1.- a) Establezca claramente la diferencia entre celdas voltaicas

Cátedra de Introducción a la Química para Ciencias Naturales – UNLP - 2008
SEMINARIO Nº 14
ELECTROQUÍMICA
1.- a) Establezca claramente la diferencia entre celdas voltaicas (pilas) y celdas electrolíticas.
b) defina oxidación, reducción, agente oxidante y agente reductor.
c) ¿cómo distingue el ánodo y el cátodo en un proceso electroquímico?.
2.- Indique cuál o cuales de los siguientes enunciados son falsos o verdaderos en relación
con las celdas voltaicas. Corrija cualquier enunciado falso.
a) el electrodo en el cual ocurre la reacción de oxidación es el cátodo, b)l puente salino sólo se
emplea para mantener la electroneutralidad de la solución, c) se pueden utilizar sólo electrodos
inertes, d) el signo de la fem nos indica si la reacción considerada es espontánea o no
espontánea.
3.- Consulte la tabla de potenciales normales y ordene las siguientes especies a) de acuerdo a
un aumento de su carácter reductor: Zn, Ni, Sn, H2, Ag, F2 y Al, b) de acuerdo a un aumento de
su carácter oxidante: Pb, Cl2, K, Li, Cd, Hg.
4.- De cada uno de los pares especificados a continuación indique, consultando la tabla de
potenciales normales, cuál es, en cada caso:
a) el mejor agente oxidante (justifique su respuesta): i) Cr3+ - Cu2+, ii) Cl2 - Br2, iii) Fe2+ - Fe3+
b) el mejor agente reductor (justifique su respuesta): i) H2 – Fe2+, ii) Zn0 – Cu0, iii) Br- - Cl-.
5.- Una cierta especie mineral; contiene Cr3+ en su composición como único ión metálico. Si se
desea obtener Cr metálico mediante un proceso de reducción, justifique cuál de los siguientes
metales usaría como reductor: Al, Cu, Pb o Ni. (consulte la tabla de potenciales normales).
6.- Empleando
la tabla de potenciales normales de reducción indique si las siguientes
aseveraciones son correctas o falsas. En los casos en que la reacción se produce, escriba
las ecuaciones redox correspondientes: a) el Mg(s) desplazará al Pb2+(ac), b) El Sn metálico
reaccionará con HCl (ac) disolviéndose, c) el I2 desplazará al Br-(ac) produciéndose Br2(l), d) el
Cu desplazará al Al3+(ac) de sus soluciones, d) el MnO42- oxidará al Cl-(ac) a Cl2 en medio ácido,
e) Fe(s) desplazará a Zn2+.
7.- Prediga si los siguientes metales se disolverán en el ácido indicado: a) Ag en HNO3 (ac), b)
Zn en HCl(ac), c) Au en HNO3 (ac), d) Cu en HCl(ac). Escriba las ecuaciones iónicas netas de
las reacciones que se producen.
Eº(Ag+/Ag) = 0,80V; Eº( NO3-/NO) = 0.956, Eº(Au3+/Au) = 1,52V, Eº( Zn2+/Zn) = -0,76V,
Eº(Cu2+/Cu) = 0,34V.
8.- Conociendo que los potenciales normales de reducción para la Ag y el Zn son:
E°(Ag+ /Ag) = 0,8 V y E° (Zn2+/Zn) = – 0,76V y suponiendo que entre ambos se forma una pila
indique: a) cuales son las reacciones en cada electrodo, b) cuál es la fem o voltaje de la pila, c)
cuál es la variación de energía libre.
9.- Si se desea que el sistema anterior funcione como una celda electrolítica, indique:
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a) cuál sería el voltaje mínimo requerido para tal fin, b) cuales serían las reacciones en el ánodo
y en el cátodo, c) cual sería el signo de la energía libre del proceso.
10.- Considere la siguiente reacción redox (la que se encuentra no balanceada):
Cu(s) + Fe3+(ac)
Cu2+(ac) + Fe2+ (ac)
a) Haga un esquema de la celda voltaica que utiliza la reacción indicada. Indique cuál es el
ánodo, cuál el cátodo y el sentido del flujo de electrones. b) Escriba las semirreacciones
correspondientes y la ecuación ajustada para la reacción de la celda, c) Calcule el valor de
Eºcelda.
11.- a) Escriba la ecuación de Nernst y explique la utilidad de la misma.
Sobre la base de la misma:
b) calcule el valor de Ecelda de la siguiente celda voltaica:
Al(s)/Al3+(0,18M)//Fe2+(0,85M)/Fe(s).
c) establezca si:
i) el par MnO4-/Mn2+ se vuelve más oxidante o más reductor cuando el pH aumenta de 1 a 4.
Suponga que la [MnO4-] = [Mn2+].
-
2+
E°(MnO4 /Mn ) = 1,51V.
ii) idem para el par ClO3-/Cl- en medio ácido (pH 1 a 4).
iii) idem en medio alcalino (pH 8 a10). ( para los puntos d y e suponga [ClO3-] = [Cl-]).
ClO3- + 6 H+ + 6e-
Cl- + 3 H2O
E°( ClO3-/Cl-)= 1,45V
ClO3- + 3 H2O +6e-
Cl-+ 6OH-
E°( ClO3-/Cl-)= 0,42V.
12.- El voltaje medido en la celda galvánica: Zn-Cu, a T = 298K, es 0,40V cuando la [Zn2+] =
0,15 M. Calcule la [Cu2+].
13.- Calcule la fem de la pila para la siguiente reacción a pH = 8 (T = 298K):
2Ag+(0,1M) + H2 (1 atm)
2 Ag(s) + 2 H+.
14.- a) Determine cuál de los siguientes pares puede actuar como agente oxidante frente al I- en
condiciones estándar, dados los Eoreducción:
I2/I- = 0,54V,
ClO4-/ClO3- = 0,17V,
SO42-/SO32- = -2,89V,
MnO2/Mn2+ = 1,21V
b) Escriba las hemirreacciones balanceadas y la reacción global.
c) Si construyera una celda con la cupla elegida y el par I2/I-, sería ¿una celda galvánica o una
celda
electrolítica? ¿Cuál sería la reacción catódica? Calcule la diferencia de potencial
estándar de dicha celda.
d) Si se produce un aumento de pH, ¿se alterará el poder oxidante del agente elegido? (ayuda:
emplee la ecuación de Nernst) ¿Se modificará la Keq? Justifique sus respuestas.
15.- Calcule ∆G° y el valor de la constante de equilibrio K para la siguiente reacción:
Fe3+(ac) + Ag(s)
Fe2+ (ac) + Ag+ (ac).
Nota: utilice la tabla de potenciales normales.
16.- a) explique que entiende por electrólisis, b) determine los productos obtenidos en el ánodo
y en el cátodo de una celda electrolítica al electrolizar (con electrodos inertes): i) MgCl2 fundido,
ii) solución acuosa de MgCl2 (concentración moderada), iii) solución diluída de MgCl2.
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