METODO DE VALOR ANUAL

1.-Calcule la Kox-red a 298 K para la reacción:

2Cu+(ac)  Cu(s) + Cu+2(ac)

Si [Cu+]o = 1,0 M, calcule [Cu+], [Cu+2] y los gramos de Cu(s) cuando la reacción alcance el equilibrio. EoCu+2/Cu+ = +0,15v EoCu+/Cu(s) = +0,53v

Reacciones:

Cu+ (ac) 🡪 Cu +2 (ac) + 1e-                                  E0 = -0.15 V

1e- + Cu+ (ac) 🡪 Cu (s)                                       E0= +0.55 V

2 Cu +(ac) 🡪 Cu +2(ac) + Cu(s)                           E0 = 0.38 V

En el equilibrio Ecelda = 0

Entonces Ecelda = (0.0592/n)  Kox-red

Kox-red = 10 nE % ,0592

             = 10 1 x 0.38/ 0,0592

Kox-red = 2,6 x 10 6

Si [Cu+2]o = 1,0 M

Y Kox-red = ([Cu+2] / [Cu+]2)

Donde [Cu+2] = x

Y [Cu+] = 1,0 – 2x

K 🡪 2x 🡪 1,0 M

Entonces [Cu+2] = x = 1,0/2 = 0,50 M

Y [Cu+] = )[pic 2]

[Cu+2] = 4,4 x 10-4 M

2.- Calcule la fuerza electromotriz (E) para la celda:

 Cu(s) | Cu+2(0,010M) || Cu+2(0,10M) | Cu(s)

Es una celda de concentración, las reacciones de oxidación y reducción se dan con los mismos componentes pero con distintas concentraciones.

Cu(s) –(ox)🡪 Cu 2+ (0.010 M) + 2e-                    -E0red

Cu+2 (0,10 M) + 2e- 🡪 Cu (s)                              + E0red

Cu(s) + Cu2+(0,10 M) 🡪 Cu +2(0,010M) + Cu(s)         0

La reacción termina cuando se igualan las concentraciones

Ecelda = E0Celda – (0,0592/n)

Donde Q = [Cu+2] oxid / [Cu+2] red

Ecelda= E0 celda – (0.0592/2)  🡪 (0.010/0.10)

Ecelda = 0,030 V

3.- Considere la siguiente celda:  Zn(s) | Zn+2(1,0M) || H+ (? M), H2(g) (1,0atm) | Pt(s)

Si su fuerza electromotriz (E) es de 0,54 v a 25ºC, calcule el pH de la solución en el cátodo.

 Zn (s) 🡪 Zn +2 + 2e-                                E0: 0.76 V

2H+ + 2e- 🡪 H                                          0

2H+ + Zn (s) 🡪 H2(g) + Zn +2                      0.76 V

Utilizando la ecuación de Nerst:

Ecelda = Eo celda – (0,0592/n) lg    (PH(g) [Zn+2]/ [H+]2

0.54 V = 0.76 V – (O.0592/2) lg (1,0 x 1,0/ [H+]2 )

-0,22V = -0,0296 lg (1/[H+]2)

7,43V = lg1 - log[H+]2

7,43 = -2 log [H+]

-3.72 = log [H+] = pH

pH = 3,72

4.- Se tiene una solución 2,0x10-3M de Cr+3 a la cuál se le añade Zn(s) en exceso. Calcular la [Zn+2] y [Cr+3] que queda en la solución al finalizar la reacción.

3 (Zn (s) 🡪 Zn+2 + 2e-)                              Eo= 0.76V

2( Cr+3 + 3e- 🡪 Cr(s) )                                     -0.74V

3 Zn(s) + 2 Cr+3 🡪 3Zn+2 + 2Cr(s)                    +0,02V

 2,0 x 10-3 – 2x          3x        n= 6e-

La reacción termina cuando:

Ecelda= 0 🡪 Eocelda = (0,0592/n) ln Kox-red

Eocelda = 0,02V = 0,0592/6  log Kox-red

Kox-red= 106x0,02/0,0592 = 1,06 x 102

[Zn+2]3 / [Cr+3]2 = Kox-red = 1,06 x 102 = (3x)3/(2,0 x 10-3 -2x)2

• 2x 🡪 2,0 x 10-3M 🡪 x= 1,0 x 10-3M

Entonces [Zn+2] = 3x = 3,0 x 10-3M

Y [Cu+3] = = 1,6 x 10 -5 M[pic 3]

5.- Una varilla de Ag(s) y un Electrodo Estandar de Hidrógeno (EEH) se introducen en una solución saturada de Ag2C2O4 a 25ºC. El voltaje de la celda (E) medido entre la varilla de Ag y el EEH fue de 0,589v. Calcule el Kps del Ag2C2O4.

Se pide el Kps, por lo tanto el equilibrio en la solución saturada va a ser:

Ag2C2O4 (s) 🡪 2Ag+ + C2O4

Kps = [Aq+]2 [C2O4] = (25) 2s = 4s3

Tenemos que conocer la [Aq+] y [C2O4]

Se prepara la celda con Ag donde las reacciones serán

2(Ag+ (ac) + H 🡪 2H+ + Aq(s)

EoCelda = EoAq+ / Aq(s) + EoH/ H

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