO H e Redución: 4 NO H e 4 NO H 2 O Reacción iónica global. 4 NO H + + Sn 4 NO 2 + SnO H 2 O que se pode escribir: b) A cantidade de estaño que reacciona é: que necesitará de ácido nítrico 4 HNO 3 + Sn 4 NO 2 + SnO H 2 O 4 HNO 3 (aq) + Sn(s) 4 NO 2 (g) + SnO 2 (s) + 2 H 2 O(l) n(sn)=2,00 g Sn 1 mol Sn =0,0168 mol Sn 119 g Sn n(hno 3 )=0,0168 mol Sn 4 mol HNO 3 1 mol Sn =0,0674 mol HNO 3 que corresponde a unha masa de ácido nítrico puro de: m(hno 3 )=0,0674 mol HNO 3 63,0 g HNO 3 1 mol HNO 3 =4,25 g HNO 3 A masa de disolución de ácido nítrico ao 16,0 % que contén eses 4,25 g de HNO 3 é: que ocupan un volume de: m(d)=4,25 g HNO g D 16,0 g HNO 3 =26,5 g D V (D)= m ρ = 26,5 g D 1,09 g/ cm 3=24,3 cm3 D ELECTRÓLISE 1. Unha corrente de 5,00 A que circula durante 30 minutos deposita 3,048 gramos de cinc no cátodo. a) Calcula a masa equivalente do cinc. b) Cantos gramos de cobre depositaranse ao pasar 10,00 A durante unha hora? (P.A.U. Xuño 98) Rta.: a) m eq (Zn) = 32,7 g Zn / mol e; b) m(cu) = 11,8 g Cu. Intensidade de corrente eléctrica Tempo para a masa de Zn depositada Masa de Zn depositada Intensidade de corrente para depositar Cu Tempo para depositar Cu I = 5,00 A t = 30,0 min = 1, s m(zn) = 3,048 g Zn I' = 10,00 A t' = 1,00 h = 3, s

16 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 16 Faraday (1 mol electróns) Masa atómica do cobre Masa equivalente do cinc Masa de Cu depositada ao pasar 10,00 A durante unha hora Outros símbolos Cantidade de sustancia (número de moles) a) A reacción no cátodo é: Zn e Zn Masa equivalente é a masa depositada por 1 mol de electróns (1 Faraday): n(e)=5,00 A 1, s b) No caso do cobre, a reacción no cátodo é: F = 9, C M(Cu) = 63,5 g/mol m eq (Zn) m(cu) 1 mol e =0,093 mol e 9, C m eq (Zn) = 3,084 g Zn / 0,093 mol e = 32,7 g Zn / mol e n'(e)=10,00 A 3, s Cu e Cu 1 mol e =0,373 mol e 9, C n m(cu)=0,373 mol e 1 mol Cu 2 mol e 63,5 g Cu =11,8 g Cu 1 mol Cu 2. Durante a electrólise do cloruro de magnesio fundido: a) Cantos gramos de Mg prodúcense cando pasan 8, culombios a través da célula? b) Canto tempo tárdase en depositar 0,500 gramos de Mg cunha corrente de 25,0 amperios? c) Cantos litros de cloro obteranse no punto (b) a unha presión de 1,23 atm e a unha temperatura de 27 ºC. d) Escribe os procesos electrolíticos que ocorren no ánodo e no cátodo. (P.A.U. Set. 00) Rta.: a) 1,11 g de Mg; b) 159 s; c) 0,42 dm 3 ; d) ánodo: 2 Cl Cl 2 + 2e - ; cátodo: Mg e Mg Carga eléctrica que atravesa a célula (apdo. a) Masa de Mg depositada en con unha Intensidade que atravesa a célula Presión do gas cloro Q = 8, C m(mg) = 0,500 g I = 25,0 A p = 1,23 atm Temperatura do gas cloro T = 27 ºC = 300 K Constante dos gases ideais -1 R = 0,082 atm dm3 K-1 mol Masa atómica do magnesio M(Mg) = 24,3 g/mol

17 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 17 Masa de Mg depositada cando pasan 8, C Tempo que se tarda en depositar 0,500 g de Mg Volume de gas Cl 2 desprendido Outros símbolos Cantidade de sustancia (número de moles) m(mg) t V n a) A reacción no cátodo é: Mg e Mg n(e ) = 8, C 1 mol e / C = 0,0912 mol e b) m(mg)=0,0912 mol e n(e)=0,500 g Mg 1 mol Mg 2 mol e 1,00 mol Mg 24,3 g Mg 24,3 g Mg =1,11 g Mg 1,00 mol Mg 2 mol e =0,0412 mol e 1 mol Mg t = 0,0412 mol e C/mol e / 25,0 A = 159 s c) A reacción de electrólise é: MgCl 2 Mg (s) + Cl 2(g) A reacción no ánodo é: 2 Cl Cl e Supondo comportamento ideal para o cloro: n R T V = p n(cl 2 ) = ½ n(e) = 0,0206 mol Cl 2 = 0,0206 mol Cl 2 0,0820 atm dm3 mol 1 K K =0,412 dm 3 =412 cm 3 Cl 1,23 atm 2 d) A reacción no ánodo é a de oxidación: 2 Cl Cl e A reacción no cátodo é a de redución: Mg e Mg CUESTIÓNS REACCIÓNS REDOX 1. O KMnO 4 en presenza de H 2SO 4 é capaz de oxidar H 2S a S elemental, formándose MnSO 4, K 2SO 4 e auga. a) Axusta a reacción. b) Indica o oxidante e o redutor. c) Indica a especie que se oxida e a que se reduce. (P.A.U. Set. 96) a) As semirreaccións iónicas, axustadas polo método do ión-electrón son: Oxidación: S 2 S + 2 e Redución: MnO 4 + 8H e Mn H 2 O

18 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 18 Multiplicando a primeira por 5 e a segunda por 2 e sumando, obtense a reacción iónica axustada: 5 S MnO H + 5 S + 2 Mn H 2 O Para chegar á ecuación molecular axustada, sumamos en ambos os membros os ións que faltan: 2 K SO 4 2 SO K SO 4 2 queda: 5 H 2 S + 2 KMnO H 2 SO 4 5 S + 2 MnSO 4 + K 2 SO H 2 O 5 H 2 S(aq) + 2 KMnO 4 (aq) + 3 H 2 SO 4 (aq) 5 S(s) + 2 MnSO 4 (aq) + K 2 SO 4 (aq) + 8 H 2 O(l) b) O axente oxidante é o responsable da oxidación (redúcese, gaña os electróns que se perden na oxidación) e é o ión permanganato. O axente redutor é o ión S 2 c) A especie que se oxida é a que cede electróns: o ión S 2 ; a especie que se reduce é a que gaña electróns; o ión MnO 4 2. Considere o seguinte proceso de oxidación-redución: Cu + HNO 3 Cu(NO 3) 2 + NO + H 2O a) Escriba as semirreaccións de oxidación e redución. b) Indique cal é o oxidante, e cal o redutor. c) Axuste a reacción. (P.A.U. Set. 05) a) As semirreaccións iónicas, axustadas polo método do ión-electrón son: Oxidación: Cu Cu e Redución: NO H e NO + 2 H 2 O b) O axente oxidante é o responsable da oxidación( redúcese, gaña os electróns que se perden na oxidación) e é o ión nitrato NO 3. O axente redutor é o cobre metálico Cu. c) Multiplicando a primeira semirreacción por 3 e a segunda por 2 e sumando, obtense a reacción iónica axustada: 3 Cu + 2 NO H + 3 Cu NO + 4 H 2 O Para chegar ao ecuación molecular axustada, sumamos en ambos os membros os ións que faltan: 6 NO 3 6 NO 3 queda: 3 Cu + 8 HNO 3 3 Cu(NO 3 ) NO + 4 H 2 O 3 Cu(s) + 8 HNO 3 (aq) 3 Cu(NO 3 ) 2 (aq) + 2 NO(g) + 4 H 2 O(l) 3. Empregando o método do ión electrón axuste a ecuación química que corresponde á seguinte reacción redox: I 2(s) + HNO 3(aq) HIO 3(aq) + NO(g) + H 2O(l) (P.A.U. Set. 11) As semirreaccións iónicas son: Oxidación: I H 2 O 2 IO H e Redución: NO H e NO + 2 H 2 O Multiplicando a primeira por 3 e a segunda por 10 e sumando, dá a reacción iónica global: 3 I NO H + 6 IO NO + 2 H 2 O sumando 6 H + a cada lado da ecuación queda

19 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 19 3 I 2 (s) + 10 HNO 3 (aq) 6 HIO 3 (aq) + 10 NO(g) + 2 H 2 O(l) POTENCIAIS REDOX 1. Tendo en conta os potenciais normais de redución, Eº, dos seguintes pares: Ag + /Ag = +0,80 V; Zn 2+ /Zn = -0,76 V; Cu 2+ /Cu = +0,34 V. a) Ordena os metais en orde crecente segundo o seu carácter redutor. b) Cal ou cales deben liberar hidróxeno cando se fan reaccionar con disolucións ácidas? Razoa as respostas. (P.A.U. Xuño 97) a) A relación matemática entre a enerxía libre ΔG de Gibbs e o potencial electroquímico E, é ΔG = -n F E no que n é o número de electróns intercambiados por cada mol de especie reducida ou oxidada, F é o Faraday que corresponde á carga dun mol de electróns e E é o potencial electroquímico do proceso. Se o potencial de redución é negativo, a variación de enerxía libre de Gibbs é positiva e o proceso de redución non será espontáneo, Zn e Zn Eº = -0,76 V < 0 ΔGº > 0 non espontáneo. Pero si o é o proceso oposto de oxidación, Zn Zn e Eº = 0,76 V > 0 ΔGº < 0 espontáneo. e con máis canto maior sexa o valor do potencial de redución. Se o metal se oxida, actúa como redutor. Nin o cobre nin a prata son redutores (non teñen tendencia a oxidarse), pero se os incluímos na lista, a orde será: Ag < Cu < Zn b) A reacción cun ácido é un proceso redox na que o ión H + do ácido redúcese a H 2. 2 H e H 2 Eº = 0,00 V Co Zn: Zn Zn e Eº = 0,76 V A reacción global: Zn + 2 H + H 2 + Zn 2+ Eº = 0,76 V e a ΔGº = [C] 0,76 [V] = J = 147 kj é negativa, o que indica que o proceso é espontáneo. Cos outros dous metais non ocorre iso. 2. a) Ao mergullar un cravo de ferro nunha disolución de sulfato de cobre(ii) de concentración 1,0 mol/dm 3, obsérvase que sobre o cravo fórmase unha capa avermellada. Interpreta o fenómeno propondo unha reacción química. b) Indica se se producirá a seguinte reacción: Fe 3+ + Zn 2+ Fe 2+ + Zn, sabendo que os potenciais estándar de redución das semirreaccións son: Eº(Fe 3+ / Fe 2+ ) = +0,77 V; Eº(Zn 2+ /Zn) = -0,76 V. (P.A.U. Set. 97) a) A cor do cobre metálico é avermellado. Pódese supor que a reacción química que se produce é a seguinte reacción redox: Fe + Cu 2+ Fe 2+ + Cu O cobre non é un redutor (como o ouro e a prata, é un metal nobre) pero o ferro si. O ferro metálico reduce ao ión cobre(ii) ata cobre metálico. Se queremos escribir a reacción molecular: Fe + CuSO 4 FeSO 4 + Cu

20 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 20 b) Escribimos as semirreaccións: Redución: Zn e Zn Redución: Fe 3+ + e Fe 2+ Reacción global: Zn 2+ + Fe e Fe 2+ + Zn Non é posible porque só ocorren reducións. Ten que existir un axente redutor que acepte os electróns. 3. Indique razoadamente se a 25 ºC, son verdadeiras ou falsas as afirmacións seguintes: a) O ácido sulfúrico diluído reacciona co cobre e despréndese hidróxeno. Datos: Eº(Cu 2+ /Cu)= +0,34 V; Eº(Cu + /Cu)= +0,52V; Eº(H + /H 2)= 0 V. b) O sodio é moi redutor e o fluor un poderoso oxidante. Datos: Eº(Na + /Na) = -2,71 V; Eº(F 2/F ) = +2,87 V. (P.A.U. Xuño 06) a) A relación matemática entre a enerxía libre ΔG de Gibbs e o potencial electroquímico E, é ΔG = -n F E no que n é o número de electróns intercambiados por cada mol de especie reducida ou oxidada, F é o Faraday que corresponde á carga dun mol de electróns e E é o potencial electroquímico do proceso. Se o potencial de redución é negativo, a variación de enerxía libre de Gibbs é positiva e o proceso de redución non será espontáneo. Existen dúas posibilidades para o cobre, a partir dos potenciais que nos dan Cu e Cu Eº = +0,34 V Cu + + e Cu Eº = +0,52 V Combinando a primeira delas coa de redución do hidróxeno: 2 H e H 2 Eº = 0,00 V Cu Cu e Eº = 0,34 V 2 H + + Cu Cu 2+ + H 2 Eº = 0,34 V dá un potencial de reacción negativo, polo que o proceso non será espontáneo. O outro proceso posible tampouco é espontáneo pola mesma razón. b) O potencial de redución do sodio: Na + + e Na Eº = 2,71 V indícanos que o ión sodio non ten ningunha tendencia a reducirse. Escribindo a reacción de oxidación: Na Na + + e Eº = +2,71 V que fai ver que a tendencia do sodio metálico é a oxidarse (perder electróns) o que indica que actuará como redutor. Para poder predicir se é «moi» redutor deberiamos poder comparar o seu potencial cos doutros elementos ou compostos. Se relacionamos o poder redutor coa tendencia a perder electróns podemos dicir que o sodio, como todos os metais alcalinos son bos redutores. O fluor ten un potencial que nos indica que ten tendencia a reducirse F e 2 F Eº = 2,87 V polo que actuará como oxidante. Isto está de acordo coa electronegatividade do fluor. Sabemos que o fluor é o elemento máis electronegativo, ou sexa, o que ten máis tendencia a «captar» electróns doutros átomos. Será tamén o oxidante máis forte. 4. a) Que sucedería se utilizase unha culler de aluminio para axitar unha disolución de nitrato de ferro(ii)? Datos: Eº(Fe 2+ /Fe)= -0,44 V; Eº(Al 3+ /Al)= -1,76 V (P.A.U. Xuño 11)

21 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 21 Aínda que o criterio para determinar a espontaneidade dunha reacción química é o signo da enerxía libre de Gibbs ΔG < 0 nas reaccións de oxidación-redución emprégase outro baseado no potencial. A relación matemática entre a enerxía libre ΔG de Gibbs e o potencial electroquímico E, é ΔG = -n F E no que n é o número de electróns intercambiados por cada mol de especie reducida ou oxidada, F é o Faraday que corresponde á carga dun mol de electróns e E é o potencial electroquímico do proceso. Como aparece un signo na expresión, a condición para que unha reacción sexa espontánea é que E > 0 As reaccións que poderían suceder son Redución 3 Fe e 3 Fe Eº = -0,44 V Oxidación: 2 Al 2 Al e Eº = +1,76 V Reacción global: 3 Fe Al 2 Al Fe Eº = +1,32 V que ao ter un potencial positivo, é espontánea. Oxídase o aluminio e redúcese o ión Fe 2+ ata Fe metálico. Aínda que para axustar a reacción iónica hai que multiplicar cada semirreacción por un coeficiente, o potencial vale o mesmo, posto que o que cambia é a enerxía libre de Gibbs. Por exemplo, para a redución do ión ferro(ii) Fe e Fe Eº = -0,44 V ΔGº = -2 F Eº = 0,88 F [J] ao multiplicar por 3 queda 3 Fe e 3 Fe ΔGº' = 3 ΔGº = 2,64 F [J] pero a ecuación ΔG = -n F E, queda agora ΔGº' = -6 F Eº' (intercámbianse 6 electróns). Despexando Eº' E º' = 1,54 F [J ] =0,77 V 2 F [C] 5. Indique razoadamente si é verdadeira ou falsa a afirmación seguinte: a) En disolución acuosa, a 25 ºC, os ións Fe 3+ oxidan aos ións I a l 2 mentres se reducen a Fe 2+. Datos: Eº(Fe 3+ /Fe 2+ ) = +0,77 V; Eº(I 2/I ) = +0,53 V (P.A.U. Xuño 13) Aínda que o criterio para determinar a espontaneidade dunha reacción química é o signo da enerxía libre de Gibbs ΔG < 0 nas reaccións de oxidación-redución emprégase outro baseado no potencial. A relación matemática entre a enerxía libre ΔG de Gibbs e o potencial electroquímico E, é ΔG = -n F E no que n é o número de electróns intercambiados por cada mol de especie reducida ou oxidada, F é 1 Faraday que corresponde á carga dun mol de electróns e E é o potencial electroquímico do proceso. Como aparece un signo na expresión, a condición para que unha reacción sexa espontánea é que E > 0 As reaccións que poderían suceder son Redución 2 Fe e 2 Fe 2+ Eº = +0,77 V Oxidación: 2 I I e Eº = -0,53 V Reacción global: 2 Fe I I Fe 2+ Eº = +0,24 V que ao ter un potencial positivo, é espontánea. Se oxida o ión ioduro e redúcese o ión Fe 3+ a ión Fe 2+.

22 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 22 Aínda que para axustar a reacción iónica hai que multiplicar cada semirreacción por un coeficiente, o potencial vale o mesmo, posto que o que cambia é a enerxía libre de Gibbs. Por exemplo, para a redución do ión ferro(iii) a ión ferro(ii) Fe 3+ + e Fe 2+ Eº = +0,77 V ΔGº = - F Eº = -0,77 F [J] ao multiplicar por 2 queda 2 Fe e 2 Fe 2+ ΔGº' = 2 ΔGº = -1,54 F [J] pero a ecuación ΔG = -n F E, queda agora ΔGº' = -2 F Eº' (intercámbianse 2 electróns). Despexando Eº' E º'= 1,54 F [J ] =0,77 V 2 F [C] 6. a) Deduza, a partir dos potenciais de redución estándar se a seguinte reacción: 2 Fe 2+ (aq) + Cl 2(g) 2 Fe 3+ (aq) + 2 Cl (aq) terá lugar nese sentido ou no inverso. Datos: E (Fe 3+ /Fe 2+ ) = +0,77 V; E (Cl 2/Cl ) = +1,36 V (P.A.U. Set. 13) Aínda que o criterio para determinar a espontaneidade dunha reacción química é o signo da enerxía libre de Gibbs ΔG < 0 nas reaccións de oxidación-redución emprégase outro baseado no potencial. A relación matemática entre a enerxía libre ΔG de Gibbs e o potencial electroquímico E, é ΔG = -n F E na que n é o número de electróns intercambiados por cada mol de especie reducida ou oxidada, F é 1 Faraday que corresponde á carga dun mol de electróns e E é o potencial electroquímico do proceso. Como aparece un signo na expresión, a condición para que unha reacción sexa espontánea é que E > 0 A reacción proposta desdobrase en dúas semirreaccións Oxidación: 2 Fe 2+ 2 Fe e Eº = -0,77 V Redución: Cl e 2 Cl Eº = +1,36 V Reacción global: Cl Fe 2+ 2 Fe Cl Eº = +0,59 V que ao ter un potencial positivo, é espontánea. Se oxida o ión Fe 2+ a ión Fe 3+ e o cloro redúcese a ión cloruro. Aínda que para axustar a reacción iónica hai que multiplicar cada semirreacción por un coeficiente, o potencial vale o mesmo, posto que o que cambia é a enerxía libre de Gibbs. Por exemplo, para a redución do ión ferro(iii) a ión ferro(ii) Fe 3+ + e Fe 2+ Eº = +0,77 V ΔGº = - F Eº = -0,77 F [J] ao multiplicar por 2 queda 2 Fe e 2 Fe 2+ ΔGº' = 2 ΔGº = -1,54 F [J] pero a ecuación ΔG = -n F E, queda agora ΔGº' = -2 F Eº' (intercámbianse 2 electróns). Despexando Eº' E º'= 1,54 F [J ] =0,77 V 2 F [C] 7. Predí se se producirá unha reacción espontánea nos seguintes casos: a) Cando se introduce un arame de prata nunha disolución de sulfato de cinc. b) Cando se emprega unha culler de aluminio para axitar unha disolución de nitrato de ferro(ii). DATOS: Eº(Ag + /Ag) = 0,80 V, Eº(Zn 2+ /Zn) = -0,76 V, Eº(Al 3+ /AI) = -1,67 V; Eº(Fe 2+ /Fe) = -0,44 V. Xustifica a resposta. (P.A.U. Set. 98) Rta.: a) Non; b) Si. 8. Que pasará se pomos unha disolución de sulfato de cobre(ii): a) Nun recipiente de cinc?

23 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 23 b) Nun recipiente de prata? Datos: Eº[Cu(II)/Cu(s)] = +0,34 V; Eº[Zn(II)/Zn(s)] = -0,76 V; Eº[Ag(I)/Ag(s)] = +0,80 V. Razoa as respostas. (P.A.U. Xuño 00) Rta.: a) Hai reacción. Eº > 0; b) Non hai reacción Eº < Indique razoadamente o que acontecerá se a unha disolución de FeSO 4 lle engadimos: a) Anaquiños de cinc. b) Limaduras de cobre. Datos: Eº(Fe 2+ /Fe)= -0,44 V; Eº(Zn 2+ /Zn) = -0,76 V; Eº(Cu 2+ /Cu) = +0,34 V (P.A.U. Xuño 10, Xuño 01) Aínda que o criterio para determinar a espontaneidade dunha reacción química e o signo da enerxía libre de Gibbs ΔG < 0 nas reaccións de oxidación-redución emprégase outro baseado no potencial. A relación matemática entre a enerxía libre ΔG de Gibbs e o potencial electroquímico E, é ΔG = -n F E no que n é o número de electróns intercambiados por cada mol de especie reducida ou oxidada, F é o Faraday que corresponde á carga dun mol de electróns e E é o potencial electroquímico do proceso. Como aparece un signo na expresión, a condición para que unha reacción sexa espontánea é que E > 0 Poderíase reducir o ión Fe 2+ ata Fe metálico se o potencial da reacción global fose positivo. Para o primeiro caso as reaccións que poderían suceder son Redución Fe e Fe Eº = -0,44 V Oxidación: Zn Zn e Eº = +0,76 V Reacción global: Fe 2+ + Zn Zn 2+ + Fe Eº = +0,32 V que ao ter un potencial positivo, é espontánea. Neste caso oxídase o cinc e redúcese o ión Fe 2+ ata Fe metálico. No segundo caso as reaccións que poderían suceder son redución Fe e Fe Eº = -0,44 V oxidación: Cu Cu e Eº = -0,34 V reacción global: Fe 2+ + Cu Cu 2+ + Fe Eº = -0,76 V que ao ter un potencial negativo, non é espontánea. Neste caso non sucederá reacción algunha. 10. Explique razoadamente que sucederá se nunha disolución de sulfato de cobre(ii) de concentración 1,0 mol/dm 3 introducimos: a) Unha vara de Zn. b) Unha vara de prata. Datos: Eº(Cu 2+ /Cu)= +0,34 V; Eº(Ag + /Ag)= +0,80 V; Eº(Zn 2+ /Zn)= -0,76 V (P.A.U. Set. 07) a) A relación matemática entre a enerxía libre ΔG de Gibbs e o potencial electroquímico E, é ΔG = -n F E no que n é o número de electróns intercambiados por cada mol de especie reducida ou oxidada, F é o Faraday que corresponde á carga dun mol de electróns e E é o potencial electroquímico do proceso. Se o potencial de redución é negativo, a variación de enerxía libre de Gibbs é positiva e o proceso de redución non será espontáneo. Dos datos dos potenciais de redución:

24 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 24 Cu e Cu Eº = +0,34 V Zn e Zn Eº = 0,76 V Pódense combinar para unha oxidación-redución: Oxidación: Zn 2 e Zn 2+ Eº = 0,76 V Redución: Cu e Cu Eº = +0,34 V Cu 2+ + Zn Cu + Zn 2+ Eº = 1,10 V dá un potencial de reacción positivo, polo que o proceso será espontáneo. b) Combinando os datos da prata e o cobre: Oxidación: Cu Cu e Eº = 0,34 V Redución: 2 Ag + + 2e 2 Ag Eº = +0,80 V Cu 2+ + Zn Cu + Zn 2+ Eº = +0,46 V vese que o potencial de reacción positivo, para que o proceso sexa espontáneo, corresponde á reacción na que o ión prata se reduce e o cobre metálico se oxida. Xa que logo, a oxidación da prata polo ión cobre(ii) non é un proceso espontáneo. 11. Unha disolución acuosa contén ioduro de sodio e cloruro de sodio, NaI e NaCl. Se todas as especies están en condicións estándar e se engade Br 2(l), razoe: a) Se o bromo oxida os ións I - (aq) a I 2(s). b) Se o bromo oxida aos ións Cl - (aq) a Cl 2(g). Datos Eº(I 2/I - )= +0,53 V; Eº(Br 2/Br - )= +1,07 V; Eº(Cl 2/Cl - )= +1,36 V (P.A.U. Set. 09) a) O poder oxidante ven dado polo valor do potencial de redución. O bromo é máis oxidante que o iodo pero menos que o cloro. Unha reacción é espontánea se o valor de variación de ΔG, enerxía libre de Gibbs, é negativo. A relación matemática entre a enerxía libre ΔG de Gibbs e o potencial electroquímico E, é ΔG = -n F E no que n é o número de electróns intercambiados por cada mol de especie reducida ou oxidada, F é o Faraday que corresponde á carga dun mol de electróns e E é o potencial electroquímico do proceso. O proceso entre o bromo(l) e os ións ioduro, pódese descompoñer en dúas semirreaccións: Oxidación: 2 I - (aq) I 2 (aq) + 2 e Eº = -0,53 V Redución: Br 2 (l) + 2 e 2 Br (aq) Eº = +1,07 V Proceso global: Br 2 (l) + 2 I - (aq) I 2 (aq) + 2 Br (aq) Eº = +0,54 V Como o signo do potencial é positivo, o da enerxía libre de Gibbs será negativo e o proceso será espontáneo. b) O proceso entre o bromo(l) e os ións cloruro, pódese descompoñer en dúas semirreaccións: Oxidación: 2 Cl - (aq) Cl 2 (aq) + 2 e Eº = -1,36 V Redución: Br 2 (l) + 2 e 2 Br (aq) Eº = +1,07 V Proceso global: Br 2 (l) + 2 Cl - (aq) Cl 2 (aq) + 2 Br (aq) Eº = -0,29 V Como o signo do potencial é negativo, o da enerxía libre de Gibbs será positivo e o proceso non será espontáneo, é dicir, o bromo non oxidará aos ións cloruro. 12. Cos seguintes datos E (Fe 2+ /Fe)= -0,44 V e E (Ag + /Ag)= +0,80 V, indique razoadamente: a) As reaccións que se producen nos eléctrodos indicando o ánodo e o cátodo. b) A reacción global e o potencial estándar da pila formada con estes eléctrodos. (P.A.U. Xuño 12) a) A relación matemática entre a enerxía libre ΔG de Gibbs e o potencial electroquímico E, é

25 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 25 ΔG = -n F E na que n é o número de electróns intercambiados por cada mol de especie reducida ou oxidada, F é 1 Faraday que corresponde á carga dun mol de electróns e E é o potencial electroquímico do proceso. Se o potencial de redución é positivo, a variación de enerxía libre de Gibbs é negativa e o proceso de redución será espontáneo. No ánodo ocorre a oxidación: Fe Fe e Eº = 0,44 V No cátodo a redución: Ag + + e Ag Eº = 0,80 V b) Fe Fe e Eº = 0,44 V 2 Ag e 2 Ag Eº = 0,80 V Reacción global: Fe + 2 Ag + Fe 2+ + Ag Eº = 1,24 V PILAS 1. Constrúese unha pila cos semisistemas: Sn 2+ /Sn e Fe 3+ /Fe 2+. Se os potenciais normais de redución son -0,14 e +0,77 V, respectivamente: a) Escribe o proceso redox que ten lugar na pila. b) Explica que semisistema actúa como ánodo e cal como cátodo. (P.A.U. Xuño 98) a) Sn + 2 Fe 3+ 2 Fe 2+ + Sn 2+ Eº = 0,91 V b) No ánodo ocorre a oxidación: Sn Sn e Eº = 0,14 V No cátodo a redución: Fe 3+ + e Fe 2+ Eº = 0,91 V 2. Unha pila está formada polos eléctrodos: Al 3+ /Al (Eº = -1,67 V) e por Au 3+ /Au (Eº = 1,42 V). Indique: a) Semirreaccións que teñen lugar en cada eléctrodo. b) Reacción global. c) Forza electromotriz da pila. d) Representación simbólica da pila. (P.A.U. Set. 04) Rta.: a) cátodo: Au e Au ; ánodo: Al Al e ; b) Au 3+ + Al Al 3+ + Au; c) Eº = 3,09 V; d) Al Al 3+ (aq) Au 3+ (aq) Au 3. Escriba as reaccións que teñen lugar no ánodo e no cátodo (indicando o tipo de proceso que ocorre) e calcule a forza electromotriz da seguinte pila: Cd(s) Cd 2+ (aq, 1 mol/dm 3 ) Ag + (aq, 1 mol/dm 3 ) Ag(s) Datos: Eº(Cd 2+ /Cd)= -0,40V; Eº(Ag + /Ag)= +0,80V (P.A.U. Xuño 07) Rta.: ánodo (oxidación): Cd Cd e ; cátodo (redución): Ag + + e Ag ; Eº = 1,20 V 4. Tendo en conta os potenciais de redución estándar dos pares Eº (Ag + /Ag)= +0,80 V; Eº (Ni 2+ /Ni) = -0,25 V e razoando as respostas, indique: a) Cal é a forza electromotriz, en condicións estándar, da pila que se podería construír? b) Escriba a notación da pila e as reaccións que teñen lugar. (P.A.U. Set. 11) A forza electromotriz pódese calcular como a diferenza de potenciais: Eº = 0,80 [V] (-0,25 [V]) = 1,05 V As reaccións que ocorren nos eléctrodos son: Cátodo (redución): 2 Ag e 2 Ag Eº = 0,80 V

26 Química P.A.U. ELECTROQUÍMICA 26 Ánodo (oxidación): Ni Ni e Eº = +0,25 V reacción global: 2 Ag + + Ni Ni Ag Eº = +1,05 V que ao ter un potencial positivo, é espontánea. Oxídase o níquel ata ión níquel(ii) e redúcese o ión prata ata prata metálica. Aínda que para axustar a reacción iónica hai que multiplicar cada semirreacción por un coeficiente, o potencial vale o mesmo, posto que o que cambia é a enerxía libre de Gibbs. Isto pódese comprobar calculando a enerxía libre de Gibbs para o proceso. Para a prata Ag + + e Ag Eº = 0,80 V ΔG 1 º = - 1 F Eº = - 0,80 F [J] Para o níquel Ni e Ni Eº = -0,25 V ΔG 2 º = - 2 F Eº = 0,50 F [J] Para obter a reacción global temos que multiplicar a primeira ecuación por 2, a segunda por -1 2 Ag e 2 Ag ΔG' 1 º = 2 ΔG 1 º = - 1,60 F [J] Ni Ni e ΔG' 2 º = - ΔG 2 º = - 0,50 F [J] e sumar 2 Ag + + Ni Ni Ag ΔGº = -2,10 F [J] Na ecuación ΔG = -z F E, agora z =2, porque se intercambian 2 electróns. Despexando Eº' E º'= A notación da pila é: ánodo(oxidación) cátodo(redución) 2,10 F [J ] =1,05 V 2 F [C] Ni Ni 2+ Ag + Ag LABORATORIO 1. Explica como construirías no laboratorio unha célula galvánica. Describe o material e os produtos que empregarías. (P.A.U. Xuño 97) 2. Indica o material e reactivos necesarios e como procedería para construír no laboratorio unha pila con eléctrodos de cinc e cobre. Fai o debuxo correspondente e indica as reaccións que se producen, así como o sentido de circulación dos electróns. Eº(Zn 2+ /Zn) = -0,76 V; Eº(Cu 2+ /Cu) = +0,34 V (P.A.U. Set. 12, Set. 11, Set. 08, Xuño 08, Set. 01 e Set. 97) Material: Vasos de precipitados de 100 cm 3 (2), tubo en U, cables con pinzas, voltímetro. Reactivos: láminas de cobre e cinc puídas, disolucións de sulfato de cinc de concentración 1 mol/dm 3 e sulfato de cobre(ii) de concentración 1 mol/dm 3. Disolución de cloruro de potasio para a ponte salina. Redución: Cu e Cu Eº = 0,34 V (Cátodo +) Oxidación: Zn Zn e Eº = 0,76 V (Ánodo ) Reacción global: Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Eº = 1,10 V e + Zn Cu ZnSO 4 CuSO 4 Os electróns circulan do polo negativo (ánodo Zn) ao polo positivo (cátodo Cu)