Ejercicios resueltos.
Ejercicio 1 (muestra como se describe una celda electroquímica y se predice su potencial normal). Se colocan en sendos vasos de precipitados, soluciones ácidas de FeSO 4 y KMnO4. Se conectan ambos vasos de precipitados por un puente salino y se sumergen electrodos de platino en ellos, conectándose a través de un voltímetro. Represente esquemáticamente la pila y determine el potencial normal de la misma asumiendo concentraciones 1M de todos los solutos que intervienen. Lo primero es escribir las semiceldas, para lo cual utilizamos la tabla de potenciales normales de reducción. En ella encontramos que:
Entonces la reacción transcurrirá como la oxidación del ión hierro(II) a hierro(III) (tiene el potencial de reducción menor que el de la reducción del permanganato) y la reducción del permanganato a manganeso(II). La pila la representaremos como:
Ejercicio 2 (Describe la dependencia del potencial de reducción con la concentración de las especies oxidadas y reducidas). Determine el potencial de la reacción de oxidación del estaño(II) a estaño(IV) por el bromo líquido (actividad unidad), siendo la concentración de estaño(II) 0.05M y la de los iones estaño(IV) y bromuro 0.0001M. El primer paso es determinar los potenciales normales de ambos procesos:
Entonces la ecuación de Nernst quedará:
1.- Se construye una pila galvánica conectando una barra de cobre sumergida en una
disolución de Cu 2+ 1 M con una barra de cadmio sumergida en una disolución de Cd 2+ 1 M. Halla la fem de esta pila. Datos E0 (Cu2+/Cu) = 0,34 V ; E 0 (Cd2+/Cd) = -0,40 V. Solución: La fem de la pila es la fem estándar, ya que las concentraciones son 1 M. Como el potencial de reducción mayor es el de Cu este se reducirá y el de Cd se oxidará, por tanto las reacciones que tendrán lugar en la pila serán: Reducción (cátodo) : Cu 2+ + 2 e- } Cu E0 = 0,34 V Oxidación ( ánodo ) : Cd } Cd 2+ + 2 e- E0 = 0,40 V Reacción global de la pila : Cu 2+ + Cd } Cu + Cd 2+ E0 = 0,32 + 0,40 = 0,72 V Obsérvese que al escribir la reacción de oxidación para el electrodo de Cd se ha cambiado el signo del potencial normal de reducción, ya que éste es el proceso inverso.
2.- Representa la pila voltaica formada por un electrodo de Zn en una disolución de
ZnSO4 y un electrodo de plata en disolución de AgNO 3 1,0 M. Las disoluciones están a 250 C. Determina cuál es el cátodo y cuál es el ánodo, escribe las reacciones de la pila, indica el sentido de flujo de los electrones y calcula la fem de la pila. Datos: E0 ( Zn2+/Zn) = -0,76 V ; E 0 (Ag+/Ag) = 0,80 V. Solución: El electrodo que tenga el potencial normal de reducción mayor se reducirá actuando como cátodo. El de menor potencial se oxidará actuando como ánodo.
Las reacciones que tendrán lugar en la pila son: Oxidación en el ánodo : Zn } Zn 2+ + 2 e- E0 = 0,76 V Reducción en el cátodo : 2 Ag + + 2 e- } 2 Ag E0 = 0,80 V Reacción global : Zn + 2 Ag 2+ } Zn2+ + 2 Ag Se cambia el signo del potencial del Zn debido a que se ha invertido el sentido de la semirreacción, es decir hemos escrito la reacción de oxidación. Se ha multiplicado por 2 la semirreacción de reducción con objeto de ajustar la reacción global y, sin embargo, el potencial de electrodo no varía, ya que se una propiedad intensiva. Como la reacción global de la pila es suma de las dos semirreacciones, su potencial es también la suma de los dos potenciales parciales: Eopila = 0,80 + 0,76 = 1,56 V Es decir: E0pila = E0cátodo - E0ánodo La notación abreviada de la pila será: Zn(s)/Zn2+(1M)//Ag+(1M)/Ag (s)
3.- Determina si la reacción redox que se expresa mediante la ecuación iónica siguiente es espontánea o no, en condiciones estándar. Cu2+ (aq) + Cr(s) } Cu(s) + Cr 3+ (aq) Datos: E0 (Cu2+/Cu) = 0,34 V ; E 0 (Cr 3+/Cr) = -0,74 V Solución: La reacción escrita arriba es la suma de éstas dos semirreacciones: Semirreacción de reducción: 3 (Cu 2+ + 2 e- } Cu) E0 = 0,34 V Semirreacción de oxidación: 2 (Cr } Cr 3+ + 3 e- ) E0 = 0,74 V Reacción global: 3Cu 2+ + 2Cr } 3Cu + 2Cr 3+ E0 = 0,34 + 0,74 = 1,08 V
Como el potencial de la reacción iónica global es positivo y relativamente elevado, la reacción será espontánea y prácticamente total.
4.- Determina si la reacción redox que siguiente es espontánea o no: Bromo + cloruro de potasio } bromuro de potasio + cloro. Datos : E0(Br 2/2Br -) = 1,06 V ; E 0 ( Cl2/2Cl-) = 1,36 V
Solución: La reacción iónica que tiene lugar es la siguiente: Br 2 + 2 Cl- « 2 Br - + Cl2 Que es la suma de estas dos semirreacciones: Semirreacción de oxidación: 2Cl - ® Cl2 + 2 e- E0 = -1,36 V Semirreacción de reducción: Br 2 + 2 e- ® 2 Br - E0 = 1,06 V Reacción global: Br 2 + 2 Cl- « 2 Br - + Cl2 E0 = -0,30 V Como el potencial de la reacción iónica global es negativo la reacción no será espontánea. La reacción espontánea será la inversa.
5.- ¿Qué cantidad de electricidad es necesaria para que se deposite en el cátodo todo el oro contenido en un litro de disolución 0,1 M de cloruro de oro (III)? Solución: Al pasar una corriente eléctrica por una disolución de AuCl 3, se producen las siguientes semirreacciones en los electrodos: Semirreac. de reducción, en el cátodo, polo (-) : Au 3+ + 3 e- ® Au Semirreac. de oxidación, en el ánodo, polo (+) : 2Cl - ® Cl2 + 2 eEn un litro de disolución 0,1M de AuCl 3 hay 0,1 mol de iones Au 3+ y la masa de Au que tenemos que depositar será: nº de moles. Masa molar del Au Teniendo en cuenta las leyes de Faraday: m = M Q/n F
0,1. M= M.Q/3.96500 ; Q = 28950 C 6.- Para platear una pulsera, colocada como cátodo, se hace pasar durante 2 horas una corriente de 0,5 A a través de un litro de disolución de nitrato de plata, inicialmente 0,1 M. Calcula: a. El peso de plata metálica depositada en la pulsera b. La concentración de ion plata que queda finalmente en la disolución
Solución: En la electrólisis de una disolución de nitrato de plata que está totalmente disociada en iones NO3- e iones Ag +, se deposita plata metálica en la pulsera que actúa como cátodo según la semirreacción: Semirreac. de reducción, en el cátodo, polo (-) : Ag + + e- ® Ag Teniendo en cuenta que Q = I t = 0,5 A ´ 3200 s = 3600 C La masa de plata depositada será: m = 107,8 g ´ 3600 C / 1 ´ 96500 m = 4,02 g de Ag Para calcular la concentración de ion plata que quedará al final en la disolución, lo primero que hemos de hacer es calcular la concentración inicial de ion plata en el litro de disolución de nitrato de plata 0,1 M 1 L ´ 0,1 mol/L ´ 107,8 g/mol = 10,78 g de Ag + Como se han depositado 4,02 g de Ag, quedarán en la disolución: 10,78 - 4,02 = 6,76 g Ag + en un litro. La concentración final será: 6,76 /107,8 = 0,063 M
