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- 1. Electroquímica. Sienko. Problemas de química. 378. ¿Cuál será en coulomb la carga eléctrica del número de Avogadro (6,0225 1023 ) de iones de Na+ ? 𝟔.𝟎𝟐𝟐𝟓 ∗ 𝟏𝟎𝟐𝟑 𝒊𝒐𝒏𝒆𝒔 𝑵𝒂+ ∗ 𝟏 𝒆+ 𝟏 𝒊𝒐 𝑵𝒂∗ ∗ 𝟏.𝟔𝟎𝟐∗𝟏𝟎−𝟏𝟗 𝑪 𝟏 𝒆+ = 𝟗𝟔𝟒𝟖𝟎 𝑪 381. Si en 1 hora pasan 0.068 mol de Al+3 por un punto dado, ¿qué corriente eléctrica pasa? 𝟎.𝟎𝟔𝟖 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒍+𝟑 ∗ 𝟑 𝒎𝒐𝒍 𝒆𝒍𝒆𝒄𝒕𝒓𝒐𝒏𝒔 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒍+𝟑 ∗ 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 𝑪 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒆𝒍𝒆𝒄𝒕𝒓𝒐𝒏𝒔 = 𝟏. 𝟗𝟕 ∗ 𝟏𝟎𝟒 𝑪 𝑰 = 𝟏.𝟗𝟕∗𝟏𝟎𝟒 𝑪 𝟑𝟔𝟎𝟎 𝒔 = 𝟓. 𝟒𝟕 𝑨 382. ¿Cuánto tiempo hace falta para transportar 96500 C mediante una corriente de 4,67 mA? 𝒕 = 𝑸 𝑰 = 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 𝟒.𝟔𝟕∗𝟏𝟎−𝟑 = 𝟐. 𝟎𝟕 ∗ 𝟏𝟎𝟕 𝒔 384. Un conductor transporta 1,80 1018 electrones por segundo. ¿Cuántos Faraday pueden acumularse en 1 hora con dicha corriente? La carga del electrón es 1,60 10-19 C. 𝟑𝟔𝟎𝟎 𝒔 ∗ 𝟏.𝟖𝟎∗𝟏𝟎𝟏𝟖𝒆𝒍𝒆𝒄𝒕𝒓𝒐𝒏𝒔 𝟏 𝒔 ∗ 𝟏,𝟔∗𝟏𝟎−𝟏𝟗 𝑪 𝟏 𝒆𝒍𝒆𝒄𝒕𝒓ó𝒏 ∗ 𝟏 𝑭 𝟗𝟔 𝟓𝟎𝟎 𝑪 = 𝟎.𝟎𝟏𝟎𝟕 𝑭 385. A través de un tubo pasa una corriente de iones Cl- que transporta 6,09 10-4 F de carga negativa en 10 minutos. ¿Cuál es la velocidad de los iones Cl- en iones/s? 𝟔.𝟎𝟗∗𝟏𝟎−𝟒 𝑭 𝟏𝟎 𝒎𝒊𝒏 ∗ 𝟏 𝒎𝒊𝒏 𝟔𝟎 𝒔 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒆− 𝟏 𝑭 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒍− 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒆− ∗ 𝟔.𝟎𝟐∗𝟏𝟎𝟐𝟑 𝒊𝒐𝒏𝒆𝒔 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒍− = 𝟔.𝟏𝟏 ∗ 𝟏𝟎𝟏𝟕 𝒊𝒐𝒏𝒆𝒔/𝒔 390. En un electrodo se verifica la semirreacción: 𝑨𝒍+𝟑 + 𝟑 𝒆− → 𝑨𝒍 (𝒔) ¿Cuántos gramos de Al(s) pueden obtenerse mediante 0,69 F? 𝟎. 𝟔𝟗 𝑭 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒆− 𝟏 𝑭 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒍 𝟑 𝒎𝒐𝒍 𝒆− ∗ 𝟐𝟔.𝟗𝟖 𝒈 𝑨𝒍 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒍 = 𝟔.𝟐 𝒈 𝑨𝒍 391. En un electrodo tiene lugar la semirreacción: 𝑭𝒆+𝟐 + 𝟐 𝒆− → 𝑭𝒆 (𝒔) ¿Cuánto tiempo deberá pasar una corriente de 0,0205 A por dicho electrodo a fin de obtener 6,93 g de hierro? 𝟔,𝟗𝟑 𝒈 𝑭𝒆 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑭𝒆 𝟓𝟓.𝟖𝟓 𝒈 𝑭𝒆 ∗ 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒆− 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑭𝒆 ∗ 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 𝑪 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒆− ∗ 𝟏 𝒔 𝟎.𝟎𝟐𝟎𝟓 𝑪 = 𝟏.𝟏𝟕 ∗ 𝟏𝟎𝟔 𝒔 393. Suponer que en un cátodo tiene lugar la reacción: 𝟐 𝒆− + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 → 𝟐 𝑶𝑯− + 𝑯𝟐 Si pasa por la célula una corriente de 0,010 A durante 18,6 s, ¿Cuántos moles de OH- se formarán en el cátodo? 𝟏𝟖.𝟔 𝒔 ∗ 𝟎.𝟎𝟏𝟎 𝑪 𝟏 𝒔 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒆− 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 𝑪 ∗ 𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶𝑯− 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒆− = 𝟏. 𝟗𝟑 ∗ 𝟏𝟎−𝟔 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶𝑯− 394. Cuando se hidroliza en condiciones apropiadas una disolución acuosa de AgNO3, la reacción anódica es: 𝟐 𝑯𝟐𝑶 → 𝑶𝟐 + 𝟒 𝑯+ + 𝟒 𝒆− Mientras que la catódica es:
- 2. 𝑨𝒈+ + 𝒆− → 𝑨𝒈(𝒔) En esta electrólisis observamos que en el cátodo se depositan 23,8 mg de Ag(s). ¿Cuántos cc de O2 (CN) se formarán en el ánodo? 𝟐𝟑,𝟖 ∗ 𝟏𝟎−𝟑 𝒈 𝑨𝒈 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒈 𝟏𝟎𝟕,𝟖𝟕 𝒈 𝑨𝒈 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒆− 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑨𝒈 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶𝟐 𝟒 𝒎𝒐𝒍 𝒆− ∗ 𝟐𝟐.𝟒 𝑳 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶𝟐 = 𝟏. 𝟐𝟒 ∗ 𝟏𝟎−𝟑 𝑳 395. Si se electroliza una disolución diluida de H2SO4 con electrodos de cobre, las reacciones electródicas más probables son: 𝟐 𝑯+ + 𝟐 𝒆− → 𝑯𝟐 𝒆𝒏 𝒆𝒍 𝒄á𝒕𝒐𝒅𝒐 𝟐 𝑪𝒖 (𝒔) + 𝑯𝟐𝑶 → 𝑪𝒖𝟐𝑶 (𝒔) + 𝟐 𝑯+ + 𝟐 𝒆− 𝒆𝒏 𝒆𝒍 á𝒏𝒐𝒅𝒐 Si observamos la formación de 27,4 cc de hidrógeno húmedo (751 Torr barométricos, 23,3º C) en el cátodo, ¿qué cambio de peso habrá simultáneamente en el ánodo? 𝑷𝒗(𝒂𝒈𝒖𝒂,𝟐𝟑º 𝑪) = 𝟐𝟏,𝟎𝟔𝟖 𝒎𝒎 𝑷𝒗(𝒂𝒈𝒖𝒂,𝟐𝟒º 𝑪) = 𝟐𝟐,𝟑𝟕𝟕 𝒎𝒎 Para 1º C, el incremento de presión de vapor es de 1,309 mm, para 0,3º C será 0,3927 mm. La presión de vapor a 23,3º C será: 21,068+0,3927=21,46 mm 𝑷𝑯𝟐 = 𝟕𝟓𝟏 − 𝟐𝟏,𝟒𝟔 = 𝟕𝟐𝟗,𝟓𝟒 𝒎𝒎 𝒏𝑯𝟐 = 𝑷𝑯𝟐 ∗𝑽 𝑹∗𝑻 = 𝟕𝟐𝟗,𝟓𝟒 𝟕𝟔𝟎 ∗𝟎,𝟎𝟐𝟕𝟒 𝟎,𝟎𝟖𝟐∗(𝟐𝟕𝟑,𝟐𝟓+𝟐𝟑,𝟑) = 𝟏.𝟎𝟖𝟐 ∗ 𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐 𝟏.𝟎𝟖𝟐 ∗ 𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐 ∗ 𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒆− 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒖𝟐𝑶 𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒆− ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑪𝒖𝟐𝑶 ∗ 𝟏𝟔 𝒈 𝑶 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶 = 𝟏.𝟕𝟑 ∗ 𝟏𝟎−𝟐 𝒈 396. En un electrodo tiene lugar la reacción: 𝑷𝒃𝑺𝑶𝟒(𝒔) + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 → 𝑷𝒃𝑶𝟐(𝒔) + 𝟑 𝑯+ + 𝑯𝑺𝑶𝟒 − + 𝟐 𝒆− Si pasa 1,00 A durante 100 horas, ¿Cuál será el cambio de peso de la fase sólida? 𝟏𝟎𝟎 𝒉𝒐𝒓𝒂𝒔 ∗ 𝟑𝟔𝟎𝟎 𝒔 𝟏 𝒉𝒐𝒓𝒂 ∗ 𝟏 𝑪 𝟏𝒔 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒆− 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 𝑪 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝒃𝑺𝑶𝟒 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒆− ∗ 𝟑𝟎𝟑,𝟕𝟕 𝒈 𝑷𝒃𝑺𝑶𝟒 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝒃𝑺𝑶𝟒 = 𝟓𝟔𝟔. 𝟔𝟐 𝒈 𝑷𝒃𝑺𝑶𝟒 𝟏𝟎𝟎 𝒉𝒐𝒓𝒂𝒔 ∗ 𝟑𝟔𝟎𝟎 𝒔 𝟏 𝒉𝒐𝒓𝒂 ∗ 𝟏 𝑪 𝟏𝒔 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒆− 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 𝑪 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝒃𝑶𝟐 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒆− ∗ 𝟐𝟑𝟗,𝟐 𝒈 𝑷𝒃𝑶𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝒃𝑶𝟐 = 𝟒𝟒𝟕.𝟏𝟏 𝒈 𝑷𝒃𝑶𝟐 La diferencia entre las dos masas es: 119,5 g 397. Cuando se electroliza H2SO4 acuoso con electrodos inertes, en el cátodo se forma hidrógeno, y oxígeno en el ánodo, en una relación de volumen de 2 a 1. Sin embargo, al intentar la experiencia verá que la relación no es 2 a 1, principalmente debido a que parte de la corriente anódica convierte algo de H2O en H2O2. Si en un experimento dado observamos que se forman 43,76 cc de H2 en el cátodo (húmedo, presión total 765 Torr, 29º C) y 21,32 cc de O2 en el ánodo (húmedo, presión total 755 Torr, 29º C), ¿qué porcentaje de la corriente anódica puede suponerse habrá producido H2O2? 𝑷𝒗(𝒂𝒈𝒖𝒂,𝟐𝟗º 𝑪) = 𝟑𝟎,𝟎𝟒𝟑 𝒎𝒎 𝑷𝑯𝟐 = 𝟕𝟔𝟓 − 𝟑𝟎,𝟎𝟒𝟑 = 𝟕𝟑𝟒,𝟗𝟔 𝒎𝒎 𝒏𝑯𝟐 = 𝑷𝑯𝟐 ∗𝑽 𝑹∗𝑻 = 𝟕𝟑𝟒,𝟗𝟔 𝟕𝟔𝟎 ∗𝟎,𝟎𝟒𝟑𝟕𝟔 𝟎,𝟎𝟖𝟐∗(𝟐𝟕𝟑,𝟐𝟓+𝟐𝟗) = 𝟏. 𝟕𝟏 ∗ 𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐
- 3. 𝟐 𝑯𝟐𝑶 + 𝟐 𝒆− → 𝑯𝟐 + 𝟐 𝑶𝑯− 𝟏.𝟕𝟏 ∗ 𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐 ∗ 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒆− 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐 = 𝟑. 𝟒𝟐 ∗ 𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒆− 𝑷𝑶𝟐 = 𝟕𝟓𝟓 − 𝟑𝟎,𝟎𝟒𝟑 = 𝟕𝟐𝟒,𝟗𝟔 𝒎𝒎 𝒏𝑶𝟐 = 𝑷𝑶𝟐 ∗𝑽 𝑹∗𝑻 = 𝟕𝟐𝟒,𝟗𝟔 𝟕𝟔𝟎 ∗𝟎,𝟎𝟐𝟏𝟑𝟐 𝟎,𝟎𝟖𝟐∗(𝟐𝟕𝟑,𝟐𝟓+𝟐𝟗) = 𝟖.𝟐𝟏 ∗ 𝟏𝟎−𝟒 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶𝟐 Los moles de hidrógeno asociados serían: 𝟖.𝟐𝟏 ∗ 𝟏𝟎−𝟒 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑶𝟐 ∗ 𝟐 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑶𝟐 = 𝟏. 𝟔𝟒 ∗ 𝟏𝟎−𝟑 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐 La diferencia entre las dos cantidades es: 𝟏.𝟕𝟏 ∗ 𝟏𝟎−𝟑 − 𝟏. 𝟔𝟒 ∗ 𝟏𝟎−𝟑 = 𝟕 ∗ 𝟏𝟎−𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐 “perdidos” 𝟕 ∗ 𝟏𝟎−𝟓 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝑯𝟐 ∗ 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒆− 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐 = 𝟏. 𝟒 ∗ 𝟏𝟎−𝟒 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒆− "𝒑𝒆𝒓𝒅𝒊𝒅𝒐𝒔" % 𝒄𝒐𝒓𝒓𝒊𝒆𝒏𝒕𝒆 = 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒆−"𝒑𝒆𝒓𝒅𝒊𝒅𝒐𝒔" 𝒎𝒐𝒍𝒆𝒔 𝒆− 𝒉𝒊𝒅𝒓𝒐𝒈𝒆𝒏𝒐 = 𝟎.𝟏𝟒 𝟑.𝟒𝟐 ∗ 𝟏𝟎𝟎 = 𝟒 % 403. En la célula Daniell la reacción total es 𝒁𝒏 (𝒔) + 𝑪𝒖+𝟐 → 𝒁𝒏+𝟐 + 𝑪𝒖 Si en una se producen 865 C, ¿qué peso de cinc se disolverá en el proceso? 𝟖𝟔𝟓 𝑪 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒆− 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 𝑪 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒁𝒏 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒆− ∗ 𝟔𝟓,𝟑𝟖 𝒈 𝒁𝒏 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒁𝒏 = 𝟎. 𝟐𝟗𝟑 𝒈 𝒁𝒏 404. Un acumulador de plomo entrega 174,6 A durante 1,2 s (condiciones típicas del arranque de un automóvil). Dado que la reacción anódica es 𝑷𝒃(𝒔) + 𝑯𝑺𝑶𝟒 − → 𝑷𝒃𝑺𝑶𝟒 + 𝑯+ + 𝟐 𝒆− Calcular el peso de plomo necesario para esta operación. Suponer que hay seis células idénticas conectadas en serie. 𝟏.𝟐 𝒔 ∗ 𝟏𝟕𝟒.𝟔 𝑪 𝟏 𝒔 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒆− 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 𝑪 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝒃 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒆− ∗ 𝟐𝟎𝟕.𝟐 𝒈 𝑷𝒃 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝒃 = 𝟎.𝟐𝟐𝟓 𝒈 𝑷𝒃 Como tenemos 6 celdas: 0.225*6=1.35 g Pb 405. Una célula en la que tiene lugar la reacción total: 𝒁𝒏 (𝒔) + 𝟐 𝑴𝒏𝑶𝟐 (𝒔) → 𝒁𝒏𝑴𝒏𝟐𝑶𝟒(𝒔) Ha funcionado durante 9,63 horas entregando 1,86 µA. ¿Cuántos gramos de MnO2 se habrán consumido? 𝟗,𝟔𝟑 𝒉 ∗ 𝟑𝟔𝟎𝟎 𝒔 𝟏 𝒉 ∗ 𝟏.𝟖𝟔∗𝟏𝟎−𝟔 𝑪 𝟏 𝒔 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒆− 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 𝑪 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒁𝒏 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒆− ∗ 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝑴𝒏𝑶𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒁𝒏 ∗ 𝟖𝟔.𝟗𝟒 𝒈 𝟏 𝒎𝒐𝒍 = 𝟓,𝟖𝟏 ∗ 𝟏𝟎−𝟓 𝒈 406. Podemos considerar que la reacción catódica de un acumulador de plomo es: 𝑷𝒃𝑶𝟐(𝒔) + 𝑯𝑺𝑶𝟒 − + 𝟑 𝑯+ + 𝟐 𝒆− → 𝑷𝒃𝑺𝑶𝟒(𝒔) + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 En la práctica, el PbSO4 sólido formado queda pegado al PbO2 que constituye el electrodo- Si se producen 50,0 mA durante 87,6 horas, ¿Qué cambio de peso se observará en el electrodo catódico? El cátodo disminuye de peso por pérdida de PbO2: 𝟖𝟕.𝟔 𝒉 ∗ 𝟑𝟔𝟎𝟎 𝒔 𝟏 𝒉 ∗ 𝟓𝟎∗𝟏𝟎−𝟑 𝑪 𝟏 𝒔 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒆− 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 𝑪 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝒃𝑶𝟐 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒆− ∗ 𝟐𝟑𝟗,𝟐 𝒈 𝑷𝒃𝑶𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝒃𝑶𝟐 = 𝟏𝟗,𝟓𝟒 𝒈 𝑷𝒃𝑶𝟐 El aumento de peso es debido a la formación de PbSO4:
- 4. 𝟖𝟕.𝟔 𝒉 ∗ 𝟑𝟔𝟎𝟎 𝒔 𝟏 𝒉 ∗ 𝟓𝟎∗𝟏𝟎−𝟑 𝑪 𝟏 𝒔 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒆− 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 𝑪 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝒃𝑺𝑶𝟒 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒆− ∗ 𝟑𝟎𝟑,𝟑 𝒈 𝑷𝒃𝑺𝑶𝟒 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝒃𝑺𝑶𝟒 = 𝟐𝟒.𝟖𝟐 𝒈 𝑷𝒃𝑺𝑶𝟒 La diferencia será el cambio global: 𝟐𝟒.𝟖𝟐 − 𝟏𝟗,𝟓𝟒 = 𝟓.𝟐𝟖 𝒈 𝒅𝒆 𝒂𝒖𝒎𝒆𝒏𝒕𝒐 407. En el acumulador Edison, puede escribirse la reacción total como: 𝑭𝒆 (𝒔) + 𝑵𝒊𝟐𝑶𝟑(𝒔) + 𝟑 𝑯𝟐𝑶 → 𝟐 𝑵𝒊 (𝑶𝑯)𝟐(𝒔) + 𝑭𝒆(𝑶𝑯)𝟐(𝒔) Si queremos hacer un acumulador de 100 amperios-hora, ¿Cuántos gramos de Fe y Ni2O3 debemos utilizar? El Fe pas de 0 a +2 i el Ni de +3 a +2. 𝟏𝟎𝟎 𝑪 𝒔 − 𝒉𝒐𝒓𝒂 ∗ 𝟑𝟔𝟎𝟎 𝒔 𝟏 𝒉𝒐𝒓𝒂 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒆− 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 𝑪 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑭𝒆 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒆− ∗ 𝟓𝟓,𝟖𝟓 𝒈 𝑭𝒆 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑭𝒆 = 𝟏𝟎𝟒,𝟐 𝒈 𝑭𝒆 𝟏𝟎𝟎 𝑪 𝒔 − 𝒉𝒐𝒓𝒂 ∗ 𝟑𝟔𝟎𝟎 𝒔 𝟏 𝒉𝒐𝒓𝒂 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒆− 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 𝑪 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒊𝟐𝑶𝟑 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒆− ∗ 𝟏𝟔𝟓.𝟑𝟖 𝒈 𝑵𝒊𝟐𝑶𝟑 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑵𝒊𝟐𝑶𝟑 = 𝟑𝟎𝟖,𝟓 𝒈 𝑵𝒊𝟐𝑶𝟑 408. En el acumulador de plomo la reacción total es 𝑷𝒃 (𝒔) + 𝑷𝒃𝑶𝟐 (𝒔) + 𝟐 𝑯+ + 𝟐 𝑯𝑺𝑶𝟒 − → 𝟐 𝑷𝒃𝑺𝑶𝟒 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 Si queremos hacer un acumulador de 100 amperios-hora, ¿de cuántos gramos de cada material debemos partir? El Pb pasa per un lado de 0 a +2 y por otro de +4 a +2. 𝟏𝟎𝟎 𝑪 𝒔 − 𝒉𝒐𝒓𝒂 ∗ 𝟑𝟔𝟎𝟎 𝒔 𝟏 𝒉𝒐𝒓𝒂 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒆− 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 𝑪 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝒃 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒆− ∗ 𝟐𝟎𝟕,𝟐 𝒈 𝑷𝒃 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝒃 = 𝟑𝟖𝟔,𝟓 𝒈 𝑷𝒃 𝟏𝟎𝟎 𝑪 𝒔 − 𝒉𝒐𝒓𝒂 ∗ 𝟑𝟔𝟎𝟎 𝒔 𝟏 𝒉𝒐𝒓𝒂 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝒆− 𝟗𝟔𝟓𝟎𝟎 𝑪 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝒃 𝟐 𝒎𝒐𝒍 𝒆− ∗ 𝟐𝟑𝟗,𝟐 𝒈 𝑷𝒃𝑶𝟐 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝒃𝑶𝟐 =446,2 g 𝑷𝒃𝑶𝟐 𝟑𝟖𝟔,𝟓 𝒈 𝑷𝒃 ∗ 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝒃 𝟐𝟎𝟕,𝟐 𝒈 𝑷𝒃 ∗ 𝟐 𝒎𝒐𝒍𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑷𝒃 ∗ 𝟗𝟖 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 𝟏 𝒎𝒐𝒍 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 = 𝟑𝟕𝟏 𝒈 𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 411. Si el Eo de: 𝑺𝒏+𝟐 → 𝑺𝒏+𝟒 + 𝟐 𝒆− Es – 0,15 V, ¿Cuál es el Eo de 𝑺𝒏+𝟒 + 𝟐 𝒆− → 𝑺𝒏+𝟐 ? Será 0,15 V 412. Si el Eo de 𝑴𝒏+𝟐 + 𝟒 𝑯𝟐𝑶 → 𝑴𝒏𝑶𝟒 − + 𝟖 𝑯+ + 𝟓 𝒆− Es -1,5 V, ¿Cuál es el Eo del 𝑴𝒏𝑶𝟒 − cuando actúa como agente oxidante? Será de 1,5 V. 413. El Eo de 𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕 −𝟐 cuando pasa a 𝑪𝒓+𝟑 en disolución ácida, es 1,33 V. ¿Cuál será el Eo de 𝑪𝒓+𝟑 al actuar como agente reductor y pasar a 𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕 −𝟐 en disolución ácida? Escribir la semirreacción correspondiente. Será de -1,33 V. 𝟐 𝑪𝒓+𝟑 + 𝟕 𝑯𝟐𝑶 → 𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕 −𝟐 + 𝟏𝟒 𝑯+ + 𝟔 𝒆− 419. ¿Cuál es el Eo de la reacción: 𝑭𝒆 (𝒔) + 𝑺𝒏+𝟒 → 𝑭𝒆+𝟐 + 𝑺𝒏+𝟐 ? 𝑺𝒏+𝟒 + 𝟐 𝒆− → 𝑺𝒏+𝟐 ; 𝑬𝒐 = 𝟎,𝟏𝟓 𝑽 𝑭𝒆 → 𝑭𝒆+𝟐 + 𝟐 𝒆− ; 𝑬𝒐 = 𝟎, 𝟒𝟒 𝑽 𝑬𝒐 = 𝟎,𝟒𝟒 + 𝟎,𝟏𝟓 = 𝟎,𝟓𝟗 𝑽 420. ¿Cuál es el Eo de la reacción: 𝟑 𝑭𝒆+𝟐 + 𝑵𝑶𝟑 − + 𝟒 𝑯+ → 𝟑 𝑭𝒆+𝟑 + 𝑵𝑶 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 ? 𝑭𝒆+𝟐 → 𝑭𝒆+𝟑 + 𝒆− ; 𝑬𝒐 = −𝟎,𝟕𝟕 𝑽
- 5. 𝑵𝑶𝟑 − + 𝟒 𝑯+ + 𝟑 𝒆− → 𝑵𝑶 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 ; 𝑬𝒐 = 𝟎,𝟗𝟔 𝑽 𝑬𝒐 = 𝟎.𝟗𝟔 − 𝟎,𝟕𝟕 = 𝟎,𝟏𝟗 𝑽 421. ¿Cuál será el Eo de la oxidación de 𝑰− a I2 por 𝑵𝑶𝟑 − dando NO en disolución ácida? 𝟐 𝑰− → 𝑰𝟐 + 𝟐 𝒆− ; 𝑬𝒐 = −𝟎, 𝟓𝟒 𝑽 𝑵𝑶𝟑 − + 𝟒 𝑯+ + 𝟑 𝒆− → 𝑵𝑶 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶 ; 𝑬𝒐 = 𝟎, 𝟗𝟔 𝑽 𝑬𝒐 = 𝟎.𝟗𝟔 − 𝟎,𝟓𝟒 = 𝟎,𝟒𝟐 𝑽 422. Escribir e igualar la ecuación de oxidación de 𝑩𝒓− a Br2 por 𝑰𝑶𝟑 − que pasa a I2 en disolución ácida. Calcular Eo y decidir si la reacción será espontánea. 𝟐 𝑩𝒓− → 𝑩𝒓𝟐 + 𝟐 𝒆− ; 𝑬𝒐 = −𝟏. 𝟎𝟕 𝑽 𝟐 𝑰𝑶𝟑 − + 𝟏𝟐 𝑯+ + 𝟏𝟎 𝒆− → 𝑰𝟐 + 𝟔 𝑯𝟐𝑶 ; 𝑬𝒐 = 𝟏. 𝟐𝟎 𝑽 Multiplicamos la primera por 5, sumamos: 𝟏𝟎 𝑩𝒓− + 𝟐 𝑰𝑶𝟑 − + 𝟏𝟐 𝑯+ → 𝟓 𝑩𝒓𝟐 + 𝑰𝟐 + 𝟔 𝑯𝟐𝑶 𝑬𝒐 = 𝟏.𝟐𝟎 − 𝟏,𝟎𝟕 = 𝟎,𝟏𝟑 𝑽 Será espontánea en condiciones estándar. 423. ¿Cuál es el Eo de la oxidación de Cr+3 con O2 a H2O y 𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕 −𝟐 en disolución ácida? ¿Tendrá lugar la reacción? 𝟐 𝑪𝒓+𝟑 + 𝟕 𝑯𝟐𝑶 → 𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕 −𝟐 + 𝟏𝟒 𝑯+ + 𝟔 𝒆− ; 𝑬𝒐 = −𝟏,𝟑𝟑 𝑽 𝑶𝟐 + 𝟒 𝒆− + 𝟒 𝑯+ → 𝟐 𝑯𝟐𝑶 ; 𝑬𝒐 = 𝟏,𝟐𝟑 𝑽 𝑬𝒐 = −𝟏, 𝟑𝟑 + 𝟏,𝟐𝟑 = −𝟎, 𝟏𝟎 𝑽 En condiciones estándar no tendrá lugar. 424. Si pudiera hacerse una célula galvánica en la que la reacción total consistiera en la oxidación de Al (s) a Al+3 con O2 dando H2O, ¿qué diferencia de potencial podría esperarse en condiciones normales? 𝑨𝒍 (𝒔) → 𝑨𝒍+𝟑 + 𝟑 𝒆− ; 𝑬𝒐 = 𝟏,𝟔𝟔 𝑽 𝑶𝟐 + 𝟒 𝒆− + 𝟒 𝑯+ → 𝟐 𝑯𝟐𝑶 ; 𝑬𝒐 = 𝟏,𝟐𝟑 𝑽 𝑬𝒐 = 𝟏,𝟔𝟔 + 𝟏,𝟐𝟑 = 𝟐,𝟖𝟗 𝑽 425. Escribir e igualar la ecuación de la oxidación de I2 con 𝑨𝒖𝑪𝒍𝟒 − en disolución ácida, dando 𝑰𝑶𝟑 − u Au (s) y deducir del Eo si tendrá lugar la reacción. 𝑰𝟐 + 𝟔 𝑯𝟐𝑶 → 𝟐 𝑰𝑶𝟑 − + 𝟏𝟐 𝑯+ + 𝟏𝟎 𝒆− ; 𝑬𝒐 = −𝟏, 𝟐𝟎 𝑽 𝑨𝒖𝑪𝒍𝟒 − + 𝟑 𝒆− → 𝑨𝒖 + 𝟒 𝑪𝒍− ; 𝑬𝒐 = 𝟏,𝟎𝟎 𝑽 Multiplicamos la primera por 3 y la segunda por 10, sumamos: 𝟑 𝑰𝟐 + 𝟏𝟖 𝑯𝟐𝑶 + 𝟏𝟎 𝑨𝒖𝑪𝒍𝟒 − → 𝟔 𝑰𝑶𝟑 − + 𝟑𝟔 𝑯+ + 𝟏𝟎 𝑨𝒖 + 𝟒𝟎 𝑪𝒍− 𝑬𝒐 = −𝟏, 𝟐𝟎 + 𝟏,𝟎𝟎 = −𝟎, 𝟐𝟎 𝑽 En condiciones estándar no tendrá lugar. 429. ¿Cuál será el E de la semirreacción 𝑯𝟐(𝒈) → 𝟐 𝑯+ + 𝟐 𝒆− si 𝒑𝑯𝟐 = 𝟏𝟎𝟎 𝒂𝒕𝒎 𝒚 𝒎𝑯+ = 𝟏𝟎−𝟐 ? Para el electrodo de hidrogeno tenemos: 𝑬 = 𝑬𝒐 − 𝟎,𝟎𝟓𝟗 𝟐 ∗ 𝒍𝒐𝒈( 𝒎𝑯+ 𝟐 𝒑𝑯𝟐 ) = 𝟎 − 𝟎,𝟎𝟓𝟗 𝟐 ∗ 𝒍𝒐𝒈 ( (𝟏𝟎−𝟐)𝟐 𝟏𝟎𝟎 ) = 𝟎,𝟏𝟕𝟖 𝑽 430. Dado que Eo =-1,36 volts para 𝟐 𝑪𝒍− → 𝑪𝒍𝟐(𝒈) + 𝟐 𝒆− , ¿Cuál será el valor de E si 𝑪𝒍− =10-2 m y 𝑪𝒍𝟐(𝒈)=100 atmósferas?
- 6. 𝑬 = 𝑬𝒐 − 𝟎,𝟎𝟓𝟗 𝟐 ∗ 𝒍𝒐𝒈( 𝒑𝑪𝒍𝟐 𝒎𝑪𝒍−𝟐 ) = −𝟏,𝟑𝟔 − 𝟎,𝟎𝟓𝟗 𝟐 ∗ 𝒍𝒐𝒈( 𝟏𝟎𝟎 (𝟏𝟎−𝟐)𝟐 ) = −𝟏.𝟓𝟒 𝑽 433. Dado que Eo =-1,00 V, para 𝟒 𝑪𝒍− + 𝑨𝒖 (𝒔) → 𝑨𝒖𝑪𝒍𝟒 − + 𝟑 𝒆− , ¿Cuál será el E de esta semirreacción si la concentración de 𝑪𝒍− es 0,10 m y la concentración de 𝑨𝒖𝑪𝒍𝟒 − es 0,20 m? 𝑬 = 𝑬𝒐 − 𝟎,𝟎𝟓𝟗 𝟑 ∗ 𝒍𝒐𝒈( 𝒎𝑨𝒖𝑪𝒍𝟒 − 𝒎𝑪𝒍−𝟒 ) = −𝟏.𝟎𝟎 − 𝟎,𝟎𝟓𝟗 𝟑 ∗ 𝒍𝒐𝒈( 𝟎.𝟐𝟎 𝟎.𝟏𝟎𝟒 ) = −𝟏,𝟎𝟔 𝑽 434. Dado que 𝑬𝒐 = −𝟎, 𝟗𝟔 𝑽, para 𝟐 𝑯𝟐𝑶 + 𝑵𝑶 (𝒈) → 𝑵𝑶𝟑 − + 𝟒 𝑯+ + 𝟑 𝒆− , ¿Cuál será el e de esta semirreacción si la presión de NO (g) es 0,01 atm, la concentración de 𝑵𝑶𝟑 − es 0,50 m, y la concentración de H+ es 2 10-2 m? 𝑬 = 𝑬𝒐 − 𝟎,𝟎𝟓𝟗 𝟑 ∗ 𝒍𝒐𝒈( 𝒎𝑵𝑶𝟑 −∗𝒎𝑯+ 𝟒 𝒑𝑵𝑶 ) = −𝟎.𝟗𝟔 − 𝟎,𝟎𝟓𝟗 𝟑 ∗ 𝒍𝒐𝒈( 𝟎.𝟓𝟎∗(𝟐∗𝟏𝟎−𝟐) 𝟒 𝟎.𝟎𝟏 ) = −𝟎, 𝟖𝟔 𝑽 438. Calcular el Eo de la reacción 𝟐 𝑯+ + 𝟐 𝑰− + 𝑯𝟑𝑨𝒔𝑶𝟒 → 𝑰𝟐 + 𝑯𝑨𝒔𝑶𝟐 + 𝟐 𝑯𝟐𝑶. ¿Tendrá lugar en condiciones normales? ¿Qué sucede cuando H+ disminuye de 1 a 10-3 m? 𝟐 𝑰− → 𝑰𝟐 + 𝟐 𝒆− ; 𝑬𝒐 = −𝟎, 𝟓𝟒 𝑽 𝑯𝟑𝑨𝒔𝑶𝟒 + 𝟐 𝑯+ + 𝟐 𝒆− → 𝟐 𝑯𝟐𝑶 + 𝑯𝑨𝒔𝑶𝟐 ; 𝑬𝒐 = 𝟎,𝟓𝟔 𝑽 𝑬𝒐 = −𝟎, 𝟓𝟒 + 𝟎,𝟓𝟔 = 𝟎,𝟎𝟐 𝑽 En condiciones estándar será espontánea. 𝑬 = 𝑬𝒐 − 𝟎,𝟎𝟓𝟗 𝟐 ∗ 𝒍𝒐𝒈( 𝒎𝑰𝟐 ∗𝒎𝑯𝑨𝒔𝑶𝟐 𝒎𝑯+𝟐∗𝒎𝑰𝟐 𝟐∗𝒎𝑯𝟑𝑨𝒔𝑶𝟒 ) 𝑬 = 𝟎.𝟎𝟐 − 𝟎,𝟎𝟓𝟗 𝟐 ∗ 𝒍𝒐𝒈 ( 𝟏∗𝟏 (𝟏𝟎−𝟑)𝟐∗𝟏𝟐∗𝟏 ) = −𝟎, 𝟏𝟔 𝑽 La reacción tendrá lugar espontáneamente en sentido contrario al escrito. 439. El valor de Eo para la reacción 𝟐 𝑯𝟐𝑶 + 𝟐 𝑰𝟐 + 𝟓 𝑶𝟐 (𝒈) → 𝟒 𝑰𝑶𝟑 − + 𝟒 𝑯+ es de + 0,03 V. ¿A qué concentración debe ajustarse H+ , permaneciendo constante el resto, para que E=0? El número de electrones intercambiados en la reacción igualada es 10. 𝑬 = 𝑬𝒐 − 𝟎.𝟎𝟓𝟗 𝟏𝟎 ∗ 𝒍𝒐𝒈( 𝒎𝑰𝑶𝟑 −𝟒∗𝒎𝑯+ 𝟒 𝒎𝑰𝟐 𝟐∗𝒎𝑶𝟐 𝟓 ) 𝒎𝑰𝑶𝟑 −𝟒∗𝒎𝑯+ 𝟒 𝒎𝑰𝟐 𝟐∗𝒎𝑶𝟐 𝟓 = 𝟏𝟎− 𝟏𝟎∗(𝑬−𝑬𝒐) 𝟎.𝟎𝟓𝟗 𝒎𝑯+ 𝟒 = 𝒎𝑰𝟐 𝟐∗𝒎𝑶𝟐 𝟓 𝒎𝑰𝑶𝟑 −𝟒 ∗ 𝟏𝟎− 𝟏𝟎∗(𝑬−𝑬𝒐) 𝟎.𝟎𝟓𝟗 𝒎𝑯+ = ( 𝒎𝑰𝟐 𝟐∗𝒎𝑶𝟐 𝟓 𝒎𝑰𝑶𝟑 −𝟒 ∗ 𝟏𝟎− 𝟏𝟎∗(𝑬−𝑬𝒐) 𝟎.𝟎𝟓𝟗 ) 𝟏/𝟒 𝒎𝑯+ = ( 𝟏𝟐∗𝟏𝟓 𝟏𝟒 ∗ 𝟏𝟎− 𝟏𝟎∗(𝟎−𝟎.𝟎𝟑) 𝟎.𝟎𝟓𝟗 ) 𝟏/𝟒 = 𝟏𝟖,𝟔𝟕 𝒎 440. Dado que Eo =0 para 𝑯𝟐(𝒈) → 𝟐 𝑯+ + 𝟐 𝒆− , ¿Cuál será el E de esta semirreacción para el agua pura? El agua pura neutra tiene una concentración de H+ 1,0 10-7 m. Suponer que la presión de H2 continúa siendo 1 atm. 𝑬 = 𝑬𝒐 − 𝟎,𝟎𝟓𝟗 𝟐 ∗ 𝒍𝒐𝒈( 𝒎𝑯+ 𝟐 𝒑𝑯𝟐 ) = − 𝟎.𝟎𝟓𝟗 𝟐 ∗ 𝒍𝒐𝒈( (𝟏𝟎−𝟕) 𝟐 𝟏 ) = 𝟎,𝟒𝟏𝟑 𝑽
- 7. 441. Dado que Eo = -1,23 V para 𝟐 𝑯𝟐𝑶 → 𝑶𝟐 + 𝟒 𝑯+ + 𝟒 𝒆− . ¿Cuál será E en agua pura permaneciendo constante el resto? 𝑬 = 𝑬𝒐 − 𝟎,𝟎𝟓𝟗 𝟒 ∗ 𝒍𝒐𝒈(𝒎𝑯+ 𝟒 ∗ 𝒑𝑶𝟐 ) = −𝟏. 𝟐𝟑 − 𝟎.𝟎𝟓𝟗 𝟒 ∗ 𝒍𝒐𝒈((𝟏𝟎−𝟕) 𝟒 ∗ 𝟏) = −𝟎,𝟖𝟐 𝑽 442. Para la oxidación de 𝑪𝒍− con 𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕 −𝟐 , dando 𝑪𝒍𝟐 y 𝑪𝒓+𝟑 en disolución ácida, Eo =-0,03 V. por lo que no es de esperar que esta reacción vaya muy lejos. ¿A qué concentración debe ajustarse H+ para hacer E por lo menos igual a cero? 𝟐 𝑪𝒍− → 𝑪𝒍𝟐 + 𝟐 𝒆− 𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕 −𝟐 + 𝟏𝟒 𝑯+ + 𝟔 𝒆− → 𝟐 𝑪𝒓+𝟑 + 𝟕 𝑯𝟐𝑶 La igualación requiere 6 electrones. 𝟔 𝑪𝒍− + [𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕 −𝟐 ] + 𝟏𝟒 𝑯+ → 𝟑 𝑪𝒍𝟐 + 𝟐 𝑪𝒓+𝟑 + 𝟕 𝑯𝟐𝑶 𝑬 = 𝑬𝒐 − 𝟎.𝟎𝟓𝟗 𝟔 ∗ 𝒍𝒐𝒈( [𝑪𝒍𝟐]𝟑∗[𝑪𝒓+𝟑] 𝟐 [𝑪𝒍−]𝟔∗[𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕 −𝟐]∗[𝑯+]𝟏𝟒) [𝑪𝒍𝟐]𝟑∗[𝑪𝒓+𝟑] 𝟐 [𝑪𝒍−]𝟔∗[𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕 −𝟐]∗[𝑯+]𝟏𝟒 = 𝟏𝟎− (𝑬−𝑬𝒐)∗𝟔 𝟎.𝟎𝟓𝟗 𝟏 [𝑯+]𝟏𝟒 = 𝟏𝟎− (𝟎−𝟎.𝟎𝟑)∗𝟔 𝟎.𝟎𝟓𝟗 = 𝟏𝟏𝟐𝟒 [𝑯+]𝟏𝟒 = 𝟏 𝟏𝟏𝟐𝟒 ; [𝑯+] = 𝟎. 𝟔𝟎𝟔 𝒎 443. Suponiendo que todas las especies disueltas son 1 m, ¿qué presión de hidrógeno sería necesaria teóricamente para invertir la reacción: 𝑷𝒃 (𝒔) + 𝟐 𝑯+ → 𝑷𝒃𝟐+ + 𝑯𝟐(𝒈? 𝑷𝒃 (𝒔) → 𝑷𝒃𝟐+ + 𝟐 𝒆− ; 𝑬𝒐 = 𝟎.𝟏𝟑 𝑽 𝟐 𝑯+ + 𝟐 𝒆− → 𝑯𝟐(𝒈); 𝑬𝒐 = 𝟎 𝑽 𝑬𝒐 = 𝟎.𝟏𝟑 𝑽 𝑬 = 𝑬𝒐 − 𝟎.𝟎𝟓𝟗 𝟐 ∗ 𝒍𝒐𝒈( [𝑷𝒃𝟐+]∗[𝑯𝟐] [𝑷𝒃]∗[𝑯+]𝟐 ) 𝟎 = 𝑬𝒐 − 𝟎.𝟎𝟓𝟗 𝟐 ∗ 𝒍𝒐𝒈( [𝑷𝒃𝟐+]∗[𝑯𝟐] [𝑷𝒃]∗[𝑯+]𝟐 ) [𝑷𝒃𝟐+]∗[𝑯𝟐] [𝑷𝒃]∗[𝑯+]𝟐 = 𝟏𝟎 𝑬𝒐∗𝟐 𝟎.𝟎𝟓𝟗 = 𝟐𝟓𝟓𝟏𝟒 𝒂𝒕𝒎