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Hoja nº 5
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Ejercicios practicos de FISICOQUIMICA - I (curso 2008-09 , Grupo C)
Hoja nº 5 (Modulo 2, Tema 10: Equilibrios electroquímicos)
1) Si los potenciales normales de los sistemas Sn2+/Sn y Pb2+/Pb son -0.140 y -0.126 V,
respectivamente, calcúlese:
a) El ∆Gº de la siguiente reacción a 298 K :
Sn(s) + Pb2+
î
Sn2+ + Pb(s)
b) La constante de equilibrio a 298 K de dicha reacción:
(SOLUCION: ∆Gº = -650 cal/mol ; K=3.0)
2) La siguiente pila galvánica:
Pt/H2(1atm)/HBr(aq)/AgBr(s)/Ag
presenta, a 25 ºC y una concentración de HBr 0.0500 mol/L, una f.e.m. de 0.22805 V.
a) Escríbase la ecuación correspondiente al proceso de la pila; b) calcúlese el coeficiente de actividad
iónico medio del HBr en esa disolución 0.0500 M; c) Compárese el valor obtenido en b) con el que se
calcularía a partir de la ley límite de Debye-Hückel.
Dato: El potencial normal del electrodo Ag/AgBr(s)/Br- vale 0.0720 V.
3) En los eritrocitos el ascorbato reduce la metahemoglobina(Fe3+ ) a hemoglobina(Fe2+ ), que es la
forma capaz de unirse reversiblemente con el oxígeno. Sabiendo que los potenciales normales de
electrodo de las correspondientes semirreacciones, a 25 ºC, valen:
deshidroascorbato + 2H + + 2e − t ascorbato
E 0 ∏ = +0.058 V
metahemoglobina(Fe 3+ ) + 1e − t hemoglobina
E 0 ∏ = +0.144 V
calcúlese a 25.0 ºC lo siguiente:
a) El incremento de nergía libre normal y la constante de equilibrio de la reacción de reducción de la
metahemoglobina(Fe3+) por el ascorbato (sistema bioquímico).
b) ¿En qué sentido evolucionará la reacción si las concentraciones actuales en el eritrocito son
[metahemoglobina(Fe3+ )]=0.65 µM, [hemoglobina(Fe2+ )]=0.35 µM, [ascorbato]=0.75 µM,
[deshidroascorbato]=0.33 µM y siendo el pH=7.0 ?
4) La reacción de oxidación de etanol a acetaldehido es de gran importancia en las células vivas y tiene
lugar según la siguiente reacción:
CH3-CH2OH + NAD+
î CH3-CHO + NADH + H+
Conociendo los siguientes potenciales normales de electrodo a 25 ºC (según el sistema de referencia
Bioquímico):
CH3-CHO + 2 H+ + 2 e NAD+ + 2 H+ + 2 e -
t
t
CH3-CH2OH
NADH + H+
E 0 ∏ = - 0.163 V
E 0 ∏ = - 0.320 V
a) Escriba las reacciones en los electrodos que darían lugar a la reacción global considerada.
b) Calcúlese la constante de equilibrio y la variación de energía libre normal de la reacción, según el
sistema de referencia Bioquímico, a la temperatura de 25 ºC.
c) ¿En qué sentido evolucionaría la reacción en unas células las que las concentraciones actuales
fuesen: [CH3-CH2OH] = [NAD+] = 5.00 .10-2 ; [CH3-CHO] = [NADH] = 3.00 . 10-3 y el medio estuviese
tamponado en pH=10.0? Indique, sin resolverlo numéricamente, como calcularía las concentraciones
en el equilibrio.
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Hoja nº 5
1) Si los potenciales normales de los sistemas Sn2+/Sn y Pb2+/Pb son -0.140 y -0.126 V,
respectivamente, calcúlese:
a) El ∆Gº de la siguiente reacción a 298 K :
Sn(s) + Pb2+
î
Sn2+ + Pb(s)
b) La constante de equilibrio a 298 K de dicha reacción:
(SOLUCION: ∆Gº = -650 cal/mol ; K=3.0)
Hoja nº 5
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2) La siguiente pila galvánica:
Pt/H2(1atm)/HBr(aq)/AgBr(s)/Ag
presenta, a 25 ºC y una concentración de HBr 0.0500 mol/L, una f.e.m. de 0.22805 V.
a) Escríbase la ecuación correspondiente al proceso de la pila; b) calcúlese el coeficiente de actividad
iónico medio del HBr en esa disolución 0.0500 M; c) Compárese el valor obtenido en b) con el que se
calcularía a partir de la ley límite de Debye-Hückel.
Dato: El potencial normal del electrodo Ag/AgBr(s)/Br- vale 0.0720 V.