Tarea 4 1. En los siguientes ejemplos las disoluciones se

UNAM-Facultad de Química
Prof. Mario Alfredo García Carrillo
1402 Química Analítica I
Semestre 2016-I
Tarea 4
1. En los siguientes ejemplos las disoluciones se mezclan, la reacción alcanza el equilibrio y se
inserta un electrodo de platino en la disolución para hacer una semicelda. Esta semicelda se
conecta a un electrodo normal de H2 y se mide el potencial. Calcule el potencial en cada caso:
a) 50 mL de Sn2+ 0.10M + 20 mL de Cr2 O72- 0.050M, [H+] = 0.001 M
b) 50 mL de Sn2+ 0.050 M + 50 mL de Fe3+ 0.20M
Eº Sn4+/ Sn2+ = 0.139 V; Eº Fe3+/ Fe2+ = 0.77 V; Eº Fe2+ / Fe = -0.44 V; Eº Cr2O72-/ Cr3+ = 1.33 V
2. 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.
3. Considere los siguientes potenciales Redox:
a) ClO- + H2O + 2 e- ⇔ Cl- + 2 OH- E° = 0.89 V
b) Cr3+ + 3 e- ⇔ Cr(s) E° = -0.76 V
c) Cu2+ + 2 e- ⇔ Cu(s) E° = 0.34 V
d) Au3+ + 3 e- ⇔ Au(s) E° = 1.50 V
e) Ag+ + e- ⇔ Ag(s) E° = 0.80 V
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 cuáles no? Justifique en función de los potenciales de
cada celda galvánica. ¿Cuál metal es el primero en oxidarse? ¿Cuál metal es el último en
oxidarse? Escribe las semireacciones y la reacción global del primer metal en oxidarse y del
último metal en oxidarse
4. Se arma una celda como sigue:
FeǀFe2+ (0.1M) || Cd2+ (0.001M) | Cd
a) dibuje la celda, b) Escriba la reacción de cada electrodo, c) la reacción global de la celda, d)
calcule la FEM de la celda, e) la polaridad de los electrodos, e) el sentido del paso de corriente y la
dirección de los electrones, f) Calcule la constante de equilibrio de la reacción de celda, g) Tras
completarse la reacción, ¿cuál es la concentración de equilibrio de las distintas especies químicas?
h) En este punto, ¿qué valor de potencial tiene la celda? Eº Fe2+/ Fe = -0.44V Eº Cd2+/ Cd = -0.403V
5. Calcule la constante de equilibrio para la reacción
Fe2+ + B3+ ↔ Fe3+ + B2+
En donde el E° del sistema B3+ / B2+ es 1.07V y E° del sistema Fe3+ / Fe2+ es 0.77V. ¿Espera que
la titulación sea factible? Calcule los miligramos de Fe2+ que permanecen sin oxidarse cuando se
titulan 5 mmol de Fe2+ con B3+ 0.10M. El volumen que se utilizó de B3+ fue de 100 mL
6. Se tienen los siguientes pares redox: B2+/Ba° = -2.92V, Al3+/Al° = -1.68V, Ga3+/Ga2+ = -0.65V,
Ga2+/Ga° = -0.45V, I2/I- = 0.62V, IO3-/I2 = 1.19V, Fe3+/Fe2+ = 0.77V, Ce4+/Ce3+ = 1.7V. ¿Qué
especie o especies es un anfolito estable? ¿Qué especie o especies es un anfolito inestable? Para
cada especie de anfolito estable escribe las 2 semireacciones, la reacción global y calcula la
constante de equilibrio. Para cada especie de anfolito inestable escribe las dos semirreacciones,
la reacción global y calcula la E° de dismutación así como la K de dismutación.
7. El potencial estándar de reducción de un par oxidante/Reductor respecto al electrodo de calomel
saturado (ECS, EECS = 0.244 vs ENH), es -0.15 V. ¿Cuál es el potencial estándar de reducción de
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dicho par referido al electrodo normal de hidrogeno (ENH)? Desarrolla el planteamiento para
justificar la respuesta.
8. Considerando los siguientes valores de potenciales normales: Ti4+/Ti3+ = 0.10V, Ti3+/Ti2+ = 0.37V y Fe3+/Fe2+ = 0.77V. A una disolución que contiene 0.1 mmol de Ti2+ se le agrega una sal
de Fe3+ ¿Qué cantidad de milimoles de Fe3+ deberán agregarse para que la disolución alcance un
potencial de 0.77V?
9. Se realiza una titulación redox de SnII con CeIV de acuerdo a la siguiente ecuación química no
balanceada:
SnII (ac) + CeIV (ac)  CeIII (ac) + SnIV (ac); E°(CeIV/CeIII) 1.70 V; E°(SnIV/SnII) 0.154 V.
¿Cuál es el potencial redox en el punto de equivalencia?
10. Se tiene en un matraz 250 mL de Hg2+ 0.001 M y se le agregan 0.28 g de Na2S2O3. Escribe y
balancea las reacciones que se llevan a cabo. Calcula la constante de equilibrio, asi como las
concentraciones al equilibrio. Datos, pesos atómicos: Na: 23; S: 32; O: 16. E°(Hg2+/Hg22+) =
0.92 V, E°(S4O62-/S2O32-) = 0.08 V.
11. Se hacen reaccionar cantidades estequiométricas de un reductor Q2- con Au3+. El potencial de
equilibrio medido en la disolución con respecto al ENH es de 0.48V. Si E0 Au(III)/Au(0) = 1.50V,
¿cuál es el potencial normal del par Q0/Q2-?
12. Supongamos que se desea mantener totalmente pura una disolución que contiene I2 y, en
particular, libre de iones IO3 , formados generalmente por oxidación atmosférica. ¿Qué especie
de los pares que se dan a continuación, agregaría para mantener totalmente pura la disolución de
I2? Nota: toma en cuenta los datos de potenciales estándar que se dan a continuación.
Eº(IO3-/I2) = 1.19V, Eº(I2/I-) = 0.62V, Eº(Ce4+/Ce3+) = 1.70V, Eº(Zn2+/Zn) = -0.76.
13. Se conocen los siguientes pares redox: M4+ (ac) + 3e-  M+ (ac) (E°1) y N4+ (ac) + 2e-  N2+
(ac) (E°2); calcule el E° mínimo indispensable para que la reacción descrita por la siguiente
ecuación química (no balanceada alcance una cuantitatividad del 99 % si ambos reactivos se
mezclan en cantidades estequiométricas.
N2+ (ac) + M4+ (ac)  N4+ (ac) + M+ (ac)
14. Se conocen los potenciales estándar de reducción de los siguientes pares redox:
E° (V) (vs ENH)
Par óxido-reductor
1.45
ClO3-/Cl0.802
AuBr4-/AuBr20.520
CuI/Cuo
0.159
CuII/CuI
*Ignore cualquier equilibrio de solubilidad, complejación o hidrólisis sobre las especies
de interés y tanto la concentración [H+] como de cualquier otro ión espectador o del
medio se considerará 1 M.
Se tiene una disolución donde están las concentraciones iniciales marcadas en un recuadro:
Cu2+
CuI
0.001 M
0.001 M
AuBr4-
ClO3-
3+
0.159
CuI
0.01 M
0.520
7
Cu°
E° (V) (vs ENH)
0.802
1.45
AuBr2-
Cl-
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a) Exprese las ecuaciones de Nernst para cada par redox sobre la escala.
b) Calcule la concentración de TODAS las especies químicas una vez que se alcanza el
equilibrio.
c) Calcule el potencial al equilibrio.
Nota: considere desde el inicio un litro de disolución total.