FACULTAD DE INGENIERÍA QUÍMICA LICENCIATURA INSTITUCIONAL EN QUÍMICA APLICADA
ADA 6B. PROBLEMARIO DE POTENCIOMETRÍA Y REPASO DE ELECTROQUÍMICA MÉTODOS ÓPTICOS Y ELECTROMÉTRICOS
EQUIPO 4: INTEGRANTES:
ANA ISABEL CASTILLO
ARIEL MEDINA GOMEZ
VANIRE MENA BURGOS RODRIGO JAVIER RUIZ US
LUIS FELIPE ULLATE RITCHIE
1. Calcular a 25o C el potencial de media celda donde ocurre la reacción Mg2+ + 2e- = Mg, si [Mg 2+] = 1x10-2
0.0591 + − 1 0.0591 10 = (2.360 ) 2 1 = . = °
2. Calcula la Fem de la siguiente celda a 25oC y escribe la reacción que ocurre espontáneamente. Ag/AgCl, Cl (a = 0.001)// Fe 3+ (a=1), Fe2+(a=0.1)/Pt
⁄ = ° ⁄ 0.059 1 =0.83 ⁄ = (0.771 ) (0.059) (1) 0.1 °⁄ = °⁄ 0.059 °⁄ = (1.396 ) (0.059) (1) 0.001 =1.219 = ⁄ °⁄ = (0.83 ) (1.219 ) = . 3. Calcula a 25 oC la constante de equilibrio de la reacción
+ + ↔ + +
( )( ) = 0.059 ) (1)(1) = 6.59 = .8188 = (0.031.219 (.059)
4. Se observa que la reducción de Cr (VI) a Cr (III) depende del pH. a) Aplique la ecuación de Nernst a esta semireacción
− + ↔ + 14 2 0.06 2 7 6 = 02 6 log 32 7 2 − + + = + 0.01log 0.01 +
b) Obtenga la ecuación que permite relacionar el pH con el potencial normal condicional (E°)
= 0.14log+ = 0.14pH = pH 0.14
5. a) Predecir si hay reacción redox entre el Fe2+ y Ce4+ b) calcular la keq.
( )( ) = 0.059 ) (1)(1) = 11.33 = 2.1310 = (1.440.771 (.059)
6. Calcula el pH de una solución que actúa como electrolito en la celda: H2 │ solución (pH=?) │1 N calomel Cuya fem es 0.5164 V a 25ºC, cuando la presión barométrica es 751.4 mmHg. (Nota: la presión de vapor del agua a 25 °C = 23.76 mmHg) PH = P barometrica – Pagua = (751.4 mmHg) – (23.76 mmHg) = 727.64 mmHg PH = 727.64 mmHg = 0.96 atm Entonces:
] = [° 0.059 0.96] (0.246) = 0.27 = [0.5164 0.059 1 0.99 Teniendo el potencial y la presión de vapor se calcula el pH con la siguiente ecuación
H / H2
H / H 2
0.06 log
1
1
[ H ]
0.06 log p ' H 2 0.06
pH 0.06 log( 0.9574)
Despejando.
H / H 2
0.06log(
0.9574)
0.06
0.2749 5.67 x10
4
pH
0.06
4.59 pH
7. a) Calcula el pH de una solución que actúa como electrolito en la celda: H2 │ solución (pH=?)ǁ Cl- (saturado)│AgCl(s)│Ag Cuya fem es 0.614 V a 25ºC, cuando la presión de hidrógeno es de 0.90 atm EAg/AgCl = 0.2224V
0.9] (0.2224 ) = 0.39 = [(0.614 ) 0.059 1 1 Teniendo el potencial y la presión de vapor se calcula el pH con la siguiente ecuación 0.06 log
Celda
1
[ H ]
1
0.06 log p ' H 2
0.06 pH 0.06 log( 0.9574)
Despejando. 0.392 0.06log( 0.90)
0.06
pH
6.55 pH
b) ¿Cuál sería el potencial de la celda si la referencia que se usara fuera de Calomel? EECS = 0.246 V
=0.614 0.2410.222=0.019 =0.6140.019=0.595
c) ¿Cuál sería el potencial de la celda si la referencia que se usara fuera de ENH? EHidrogeno = 0 V
= 0.614 0.2220=0.222 = 0.614 0.222 = 0.836
8. Encuentra el potencial normal del electrodo Cu+/Cu Resolución 1. 2+
-
a) Cu + 2e
Cu
E = 0.34 V
ΔG = -nFE ΔG = -(2)F(0.34 V) = -0.68F
b) Cu2+ + e- Cu+ c) Cu+ + e- Cu
E = 0.15V E = ¿?
ΔG = -(1)F(0.15 V) = -0.15F ΔG = -nFE
Invirtiendo la ecuación b) tenemos: b) Cu+ Cu2+ + e-
E = -0.15
ΔG = -(1)F(-0.15 V) = 0.15F
Sumando la ecuación a) y b) invertida, obtenemos: ΔG = -0.53F Igualamos las ΔG de c) y la suma de a)+b)
-(1)F*ECu = -0.53F
despejando Ecu
Ecu = -0.53 V
Resolución 2. Las siguientes reacciones del potencial de Cu Cu
2
Cu
2
Cu
2e
Cu
1e
Cu
1e
0.34V
0.153V
Cu
Utilizando la ecuación de energía libre de Gibss para cada reacción de reducción, se encuentra el potencial normal. G1
nF 1
G2
nF 2
G3 G1 G2
nF 3
nF 1 nF 2
Cancelandolascons tan tes de Faraday y despejando nF 3
3
nF 1 nF 2
n11 n2 2 n3
2(0.34) (1)0,15 (1)
0.53V
9. Calcula la fem de la siguiente celda a 25ºC y escribe la reacción que ocurre espontáneamente.
Ag │ AgCl(s), Cl- (a=1x10-3) ║Fe3+ (a=1), Fe2+ (a = 0.1│Pt Cátodo: Fe3+ +1e Fe2+ Ánodo: Cl-
cátodo
cátodo
ánodo
celda
ánodo
0.76 0.059 log
1
0.1 1
0.83V
1.36 0.059 log( ) 1.537V 1x10 3 0.83V 1.537V 0.707V
10- A 25°C una solución que contiene el compuesto A y su forma reducida AH2 tiene potencial normal de electrodo de – 0.6 V. Una solución que contiene el compuesto B y BH2 tiene un potencial normal de -0.16V. Si se construyera una celda con estos sistemas como semiceldas: a) ¿Cuál sería la fem de la celda? b) Se oxidaría AH2 por B o se oxidaría BH2 por A a) fem de la celda por ecuación.
A B
cátodo
ánodo
0.16 ( 0.6)
0.44V
AH 2
BH 2
AAH2=-0.16 V B BH2=-0.6 V b) Se oxidaría el BH2 por A, ya que como se muestra en la regla del N, el potencial de reducción del A a AH2 es mayor que el de BH2, pero si se invierte este que el AH2 se oxide por B este no daría o no reaccionaria en el producto deseado. 11- Cálculo de la fem de una pila. Predecir qué ocurre si se añade bromo a una disolución que contenga NaCl y NaI a 25°C. Suponga que todas las especies se encuentran en su estado normal. I2 (s) + 2e− ↔ 2I− (ac) Br 2 (l) + 2e− ↔ 2Br − (ac) Cl2 (g) + 2e− ↔ 2Cl− (ac) I2 + 2e- 2I-
E°(I2/I-) = +0.53 V
Br2 + 2e- 2Br- E° (Br2/Br-) = + 1.07 V
Cl2 + 2e- 2Cl-
E° (Cl2/Cl-) =+ 1.36 V
Con dichas semireacciones y potenciales se puede concoer si la reacción será espontánea o no, mediante la energía libre de Gibbs, ΔG. ΔG
= -nFE
F= 96500 E= E° n= 2 La reacción entre el bromo y el yodo se puede expresar de manera que una se oxide y el otro se reduzca: 2I- I2 + 2e-
E° = -0.53 V
Br2 + 2e- 2Br- E° = + 1.07 V Br2 + 2I- I2 + 2Br- E°= + 0.54 V SI se sustituye el valor del potencial resultante en la ecuación de la energía libre de G ibbs, la ΔG será negativo, es decir, la reacción será espontánea. Si se utiliza este mismo razonamiento para el cloro y el cobre, en este caso, se utilizará la semireacción del cloro como el proceso de oxidación 2Cl- Cl2 + 2e- E° = -1.36 V Br2 + 2e- 2Br- E° = + 1.07 V Br2 + 2CI- Cl2 + 2Br- E°= - 0.29 V Si se sustituye el valor de la E° resultante en la ecuación de Gibbs, la no será espontánea, por tanto, el bromo no oxidará al cloro.
( )
ΔG
será positiva y la reacción
12. Cierta celda produce aluminio a partir de bauxita a una velocidad de 125 gr/día a) ¿Cuántos electrones deben de pasar por la celda en un día? b) ¿Cuál es la corriente que pasa a través de la celda? c) ¿Cuánto oxígeno se produce simultáneamente? a) 27 g de Al 6.023 x 1023 átomos de Al 125 g de Al x x= 2.7884 x 1024 átomos de Al
1 e- 1.602 x 10-19C 13 e- x x= 2.0826 x 10-18 C
1 átomo de Al 2.0826 x 10-18 C 2.7884 x 1024 átomos de Al x X= 5807121.84 C
1 C = 6.241509 x 1018 e5807121.84 C = x X= 3.624 x 1025 eb) 1 C = 1 A*s 5807121.84 C = 5807121.84 A*s =
. ∗= 67.21 A en un día
c) Al2O3 4 Al + 3 O2 2 moles Al2O3 3 O2 1 mol Al2O3 x X= 1.5 moles de O2
1 mol de O2 32 g de O2 1.5 mol de O2 x X= 48 g de O2
13. El hidrógeno y el cloro pueden prepararse comercialmente por electrólisis del () , si se aplica una corriente de 20 A durante 90 minutos, calcula el volumen liberado de hidrógeno y de cloro a 25°C y 1 atm.
I= 20 A; t= 90 minutos (5400 segundos); T=25 °C (297 K); P= 1 atm. E° (Na+/Na) = -2.71 V
E° (Cl2/2Cl-) = + 1.36 V
2H++ 2e- H2 2Cl- Cl2 + 2eSe utiliza la Ley de Faraday
° = ° = = = = = ∗ Donde v es la valencia redox.
= Uniendo ambas ecuaciones, se obtiene:
∗ = = 20∗5400 = 0.559 ∗ = = = 96500∗2 = 20∗5400 = 0.559 ∗ = = = 96500∗2 0.559∗0.082∗297 = 13.61 = = = 1
