Cuarto Año
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Colegio Nacional de Buenos Aires
Electroquímica
Guía de ejercicios
Guía de ejercicios: Redox y Electroquímica y Pilas
Redox – Electroquímica – Pilas
Guía de ejercicios
1) Dadas las siguientes ecuaciones redox,
a) Identifique el agente oxidante y el agente reductor b) Equilíbrelas por el método del ion electrón
MnO2(s) + HCl(aq) → MnCl2 (aq) + H2O + Cl2(g)
KI(aq) + KIO3 (aq) + HCl(aq) → KCl (aq) + I2 + H2O
Cu + HNO3(aq) → Cu(NO3)2 (aq) + NO2(g) + H2O
KMnO4(aq)+ KOH(aq) + KI(aq) → K2MnO4(aq) + KIO3(aq) + H2O
KMnO4 (aq) + KOH (aq) + KAsO2 → MnO2(s) + K3AsO4 (aq) + H2O
KClO3 (aq) + CrCl3 (aq) + KOH → K2CrO4 (aq) + H2O + KCl
FeSO4(aq) + HNO3 (aq) + H2SO4(aq) → Fe2(SO4)3 + NO(g) + H2O
As2O3(s) + HNO3(aq) + H2O → H3AsO4(aq) + NO(g)
K2SO3 (aq) + H2O + KNO3 → K2SO4 (aq) + N2O(g) + KOH(aq)
HNO3 (aq) + SnCl2(aq) + HCl
(aq)
→ SnCl4(aq)
+ N2O(g) + H2OKMnO4(aq) + H2O2 + H2SO4 → O2(g) + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Zn + HBr (aq) + Na3AsO4(aq) → AsH3(g) + ZnBr2 (aq) + NaBr + H2O
H2C2O4
(aq)
+ K2Cr2O7(aq)
+ H2SO4 → K2SO4(aq)
+ CO2(g) + H2O + Cr2(SO4)3KCrO2 (aq)+ K2O2 + H2O → K2CrO4
(aq)
+ KOH(aq)
CoCl2 (aq) + KOH
(aq)
+ KClO3(aq) → Co2O3(s) + KCl(aq) + H2OP4 + HNO3(aq) → H3PO4 (aq) + NO2(g) + H2O
Cl2(g) (g) + NH3(g) + KOH(aq) → KCl (aq) + KNO3 (aq) + H2O
2) En las siguientes notaciones todas las sustancias se encuentran en condiciones estándar: a) Cu/Cu2+(aq) // Ag+
(aq)
/Ag E0 Cu2+/Cu = 0.34 v E0 Ag+/Ag = 0.8 v Rta: 0,46 V b) Ni/Ni2+(aq) // Zn2+(aq)
/Zn E0 Ni2+/Ni = -0.25 v E0 Zn2+/Zn = -0.76 v Rta: -0,51V c) Cd/Cd2+(aq) // H+(aq)/H2/Pt E0 Cd2+/Cd = 0.4 v E0 Ag+/Ag = 0.8 v Rta: 0,40VPara cada pila:
• Calcule el potencial estándar.
• Escriba la ecuación correspondiente a la reacción redox que ocurre espontáneamente.
• Indique la polaridad de los electrodos.
3) Una pila de cobre – plata consiste en una barra de Cu sumergida en una solución de CuSO4 y una barra de
plata inmersa en una solución de AgNO3. En función de los potenciales de electrodos en condiciones patrón,
E0 Cu2+/Cu = 0.34 v E0 Ag+/Ag = 0.799 v a) Indique la notación simbólica de la pila.
b) Dibuje un esquema de la misma, identifique el ánodo, el cátodo y sentido del flujo de los electrones. c) Escriba la ecuación redox que representa el proceso.
Guía de ejercicios: Redox y Electroquímica y Pilas
4) Ordene en orden creciente de su carácter oxidante las siguientes especies, a partir de los datos que puede obtener de las tablas de potenciales de reducción en condiciones estándar:
a)
MnO
8
H
5
e
Mn
4
H
2O
24
+
+
→
+
+ +
−
E0 MnO4/Mn 2+
= 1.51 v b)
Sn
2++
2
e
→
Sn
|o E0 Sn2+/Sn0 = -0.14 v c)Al
3++
3
e
→
Al
o E0 Al3+/Al0 = -1.66 v d)Ag
++
e
→
Ag
o E0 Ag+/Ag0= 0.799v5) Prediga qué sucederá si se añade bromo molecular a una solución que contenga a) iones Cl- E0 Cl2/Cl- = 0.53 v
b) iones I- E0 I2/I
= 1.36 v a 25ºC. E0 Br2/Br- = 1.07 v
¿Se forma cloro en el primer recipiente? ¿Se forma yodo en el segundo? Suponga que las especies se encuentran en sus estados estándar.
6) Se determina experimentalmente que el zinc reacciona con HCl 1 M desplazando H
2(g) y el cobre no lo
hace. Si se une una pieza de cobre a otra de zinc, y luego se sumerge este par en una solución de HCl, se observan burbujas de hidrógeno en el cobre. Significa esto que el cobre reacciona con HCl? ¿Cuál es la reacción que sucede? ¿Cuál es la función del cobre?. Rta: El Cu actúa de cátodo. 7) La batería de un automóvil es un acumulador de plomo que consiste en un conjunto de pilas conectadas en
serie constituidas por rejas o láminas de plomo, en las que un electrodo está recubierto por Pb esponjoso y el otro por PbO2(s). Ambos electrodos están sumergidos en una solución de H2SO4. La batería consume Pb y
PbO2. La reacción redox que ocurre durante la descarga en cada pila es descripta por la siguiente ecuación:
O
H
2
)
s
(
PbSO
2
SO
H
2
)
s
(
PbO
)
s
(
Pb
+
2+
2 4→
4+
2E0 PbO2/PbSO4 = 1.7 v E 0
PbSO4/Pb = -.031 V
a) Escriba las hemiecuaciones de reducción y oxidación. b) Identifique el ánodo y el cátodo.
c) Calcule el potencial normal de cada pila. Rta: 2,05 V d) ¿Cuántas pilas conectadas en serie se requieren para construir una batería de 12 V? Rta: 6
8) La pila seca fue inventada por George Leclanché hace mas de 100 años. En su versión ácida1 contiene un recubrimiento interno de zinc que funciona como ánodo y una varilla de grafito en contacto con una pasta húmeda de MnO2, NH4Cl y carbón que funciona como cátodo según la ecuación
e
2
Zn
)
s
(
Zn
→
2++
O
H
NH
2
)
s
(
O
Mn
e
2
)
s
(
MnO
NH
2
4++
2+
→
2 3+
3+
2y su potencial es de 1,5 V
Calcule la masa de zinc que se consume cuando se usa durante 6 horas, una pila seca por la que circula una corriente de 0,1 A Rta: 0.73 g
9) Una celda electrolítica con electrodos inertes, contiene una solución de CuCl2 por la que pasa una corriente
de 7,60 A durante 50 minutos.
a) Escriba las ecuaciones correspondientes a las reacciones electródicas.
b) Calcule la masa de Cu metálico que se deposita. Rta: 7,50g
1 Las pilas alcalinas diseñadas posteriormente, ofrecen ventajas sobre la anterior, producen una diferencia de potencial de 1.54V. Se
sustituye el electrolito por KOH y las reacciones que se verifican en medio básico son
Guía de ejercicios: Redox y Electroquímica y Pilas
10)Indique el producto principal que se obtiene en cada electrodo de una celda electrolítica cuando se realiza la electrólisis de cada una de las siguientes soluciones acuosas:
a) NiCl2 fundido con electrodos inertes.
b) CuSO4 con electrodos de Cu.
c) KI fundido, con electrodos de grafito. E0 K+/K = -2.93 v
11)Explique porqué no es correcto decir que siempre que se realiza una electrólisis de cloruro de sodio se forman las sustancias sodio y cloro. E0 Na+/Na = -.271 v
12)Una corriente de 5 amperes que fluye durante exactamente 30 minutos deposita 3,048 g de cinc en el cátodo. Calcule el peso equivalente de zinc a partir de estos datos. Rta.: 32,7 g/eq-g.
13)En la electrólisis del bromuro de cobre (II) en agua, en uno de los electrodos se depositan 0,5 g de cobre. a) Escriba las ecuaciones correspondientes a las reacciones anódica y catódica.
b) ¿Cuántos gramos de bromo se formarán en el otro electrodo? c) ¿Cuántos electrones circulan por la cuba?
Rta.: Se forman 1,26 g de bromo y circulan por la cuba 9,47 1021 electrones
14)Se efectúa una electrólisis del agua haciendo pasar corriente de 10,0 A por una solución acuosa de ácido sulfúrico.
a) Escriba las ecuaciones correspondientes a las reacciones electródicas.
b) ¿Cuánto tiempo tarda en descomponerse 225 g de agua? Rta: 67 horas c) Calcule el volumen de O2(g) en medido en CNPT que se libera durante 50 minutos.
Rta: Vol. Oxígeno 1,74 L 15)Se hace pasar una corriente de 4,00 A por una celda electrolítica que contiene 150 g de solución de sulfato
de sodio al 10,0 % m/m durante un día. Calcular:
a) La masa de agua descompuesta. Rta: 32,2g b) La concentración final de la solución. Rta: 12,7 % m/m
16)A través de tres celdas electrolíticas en serie pasan 0,2 moles de electrones. Una contiene una sal de plata, otra una sal de zinc y la tercera una sal férrica. Si se supone que la única reacción en el cátodo en cada celda es la reducción del ion hasta el metal. ¿Cuántos gramos de cada metal se depositarán?
Rta.: plata: 21,58 g; zinc: 6,54 g y hierro: 3,72 g
17)Dos celdas electrolíticas A y B se conectan en serie. La celda A contiene una solución acuosa de AgNO3 con
electrodos de Pt. La celda B contiene una solución acuosa de CuSO4 con electrodos de Cu. Se hace circular la
corriente hasta que en el ánodo de la celda A se desprenden 2,46 L de oxígeno a 27,0°C y 1,00 atm. Calcule: a) La masa de Ag que se deposita en el cátodo de la celda A. Rta: 43,2g
b) La masa de Cu que se deposita en el cátodo de la celda B. Rta: 12,7g
18)Se han empleado muchas alternativas para el acumulador de plomo, siendo una de ellas la de la celda de níquel- cadmio. Esta batería tiene un electrodo de NiO2 cubierto con Ni(OH)2(s) que durante la descarga
hace de ánodo. El otro electrodo es de cadmio recubierto con hidróxido de cadmio. El electrolito es KOH(aq) concentrado.
a) Escriba las reacciones para la descarga y la carga de la celda.
Luego de usada cierto tiempo, la batería de níquel – cadmio de una calculadora tiene 1,64 g de Cd(OH)2
depositado en su ánodo. Se la conecta a un cargador que suministra 150 ma de corriente. La reacción que ocurre durante el proceso de descarga es representada por la ecuación:
)
s
(
)
OH
(
Ni
)
s
(
)
OH
(
Cd
)
l
(
O
H
2
)
s
(
NiO
)
s
(
Cd
+
2+
2⇔
2+
2b) ¿A cuál de los electrodos (NiO2 o Cd) debe conectarse el borne negativo del cargador? Rta: cd
c) ¿Cuánto tiempo debe estar conectado el cargador para convertir todo el Cd(OH)2 en Cd metálico?
Guía de ejercicios: Redox y Electroquímica y Pilas
19)Se emplea una corriente de 15 amperes para depositar níquel de un baño de sulfato de níquel(III). En este caso se forman en el cátodo tanto el hidrógeno como el níquel. Esto quiere decir que de la totalidad de la corriente que circula, sólo el 60% permite la formación de níquel.
a) ¿Cuántos gramos de níquel se platean en el cátodo por hora? Rta: 9,85g
b) ¿Cuál es el espesor niquelado si el cátodo consiste en una hoja cuadrada de metal de 4 cm de lado cubierta por las dos caras? La densidad del níquel es de 8,9 g/cm3 Rta: 0,035cm
c) ¿Qué volumen de hidrógeno medido en condiciones normales de presión y temperatura se forma por hora? Rta: 2,51l de H
Problemas adicionales extraídos de Beltrán, Faustino (1972) Problemas de Química, resueltos. Buenos Aires, Editorial El Coloquio
1. Se efectuó la electrólisis de cloruro de magnesio fundido durante 3 horas, con una intensidad de corriente de 4 amperios. Calcule la masa de magnesio depositada en el cátodo y el volumen de cloro desprendido en el ánodo, si se lo mide a 57 °C y presión normal. Rta.: 5,4 g y 6,06 dm3 2. La electrólisis de agua alcalinizada con hidróxido de sodio efectuada con una intensidad media de corriente
de 4 amperios originó el desprendimiento en el ánodo de 3 dm3 de oxigeno medidos a 27 °C y 800 mm de Hg de presión. Sin usar masas atómicas relativas, calcule:
a) volumen de hidrógeno desprendido en el cátodo, medida en las mismas condiciones de presión y temperatura Rta: 6 dm3
b) tiempo que duró la electrólisis Rta: 1,24x104s
3. La electrólisis de cloruro de sodio en solución acuosa, puede representarse por la siguiente ecuación estequiométrica:
Se desprendieron 44,8 dm3 de hidrógeno. medidos en CNPT Calcule:
a) volumen de cloro desprendido simultáneamente Rta: 44,8 dm3 b) número de moles de hidróxido de sodio originados Rta: 4 moles c) masa de cloruro de sodio consumida Rta: 234 g d) cantidad de electricidad empleada Rta: 3,86x105 ºC 4. Por una celda electrolítica, que contiene una sal ferrosa, circularon 57900 culombios. Calcule:
a) número de moles de átomo de hierro depositados Rta:0,3 [mol de átomos…] b) cantidad de electricidad necesaria para depositar igual número de átomos gramo de magnesio, si la
celda contuviese una sal de magnesio Rta: 5,79x104C
c) cantidad de electricidad necesaria para depositar igual masa de magnesio, a partir de una sal de magnesio, que la masa de hierro depositaria a partir de la sal ferrosa. Rta: 1,33x105 ºC
5. Tres cubas electrolíticas están conectadas en serie y contienen, respectivamente, soluciones acuosas de cloruro cúprico, sulfato cúprico y una sal cuprosa. Sabiendo que en el cátodo de la primera se depositaron 1,575 g de cobre, calcule:
a) masa de cobre depositada en el cátodo de cada una de las otras dos cubas. Rta:1,575g y 3,15 g b) cantidad de electricidad que circuló. Rta: 4,79x103 ºC
6. Tres células electrolíticas, conectadas en serie, contienen, respectivamente, soluciones acuosas de cloruro cúprico, sulfato de zinc, y cloruro de cadmio. Sin usar como dato el valor de la constante de Faraday y sabiendo que en el cátodo de la primera se depositaron 1,89 g de cobre, calcule:
a) masas de zinc y de cadmio depositadas en las otras dos celdas. Rta:1.94g de Zn y 3.34g de Cd b) número de equivalentes gramo de metal depositados en las restantes celdas.
Rta: 0,0595 Eq-gramo de metal en las otras dos celdas c) cantidad de electricidad que circuló por la cuba. Rta: 5744,4 ºC