Tarea 4 1. Se tienen los siguientes sistemas redox: Sistema E0 (V

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Prof. Mario Alfredo García Carrillo
1402 Química Analítica I
Semestre 2016-II
Tarea 4
1. Se tienen los siguientes sistemas redox:
E0 (V)
E0 (V)
Sistema
Sistema
2+
0
Ba /Ba
-2.92
IO3 / IO
0.14
3+
0
Al /Al
-1.68
I2/I
0.62
Ga3+/Ga2+
-0.65
IO3-/I2
1.19
Ga2+/Ga0
-0.45
Fe3+/Fe2+
0.77
V3+/V2+
-0.26
Ce4+/Ce3+
1.7
Con base en esta información, cuál de las siguientes aseveraciones es correcta:
a. El Ga2+ es un anfolito más estable que el I2.
b. El IO3- es un ejemplo de anfolito inestable.
c. El Ga2+ es un ejemplo de anfolito estable.
d. La reacción entre el Ce3+ y el Ba2+ es la más cuantitativa.
e. El Ga3+ y el Ce4+ son especies más oxidantes que el Al3+.
2. Para la siguiente reacción de semicelda no balanceada, escribe la expresión correcta de la
ecuación de Nernst a 298.15 K y 1 atm de presión (suponiendo que 2.3 RT/F = 0.06), para la
reacción el par: (E° (VO2+/ V3+ = 0.34 V)
VO2+  V3+
(balancear en medio ácido)
3. Se ponen en contacto dos disoluciones de manera que la concentración nominal de la disolución
resultante es 0.01 M de V3+ y 0.01 M de IrI62-, en estas condiciones considere que el único
equilibrio que se lleva a cabo es (ecuación no balanceada, balancear en medio ácido) (E° (VO2+/
V3+)= 0.34 V; E° (IrI62-/IrI63-)= 0.49 V):
V3+ + IrI62-  IrI63- + VO2+
¿Cuál es la cuantitatividad de la reacción?
4. ¿Cuál es el valor del logaritmo de la constante de dismutación sabiendo que (E°(IO3-/HIO) =
1.14 V y que E°(H5IO6/IO3-) = 1.60 V)?
5. Se tiene una disolución donde están las moles iniciales marcadas en un recuadro:
Cu2+
CuI
0.001 mol
0.001 mol
AuBr4-
ClO3-
3+
0.159
CuI
0.01 mol
0.520
7
Cu°
E° (V) (vs ENH)
0.802
1.45
AuBr2-
Cl-
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. 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.
6. Se arma una celda como sigue:
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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 FEM tiene la celda? Eº Fe2+/ Fe = -0.44V Eº Cd2+/ Cd = -0.40?
7. 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-?
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.
Datos: Eº Sn4+ / Sn2+ = 0.139 V, Eº Fe3+ / Fe2+ = 0.77 V, Eº Fe2+ / Fe = -0.44 V y Eº Cr2O72- / Cr3+ =
1.33 V.
a) 50 mL de Sn2+ 0.10M + 20 mL de Cr2O72- 0.050M, [H+] = 0.001 M
b) 50 mL de Sn2+ 0.050 M + 50 mL de Fe3+ 0.20M
8. Se dan los siguientes sistemas:
0
Ox1 + e ↔ Red1 E 1 = 1.28V
0
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.
9. Considere los siguientes potenciales Redox:
a) ClO- + H2O + 2 e- ⇔ Cl- + 2 OH- Eº = 0.89 V
b) Cr3++ 3 e- ⇔ Cr(s) Eº = -0.76 V
c) Cu2+ + 2 e- ⇔ Cu(s) Eº = 0.34 V
d) Au3+ + 3 e- ⇔ Au(s) Eº = 1.50 V
e) Ag+ + e- ⇔ Ag(s) Eº = 0.80 V
Si se coloca Cr(s), Cu(s), Ag(s) o Au(s), en contacto con una solución de hipoclorito de sodio
¿cuáles metales serán oxidados y cuáles no? Justifique en función de los potenciales de cada celda
galvánica.
10. Se hacen reaccionar cantidades estequiométricas de un reductor B2- con Ce4+. El potencial de
equilibrio medido en la disolución con respecto al ENH es de 0.48V. Si E0 Ce(IV)/Ce(III) = 1.44V,
entonces ¿cuál es el potencial normal del par B0/B2-?
2+
11. Supongamos que se desea mantener totalmente pura una disolución que contiene iones Fe y, en
3+
particular, libre de iones Fe , formados generalmente por oxidación atmosférica. ¿Qué
procedimiento sería recomendable, si se conocen los siguientes potenciales estándar?
3+
2+
Eº(Fe +/Fe ) = 0.77V, Eº(Fe2+/Fe) = -0.41V, Eº(Ag+/Ag) = 0.80V, Eº(Zn2+/Zn) = -0.76V
12. Tomando como referencia algunos de los potenciales estándar de los pares del cobre y del
3+
cromo: Eº(Cr /Cr) = -0.74V y Eº(Cu2+/Cu) = 0.34V. Para la siguiente reacción:
2 Cr(s) + 3Cu2+(ac)  2Cr3+ + 3Cu(s)
¿Cuál es el valor de la constante de equilibrio hacia la formación de productos a 25ºC?
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13. Dados los siguientes valores de potenciales estándar redox, señalar la respuesta incorrecta:
4+
3+
+
3+
2+
2+
Eº(Ce /Ce ) = 1.44V; Eº(Ag /Ag) = 0.80V; Eº(Fe /Fe ) = 0.77V; Eº(Fe /Fe) = -044V.
2+
a. La especie Fe es un anfolito estable
2+
+
b. Si se sumerge un alambre de plata en una disolución de Fe se obtiene Ag y Feº
4+
c. El Ce es el oxidante más fuerte dentro de los sistemas redox considerados
4+
2+
d. La reacción entre Ce y Fe es la más cuantitativa de los sistemas redox considerados
3+
3+
e. Una disolución de Fe y Ce en concentraciones iguales tiene un potencial de 1.105V
14. 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?
15. Se realiza una titulación redox de SnII+ con CeIV+ de acuerdo a la siguiente ecuación química no
balanceada: E°(CeIV/CeIII) 1.70 V; E°(SnIV/SnII) 0.154 V
SnII (ac) + CeIV (ac)  CeIII (ac) + SnIV (ac)
¿Cuál es el potencial redox en el punto de equivalencia?
16. 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)
17. Calcule la constante de equilibrio para la reacción:
Fe2+ + B3+ ↔ Fe3+ + B2+
3+
En donde el E° del sistema B / B2+ es 1.07V y E° del sistema Fe3+/Fe2+ es de 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 100 mL de B3+ 0.10M.
18. Se tienen las siguientes disoluciones acuosas: 1.89 g de MnCl2 (PM 126 g/mol), y se afora a 100
mL. De la disolución anterior se toman 20 mL (Disolución A). 0.79 g de KMnO 4 (PM 158
g/mol), y se afora a 100 mL. De la disolución anterior se toman 20 mL (disolución B). 1.07 g de
KIO3 (PM 214 g/mol), se afora a 100 mL. De la disolución anterior se toman 20 mL (disolución
C). 14.9 g de CuCl (PM 99 g/mol), se afora a 100 mL. De la disolución anterior se toman 20 mL
(disolución D). Se mezclan las disoluciones A, B, C y D y se aforan a 100 mL. Calcular las
concentraciones de todas las especies al equilibrio y el potencial final. E° IO3-/I2 = 1.19 Volts, E°
MnO4-/Mn2+ = 1.51 volts, E° Cu+/Cu° = 0.52 volts y E° Cu2+/Cu+ = 0.15 volts
19. La fem de una celda hecha con un electrodo de potencial desconocido y el ECS es de 0.63 V.
¿Cuál sería el valor del potencial del electrodo desconocido referido al ENH si el ECS actúa
como ánodo? Hazlo con los siguientes valores de potencial para el ECS.
Eº Hg2Cl2 (s) / Hg en KCl 1M = 0.282 V
Eº Hg2Cl2 (s) / Hg en KCl saturado = 0.244 V
20. La siguiente reacción no balanceada es cuantitativa:
SnCl2(ac) + K2Cr2O7(ac) + HCl(ac)  CrCl3(ac) + SnCl4(ac) + H2O(l) + KCl(ac)
Para alcanzar el punto de equivalencia en la titulación de 30 ml de una disolución de cloruro
estañoso de concentración desconocida se requirieron de 5 mL de una disolución normalizada de
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dicromato de potasio 0.02 M. ¿Cuál es la concetración del cloruro estañoso? ¿Cuál es la proporción
en moles que reaccionan entre el cloruro estañoso y el ácido clorhídrico?
21. Si solo se consideran los valores de potenciales normales para el sistema del uranio: E° UO22+ /
UO2+ = 0.05V y E° UO2+ / UO2+ = 0.620V. Diga cual de las siguientes aseveraciones es
incorrecta:
a) Existe un anfolito estable
b) Existe un anfolito inestable
c) El UO2+ se considera una especie reductora
d) Termodinamicamente se forma el nuevo par UO22+ / UO2+
e) El UO2+ se considera una especie oxidante
22. De acuerdo a los siguientes datos, indique si la siguiente reacción ocurre espontáneamente o no y
calcule la fem de la pila si la concentración de cobre (II) y Cromo (III) es 1M:
Cr3+ + Cu(s) → Cr(s) + Cu2+
2+
Cu + 2e ⇒ Cu(s) Eº = 0.34 V
Cr3+ + 3e ⇒ Cr(s) Eº = -0.74 V
23. En la reacción:
Aoxd + 2Bred  Ared + 2Boxd
El número de oxidación de A cambio en 2 unidades. Calcule la diferencia mínima de potenciales
estándar de tal forma que la reacción tenga una cuantitatividad del 99.9%
24. Se tiene una disolución de M2+ y N2+. La concentración de ambas es 0.1M ¿Qué valor de
potencial deberá imponerse a la disolución para depositar M2+ como M°? ¿A ese valor de
potencial cual es la concetración de N2+? ¿Es lógico el valor de la concentración de N2+?¿qué
interpretación puede hacer? E° (N2+/N°) = -0.17, E° (M2+ / M°) = 0.96.
25. Se tiene una disolución de Zn2+ y Fe2+. Se impone un potencial de -0.7V. La concentración de
ambas es 0.1M. Si se impone un potencial de -0.7V ¿qué porcentaje de Fe3+ y Zn2+ se
electrodepositaron? E° (Zn2+/Zn°) = -0.763, E° (Fe2+ / Fe°) = -0.44.
26. Se mide el potencial de una disolución de KCl 1M con un electrodo de calome saturado. El valor
del potencial es de 0.28V. ¿Cuál es el coeficiente de actividad del cloruro? E° (ECS) = 0.268V (
Hg2Cl2  Hg°).