SOLUCIONES TEMA 9

9.1

t = 3996 s

v_H2 = 0,52 l

9.2

e_pila^o = (e_red^o)_cátodo - (e_red^o)_ánodo

a)

H₂O₂ + Cu²⁺ « Cu + O₂ + 2 H⁺

e^o = 0,34 - 0,68 < 0
=> No se produce de forma espontánea en condiciones estándar.

b)

Ag⁺ + Fe²⁺ « Ag + Fe³⁺

e^o = 0,80 - 0,77 > 0 => SI

c)

6 I^- + 2 NO₃^- + 8 H⁺ « 3 I₂ + 2 NO + 4 H₂O

e^o = 0,96 - 0,54 > 0 => SI

d)

H₂SO₃ + 2 H₂S « 3 S + 3 H₂O

e^o = 0,45 - 0,14 > 0 => SI

9.3

Cu²⁺ + Zn « Zn²⁺ + Cu

La f.e.m. de la pila se puede calcular mediante la ecuación de Nerst:

e = 1,1 - (0,06/2)·log (0,01/2,0) = 1,17 V

Cuando e sea 1,0 V, las concentraciones de Cu²⁺ y Zn²⁺ serán, respectivamente: 2,0-x y 0,01+x. Podemos calcular x de nuevo a partir de la ecuación de Nerst. El resultado es próximo a 2, por lo que podemos decir que [Zn²⁺] . 2,0 M .

Pero la concentración de Cu²⁺ no puede ser 0. La podemos calcular:

1,0 = 1,1 - (0,06/2)·log ( 2,0/[Cu²⁺]_1V )

[Cu²⁺]_1V = 9,3·10^-4 M

9.4

a)

[Cu⁺]_max = 8,2·10^-4 M

b)

[Cu⁺⁺] = 1,5·10⁴ M => Resultado anormal => NO

9.5

a)

Proceso anódico: Ag + Cl^- ® AgCl + 1 e

Proceso catódico: Fe³⁺ + 1 e ® Fe²⁺

Proceso global: Ag + Cl^- + Fe³⁺ « AgCl + Fe²⁺

DG^o = -12,65 Kcal/mol

b)

K = 1.8·10⁹

c)

e_pila = 0,59 V

9.6

a)

H₂ + Cu²⁺ « 2 H⁺ + Cu

b)

pH = 4

c)

6.70·10^-4 M

9.7 a) Suponemos que la pila que funciona, espontáneamente, uniendo los dos electrodos es la siguiente:

Ag(s) / Ag⁺(0,1 M) || ClO₄^- (0,01 M), HCl (0,01 M) / Pt (s)

Los resultados nos permitirán comprobar esta suposición. Calculamos e_pila :

Procesos:

Ag ® Ag⁺ + 1 e

ClO₄^- + 8 H⁺ + 8 e « Cl^- + 4H₂O

Proceso global :

8 Ag + ClO₄^- + 8 H⁺ « 8 Ag⁺ + Cl^- + 4H₂O

e_pila = (e₊^o - e_-^o) - (0,06/n)·log ( [Ag⁺]⁸[Cl^-] / ([ClO₄^- ][H⁺]⁸) ) = 0,63 V > 0

Esto es, la suposición es correcta ya que la pila así descrita funciona de forma espontánea

b)

G^o = -n·F·e^o = -8·96500·0,69·10^-3 = -532,7 KJ/mol

c)

El esquema debe mostrar que electrones fluyen del ánodo (Ag) al cátodo (Pt) por el conductor externo, y que los aniones del puente salino pasan al ánodo (y los cationes al cátodo).

d)

Ver apartado a).

e)

El pH debe aumentar durante el funcionamiento de esa pila. Por lo tanto:

pHf = pHi + 0,5·pHi = 3

Esto es [H⁺]_f = 10^-3 M. Esto nos permite calcular las demás concentraciones finales.

8 Ag + ClO₄^- + 8 H⁺ « 8 Ag⁺ + Cl^- + 4H₂O

[ClO₄^-]_f = 0,01 - 0,009/8

[H⁺]_f = 0,01 - 0,009

[Ag⁺]_f = 0,1 + 0,009

[Cl^-]_f = 0,1 + 0,009/8

El valor final de e, por la ecuación de Nerst, será: e_f = 0,57 V

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