Ejercicios ing. quimica

1. ¿En cuánto tiempo se depositarán 10 g de cobre en el cátodo, en una reacción electrolítica de una disolución de sulfato de cobre, si empleamos una corriente eléctrica constante de 2,5 Amperios?.

¿Sabiendo que en el ánodo se desprende oxígeno, que volumen del mismo, medidos en condiciones normales, se desprenderá en el mismo tiempo?

Datos: Potenciales normales de reducción: Cu 2 + /Cu = + 0,34 v ; O /OH - = + 0,40 v

Masas atómicas: Cu: 63,5 ; H = 1,0 ; O = 16,0

RESOLUCIÓN:

En un proceso electrolítico, tiene que cumplirse siempre, como en cualquier reacción química, que el número de equivalentes de corriente eléctrica (I.t/96500) ha de ser igual al número de equivalentes del producto descompuesto o depositado: (g/Peq), por lo que en este caso tenemos que para la reacción de reducción del Cobre : [pic 1]

 [pic 2]

        T=12157.5s

En el otro electrodo se desprende Oxígeno (O2 ) debido a la oxidación de los iones OH - . La cantidad desprendida la calculamos aplicando la misma fórmula para esa reacción de oxidación, que es:

Grupo D - CONSTANTES DE EQUILIBRIO EN SISTEMAS REDOX

1. Sea la célula Zn/Zn 2+ //Cu2+ /Cu. Calcula: a) la fem de la célula galvánica a 25ºC; b) la función de Gibbs de la reacción; c) la constante de equilibrio una vez alcanzado éste.

DATOS: Potenciales normales de reducción: E° (Cu 2+ /Cu°) = + 0,34 v ; E° ( Zn 2+ /Zn°) = + 0,76 v F = 96.485 C/ mol ; R = 8,3145 J K -1 mol -1 = 0,082 atm dm 3 K -1 mol -1

RESOLUCIÓN:

El potencial normal de esta pila es: E° = E° (Cu 2+ /Cu°) – E° ( Zn 2+ /Zn°) = 0,34 - (- 0,76) = + 1,10 v

La expresión que nos relaciona el potencial normal de una pila con la energía libre de Gibbs; / △G, es:

 △Gº = - n.F.E°, siendo n: Nº de electrones intercambiados, F: Faraday = 96485 C/mol y E° el potencial normal de la pila; al sustituir, teniendo en cuenta que se trata del proceso:

, en el cual se intercambian dos electrones:[pic 3]

△Gº = - 2.96485.1,10 = -212267 Julios ;        △Gº = - 212,267 Kj/mol

Y la relación entre esta energía libre de Gibbs; /\ Gº y la constante de este equilibrio viene dada por la expresión:

△Gº = - R . T . Ln Kc ; - 212267 = - 8,3145 . 298 . Ln Kc ; Ln Kc = 85,67

;        [pic 4][pic 5]

1. A partir de la siguiente información: E˚ = - 0,126V

[pic 6]

; E˚ = - 0,126V[pic 7]

PbSO + 2e -—> Pb + SO  2 - ; Eº = - 0,356 V

Determinar la Ksp, para el PbSO a 25 C RESOLUCIÓN

PbSO + 2e- 2 +2-( ac )4( ac ) 🡪 Pb + SO

Puesto que conocemos los potenciales de las dos reacciones que dan, a partir de ellas podremos determinar también el de la reacción de precipitación combinando ambas.

PbSO4  + 2e -Pb(S)+ SO4 ; E°=-0,356 V

Pb(S) 🡪 Pb(ac) 2 + PbSO + 2e- ; E˚ = 0,126V

Y a partir de este valor del potencial, podemos determinar ya el valor de la constante de precipitación aplicando la expresión que nos da la relación entre ambos, y que es:

[pic 8]

Siendo R = 8,31 J/molºK ; T=298ºK; n = 2 (nª electrones intercambiados); F=96485 Culombios

1. Se prepara la pila Sn(S)/ Sn 2 + (xM)// Pb 2 + (2M)/ Pb con una fem de 0,087 V a 25ºC. Se pide:

1. El valor del potencial estándar y la reacción neta que tiene lugar
2. La concentración de Sn 2 + en la celda
3. La constante de equilibrio de la reacción DATOS Eº

Pb2+/Pb = - 0,13 V; Eº Sn2+/Sn = - 0,14 v

        RESOLUCIÓN:

        Las semirreacciones que tienen lugar en ambos electrodos son:

1. En una pila formada por los electrodos Au + 3 /Au y Tl + 1 /Tl se pide:

1. Escribir la reacción global que se produce y determinar el potencial normal de la pila.
2. Calcular la variación de energía libre estándar y la constante de equilibrio a 25 ˚ C.
3. Calcular E˚ de la pila a 25˚C cuando [Au 3 + ] = 10 - 2 M y [Tl 1 + ] = 10 - 4 M

Datos: E˚ Au + 3 /Au y E˚ Tl + 1 /Tl son 1,50 V y -0,34 V respectivamente.

RESOLUCIÓN:

1. Se comportará como oxidante el electrodo de potencial más alto, en este caso el Au + 3 /Au, que será el que gane electrones, por lo que las semirreacciones y reacción total serán:

SEMIRREACIONES REACCION

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