Equilibrios de solubilidad

Unidad de Química, para 2º de Bachillerato.

Problemas de electroquímica

Algunos problemas “tipo” de electroquímica resueltos.

 

  1. Dados los potenciales normales de reducción Eº(Pb2+/Pb) = – 0’13 V y Eº(Zn2+/Zn) = – 0’76 V.  a) Escriba las semirreacciones y la reacción ajustada de la pila que se puede formar. b) Calcule la fuerza electromotriz de la misma. c) Indique qué electrodo actúa como ánodo y cuál como cátodo.d) Escriba la notación abreviada de la pila.

Resolución:

c) Lo 1º que tengo que saber es quién actúa como ánodo y quien como cátodo. Se aplica la regla: “Hace de cátodo el que tiene el potencial de reducción más positivo o menos negativo”.
De los potenciales estándar de reducción se deduce que el ánodo de la pila lo forma el zinc y el cátodo el plomo. Esto es debido a que siempre se cumple que la forma reducida del par de potencial más negativo o menos positivo, reduce, oxidándose él, a la forma oxidada del par de valor más positivo o menos negativo.

a) Por tanto, las semirreacciones que se producen en el ánodo y cátodo son:
Ánodo: Zn → Zn2++ 2e ,
Cátodo: Pb2+ + 2e → Pb, y por ser el número de electrones intercambiados en los procesos el mismo, sumando las semirreacciones se obtiene la reacción iónica total ajustada:
Zn → Zn2++ 2e
Pb2+ + 2e → Pb
_______________________

 Zn + Pb2+ → Zn2+ + Pb

b) El potencial o fuerza electromotriz (f.e.m.) de la pila se obtiene de la expresión: Eº pila = Eº cátodo − Eº ánodo, y sustituyendo valores:
Eº pila = − 0,13 V − (− 0,76) V = 0,63 V.

d) La notación abreviada de la pila tiene la estructura: “ánodo/disolución//disolución/cátodo”

Zn(s)/Zn2+(ac)// Pb2+(ac)/Pb(s)

  1. Se desea construir una pila en la que el cátodo está constituido por el electrodo Cu2+/Cu. Para el ánodo se dispone de los electrodos Al3+/Al y I2/I a) Razone cuál de los dos electrodos se podrá utilizar como ánodo. b) Identifique las semirreacciones de oxidación y de reducción de la pila. c) Calcule el potencial estándar de la pila.
    Datos: Eº (Cu2+/Cu) = 0,34 V; Eº (Al3+/Al) = -1,67 V; Eº (I2/I) = 0,54 V

Resolución:

a) En el cátodo se produce la reducción.
Cátodo Cu2+ + 2e→ Cu
Como ánodo sólo se podrá utilizar un electrodo de un elemento más reductor que el cobre, esto es, cuyo potencial de reducción sea menor. De los dos electrodos mencionados, sólo el de Al3+/Al cumple esta condición.
b) Las semirreacciones son las siguientes:
Cu2+ + 2e→ Cu            Reducción – Cátodo
Al → Al3+ + 3e             Oxidación – Ánodo
c) El potencial estándar de la pila será:
Eºpila = Eºcat − Eºán =  0, 34 − (−1, 67) = 2, 01 V

 

  1. Con los pares Hg2+/Hg y Cu2+/Cu, cuyos potenciales de reducción estándar son 0,95 V y 0,34 V respectivamente, se construye una pila electroquímica. a) Escriba las semirreacciones y la reacción global. b) Indique el electrodo que actúa como ánodo y el que actúa como cátodo. c) Escriba la notación de la pila y calcule la fuerza electromotriz de la misma.

Resolución:

b) Lo 1º que tengo que saber es quién actúa como ánodo y quien como cátodo. Se aplica la regla: “Hace de cátodo el que tiene el potencial de reducción más positivo o menos negativo”.
De los potenciales estándar de reducción se deduce que el ánodo de la pila lo forma el cobre y el cátodo el mercurio.
a) Las semirreacciones son:

Oxidación (ánodo):       Cu (s) →  Cu2+ (aq) ­+  2e
Reducción (cátodo):      Hg2+ (aq) + 2 e− → Hg(l)

                              _______________________________________

Reacción global:       Cu (s) +  Hg2+ (aq) →  Cu2+ (aq) ­+ Hg(l)

c) El potencial estándar de la pila o fem será: Eºpila = Eºcat − Eºán = 0, 95 – (0,34) = 0,61 V

La notación abreviada de la pila es:  Cu(s)/Cu2+(ac)// Hg2+(ac)/Hg(l)

  1. A partir de los potenciales normales de reducción siguientes: (Cl2/Cl ) = +1’36 V; (I2/I ) = +0’54 V; (Fe3+/Fe2+) = +0’77 V, indique, razonando la respuesta: a) Si el cloro puede reaccionar con iones Fe2+ y transformarlos en Fe3+. b) Si el yodo puede reaccionar con iones Fe2+ y transformarlos en Fe3+.

Resolución:

a) Escribo las semirreacciones de modo que se cumpla lo que me dice el enunciado y luego sumo ambas ya que los electrones están ajustados:

Oxidación       Ánodo    Fe2+ → Fe3+ + 1 e-
Reducción      Cátodo    1/2 Cl2 + 1 e- → Cl
______________________________

                                1/2 Cl2 + Fe2+ → Fe3+ + Cl
Calculo la fem de la pila con la fórmula:
Eºpila = Eºcat − Eºán =  1,36 – (0,77) = 0,59 V

Como el potencial normal de la reacción global es positivo, el Cl2 sí oxida al Fe2+.

b) Hago lo mismo con el yodo:

Oxidación       Ánodo    Fe2+ → Fe3+ + 1 e-
Reducción      Cátodo    1/2 l2 + 1 e- → l
__________________________________________

                                 1/2 l2 + Fe2+ → Fe3+ + l
Calculo la fem de la pila con la fórmula:
Eºpila = Eºcat − Eºán =  0,54 – (0,77) = – 0,23 V

Como el potencial normal de la reacción global es negativo, la reacción no se da de forma espontánea en el sentido en el que se ha escrito. El l2 no oxida al Fe2+.

  1. La notación de una pila electroquímica es: Mg/ Mg2+ (1M) || Ag+ (1M)/Ag. a) Identifique los electrodos y calcule el potencial estándar de la pila. b) Escriba y ajuste la ecuación química para la reacción que ocurre en la pila. c) Indique la polaridad de los electrodos. Datos: Eº (Ag+ /Ag) = 0’80V; Eº (Mg2+/Mg) = −2’36V.

Resolución:

a) La parte izquierda de la notación corresponde al ánodo:
Ánodo (oxidación): Electrodo negativo: Mg → Mg2+ + 2e
Cátodo (reducción): Electrodo positivo: Ag+ + 1e → Ag

Como: Eºpila = Eºcat − Eºán =  = 0,80 – (- 2,36) = 3,16 V

b) Para ajustar la cantidad de electrones cedidos y captados se multiplica la reducción por 2. Se suman luego ambas semirreacciones.

Ánodo (oxidación):          Mg → Mg2+ + 2e
Cátodo (reducción):         2 (Ag+ + 1e → Ag)
____________________

                                    Reacción global   Mg + 2 Ag+ → Mg2+ + 2 Ag

  1. Dada la siguiente reacción: Zn2+(aq) + Sn(s) → Zn(s) + Sn2+(aq), predecir en qué sentido será espontánea:

Resolución:

Escribo las  semirreacciones mirando el orden en el que están los reactivos en la reacción del enunciado para saber quién actúa como  cátodo y quién como ánodo:

Zn2+ (aq) + 2 e− → Zn(s)       Reducción (cátodo)

Sn(s) → Sn2+(aq) + 2 e−        Oxidación (ánodo)

Mirando los valores de los potenciales en la tabla, se sustituye en la fórmula:

Eºpila = Eºcat − Eºán = Eº Zn2+/Zn − Eº Sn2+/Sn = − 0,76 − (− 0,14) = − 0,62V

Como sale un valor negativo indica que la reacción no es espontánea. La reacción en sentido contrario si será espontánea, ya que si le doy “la vuelta” a la reacción, cambia el signo del potencial. Se dice que la reacción inicial está desplazada hacia la izquierda.

  1. Predice si es o no espontánea en el sentido indicado la reacción redox, en condiciones estándar, que se expresa mediante la ecuación iónica siguiente. En caso positivo, escribe la ecuación ajustada. Cu2+ (aq) + Cr (s) → Cu (s) + Cr3+ (aq) . Datos: E0 (Cu2+/Cu) = +0,34 V; E0 (Cr3+/Cr) = –0,74 V.

Resolución:

Escribo las  semirreacciones mirando el orden en el que están los reactivos en la reacción del enunciado para saber quién actúa como cátodo y quién como ánodo:

Reducción (cátodo):     Cu2+ (aq) + 2e →  Cu (s)

Oxidación (ánodo):       Cr (s) →  Cr3+ (aq) ­+  3e

Sustituyo en la fórmula:

Eºpila = Eºcat − Eºán = Eº Cu2+/Cu − Eº Cr3+/Cr = 0,34 − (− 0,74) = 1,08 V

Como el valor es positivo, la reacción es espontánea en el sentido en el que está escrito.

Continúo con el problema, y para ello ajusto los electrones multiplicando la primera por 3 y la 2ª por 2. Me queda:

Reducción (cátodo):    3 Cu2+ (aq) + 6e → 3 Cu (s)

Oxidación (ánodo):      2 Cr (s) → 2 Cr3+ (aq)   +   6e

Sumo ambas semirreacciones y obtengo la reacción global de la pila:

Reacción global ajustada:     3 Cu2+ (aq) + 2 Cr (s) → 3 Cu (s) + 2 Cr3+ (aq)

  1. Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar:
    Eo (Cu2+/Cu) = 0,34 V; Eo (Fe2+/Fe) = − 0,44 V y Eo (Cd2+/Cd) = − 0,40 V, indica, justificando la respuesta, cuál o cuáles de las siguientes reacciones se producirá de forma espontánea:
    a) Fe2+ + Cu → Fe + Cu2+
    b) Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu
    c) Fe2+ + Cd → Fe + Cd2+
    d) Cd2+  +  Cu →  Cd  + Cu2+

Resolución:

a) Escribo las semirreacciones mirando el orden en el que están los reactivos en la reacción del enunciado para saber quién actúa como cátodo y quién como ánodo:

Reducción (cátodo):     Fe2+ (aq) + 2e →  Fe (s)

Oxidación (ánodo):       Cu (s) →  Cu2+ (aq) ­+  2e

Sustituyo en la fórmula:
Eºpila = Eºcat − Eºán = Eº Fe2+/Fe − Eº Cu2+/Cu = -0,44 – 0,34 = -0,78 V
No espontánea

b) Al ser inversa a la anterior, será espontanea. Si sigo los mismos pasos que en el apartado anterior:

Reducción (cátodo):     Cu2+ (aq) + 2e →  Cu (s)

Oxidación (ánodo):       Fe (s) →  Fe2+ (aq) ­+  2e

Sustituyo en la fórmula:
Eºpila = Eºcat − Eºán = Eº Cu2+/Cu  –  Eº Fe2+/Fe − = 0,34 – ( – 0,44) =  0,78 V
Es espontánea

c) Si sigo los mismos pasos:

Reducción (cátodo):     Fe2+ (aq) + 2e →  Fe (s)
Oxidación (ánodo):       Cd (s) →  Cd2+ (aq) ­+  2e

Sustituyo en la fórmula:
Eºpila = Eºcat− Eºán = EºFe2+/Fe − Eo (Cd2+/Cd) = – 0,44 –(-0,40 V) =- 0,04 V

No espontánea

d) Hago lo mismo:

Reducción (cátodo):     Cd2+ (aq) + 2e →  Cd (s)

Oxidación (ánodo):       Cu (s) →  Cu2+ (aq) ­+  2e

Sustituyo en la fórmula:
Eºpila = Eºcat − Eºán = Eo (Cd2+/Cd) –  Eº Cu2+/Cu  − = -0,40 – 0,34 = – 0,74 V

No es espontánea.

  1. Representa la pila voltaica formada por un electrodo de Zn en una disolución de ZnSO4 1M y un electrodo de plata en disolución de AgNO3 1,0 M. Las disoluciones están a 25º C. Determina cuál es el cátodo y cuál es el ánodo, escribe las reacciones de la pila, indica el sentido de flujo de los electrones, la notación abreviada de la pila y calcula su fem.
    Datos: Eº (Zn2+/Zn) = -0,76 V ; Eº (Ag+/Ag) = 0,80 V.

Resolución: 

El electrodo que tenga el potencial normal de reducción mayor (más positivo) se reducirá actuando como cátodo. El de menor potencial se oxidará actuando como ánodo. El cátodo será el electrodo de  plata.

Las reacciones que tendrán lugar en la pila son,:

Oxidación en el ánodo:                 Zn  → Zn2+ + 2 e-

Reducción en el cátodo:              2 Ag+ + 2 e-  → 2 Ag
__________________________________________________

Reacción global:                        Zn + 2 Ag+   → Zn2+ + 2 Ag

Se ha multiplicado por 2 la semirreacción de reducción con objeto de ajustar la reacción global y se han sumado las dos semirreacciones.

Como la fem es igual a:       Eºpila = Eºcat − Eºán = 0,80V – (-0,76V)= 1,56V

La notación abreviada de la pila será:

Zn(s)/ Zn2+ (aq, 1M)//Ag+(aq, 1M)/Ag(s)

 

Problemas de electrolisis

Problemas “tipo” , ya resueltos, de aplicación de las Leyes de Faraday (electrolisis), a un nivel de 2º de bachillerato.

Electroquímica

Tema de electroquímica para 2º de bachillerato. Su contenido es:

  • Definiciones generales.
  • Diferencias entre pilas voltaicas y cuba electrolítica.
  • Notación abreviada de una pila.
  • Potencial estándar de un electrodo.
  • Serie de potenciales estándar de reducción.
  • Potencial estándar de una pila.
  • Espontaneidad de las reacciones redox.
  • Electrolisis.

Ejercicios de formulación de química orgánica

Ejercicios para formular y nombrar compuestos orgánicos con sus soluciones.

Formula  los siguientes compuestos, sabiendo que no tienes las soluciones :

Formular

1. 2-Hidroxipentanal
2. Ácido butanoico
3. Propano
4. Butanona
5. Propino
6. Ácido propanoico
7. Etilmetiléter (metoxietano)
8. Ácido hexanoico
9. Pentan-2-ona
10. 3-Aminoheptanal
11. Penta-1,3-dieno
12. Propanonitrilo
13. Octa-3,5-dieno
14. 3-Aminohexanal
15. 2,3-Dimetilhexanal
16. Pent-2-eno
17. Pentan-1,3-diol.
18. Etanoato de metilo
19. 1,3- Dicloropentano
20. Propan-1-ol
21. Propanoato de etilo
22. Ácido 3-hidroxihex-4-enoico
23. Ácido etanodioico
24. 2-Bromopropano
25. Butan-1,4-diol
26. Etanoato de etilo
27. Pentanonitrilo
28. Äcido hexanoico
29. Penta-1,2-dieno
30. Pentan-2-ona
31. Etilpropiléter (etoxipropano)
32. Pentan-2-amina
33. Propanodial
34. Pentan-3-ona
35. Pentan-3-amina
36. Butanodial
37. Ácido 2-hidroxipentanoico
38. 2,4-Dimetilhexanal
39. Fenol (Hidroxibenceno)
40. Ciclopentino
41. Etanonitrilo
42. 5-Cloropent-2-ino
43. Pentanamida.
44. Butanonitrilo
45. Etilmetiléter (Metoxietano)
46. Metilamina (Aminometano)
47. Butanoato de metilo
48. 1, 3-Dicloropentano
49. 3- Metil hexano
50. Propeno
51. Cianuro de hidrógeno (Metanonitrilo)
52. 3-Metilpent-2-eno
53. Ácido 2-hidroxipentanoico
54. 4-Cloropent-2-ino
55. 2,3-Dimetilpentanal
56. Ácido benzoico
57. 1,2-Dicloroeteno
58. Pent-1-en-3-ino
59. Aminometano (Metilamina)
60. Propanona
61. 3-Metilbut-1-eno
62. Ácido 2-hidroxihexanoico
63. Etilamina (Aminoetano)
64. 3-Etil-2-metilpentano
65. 2-Hidroxipropanal
66. Butan-1,3-diol
67. 2-Cloro-2-metilpentano
68. Ácido 2-hidroxipropanoico
69. 2,5-Dimetilhexano
70. Metano
71. Ciclopropano
72. 4-Metilhepta-2-ona
73. 1-Cloropent-2-ino
74. 2-Hidroxihexanal
75. But-3-en-1,2,3-triol
76. Ciclopenteno
77. Tributilamina
78. 4,5-Dimetilhexa-1,4-dieno
79. Etanal
80. Butanoato de metilo
81. 3-Metil-2-clorobutano
82. Pentanodial
83. 4-Etilhexanal
84. Ácido 4-cloropentanoico
85. 3-Metilpentanamida
86. Benceno
87. Propanoato de metilo
88. Ácido 3-hidroxihexanoico
89. Pentan-1,3-diol
90. Etoxietano
91. 2-Bromopropano
92. Ciclopentano
93. 2,3-Dimetilbutano
94. 2-Metilpropan-1-ol
95. Propanoato de metilo
96. Ácido 2-aminopropanoico
97. 3-Etilpentan-1-ol
98. 3-Metilbutanal
99. Ácido propanodioico
100. Etanoato de propilo

Ajuste redox por el método del ión-electrón

Presentación Power Point donde se describe los pasos a seguir para ajustar una reacción redox por el método del ión electrón tanto en medio ácido como básico. Está para un nivel de 2º de bachillerato

Ciclo de Born-Haber

Problemas resueltos de ciclos de Born-Haber de la unidad de enlace químico de 2º de bachillerato.

Calculadora de números de oxidación

Para calcular los números de oxidación de los elementos que forman un compuesto. Pincha en la imagen.

Mapa conceptual: Reacciones redox

Pincha en la imagen para ampliarla:

Problemas de equilibrio químico

Pincha abajo para descargar el archivo:

 

Problemas de equilibrio químico

Partículas subatómicas en el Universo

A fecha del 2017, se sabe que existen otras partículas subatómicas en el Universo, además de los protones, neutrones y electrones. Se puede hacer una clasificación de ellas.

Pero a lo largo de la historia, estas partículas elementales han ido evolucionando. Pincha en la imagen inferior para ver cómo lo han hecho:

 

Mapa conceptual: Reacciones de transferencia de protones

Pincha en la imagen para ampliarla:

Mapa conceptual: Equilibrio químico

Pincha en la imagen inferior para ver el esquema sobre los equilibrios químicos a nivel de 2º bachillerato:

Mapa conceptual: Enlace químico

Pincha en la imagen inferior para ver el esquema sobre los enlaces químicos a nivel de 2º bachillerato:

Mapa conceptual: Sistema periódico de los elementos

Pincha en la imagen inferior para ver ampliado el esquema sobre la Tabla Periódica de los Elementos:

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