Serie de problemas: Equilibrios Redox Prof. Eduardo Rodríguez De

Serie de problemas: Equilibrios Redox
Prof. Eduardo Rodríguez De San Miguel Guerrero / Juan Manuel Vargas Alcaraz
Semestre 2014-II
1. Haga el siguiente balanceo de ecuaciones en medio ácido:
MnO4- + ClCr2O7 -2 +
BrO -

ClO- + Mn+2
C2O4 -2  Cr +3
+
CO2
 Br - + BrO4 -
2. Balancee las siguientes ecuaciones en medio básico:
MnO4 - + S -2  MnO2
+
SO2
CrO4 -2 + Br -  Cr +3 + BrO3 H2O2 + ClO -  Cl2 + O2
3. En la siguiente reacción, indique lo siguiente:
a H+ + b MnO2 + c CH4O
a)
b)
c)
d)
 d Mn+2
+ e CO2 + f H2O
Los coeficientes estequiométricos a, b, c, d, e y f
El agente oxidante y reductor
El número de electrones en juego
El volumen de CO2 máximo producido por la reacción de 87 g de MnO2
4. En los siguientes ejemplos las soluciones se mezclan, la reacción alcanza
el equilibrio y se inserta un electrodo de platino en la solución para hacer
una semicelda. Esta semicelda se conecta a un electrodo normal de H 2 y se
mide el potencial . Calcule el potencial en cada caso:
50 mL de Sn 2+ 0.10M + 20 mL de Cr2O7 2 - 0.050M, [H+] = 0.001 M
50 mL de Sn 2+ 0.050 M + 50 mL de Fe 3+ 0.20M
5. La FEM de una celda hecha con un electrodo de potencial desconocido y el
ECS es de 0.63 V. ¿Cuál sería el valor del potencial del electrodo
desconocido referido al ENH si el ECS actúa como ánodo?
6. Se dan los siguientes sistemas:
Ox1 + e ↔ Red1
E°1 = 1.28V
Ox2 + ne ↔ Red2
E°2 = 0.49V
La constante de equilibrio de la reacción Ox1 con Red2 es de 1040. Calcular n, el
número de electrones de la segunda semirreacción.
7. Si se coloca Cr(s), Cu(s), Ag(s) o Au(s), en contacto con una solución de
hipoclorito de sodio (ClO-), ¿cuáles metales serán oxidados y cuales no?
Justifique en función de los potenciales de cada celda galvánica:
M (s) + ClO-  Cl- + Mn+
Eº = ?
8. De acuerdo a los datos de potenciales estándar, indique si la siguiente
reacción ocurre espontáneamente o no y calcule el valor de constante de
equilibrio de la reacción:
Cr3+ + Cu(s)  Cr (s) + Cu2+
9. Considere la siguiente pila:
PbO2 (s) + Ni2+(ac) + SO42-(ac)  NiO2 (s) + PbSO4 (s)
Si la concentración de NiSO4 es 2 M, calcule el potencial estandar de la pila
y prediga si la reacción está favorecida o no en esas condiciones:
10. Para cada una de las siguientes celdas:
I.
II.
III.
IV.
Indicar la reacción que sucede en el cátodo y en el ánodo
Al conocer los potenciales estándar de cada par involucrado, ¿Se podrá
desarrollar la reacción de forma espontánea en la celda?
Indicar el valor de Keq de la reacción
Calcular el valor de ΔG
Au | Fe(CN)63- (0.05M), Fe(CN)64- (0.05M) || O3 (0.005atm), O2 (0.05atm) | Pt
Pt | HNO2 (0.005M), NO (0.05atm) || H2SO3 (0.03M), HSO4- (0.005M) | Au
11. Se sumergen varios metales en una solución que contienen sales de otros
metales. Indicar en que caso el metal en la solución se deposita sobre la
barra metálica. Considere para ello los potenciales dados a continuación:
Barra de Al sumergida en una solución de Cu+2
Barra de Cu sumergida en una solución de Al+3
Barra de Ag sumergida en una solución de Zn+2
Barra de Zn sumergida en una solución de Ag+
12. Uno de los mayores problemas de la industria es la corrosión que sufren los
metales cuando están en presencia de O2 y humedad. Calcule el potencial
de todas las reacciones de oxidación en medio neutro (pH = 7) y presión de
oxígeno de 1 atm e indique el orden de “oxidabilidad” en esas condiciones
considerando que la concentración del metal en solución para todas ellas
es de 0.001M.
O2(g) + H2O(l) + M(s)  M+n + OHM = Cu2+, Fe2+, Au3+, Ag+, Pd2+
13. Se arma una celda como sigue:
FeFe 2+ (0.1M) || Cd 2+ (0.001M) | Cd
a. Escriba la reacción de la celda
b. Calcule el voltaje inicial de la celda e indique la polaridad de los electrodos, el
sentido del paso de corriente y la dirección de la reacción espontánea
c. Calcule la constante de equilibrio de la reacción de celda
d. Tras completarse la reacción, ¿cuál es la concentración de equilibrio de las
distintas especies químicas?
e. En este punto, ¿qué valor de potencial tiene la celda?
f. ¿qué cantidad de trabajo eléctrico es capaz de producir esta celda?
14. ¿Cuál será el trabajo máximo que se puede obtener a partir de celdas que
contienen a las especies de las siguientes reacciones electroquímicas?
Considere que las substancias sólidas están en exceso y que las
disoluciones tienen concentraciones de 1 M.
1) Pb(s) + PbO2 (s) + H2SO4 → 2PbSO4 (s)
2) Cd(s) + Ni(OH)3 (ac) → Ni(OH)2 (s) + Cd(OH)2 (ac)
15. Trazar la curva de valoración (E=f(vol. agregado) para los siguientes casos
suponiendo una disolución 0.1 M de la primera sustancia que se valora con
una disolución de concentración 0.05M del reactivo valorante (segunda
sustancia). De requerirse suponga que H+ está en exceso y su
concentración es siempre igual a 1M. Realice la curva con los puntos para
obtener el 10, 20, 50, 90, 95, 99, 100, 101, 105 y 110 % de titulación del
analito. Referir la curva al uso de un electrodo de Pt y un ENH. (Busque en
tablas los valores de Eo necesarios)
i.
V 2+ valorado con Sn 4+
ii.
Sn 2+ valorado con MnO4 –
16. Un milimol de la primera sustancia se mezcla con una cantidad igual de la
segunda sustancia en un volumen final de 100 mL. Si en la reacción están
involucrados los iones H+ o OH- suponga que su concentración es de 1M.
Escriba la ecuación balanceada de la reacción química que se efectúa.
Calcular: (1) el potencial que se mediría en el sistema si se coloca un
electrodo de Pt y un ENH. (2) La constante de equilibrio de la reacción. (3)
la concentración de todas las especies al equilibrio. Si la reacción se llevase
a cabo en forma de valoración ¿Qué indicador redox sería adecuado?
(Busquénse en libros tablas de indicadores redox)
a) Cr 2+ y Fe 3+ para dar Cr 3+ y Fe 2+
b) V 2+ y VO 2+ para dar V 3+
c) Mn 2+ y IO4 – para dar MnO4 – y IO3 –
Potenciales estándar de reducción
Par redox
E° (V)
+
Ag /Ag (s)
0.799
Al3+/Al (s)
-1.66
3+
Au /Au (s)
1.50
Cd2+/Cd (s)
-2.87
Cd(OH)2 (s)/Cd (s)
-0.81
ClO-/Cl0.88
Cr3+/Cr (s)
-0.74
Cr3+/Cr2+
-0.41
Cr2O72-/Cr3+
1.33
2+
Cu /Cu (s)
0.337
Fe3+/Fe2+
0.77
2+
Fe /Fe(s)
-0.44
Fe(CN)63-/Fe(CN)640.356
Hg2Cl2 (s)/Hg (l)
0.282 ([KCl]= 1M)
Hg2Cl2 (s)/Hg (l)
0.244 (KCl sat.)
I2 (s)/ I
0.536
IO4-/IO31.653
Par redox
MnO4-/Mn2+
Mn2+/Mn (s)
HNO2/NO
NiO2 (s)/Ni2+
NiO2 (s)/Ni(OH)2
O2/OHO3/O2 (medio ácido)
PbSO4 (s)/Pb (s)
PbO2 (s)/PbSO4 (s)
Pd2+/Pd (s)
HSO4-/H2SO3
Sn4+/Sn2+
Sn2+/Sn (s)
VO2+/VO2+
V3+/V2+
VO2+/V3+
Zn2+/Zn (s)
E° (V)
1.51
-1.19
0.99
1.68
0.49
0.401
2.07
-0.355
1.685
0.987
0.17
0.15
-0.140
0.999
-0.255
0.337
-0.763