EjerciciosFyQ

Reacciones, potencial y constante de equilibrio de una pila galvánica (8468)

F_y_Q — 2025-05-31T05:16:37Z

Se construye una pila galvánica utilizando un electrodo de níquel sumergido en una disolución de 1.0 M y un electrodo de plata sumergido en una disolución de 1.0 M, a una temperatura de 298 K.

a) Escribe las semirreacciones y la reacción global de la pila, indicando cuál es el ánodo y el cátodo.

b) Calcula el potencial estándar de la pila ().

c) Determina la constante de equilibrio de la reacción global.

d) Si la concentración de se reduce a 0.01 M, calcula el nuevo potencial de la pila ().

Datos: ; ; ;

a) En el ánodo ocurre la reacción de oxidación. Es el níquel quien se oxida porque tiene el menor potencial de reducción:

Ni^{2+} + 2e^-}}}}" title="\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bm{\acute{a}}\textbf{nodo: \ce{Ni -> Ni^{2+} + 2e^-}}}}" />

En el cátodo se produce la reducción y es la plata la que se reduce por tener menor potencial de reducción:

Ag}}}}" title="\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bm{c\acute{a}}\textbf{todo: \ce{Ag^+ + e^- -> Ag}}}}" />

La reacción global, igualando las cargas en ambas, es:

Ni^{2+} + 2Ag}}}}" title="\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{\ce{Ni + 2Ag^+ -> Ni^{2+} + 2Ag}}}}" />

b) El potencial estándar de la pila se calcula siempre haciendo la diferencia entre el potencial de reducción del cátodo y el del ánodo:

c) La ecuación de Nernst relaciona el potencial de reducción de la pila con la constante de equilibrio:

Despejas, sustituyes y calculas:

Este valor indica que la reacción está muy desplazada hacia la derecha, es decir, que es muy favorable.

d) Para calcular el potencial al diluir el catión plata vas a volver a usar la ecuación de Nernst, en función del cociente de reacción:

El cociente de reacción es:

Como son dos los electrones que se transfieren, el potencial de la nueva pila es:

Potenciales de una celda galvánica a distinta temperatura y espontaneidad del proceso (8419)

F_y_Q — 2025-03-23T06:05:46Z

Se tiene una celda galvánica (pila voltaica) compuesta por dos electrodos: un electrodo de cinc sumergido en una disolución de iones , con una concentración de 1.0 M, y un electrodo de plata sumergido en una disolución de iones , con una concentración de 1.0 M. Las semirreacciones que ocurren en cada electrodo son las siguientes:

Zn^{2+}(aq) + 2e^-} \atop \text{c}{\acute{a}{todo}: \ce{Ag^{+}(aq) + e^- -> Ag(s)} \right \}" title="\left \acute{a}\text{nodo}: \ce{Zn(s) -> Zn^{2+}(aq) + 2e^-} \atop \text{c}{\acute{a}{todo}: \ce{Ag^{+}(aq) + e^- -> Ag(s)} \right \}" />

a) Escribe la reacción global de la celda galvánica.

b) Calcula el potencial estándar de la celda () utilizando los siguientes potenciales estándar de reducción: y

c) Calcula el potencial de la celda a utilizando la ecuación de Nernst, si la concentración de iones es 0.10 M y la concentración de iones es 0.010 M.

d) Determina si la reacción es espontánea en las condiciones dadas.

a) Para obtener la reacción global, debes igualar el número de electrones que se asocia con cada semirreacción y luego sumarlas. La reacción del cátodo la tienes que multiplicar por dos:

Zn^{2+}(ac) + 2e^-} \atop {\color[RGB]{0,112,192}{\textbf{\ce{2Ag^{+}(ac) + 2e^- -> 2Ag(s)}}}}" title="\left \ce{Zn(s) -> Zn^{2+}(ac) + 2e^-} \atop {\color[RGB]{0,112,192}{\textbf{\ce{2Ag^{+}(ac) + 2e^- -> 2Ag(s)}}}}" />

Zn^{2+}(ac) + 2Ag(s)}}}}" title="\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{\ce{Zn(s) + 2Ag^+(ac) -> Zn^{2+}(ac) + 2Ag(s)}}}}" />

b) Calculas el potencial estándar de la celda haciendo la diferencia entre el potencial estándar de reducción del cátodo y el potencial estándar de reducción del ánodo:

Sustituyendo los valores dados:

c) La ecuación de Nernst para la celda es:

«n» es el número de electrones transferidos, es decir, n = 2:

d) Dado que el potencial de la celda es 1.47 V y es positivo, la reacción es espontánea en las condiciones dadas.

Masa de ácido nítrico para oxidar todo el hierro(2+) a hierro(3+) (8128)

F_y_Q — 2024-01-26T03:27:55Z

A 5 mL de una disolución al en volumen de se añaden 2 gotas de ácido nítrico de densidad 1.4 g/mL y del de riqueza en peso. Calcula si serán suficientes para oxidar todo el a . Considera que una gota equivale a 0.05 mL. La reacción sin ajustar que tiene lugar es:

Fe^{3+} + NO}" title="\ce{Fe^{2+} + HNO3 -> Fe^{3+} + NO}" />

En primer lugar, debes ajustar el proceso redox que tiene lugar. Para ello aplicas el método ion-electrón. Las semirreacciones quedan como:

Fe^{3+} + 1e^-} \atop \ce{NO3^- + 4H^+ + 3e^- -> NO + 2H2O} \right \}" title="\left \ce{Fe^{2+} -> Fe^{3+} + 1e^-} \atop \ce{NO3^- + 4H^+ + 3e^- -> NO + 2H2O} \right \}" />

Tienes que multiplicar por tres la primera semireacción para que los electrones de ambos procesos sean los mismos. Si sumas los dos procesos, obtienes la reacción ajustada:

3Fe^{2+} + NO + 2H2O}}}" title="\color[RGB]{2,112,20}{\textbf{\ce{3Fe^{2+} + NO3^- + 4H^+ -> 3Fe^{2+} + NO + 2H2O}}}" />

Debes calcular los moles de cada reactivo que están contenidos en los volúmenes que indica el enunciado:

Dado que necesitas tres veces menos moles de que de para que se produzca la oxidación, y que tienes más moles de nitrato que de catión,

Volumen y concentración de un oxidante para reacciones en medio ácido y básico (7785)

F_y_Q — 2022-11-24T08:12:55Z

a) ¿Qué peso de ha de pesarse para preparar 500 mL de disolución 0.100 N para ser utilizada como oxidante en medio ácido?

b) ¿Qué volumen de esta disolución se necesitaría para oxidar, en medio ácido, el Fe contenido en 10.0 mL de una disolución del en ?

c) Si la citada disolución se utiliza como oxidante en medio alcalino, ¿qué normalidad tendría?

a) La reacción del permanganato en medio ácido es:

Mn^2+ + 4H2O}}}" title="\color[RGB]{2,112,20}{\textbf{\ce{MnO4- + 8H+ + 5e- -> Mn^2+ + 4H2O}}}" />

Consideras un volumen de medio litro y una masa molecular del permanganato de potasio de 158 g/mol. Observa que cada mol de permanganato necesita de 5 moles de electrones para llevar a cabo la reducción:

b) La rección a tener en cuenta es:

Mn^2+ + 5Fe3+ + 4H2O}}}" title="\color[RGB]{2,112,20}{\textbf{\ce{MnO4- + 5Fe2+ + 8H+ -> Mn^2+ + 5Fe3+ + 4H2O}}}" />

Ahora cada mol de permanganato reacciona con 5 moles de hierro. Debes tener en cuenta los moles de hierros contenidos en la disolución que quieres oxidar. Si supones que la concentración es en masa por volumen:

c) En medio alcalino, la reacción que se da es:

MnO2 + 4OH-}}}" title="\color[RGB]{2,112,20}{\textbf{\ce{MnO4- + 2H2O + 3e- -> MnO2 + 4OH-}}}" />

La relación entre los electrones necesarios en medio alcalino y en medio ácido será la que te permita calcular la normalidad de la disolución al usarla en medio básico: