septiembre 2021 - QuímicaLab

Oxidación-Reducción

por QuimicaLab | Sep 25, 2021 | NIVEL AVANZADO

Producimos gas cloro haciendo reaccionar cloruro de hidrógeno con heptaoxodicromato (VI) de potasio, produciéndose la siguiente reacción: K₂Cr₂O₇ + HCl ⇌ KCl + CrCl₃ + Cl₂ + H₂O a) Ajustar la reacción por el método del ion electrón. b) Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción. ¿Cuál es el oxidante y cuál es el reductor? ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce? c) Calcular los moles y el volumen de Cl₂ en C.N. que se producirá si se atacan totalmente 18.25 g de HCl. Datos: Cl: 35.5 g/mol H:1 g/mol.

SOLUCIÓN

Una vez formulada, hay que determinar los números de oxidación:

$\fn_cm \small K_2Cr_2O_7 + HCl \rightarrow KCl +CrCl_3 +Cl_2+H_2O$

$\fn_cm \small K^+ \ -\ Cr^{+6} \ -\ O^{2-} \ -\ H^+ \ - Cl^- \rightarrow K^+ \ - \ Cr^{+3} \ - \ Cl^{-} \ -\ \ Cl^0 \ - \ H^+\ - \ O^{2-}$

Después tenemos que reconocer qué elementos se oxidan y cuáles se reducen, escribiendo las semireacciones sin electrones.

El Cr⁺⁶ pasa a Cr⁺³ reduciéndose y el Cl^– pasa Cl₂, oxidándose.

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}\rightarrow 2Cr^{+3} \ \ \ reducci\acute on$

$\fn_cm \small 2Cl^{-}\rightarrow Cl_2 \ \ \ oxidaci\acute on$

Igualamos en las semireacciones los átomos de oxígeno añadiendo agua:

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}\rightarrow 2Cr^{+3} + 7H_2O$

$\fn_cm \small \fn_cm \small 2Cl^{-1}\rightarrow Cl_2^0$

Igualamos el hidrógeno añadiendo el H⁺ que sea necesario:

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}+ 14H^+\rightarrow 2Cr^{+3} + 7H_2O$

$\fn_cm \small \fn_cm \small 2Cl^{-1}\rightarrow Cl_2^0$

A continuación ajustamos las semireacciones electrónicamente añadiendo los electrones necesarios para que haya el mismo número de cargas en los dos lados:

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}+ 14H^++6e^-\rightarrow 2Cr^{+3} + 7H_2O$

$\fn_cm \small 2Cl^{-1}\rightarrow Cl_2^0+2e^-$

Multiplicamos las semireacciones por un número tal que iguale en ambas el número de electrones en juego:

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}+ 14H^++6e^-\rightarrow 2Cr^{+3} + 7H_2O$

$\fn_cm \small 6Cl^-\rightarrow 3Cl_2+6e^-$

Sumamos las dos semireacciones obteniendo la ecuación total:

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}+ 14H^++6Cl^-\rightarrow 2Cr^{+3} + 3Cl_2+7H_2O$

Convertimos en especies moleculares:

$\fn_cm \small K_2Cr_2O_7 + 8H^+ + 6HCl \rightarrow 2CrCl_3 +3Cl_2+7H_2O$

Para ajustar el potasio añadimos dos moléculas de KCl:

$\fn_cm \small K_2Cr_2O_7 + 8H^+ + 6HCl \rightarrow 2CrCl_3 +2KCl+3Cl_2+7H_2O$

Para ajustar los cloros faltan ocho cloros en el lado izquierdo:

$\fn_cm \small K_2Cr_2O_7 + 8HCl+ 6HCl \rightarrow 2CrCl_3 +2KCl+3Cl_2+7H_2O$

Reacción total:

$\fn_cm \small K_2Cr_2O_7 + 14HCl \rightarrow 2CrCl_3 +2KCl+3Cl_2+7H_2O$

Semireacción de oxidación:

$\fn_cm \small 2Cl^{-1}\rightarrow Cl_2^0+2e^-$

Semireacción de reducción:

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}\rightarrow 2Cr^{+3}$

Oxidante: K₂Cr₂O₇ Reductor: HCl

$\fn_cm \small K_2Cr_2O_7 + 14HCl \rightarrow 2CrCl_3 +2KCl+3Cl_2+7H_2O$

$\fn_cm \small n_{HCl}=\frac{18,25 \ g \ HCl}{36,5 \ g/mol}=0,5 \ moles \ HCl$

$\fn_cm \small n_{Cl_2}=0,5 \ moles \ de \ HCl\cdot \frac{3 \ moles \ Cl_2}{14 \ moles \ HCl}= 0,107 \ moles \ de \ Cl_2$

Aplicando la ecuación de los gases ideales:

$\fn_cm \small PV=nRT\Rightarrow V=\frac{nRT}{P}$

$\fn_cm \small V_{Cl_2}=\frac{0,107\ moles \cdot 0,082 \ \frac{atm\cdot L}{mol\cdot K}\cdot 273K}{1\ atm}=2,39 \ L \ de \ Cl_2$

¿Qué volumen de cloro se obtiene (medidos a 27°C y 670 mmHg) al realizar una electrólisis de una disolución de NaCl haciendo pasar una corriente de 200 A durante 12 horas?

SOLUCIÓN

La reacción del cloro es:

$\fn_cm \small 2Cl^-\rightarrow Cl_2+2e^-$

Aplicando la ley de Faraday:

$\fn_cm \small m(g)=\frac{I\cdot t\cdot M_r}{n\cdot F}$

$\fn_cm \small m_{Cl_2}(g)= \frac{200 \ A\cdot 12\ horas\cdot 3600s/hora \cdot 71 \ g/mol}{2\cdot 96500C}=3178,45 \ g$

$\fn_cm \small V=\frac{mRT}{M_r P}=\frac{3178,45 g\cdot 0,082\cdot \frac{atm\cdot L}{mol\cdot K}\cdot 300K} {71g/mol\cdot 670 \ mm \ Hg \cdot \frac{1 \ atm}{760 \ mmHg}}=1249 \ L$

Una pila consta de una semicelda que contiene una barra de Ag sumergida en una disolución 1M de Ag y otra que contiene una barra de Zn sumergida en una disolución 1M de Zn. Ambas están unidas por un puente salino.

a) Escribe las reacciones que tienen lugar en el cátodo, en el ánodo y la reacción global de la pila.

b) Escribe la notación de la pila y calcula el potencial estándar.

c) Dibuja un esquema identificando cada uno de los elementos de la pila y la dirección del flujo de electrones. ¿Para qué se necesita el puente salino? Datos: E^o [Zn²⁺/Zn(s)] = -0,76 V; E^o (Ag⁺/Ag) = + 0,80.

SOLUCIÓN

a) Las reacciones espontáneas serán:

$\fn_cm \small Ag^+ + 1e^-\rightarrow Ag^0 \ \ \ reducci\acute on, c\acute atodo$

$\fn_cm \small Zn^0 \rightarrow Zn^{2+} + 2e^- \ \ \ \acute anodo$

Reacción global:

$\fn_cm \small 2Ag^++Zn^0\rightarrow 2Ag^0+Zn^{2+}$

b) La pila será:

$\fn_cm \small Zn^0 \ |\ Zn^{2+}[1\ M]\ || \ Ag^+[1 \ M]\ |\ Ag^0$

El potencial estándar será:

$\fn_cm \small E^0=E^0(Ag^+/Ag)-(-E^0(Zn^{2+}/Zn^0))=0,80-(-0,76)= +1,56 \ V$

c) El puente salino se necesita para que el flujo de aniones y cationes complete la circulación del circuito.

Ajustes redox

Ajustar la siguiente ecuación por el método del ión-electrón, detallando los pasos correspondientes: KMnO₄ + K₂SO₃ + HCl ⇌ MnO₂ + K₂SO₄ + KCl + H₂O
Ajustar la siguiente ecuación por el método del ión-electrón, detallando los pasos correspondientes: K₂Cr₂O₇ + HI + H₂SO₄ ⇌ K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + I₂ + H₂O
Ajusta la siguiente ecuación por el método del ión-electrón, detallando los pasos correspondientes: P + HNO₃ + H₂O ⇌ H₃PO₄ + NO
Ajusta la siguiente ecuación por el método del ión-electrón en medio ácido, detallando los pasos correspondientes: H₂S + NaMnO₄ + HBr ⇌ S + NaBr + MnBr₃ + H₂O
Ajusta por el método del ión-electrón, la siguiente reacción: NaNO₂ + NaMnO₄ + H₂SO₄ ⇌ MnSO₄ + NaNO₃ + Na₂SO₄ + H₂O a)¿Cuál es la especie oxidante y cuál es la reductora? ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce? b) Ajusta la reacción iónica y la reacción global. c) Nombra los siguientes compuestos de la reacción anterior: NaNO₂ ; NaMnO₄ ; MnSO₄ ; NaNO₃
Ajusta por el método del ión-electrón, la siguiente reacción: K₂Cr₂O₇ + SnCl₂ + HCl ⇌ SnCl₄ + CrCl₃ + H₂O + KCl a) ¿Cuál es la especie oxidante y cuál es la reductora? ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce? b) Ajusta la reacción iónica y la reacción global. c) Nombra los siguientes compuestos de la reacción anterior: K₂Cr₂O₇ ; SnCl₂ ; SnCl₄ ; CrCl₃
Ajusta por el método del ión-electrón, la siguiente reacción: K₂Cr₂O₇ + HCl ⇌ CrCl₃ + Cl₂ + KCl + H₂O a) ¿Cuál es la especie oxidante y cuál es la reductora? ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce? b) Ajusta la reacción iónica y la reacción global. c) Nombra los compuestos K₂Cr₂O₇, HCl, CrCl₃ y KCl
Ajusta por el método del ión-electrón en medio básico, la siguiente reacción: Cr₂(SO₄)₃ + KClO₃ + KOH ⇌ K₂CrO₄ + KCl + K₂SO₄ + H₂O
Ajusta por el método del ión-electrón en medio básico, la siguiente reacción: NaNO₂ + NaMnO₄ + H₂O ⇌ MnO₂ + NaNO₃ + NaOH

Cuestiones redox

En la reacción siguiente: K₂Cr₂O₇ + H₂S + HCl ⇌ CrCl₃ + S + KCl + H₂O a) Deduce razonadamente cuál es la sustancia oxidante y la reductora, la que se oxida y la que se reduce. b) Escribe y ajusta las semirreacciones de oxidación-reducción. c) Escribe y ajusta la reacción global. d) Calcula cuánto azufre se produce si reaccionan 51 g de H₂S. a) La sustancia oxidante es el Cr₂O₇^2-, que pasa de numero de oxidación +6 a +3, reduciéndose. La sustancia reductora es el S^2-, que se oxida a S⁰ . b) Las semirreacciones son: Cr₂O₇^2-^–+ 6e^– → 2Cr⁺³ + 7 H₂O S²^–→ S⁰ + 2e^–
Una disolución 0,01 M de iones Ag⁺se mezcla con un volumen igual de una disolución 2 M de iones Cu⁺², en presencia de una varilla de cobre metálico. Justifique si será espontánea la reacción: 2Ag⁺ (aq) + Cu(s) → 2Ag(s) + Cu⁺² Potenciales normales: Ag⁺ (aq)/Ag(s) = +0,80 V; Cu²⁺ (aq)/Cu(s) = +0,34 V Resultado: Es espontánea, ya que E⁰ = +0.46V
Explíquese el comportamiento del cinc, el cobre y el oro ante el HCl Potenciales normales de reducción: Zn²⁺/Zn = -0.763 V Cu⁺²/Cu = 0.337 V Au³⁺/Au = 1.50 V Resultado: El cinc es oxidado por el ácido. Los otros dos no reaccionan.
Justifica razonadamente si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones. En la reacción: 2 AgNO₃(ac) + Fe (s) ⇌ Fe(NO₃)₂(ac) + 2Ag (s). a) Los cationes Ag⁺ actúan como reductores; b) Los aniones NO^3-actúan como oxidantes; c) El Fe(s) es el oxidante; d) El Fe(s) se ha oxidado a Fe²⁺ e) Los cationes Ag⁺ se han reducido a Ag(s).

Cálculos estequiométricos en reacciones redox

El heptaoxodicromato (VI) de dipotasio oxida al yoduro de sodio en medio ácido y se origina tetraoxosulfato(VI) de sodio, tetraoxosulfato (VI) de cromo (III) y yodo. ¿De qué molaridad será una disolución de yoduro sódico, sabiendo que 30 ml de la misma necesitan para su oxidación 60 ml de una disolución que contiene 8.83 g/l de heptaoxodicromato (VI) de dipotasio? Resultado: 0.36 M
Calcula el peso de plata que se deposita en el cátodo y la concentración del ion plata que queda en la disolución, una vez finalizada la electrólisis de 1 litro de nitrato de plata 0.2 M, si se ha hecho pasar a través de ella una corriente de 0.5 A durante dos horas. Resultado: m_Ag = 4.021 g; [Ag⁺] = 0.162 M
Una disolución acuosa de sulfato de zinc se electroliza con una corriente continua de 10 A de intensidad. Al cabo de 15 minutos se ha depositado 3.0485 g de cinc en el cátodo. Calcula el peso atómico del cinc. Resultado: M_Zn= 65.37
¿Qué volumen de cloro se obtiene (medidos a 27°C y 670 mmHg) al realizar una electrólisis de una disolución de NaCl haciendo pasar una corriente de 200 A durante 12 horas? Resultado: V(Cl₂) = 1249 litros
Calcula el volumen de tetraoxomanganato (VII) de potasio 0,02 M necesario para oxidar 40 ml de disolución 0,01 M de tetraoxosulfato (VI) de hierro (II) en un medio con ácido sulfúrico. KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ ⇌ Fe₂(SO₄)₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O
Calcula el volumen en condiciones normales del NO₂ que se produce al reaccionar 3 g de cobre metálico con HNO3 en exceso según la siguiente reacción: Cu + HNO₃ ⇌ Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O
Al valorar 10 ml de disolución de H₂O₂, necesitamos 43,2 ml de disolución 0,01 M de KMnO₄ en un medio con H₂SO₄. KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ ⇌ MnSO₄ + O₂ + K₂SO₄ + H₂O

Pilas

Los potenciales normales de reducción de los semi-sistemas Ni²⁺/Ni y Cu²⁺/Cu son -0,25 V y 0,34V respectivamente. Si con ellos se construyera una pila. a) Realiza un esquema de la misma, señalando cuál es el cátodo y cuál es el ánodo. b) ¿En qué dirección se mueven los iones del puente salino? (electrolito del puente salino KNO₃) c) ¿En qué dirección circulan los electrones por el circuito? d) Calcula la fem de la pila y escribe su notación.
Sabiendo que E^ored(Ag⁺ /Ag⁰ )= 0,80 V y E^ored(Ni²⁺/Ni) = -0.23V a) ¿Cómo podríamos construir una pila con ambos electrodos? Resultado: Ni⁰(s)|Ni⁺²|| Ag⁺ | Ag⁰(s) b) ¿Cuál es la fuerza electromotriz de la pila? Resultado: E^o= +1.03V c) Indica las semirreacciones en cada electrodo de la reacción global. Resultado: Ni° ⇒ Ni⁺² + 2e^– Ag⁺ + e^– ⇒ Ag⁰
Calcúlese la fuerza electromotriz de una pila de aluminio y plata si las concentraciones de ambos iones es 1 M Resultado: 2.47 V
Se tienen los siguientes potenciales estándar de reducción: E^o(Mg²⁺/ Mg) = -2,36 V y E^o(Pb²⁺/Pb) = -0,13 V a) Justifica en qué sentido tendría lugar la reacción: Mg²⁺ + Pb ⇌ Mg + Pb²⁺ b) Indica las reacciones que tendrían lugar en cada uno de los electrodos de la pila que construirías con ellos y la reacción total de la misma. Dibuja un esquema de la pila, describiendo los procesos que tienen lugar y cómo funciona. c) lndica la especie que se oxida, la que se reduce, la especie oxidante y la especie reductora. d) Calcula la f.e.m. de la pila.
Una pila consta de una semicelda que contiene una barra de Ag sumergida en una disolución 1M de Ag⁺ y otra que contiene una barra de Zn sumergida en una disolución 1M de Zn²⁺. Ambas están unidas por un puente salino. a) Escribe las reacciones que tienen lugar en el cátodo, en el ánodo y la reacción global de la pila. b) Escribe la notación de la pila y calcula el potencial estándar. c) Dibuja un esquema identificando cada uno de los elementos de la pila y la dirección del flujo de electrones. ¿Para qué se necesita el puente salino? Datos: E^o [Zn²⁺/Zn(s)] = – 0,76 V; E^o (Ag⁺/Ag) = + 0,80.
Realizar un esquema de una pila con los semipares Li⁺/Li y Zn²⁺/Zn. Se pide: a) Indique cada uno de los componentes de la misma, cátodo, ánodo, así como la notación de la pila. b) Las semirreacciones correspondientes y la reacción global. Calcular la f.e.m. estándar de la pila. c) ¿Qué tipo de especie química utilizaría para la construcción del puente salino? Justifique la respuesta. Datos: E^o(Li⁺/Li) = -3,05 V; E^o(Zn²⁺/Zn) = -0,76 V

JUNIO 2017

Considere la siguiente reacción química:

I₂ + HNO₃ → NO+ HIO₃ + H₂O

1. Ajústela por el método del ion-electrón (1,7 puntos)
2. Identifique justificadamente el agente oxidante y el agente reductor (0,5 puntos)
Se propone la construcción en el laboratorio de una pila con electrodos de cadmio y plata:
1. Dibuje un esquema de la pila, detallando todos los elementos necesarios para su funcionamiento (1 punto)
2. Indique el sentido de circulación de los electrones (0,2 puntos)
3. Indique las reacciones que tienen lugar en cada uno de los electrodos así como la reacción global de la pila (0,5 puntos)
4. Calcule su fuerza electromotriz (0,5 puntos)
Datos: E^o (Cd²⁺/Cd)= – 0,40 V; E^o (Ag⁺/Ag)= + 0,80 V

SEPTIEMBRE 2017

Se construye una pila con un electrodo de cinc y otro de plata, trabajando con disoluciones de concentración 1 M de los correspondientes iones metálicos. Sabiendo que E^o(Ag⁺/Ag)= +0,80 V y E^o(Zn²⁺/Zn)= -0,76 V:

1. Escriba las reacciones que tienen lugar en cada uno de los electrodos, así como la reacción global de la pila (1 punto)
2. Calcule la fuerza electromotriz de la pila (0,5 puntos)
3. Calcule la variación de energía libre de la reacción global (0,5 puntos)
Sea la siguiente reacción de oxidación-reducción:

KMnO₄ + KI + H₂SO₄ → MnSO₄ + I₂+ K₂SO₄ + H₂O

1. Ajústela por el método del ion-electrón (1,5 puntos)
2. Identifique justificadamente el agente oxidante y el agente reductor (0,5 puntos)

JUNIO 2018

Considere la siguiente reacción química:

Cu + NaNO₃ + H₂SO₄ → CuSO₄ + Na₂SO₄ + NO + H₂O

1. Ajústela usando el método del ion-electrón (1,5 puntos)
2. Identifique justificadamente la especie oxidante y la especie reductora (0,5 puntos)
Considere los siguientes sistemas para los que se proporcionan sus potenciales normales: E^o (Al³⁺/Al) = -1,67 V; E^o (Cr³⁺/Cr²⁺) = -0,41 V; E^o (Fe³⁺/Fe²⁺)= +0,77 V. Para cada una de las tres pilas galvánicas que pueden construirse a partir de los mismos:
1. Escriba las semirreacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo (0,8 puntos)
2. Indique la reacción global ajustada (0,6 puntos)
3. Calcule el potencial de la pila (0,6 puntos)

SEPTIEMBRE 2018

Se construye una pila con un electrodo de cinc y otro de plata, trabajando con disoluciones de concentración 1 M de los correspondientes iones metálicos. Sabiendo que E^o(Ag⁺/Ag)= +0,80 V y E^o(Zn²⁺/Zn)= -0,76 V:
1. 1. Escriba las reacciones que tienen lugar en cada uno de los electrodos, así como la reacción global de la pila (1 punto)
  2. Calcule la fuerza electromotriz de la pila (0,5 puntos)
  3. Calcule la variación de energía libre de la reacción global (0,5 puntos)
Sea la siguiente reacción de oxidación-reducción:

KMnO₄ + KI + H₂SO₄ → MnSO₄ + I₂+ K₂SO₄ + H₂O

1. Ajústela por el método del ion-electrón (1,5 puntos)
2. Identifique justificadamente el agente oxidante y el agente reductor (0,5 puntos)

JUNIO 2019

Dada la siguiente reacción de oxidación-reducción:

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O + Na₂SO₄

1. Explique cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor. (0,5 p.)
2. Ajuste la reacción mediante el método del ion-electrón. (1,5 p.)
Considere una pila galvánica formada por un electrodo de cobre sumergido en una disolución de Cu²⁺y por un electrodo de plata sumergido en una disolución de Ag.

Dibuje un esquema de la pila, con todos los elementos necesarios para su funcionamiento, e indique (1,75 p.):
1. Cuál de los electrodos actúa como cátodo y cuál como ánodo.
2. La reacción (oxidación o reducción) que se produce en cada electrodo.
3. El sentido de circulación de los electrones por el circuito externo.
4. La reacción global de la pila.
5. Su fuerza electromotriz.
Explique si la masa de los electrodos varía durante el funcionamiento de la pila. (0,25 p.) Datos: E^o (Ag⁺/Ag) = 0,80 V; E^o (Cu²⁺/Cu) = 0,34 V

SEPTIEMBRE 2019

Dada la reacción de oxidación-reducción:

I₂ + NaOH + Na₂SO₃ → NaI + Na₂SO₄ + H₂O

1. Explique cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor. (0,5 p.)
2. Ajuste la reacción mediante el método del ion-electrón. (1,5 p.)
Se dispone de la siguiente pila galvánica:

Cr | Cr(NO₃)₃(aq) (1M) || AgNO₃(aq) (1M) | Ag

E^o(Cr³⁺/Cr) = -0,74 V; E^o(Ag⁺/Ag) = 0,80 V; F = 96.500 C

1. Escriba las reacciones que tienen lugar en cada uno de los electrodos, identificándolos como cátodo o ánodo, así como la reacción global de la pila. (1 p.)
2. Calcule la fuerza electromotriz de la pila. (0,5 p.)
3. Calcule la variación de energía libre. (0,5 p.)

JUNIO 2020

Dada la siguiente reacción de oxidación-reducción:
HNO₃ + KI → I₂ + NO + H₂O + KNO₃
1. Explique cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor. (0,5 p.)
2. Ajuste la reacción mediante el método del ion-electrón. (1,5 p.
En una celda electrolítica se está produciendo la obtención de cobre metálico a partir de CuCl₂ fundido, mediante la siguiente reacción:

CuCl₂ (l) → Cu(s) + Cl₂ (g)

1. Escriba las semirreacciones que están teniendo lugar en el ánodo y en el cátodo, indicando si se trata de una oxidación o de una reducción. (0,5 p.)
2. Si la intensidad de la corriente eléctrica es de 1,5 A, calcule cuánto cobre metálico se habrá obtenido al cabo de 2 horas. Datos: F = 96.500 C, Masa atómica del Cu = 63,5 g‧mol^‒1 (1 p.)
3. Explique brevemente la principal diferencia entre una celda electrolítica (como la descrita en este ejercicio) y una celda galvánica (también llamada pila galvánica o voltaica). (0,5 p.)

SEPTIEMBRE 2020

Dada la siguiente reacción de oxidación-reducción:

H₂SO₃ + HIO₃ H₂SO₄ + I₂ + H₂O

1. Explique cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor. (0,5 p)
2. Ajuste la reacción mediante el método del ion-electrón. (1,5 p)
Teniendo en cuenta los siguientes potenciales estándar de reducción: E^o (Cu²⁺/Cu) = 0.34 V; E^o (Fe²⁺/Fe) = ‒ 0.44 V; E^o (Zn²⁺/Zn) = ‒ 0.76 V.
1. Explique qué metal es más reductor: el Cu, el Fe o el Zn.
2. Justifique su respuesta. (0,5 p)Explique si se producirá alguna reacción redox espontánea al adicionar virutas de Cu a una disolución de FeSO₄, en condiciones estándar. (0,75 p)
3. ¿Cuál de las siguientes pilas galvánicas será más eficiente, en términos de fuerza electromotriz (diferencia de potencial eléctrico)? Justifique numéricamente su respuesta. (0,75 p)

Pila A: Zn | ZnSO₄ (aq) (1M) || CuSO₄ (aq) (1M) | Cu

Pila B: Fe | FeSO4 (aq) (1M) || CuSO₄ (aq)( 1M) | Cu

Conceptos básicos

Número de oxidación: número de cargas que tendría un átomo en una sustancia si los electrones de enlace fueran transferidos en el sentido que determina la electronegatividad de los átomos que se enlazan. En el CO₂ el número de oxidación del oxígeno es -2 y el del carbono + 4.

Un elemento se oxida cuando aumenta su estado de oxidación; es un reductor.

Un elemento se reduce cuando disminuye su estado de oxidación; es el oxidante.

Un proceso de oxidación implica otro de reducción. Por eso se llaman reacciones redox.

Par redox conjugado: lo forma un oxidante y la especie que resulta de su proceso redox; o viceversa.

Ajustes de las ecuaciones redox

Se identifica el o los elementos que se oxidan y los que se reducen (por su número de oxidación).

Se escribe la ecuación iónica. Solo incluye las especies con los elementos que se van a oxidar y reducir.

Se escribe de forma separada cada uno de los procesos de oxidación y de reducción y se ajustan el número de átomos de cada elemento y la carga de las especies.

Se escribe la ecuación iónica global. Antes de sumar el proceso global de oxidación y de reducción, hay que asegurarse de que se intercambia el mismo número de electrones.

Se escribe la ecuación del proceso redox en forma molecular y se comprueba que está ajustada

Valoración redox

Permite conocer la concentración de una disolución al hacerla reaccionar en un proceso redox con otra cuya concentración se conozca con exactitud.

Celdas galvánicas o electroquímicas

Permiten obtener una corriente eléctrica mediante un proceso redox espontáneo. Es la base de las pilas.

Pila Daniell: celda electroquímica formada por un electrodo de zinc -barra de zinc en contacto con sulfato de zinc- y un electrodo de cobre -barra de cobre en contacto con sulfato de cobre (II)- conectados por medio de un puente salino.

En una celda galvánica o pila:

Ánodo. Electrodo negativo. En él se produce la oxidación.

Cátodo. Electrodo positivo. En él se produce la reducción.

Los electrones circulan del ánodo al cátodo.

$\fn_cm \small Fem \ de \ la \ pila\Rightarrow \varepsilon ^o_{pila} = \varepsilon ^o_{reducci\acute on}-\varepsilon ^o_{oxidaci\acute on}$

Potenciales de reducción estándar

El potencial de reducción estándar de un electrodo mide su tendencia a reducirse frente a un electrodo estándar de hidrógeno. se representa por ε^o se mide en voltios.

Por convenio: 2H⁺ (1 M) + 2e^– → H₂ (1 atm) ε^o(pila) = 0

Cuando se enfrentan dos electrodos se reduce el de mayor potencial de reducción y se oxida el otro.

Para que un proceso sea espontáneo, ε^oglobal > 0; ΔG = W_máximo= -nFε_pila

ε_reacción es la suma del potencial de las semirreacciones de oxidación y de reducción que comprende. Cuando se invierte una reacción, su ε se invierte. Si se multiplica por un factor, ε no varía.

Aplicaciones: corrosión, pilas secas, pilas de Hidrógeno

Pila de hidrógeno:

Oxidación (ánodo) 2H₂ (g) + 4OH^–(aq) → 4H₂O + 4e^–

Reducción (cátodo) O₂(g) + 2H₂O + 4e^– → 4OH^–(aq)

Reacción de la pila 2H₂ (g) + O₂(g) → 2H₂O

Cubas electroliticas

Electrólisis: se fuerza una reacción redox no espontánea mediante una corriente eléctrica externa.

En una cuba electrolítica:

Ánodo. Electrodo positivo. No se produce la oxidación.

Cátodo. Electrodo negativo. En él se produce la reducción.

Los electrones circulan del ánodo al cátodo. Los iones negativos van al ánodo, y los positivos, al cátodo.

Leyes de Faraday de la electrolisis:

La cantidad de sustancia depositada o descargada en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que ha circulado.

Para depositar un equivalente gramo de cualquier sustancia se necesita 1 Faradio = 96500 C.

Aplicaciones: electrolisis del agua, obtención de metales, electrodeposición.

FUENTE: Inicia DUAL QUÍMICA 2º BACHILLERATO Oxford EDUCACIÓN

Termoquímica

por QuimicaLab | Sep 16, 2021 | NIVEL AVANZADO

Determinar la entalpía de reacción para el proceso N₂H₄(l) + 2 H₂O₂(l) → N₂(g) + 4 H₂ O (l) a partir de los datos siguientes:

N₂H₄(l) + O₂(g) → N₂(g) + 2H₂ O(l) ΔH_a = −622,2 kJ

H₂ (g) + 1/2 O₂ (g) → H₂O(l) ΔH_b = −285,8 kJ

H₂(g) + O₂(g) → H₂O₂(l) ΔHc = −187,8 kJ

SOLUCIÓN

Según la ley de Hess la entalpía de reacción es la suma de las entalpías de las reacciones por etapas que dan la reacción deseada. En este caso:

$\fn_cm \small \small \Delta H = \Delta H_a + 2\Delta H_b - 2\Delta H_c = -622,2-2285,8+2187,8=-818,2 \ kJ$

Calcula el calor de formación del acetileno (etino), conocidos los calores de formación del H₂O(l) y del CO₂, así como el calor de combustión del acetileno: ΔH°_f[H2O(l)] = -285,8 kJ/mol; ΔH°_f[CO₂(g)] =-393,13 kJ/mol; ΔH°_f(combustiión etino) = -1300 kJ/mol.

SOLUCIÓN

La reacción de formación del acetileno es:

$\fn_cm \small 2C(s) + H_2(g) \rightarrow C_2H_2(g)$

Su ΔH°_fla podemos calcular a partir de su reacción de combustión:

$\fn_cm \small \small C_2H_2(g) +\frac{5}{2}O_2(g) \rightarrow 2CO_2(g) + H_2O(l) \ \ \ \ \Delta H^o_c= -1300 \ kJ/mol$

Aplicando la ley de Hess:

$\fn_cm \small \small \Delta H^o_c = \sum \Delta H^o_f(productos) - \sum \Delta H^o_f(reactivos) = 2\Delta H^o_f(CO_2) + \Delta H^o_f(H_2O) - \Delta H^o_f(C_2H_2) = -786,26 + (-285, 8) - \Delta H ^o_f(C_2H_2) = -1300 kJ/mol$

$\fn_cm \small \small \Delta H^o_{f(C_2H_2)}= -227,94 \ kJ/mol$

Calcula el calor de combustión del butano, sabiendo que los calores de formación del dióxido de carbono, agua y butano son, respectivamente, -393, -242 y -125 kJ/mol.

SOLUCIÓN

La reacción de combustión del C₄H₁₀:

$\fn_cm \small C_4H_{10}(g) + \frac{13}{2}O_2(g) \rightarrow 4CO_2(g) + 5H_2O(l)$

$\fn_cm \small \Delta H_{combusti\acute on} = \sum_{p}^{} \Delta H_f{(productos)} - \sum_{r}^{} \Delta H_f{(reactivos)}$

$\fn_cm \small \Delta H_{combusti\acute on} = 4\Delta H_f(CO_2) + 5\Delta H_f(H_2O) -\Delta H_f (C_4H_{10})$

Sustituyendo las entalpías de formación por los datos del enunciado: ΔH_combustión = 2657 kJ/mol de C₄H₁₀.

Téngase en cuenta que ΔH_fO₂(g) = 0.

Un proceso químico tiene variación de entalpía y de entropía positivas. Razonar cuales serían las condiciones más adecuadas para que el proceso pueda ser espontáneo.

SOLUCIÓN

Usando la relación termodinámica para temperatura constante:

$\fn_cm \small \small \Delta G = \Delta H - T \Delta S$

el proceso será espontáneo cuando se cumpla:

$\fn_cm \small \Delta G < 0$

Si el proceso está en equilibrio:

$\fn_cm \small \small \Delta G = 0$

Podemos calcular la temperatura de equilibrio haciendo:

$\fn_cm \small \Delta G = 0 \ \ \ \Delta H = T_{eq} \cdot \Delta S \ \ \ T_{eq} = \frac{\Delta H}{\Delta S}$

por tanto, al ser $\fn_cm \small \Delta H > 0 \ \ y \ \ \Delta S > 0$ para que el proceso sea espontáneo $\fn_cm \small (\Delta G < 0)$ será necesario que domine el término negativo $\fn_cm \small (-T \Delta S)$ lo cual será posible si y solo si $\fn_cm \small T > T_{eq}$

Para la siguiente reacción: 2H₂S (g) + 3O₂ (g) → 2H₂O (l) + 2SO₂ (g). Calcular despreciando las variaciones de C_P con la temperatura: a) ΔH(298 K) b) ΔH(370 K) c) ΔS(298 K) d) ΔS(370 K) e) ΔG(298 K) f) ΔG(370 K). Utilizar los datos dados en la siguiente tabla:

Sustancia	ΔH^o_{f 298} Kcal/mol	ΔS^o_{f 298} cal/mol/K	ΔC^o_{p 298} cal/mol/K
H₂O(l)	-68.315	16.71	18.00
H₂S(g)	-4.93	49.16	8.18
O₂(g)	0	49.003	7.02
SO₂(g)	-70.94	59.30	9.53

SOLUCIÓN

$\fn_cm \small \Delta H(T_2)-\Delta H(T_1)=\int_{T_1}^{T_2}C_p(T)dT$

$\fn_cm \small \Delta S(T_2)-\Delta S(T_1)=\int_{T_1}^{T_2}\frac{C_p(T)}{T}dT$

$\fn_cm \small \Delta G(T)=\Delta H(T)-T\Delta S(T)$

$\fn_cm \small \Delta H^{298}_{reacci\acute on} = 2 \Delta H^o_{298} (H_2O) + 2 \Delta H^o_{298}(SO_2) - 2 \Delta H^o_{298} (H_2S) -3 \Delta H^o_{298} (O_2)$

$\fn_cm \small \Delta H^{298}_{reacci\acute on} = 2 (-68,315) \ kcal + 2 (-70,94)\ kcal - 2(-4,93) kcal - 0 = -268,65 \ kcal$

$\fn_cm \small \Delta H^{370}_{r}-\Delta H^{298}_{r}=\int_{298}^{370}C_p(T)dT=(2\cdot 18+2\cdot 9,53-2\cdot 8,18-3\cdot 7,02)= 1,27 kcal$

$\fn_cm \small \Delta H^{370}_{r}=-268,65 + 1,27 = -267,23 \ kcal$

$\fn_cm \small \Delta S^{298}_r=2S^o_{298}(H_2O)+2S^o_{298}(SO_2)-2S^o_{298}(H_2S)-3S^o_{298}(O_2)$

$\fn_cm \small \Delta S^{298}_r=-93,309 \ cal/K$

$\fn_cm \small \Delta S^{370}_{r}-\Delta S^{298}_{r}=\int_{298}^{370}\frac{C_p(T)}{T}dT=\Delta C_p\cdot log_e \cdot \left ( \frac{370}{298} \right )$

$\fn_cm \small \Delta S^{370}_{r}=-93,309+17,64\cdot 0,21=-89,49 \ cal/K$

$\fn_cm \small \Delta G^{298}_r=\Delta H^{298}_r-298\cdot \Delta S^{298}_r=-268,65+29893,31=-240,69 \ kcal$

$\fn_cm \small \Delta G^{370}_r=\Delta H^{370}_r-370\cdot \Delta S^{370}_r=-267,23+37089,49=-234,12 \ kcal$

La reacción es espontánea, aunque se aumente la temperatura, lo que no favorece su espontaneidad. Si hubiéramos calculado:

$\fn_cm \small \Delta G^{298}_r=\Delta H^{370}_r-298\cdot \Delta S^{370}_r=-267,23+29889,49=-240,56 \ kcal$

$\fn_cm \small \Delta G^{370}_r=\Delta H^{298}_r-370\cdot \Delta S^{298}_r=-268,65+37093,31=-234,12 \ kcal$

Esto ocurre ya que C_p no depende de la temperatura y para T₁ y T₂ próximas:

$\fn_cm \small T_2-T_1\approx T_2\cdot log_e\left ( \frac{T_2}{T_1} \right )$

1. Se comunica a un sistema una cantidad de calor de 800 calorías y el sistema realiza un trabajo de 2 KJ. ¿Cuál es la variación que experimenta su energía interna?. Sol: 320 cal.
2. Al quemar 2,35 gr de benceno en una bomba calorimétrica a volumen constante, se desprenden a 25ºC, 23.540 calorías. Calcular el calor de combustión del benceno a presión constante y a la misma temperatura. Sol: -3,7 KJ
3. Hallar la variación de energía interna de un gas que a) absorbe 150 J de calor y hace un trabajo de 0,15 kJ. Sol: 0 J b) desprende 300 J y hace un trabajo de 0,15 kJ. Sol: -450 J.
4. Al vaporizarse 1 mol de agua liquida a la temperatura de ebullición y a la presión constante de 1 atmósfera, se absorben 9,7 Kcal. El sistema realiza trabajo sobre la atmósfera que le rodea, a causa de la variación de volumen que tiene lugar cuando el agua pasa de liquido a vapor. Calcular: a) el trabajo realizado por un mol de agua liquida, sabiendo que su volumen a 373ºK es 0,019 litros y considerando que el vapor se comporta como un gas ideal.3099,63 J b)l a entalpía y variación de energía libre para este proceso. Sol: 40,54 KJ; 37,45 KJ.
5. Con el calor procedente de la combustión de 1 metro cúbico de etileno, medido en c.n., ¿qué masa de agua, inicialmente a 25 ºC, se puede convertir en vapor a 100ºC. El calor de vaporización del agua a 100ºC es 539,5 cal/gr. Sol: 24,6 kJ.
6. Queremos calentar a ebullición y convertir en vapor a 100ºC, 1000 L de agua que están a 0ºC. Hallar la masa de cada una de las siguientes sustancias: a) carbón, b) metano, c) propano, d) butano, e) etileno, f) metanol, g) etanol, que necesitamos quemar, suponiendo que se aprovecha el 75% del calor desprendido en la combustión. Sol: 108,80; 64,13; 70,73; 71,79; 70,8; 157,24; 120,1 Kg.
7. La entalpía estándar de combustión del butano es -2.878,6 kJ/mol. Escribir la reacción y calcular la energía total que puede obtenerse de una bombona de butano que contiene 4 kg de gas, al quemarlo en condiciones estándar. Sol: 198500 KJ.
8. La entalpía estándar de combustión del butano gaseoso, para dar dióxido de carbono y agua liquida es -2.878,6 kj/mol. Las entalpias de formación de estas dos ultimas sustancias son, respectivamente, -393,5 y -285,8 kJ/mol. Calcular para el butano : a) su calor de formación a presión constante, b) su calor de formación a volumen constante. Sol:124,4; 144,47 kJ/mol.
9. Sabiendo que el calor de combustión del acetileno es -1298,3 KJ y que los de formación del CO₂ y H₂O(l) son, respectivamente, -393,41 y – 285,85 kJ/mol, calcula el calor de formación del acetileno. Sol: 225.63 kJ/mol.
10. Dadas las reacciones químicas descritas en las siguientes ecuaciones: 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O (l) ΔH = -571,54 kJ H₂O₂(l) → H₂O(l) + ½ O₂(g) ΔH = -96,209 kJ determina la entalpía de formación del H₂O₂(l). Sol: -189,56 kJ/mol.
11. ¿Cuál será el calor de reacción correspondiente a la oxidación del alcohol etílico a ácido acético, si en la combustión de 1 gr de alcohol y 1 gr de ácido acético en condiciones normales se desprenden, respectivamente, 29803,4 J y 13233,88 J? (El agua formada queda en estado liquido). Sol: -576,93 kJ/mol.
12. ¿Cuánto calor se desprenderá en la combustión de un litro de alcohol de 96º que forma al quemarse anhídrido carbónico y agua liquida? (Densidad de la disolución alcohólica 0,8028 gr/cm³). Sol: -22969,123 kJ.
13. Los calores de combustión del etileno, carbono e hidrógeno son, respectivamente : -1396, -393,41 y -285,77 kJ/mol. Calcular, con estos datos, el calor de formación del etileno. Sol: -37,64 kJ/mol.
14. Calcular el calor de formación del óxido nítrico (NO) a partir de las dos ecuaciones termoquímicas siguientes: N₂(g) + 2O₂(g) → 2 NO₂(g) – 67,78 kJ y 2NO(g) + O₂(g) → 2NO₂(g) + 112,92 kJ Sol: 90,35 kJ
15. La entalpía de formación del butano es 124,65 kJ/mol. Calcula: a) Cuántas calorías suministra la combustión de los cuatro kilos de butano contenidos en una bombona. Sol: -51772,3 Kcal. b) Volumen de aire consumido en la combustión, si la temperatura ambiente es la estándar, 25ºC. Sol: 52162,233 L.
16. Calcula la variación de la energía interna para la combustión del C6H6(l), si en la reacción se produce CO₂(g) y H₂O(l) y el proceso tiene lugar a la temperatura constante de 25ºC. Sol: -3297,76 kJ/mol.
17. El butano comercial es una mezcla que contiene el 92% de butano, el 6% de propano y otros gases que consideramos no aprovechables. Una botella de butano, a la presión de 2 atm. y 0ºC, contiene 12 kilos de esa mezcla gaseosa. Calcula a) cantidad de calor desprendido en la combustión de todo el gas de la botella. Sol: 631587,28 kJ. b) cantidad de aire necesario para la combustión del butano, si la temperatura ambiente es de 25ºC. Sol: 153,48 m³
18. La combustión del etano y del eteno, desprenden, respectivamente, 1560,95 y 1411,93 kJ/mol. Calcular la variación de entalpía para la reacción: C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g) Sol: -434,79 kJ/mol
19. La descomposición de ácido fórmico, para dar monóxido de carbono (gas) y agua (líquida), ¿es endotérmica o exotérmica?. Demuéstralo. Calcula la cantidad de calor absorbido o desprendido al descomponerse 920 gr de ácido fórmico. Sol: 675,2 kJ
20. Calcula: a) La cantidad de calor desprendido en la combustión de 5 kg de propano. Sol: 252211,3 kJ. b) La variación de la energía interna del sistema si la reacción transcurre en condiciones estándar. Sol: -251366,08 kJ.
21. Los calores de combustión de la glucosa, C₆H₁₂O₆(s) y del etanol líquido, son -2785,69 y -1370,956 kJ/mol, respectivamente. Con estos datos, calcula el calor que se desprenderá en la fermentación de 100 kg de glucosa. Sol: 43,778 kJ/mol.

En la combustión a volumen constante y a 25 °C, de 1 g de ácido tartárico sólido (COOH-CHOH-CHOH-COOH) se desprenden 1840 calorías. Las entalpías de formación del CO₂(g) y del H₂O(I) son, respectivamente,-393,5 y -285,8 kJ/mol. Calcular la entalpía de formación del ácido tartárico. Sol: -1279,9 KJ/mol.
En la combustión a volumen constante de 1 gramo de ácido tartárico, a 25°C se desprenden 1.840 calorías. Calcular el calor de combustión del ácido tartárico a presión constante. Sol: Q_p = -275,11 kcal/mol.
Para la obtención de oxígeno en el laboratorio se utiliza la descomposición térmica del clorato de potasio según la ecuación: 2KCIO₃(s) 2KCI(s) + 30₂(g); ΔHº = -89,5 kJ. Calcular la energía calorífica que se desprende cuando se obtienen 20 litros de oxígeno, medidos a 25 °C y 1 atmósfera. Sol: -24,4 kJ.
El calor de combustión de la glucosa, C₆H₁₂0₆, es 2816,8 kJ/mol y el del etanol, C₂H₅OH, 1366,9 kJ/moI. Calcular el calor desprendido cuando se forma un mol de etanol por fermentación de la glucosa: C₆H₁₂0₆ → 2C₂H₅OH +2CO₂(g) Sol: -41,5 kJ/mol
La entalpía de formación estándar del tricloruro de fósforo a 298ºK, es -287 kJ/mol. Se sabe que para la reacción: PCI₃(l) + Cl₂(g) → PCl₅(s), ΔHº = -95 kJ
Escribir la reacción de formación del tricloruro de fósforo y calcular la entalpía de formación estándar del pentacloruro de fósforo. SoI: ΔHº = -382 kJ/mol.
Sabiendo que para la reacción: Pb(s) + 2AgCl(s) → 2Ag(s) + PbCl₂(s), ΔHº = -105,0 kJ y que la entalpía estándar de formación del AgCl(s) es -127,2 kJ/mol, halla la entalpía estándar de formación del PbCl₂(s).Sol: ΔHº_f = -359,4 KJ/mol.
Teniendo en cuenta las entalpías estándar de formación, hallar la variación de entalpía correspondiente a la reacción: CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g) ¿Qué cantidad de calor se necesita para descomponer 6 toneladas de piedra caliza del 85 % de riqueza?. Sol: 178,3 KJ; 9,09.10⁶ KJ.
Calcular la entalpía de formación de óxido de cinc con los datos siguientes: a) H₂SO₄(aq) + Zn(s) → ZnSO₄(aq) + H₂(g) ΔH = -80,1 kcal. b) 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(I) ΔH = -136,6 kcal. c) H₂SO₄(aq) + ZnO(s) → ZnSO₄(aq) + H₂O(l) ΔH = -50,52 kcal. Sol: -97,9 kcal/mol.
Calcular la entalpía estándar de formación del ácido fórmico, HCOOH, con los datos siguientes: a) HCOOH + 2O₂ → CO₂ + H₂O. ΔHº= -62 kcal. b) CO + 1/2O₂ → CO₂ΔHº= -68 kcal. c) H₂ + 1/2O₂ → H₂O ΔHº= -68 kcal. d) C + 1/2 O₂ → CO ΔHº= -29 kcal. Sol: ΔHº (HCOOH) = -103 kcal/mol.
Calcular el calor de condensación del agua a 298ºK, a partir de las ecuaciones termoquímicas siguientes: a) 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(I) ΔHº = -136,64 kcal. b) 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g) ΔHº = -115,58 kcal. Sol: ΔHº = -10,53 kcal/mol.
A partir de los valores de las entalpías estándar de formación: a) Determinar el calor de combustión del benceno, suponiendo que el agua formada se encuentre en estado líquido. b) Hallar la cantidad de calor que se desprende al formarse 72 gramos de agua. Sol:a) -3267,4 KJ/mol; b) 4357 KJ/mol
Teniendo en cuenta las entalpías normales de formación: a) Calcular la variación de entalpía que corresponde a la siguiente reacción (verificada en condiciones estándar): CO(g) + 1/2 O₂(g) → CO₂(g) b) Durante la década de los años cuarenta se utilizó en España, como combustible para motores, el monóxido de carbono procedente de la combustión incompleta del carbón. ¿Qué cantidad de calor se producía (al quemarse 100 m³ de CO, medidos en c.n.?. Sol: a) -283 KJ b) 1,26·10⁶
La reacción: CuO(s) + H₂(g) → Cu(s) + H₂O(l) ¿es exotérmica o endotérmica? (La entalpía estándar de formación del CuO es -161,1 kJ/mol.) Dibujar el diagrama entálpico correspondiente. Sol: Exotérmica.
Sabiendo que el calor de combustión de la propanona es ΔHº = -1787,2 kJ/mol, hallar la entaIpía de formación de la misma. (Suponer que el agua final se obtiene en estado líquido.) Sol: -250,7 KJ/mol
Calcular la variación de entalpía correspondiente al proceso: Zn(s) + CI₂(g) → ZnCI₂(aq) a partir de los siguientes datos: a) Entalpía de formación del HCl(g) = -22060 cal/mol. b) Entalpía de disolución del HCl(g) = -17630 cal/mol. c) Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl₂(aq) + H₂(g); ΔHº = -35890 cal. Sol: -115,3
Calcular la entalpía de formación del AlCI₃(s), a partir de las siguiente ecuaciones termoquímicas: a) 3Al(s) + 3HCl(aq) → AlCI₃(aq) + 3/2 H₂(g) ΔHº = -127 kcal b) H₂ + Cl₂ → 2HCl(g) ΔHº = -44 kcal c) HCl (g) → HCl(aq) ΔHº = -17,5 kcal d) AlCI₃(s) → AlCl₃(aq) ΔHº = – 77,9 Kcal Sol: -167,6 kcal/mol.
Dibujar el diagrama entálpico correspondiente a la reacción: S(s) + H₂(g) → H₂S(g) ΔHº = -5,3 kcal/mol.
Sabiendo que la entalpía de formación del amoníaco es ΔHº= -10,94 kcal/mol, calcular la cantidad de calor que se produce al obtener 200 litros de amoníaco, medidos en condiciones normales. Sol: 97,6 kcal.
En la fermentación de la glucosa se obtienen etanol y dióxido de carbono. Si en la combustión completa de la glucosa y del etanol se desprenden, respectivamente, 3,74 kcal/g y 7,11 kca/g y al formarse dióxido de carbono se desprenden 94 kcal/mol, calcular el calor de la reacción de fermentación de la glucosa, indicando explícitamente al final si el proceso es endo- o exotérmico. Sol: 19,1 kcal/mol. El proceso es exotérmico.
Dadas las siguientes ecuaciones termoquímicas: 1) I₂(g) + H₂(g) → 2HI(g) ; ΔHº = -0,8 kcal. 2) I₂(s) + H₂(g) → 2IH(g) ΔHº = 12,0 kcal. 3) I₂(g) + H₂(g) → 2HI(aq) ; ΔHº = -26,8 kcal Calcular: a) El calor latente molar de sublimación del yodo. b) El calor de disolución molar del yo duro de hidrógeno. c) La cantidad de calor necesario para disociar en sus componentes el duro de hidrógeno gaseoso contenido, a 25ºC, en un matraz de 750 L a la presión de 800 mm de Hg.Sol: a) 12,8 kcal/mol b) -13 kcal/mol c) 12,9.
A partir de las energías medias de enlace hallar el valor aproximado de la entalpía estándar de hidrogenación del acetileno a etano. Sol: -305 KJ.
A partir de las energías medias de enlace, sabiendo que la entalpía estándar de sublimación del grafito es 718,6 kJ/mol, hallar el valor de la entalpía normal de formación del etanol en estado gaseoso. Sol: -241,8 KJ/mol.
A partir de las energías de enlace, calcular la entalpía estándar de combustión del octano. Sol: -3886 KJ/mal.
Indicar el signo de la variación de entropía en las siguientes reacciones químicas: a) CaCO₃(s) → CaO(s) + CO₂(g) b) HCl(g) + NH₃(g) → NH₄Cl(s) c) C(s) + O₂(g) → CO₂(g)
Dada la siguiente ecuación termoquímica: 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(g) ΔHº = -483,6 kJ, señalar cuáles de las siguientes afirmaciones son correctas y cuáles falsas. a) Al formarse 18 g de agua en condiciones estándar se desprenden 483,6 kJ. b) La formación del agua es una reacción muy exotérmica. c) Dado que ΔHº<0, la formación del agua es, con casi completa seguridad, un proceso espontáneo. d) La reacción de formación del agua será muy rápida.
Sabiendo que para la reacción: N₂O(g) → N₂(g) + O₂(g) ΔH = 10,5 kcal y ΔS = 18 cal/K, predecir si dicha reacción será o no espontánea a 27°C. Sol: No será espontánea.
Con los siguientes datos:

Sustancias H₂S(g) SO₂(g) H₂O(l) S(s)

ΔHº(kcal/mol) -5,3 -70,9 -68,3 0

ΔHº(kcal/mol) 49,15 59,24 16,75 7,62

Determinar los valores ΔHº, ΔSº y ΔGº para la reacción: 2H₂S(g) + SO₂(g) → 2H₂O(l) + 3S(s) Sol: -55,1 kcal; -101,2 cal/K; -24,9 kcal.
La variación de entalpía, ΔH, en un proceso químico permite clasificar a éste como exotérmico o endotérmico. El proceso: Zn(s) + H₂SO₄(aq) → ZnSO₄(aq) + H₂(g), es exotérmico. Contestar razonadamente a los siguientes puntos: a) ¿Qué gráfica representa correctamente la reacción: la (I) o la (II)? b) Para dicho proceso el calor desprendido a presión constante es 37,6 kcaJ/mol. Utilícese el primer principio para deducir, sin cálculos numéricos, si a volumen constante se desprende más o menos calor. c) Una reacción exotérmica ¿es necesariamente espontánea?
Sabiendo que para el proceso: NO₂(g) → N₂(g) + O₂(g) ΔH = 10,5 kcal/mol y ΔS = 18.10^-3 kcal/mol·K. a) Dibujar el correspondiente diagrama entálpico. b) ¿Se trata de una reacción endo o exotérmica? c) Calcular la variación de la energía de Gibbs y la tendencia al cambio espontáneo a 27°C. Sol: b) Dado que ΔH>0, la reacción es endotérmica c) ΔG = +5,1 kcal/mol; no espontáneo.
En la reacción: Ag₂O(s) → 2Ag(s) + O₂(g) en condiciones estándar ΔHº = 7,31 kcal y ΔSº= 0,0158 kcaJ/K. Con la aproximación de que permanezcan independientes de la temperatura predecir en qué sentido será espontánea la reacción: a) A 25 °C y 1 atmósfera. b) A 300 °C y 1 atmósfera. c) ¿A qué temperatura se hallará la reacción en equilibrio?. a) En el sentido de formación del Ag₂O.b) En el sentido de descomposición del Ag₂O c) A 190 ºC.
Para la reacción de formación del agua: H₂(g) + O₂(g) → H₂O(g) ΔHº = -58 kcal/mol y ΔSº = -10,7 cal/mol·K. Calcular: a) Si el proceso es espontáneo a 25 °C. b) La temperatura a la que se alcanza el equilibrio. c) ¿Cuáles serían las condiciones más favorables para obtener vapor de agua? Sol: a) Es espontáneo. b) A 5 420 K.
Para obtener cloruro de etilo podemos emplear dos métodos distintos: 1) C₂H₆(g) + Cl₂(g) → C₂H₅Cl(g) + HCl(g) 2) C₂H₄(g) + HCl(g) → C₂H₅Cl(g). Para la primera reacción: ΔSº= +2,09 J/mol·K y para la segunda: ΔSº= -128,6 J/mol·K. Por otra parte: ΔHº_f(C₂H₅CI) = -104,9 kJ/mol; ΔHº_f(HCI) = -92,3 kJ/mol ; ΔHº_f(C₂H₆) = -84,7 kJ/mol, y ΔHº_f(C₂H₄) = +52,3 kJ/mol.¿Cuál de los dos métodos es preferible? Sol: El primero.

JUNIO 2015

Los calores de combustión bajo condiciones estándar de eteno (C₂H₄), carbono (para producir CO₂) e hidrógeno son -1409, -393,6 y -286 kJ/mol, respectivamente. A partir de estos datos:

Calcule la entalpía de formación estándar del eteno. (1 punto)
Justifique si la reacción de formación del eteno será espontánea bajo determinadas condiciones de temperatura. (1 punto)

SEPTIEMBRE 2015

Sabiendo que la entalpía de combustión del carbono para producir CO₂ es igual a -393 kJ/mol:

Calcule la energía liberada en la producción de 150 g de CO₂ si el rendimiento es del 45% (1,3 puntos)
Indique cómo afectaría al equilibrio de combustión del carbono: i) un aumento de la temperatura del sistema y ii) un aumento en la presión del sistema (0,7 puntos) Datos: Masas atómicas: C=12, O=16 g/mol.

JUNIO 2016

Calcule a partir de qué temperatura la siguiente reacción será espontánea: (2 puntos)

2Fe₂O₃(s) + 3 C(s) → 4Fe(s) + 3CO₂ (g)

sabiendo que la entalpía estándar de formación de CO₂(g) es igual a -393,5 kJ mol^-1 y la de Fe₂O₃(s) es -824 kJmol^-1. Los valores de las entropías estándar son: 213,7 Jmol^-1K^-1 para CO₂(g); 27,2 Jmol^-1K^-1 para Fe(s); 87,4 Jmol^-1K^-1 para Fe₂O₃(s) y 5,7 Jmol^-1K^-1 para C(s).

SEPTIEMBRE 2016

Al quemar 1,02 g de ácido acético se desprenden 14,5 kJ según la siguiente reacción química:

CH₃COOH + 2O₂ → 2CO₂ + 2H₂O

Calcule la entalpía de combustión para 1 mol de ácido acético (0,5 puntos)
Halle la entalpía estándar de formación del ácido acético (1,5 puntos)

Datos: Masas atómicas: C=12, O=16, H=1. ΔH^o_f(CO₂) = -394 kJ mol^-1; ΔH^o_f (H₂O) = -259 kJ mol^-1.

SEPTIEMBRE 2020

Dibuje el ciclo de Born-Haber para la formación del LiF(s) a partir de Li(s) y F₂(g), y determine su energía de red, ΔH_red[LiF(s)], a partir de los siguientes datos: (1,5 p)

- Entalpía de formación del LiF(s): ΔH°_f = ‒594,1 kJ·mol^-1
- Afinidad electrónica del F: AE = ‒333 kJ·mol^-1
- Entalpía de sublimación del Li: ΔH_sub = 155,2 kJ·mol^-1
- Energía de ionización del Li: EI = 520 kJ·mol^-1
- Entalpía de disociación del F₂: ΔH_disoc = 150,6 kJ·mol^-1
Indique si la energía de red del NaCl(s) será mayor o menor (en valor absoluto), que la del LiF(s). Justifique su respuesta. (0,5 p)

Oxidación-Reducción

SOLUCIÓN

SOLUCIÓN

SOLUCIÓN

Termoquímica

Determinar la entalpía de reacción para el proceso N₂H₄(l) + 2 H₂O₂(l) → N₂(g) + 4 H₂ O (l) a partir de los datos siguientes:

SOLUCIÓN

SOLUCIÓN

SOLUCIÓN

SOLUCIÓN

SOLUCIÓN

JUNIO 2015

SEPTIEMBRE 2015

JUNIO 2016

CALENDARIO

CATEGORÍAS

ARCHIVOS

Oxidación (ánodo)	2H₂ (g) + 4OH^–(aq) → 4H₂O + 4e^–
Reducción (cátodo)	O₂(g) + 2H₂O + 4e^– → 4OH^–(aq)
Reacción de la pila	2H₂ (g) + O₂(g) → 2H₂O

Sustancias	H₂S(g)	SO₂(g)	H₂O(l)	S(s)
ΔHº(kcal/mol)	-5,3	-70,9	-68,3	0
ΔHº(kcal/mol)	49,15	59,24	16,75	7,62

Oxidación-Reducción

SOLUCIÓN

SOLUCIÓN

SOLUCIÓN

Termoquímica

Determinar la entalpía de reacción para el proceso N2H4(l) + 2 H2O2(l) → N2(g) + 4 H2 O (l) a partir de los datos siguientes:

SOLUCIÓN

SOLUCIÓN

SOLUCIÓN

SOLUCIÓN

SOLUCIÓN

JUNIO 2015

SEPTIEMBRE 2015

JUNIO 2016

CALENDARIO

CATEGORÍAS

ARCHIVOS

Determinar la entalpía de reacción para el proceso N₂H₄(l) + 2 H₂O₂(l) → N₂(g) + 4 H₂ O (l) a partir de los datos siguientes: