les reaccions de transferència d’electrons - ies can puig les reaccions de transferència...
Post on 04-Jun-2019
222 Views
Preview:
TRANSCRIPT
Les reaccions de transferència d’electrons
8
PRESENTACIÓ
351
OBJECTIUS
352
8Les reaccions de transferència
CONTINGUTS
Competència en indagació i experimentació,
Competència en comprensió de la naturalesa de la ciència,
Competència en comprensió i capacitat d’actuar sobre el món físic,
COMPETÈNCIES ESPECÍFIQUES DE LA UNITAT
d’electrons
353
PROGRAMACIÓ D'AULA
Competència en recerca,
Competència personal i interpersonal,
Competència en coneixement i interacció amb el món,
CONTRIBUCIÓ A LES COMPETÈNCIES GENERALS DEL BATXILLERAT
CONNEXIONS AMB ALTRES MATÈRIES DE BATXILLERAT
∆G
CRITERIS D’AVALUACIÓ
354
8Les reaccions de transferència
1. Justifica, de manera raonada, si són certes o falses les afirmacions
següents. En la reacció:
2 AgNO3 (aq) + Fe (s) → Fe (NO3)2 (aq) + 2 Ag (s)
a) Els cations Ag+ actuen com a reductors.
b) Els anions actuen com a oxidants.
c) El Fe (s) és l’oxidant.
d) El Fe (s) s’oxida a Fe2+.
e) Els cations Ag+ s’han reduït a Ag (s).
(Prova de selectivitat real)
2 22AgNO Fe Fe(NO Ag+1
3
0 +2
3
0
( ) ( ) ( ) ( ))aq s aq s+ → +
+ →
→ +2
2. a) Defineix el concepte de nombre d’oxidació (també anomenat estat
d’oxidació) d’un àtom en un compost.
b) Calcula el nombre d’oxidació dels elements dels compostos:
LiAlH4 i Na2SnO2.
(Prova de selectivitat real)
+
−⋅ − = −
+ + ⋅ = →
→ + + + − ⋅ = → = +3
355
d’electrons
SOLUCIONARI
2 2
+⋅ + = +
−2 ⋅ − = −
2 2
+ ⋅ 2 + ⋅ 2 = →
→ + + ⋅ 2 + − ⋅ 2 = → = +2
3. Ajusta les reaccions següents i indica en cada cas les semireaccions redox
i quins són els agents oxidants i els reductors.
a) K2Cr2O7 + HI + HClO4 → Cr(ClO4)3 + KClO4 + I2 + H2O
b) KIO3 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O
(Prova de selectivitat real)
K Cr O HI HClO Cr ClO KClO I2 2 7 4
+ − +
+ + → + +
6 1 3
4 3 4
0
2 ( ) ++H O2
− → 2 +− ⋅ −
2 72− + + + − → 3+ + 2
2 72−
−+ 2 72− + + → 2 +
3+ + 2
K2 2 7 + + → 3 + + 2 + 2
K I O K I H SO I K SO H O2 4 2 2
+ −
+ + → + +
5
3
1 0
2 4
− → 2 +− ⋅ −
3− + + + − → 2 + 2
3−
− + 3− + + → 2 + 2 + 2
3 + + 2 → 2 + 6 K2 + 2
4. Tenim la reacció següent:
KIO3 + Al + HCl ⇆ I2 + AlCl3 + KCl + H2O
a) Dedueix, de manera raonada, quina substància s’oxida i quina es redueix.
b) Quina és la substància oxidant i quina la reductora?
c) Escriu i ajusta les semireaccions d’oxidació-reducció, i ajusta la reacció
global.
(Prova de selectivitat real)
356
8Les reaccions de transferència
K I O Al HCl I AlCl KCl H O2
+ +
+ + → + + +
5
3
0 0
2
3
3
→ 3+ + − ⋅
3− + + + − → 2 + 2 ⋅
3−
+ 3− + + → 3+ + 2 + 2
3 + + ←→ 2 + 3 + + 2
5. En dissolució àcida, el clorat potàssic (KClO3) oxida el clorur de ferro (II)
a clorur de ferro (III). El clorat potàssic queda reduït a clorur potàssic
i aigua. Ajusta la reacció pel mètode de l’ió-electró i calcula el nombre
d’electrons que s’han transferit.
(Prova de selectivitat real)
K ClO FeCl Fe Cl K Cl H O2
+ + + − −
+ → + +
5
3
2
2
3 1
3
1
2+ → 3+ + − ⋅ 6
3− + + + − → − + 2
3− + 2+ + + → 3+ + − + 2
3 + 2 + → 3 + + 2
6. Sabem que l’ió permanganat oxida el ferro (II) i el ferro (III),
en presència d’àcid sulfúric. El mateix permanganat es redueix a Mn (II).
a) Escriu i ajusta les semireaccions d’oxidació i reducció
i l’equació iònica global.
b) Quin volum de permanganat de potassi 0,02 M fa falta
per oxidar 40 mL de solució 0,1 M de sulfat de ferro (II)
en solució d’àcid sulfúric?
(Prova de selectivitat real)
2+ → 3+ + − ⋅ 5− + + + − → 2+ + 2
2+ + − + + → 3+ + 2+ + 2
357
d’electrons
SOLUCIONARI
V ( ),
MnO mL sol. Femol Fe
mL sol.4
22
340
0 1
1 10
− +
+
=
⋅ FFe
mol MnO
mol Fe
mL sol. MnO
0,
2
4
2
341
5
1 10
+
−
+
−
⋅
⋅ ⋅⋅
002 mol MnO40 mL sol. MnO
4
4−
−=
7. El sulfat de coure, CuSO4, es va utilitzar fa anys com a additiu
a les piscines per eliminar-ne les algues.
Aquest compost es pot preparar tractant el coure metàl·lic amb àcid
sulfúric en calent, segons la reacció (no ajustada):
Cu (s) + H2SO4 (aq) → CuSO4 (aq) + SO2 (g ) + H2O (l )
a) Ajusta la reacció en forma molecular.
b) Calcula els mL d’àcid sulfúric de densitat 1,98 g/ml
i riquesa 95 % (en pes) necessaris per reaccionar amb
10 g de coure metàl·lic.
Dades: masses atòmiques: H = 1; O = 16; S = 32; Cu = 63,5.
(Prova de selectivitat real)
Cu H SO CuSO SO H O0
2
6
4
2
4
4
2 2+ → + +
+ + +
→ 2+ + −
2− + + + − → 2 + 2
+ 2− + + → 2+ + 2 + 2
s + 2 aq → aq + g + 2 l
nm
Mn= → = =
10
63 50 16
g
g/molmol Cu
,,
V ( )H SO 0,16 mol Cu2 mol H SO
1 mol Cu
98 g H SO2 4
2 4 2 4= ⋅ ⋅
11 mol H SO
100 g impur
98 g pur
1mL H SO
1,98 g im
2 4
2 4
⋅
⋅ ⋅ppur
mL H SO2 4= 16 67,
358
8Les reaccions de transferència
8. Tenim la reacció redox següent:
Cu + HNO3 ⇆ Cu(NO3)2 + NO + H2O
a) Ajusta-la mitjançant el mètode de l’ió-electró.
b) Calcula el volum de NO, mesurat en condicions normals,
que s’obté quan reaccionen 7,5 g de Cu amb un litre de solució
0,2 M de HNO3.
Dada: massa atòmica del: Cu = 63,5.
(Prova de selectivitat real)
Cu HNO Cu NO NO H O2
0 5
3
2
3 2
2
+ → + +
+ + +
( )
→ 2+ + − ⋅ 3
3− + + + − → + 2 ⋅ 2
+ 3− + + → 2+ + + 2
+ 3 ←→ 3 2 + + 2
3
nm
Mn= → = =
7 5
63 50 118
,
,,
g
g/molmol Cu
Mn
Vn M V= → = ⋅ = ⋅ =
( )( ) , ,
LL M L mol HNO30 2 1 0 2
3
n (HNO ) 0,118 mol Cu8 mol HNO
3 mol Cu0,31mol HN3
3= ⋅ = OO3
3
3
V (NO) 0,2 mol HNO2 mol NO
8 mol HNO
22,4 L
1 mol NO3
3
= ⋅ ⋅ == 1,12 L NO
9. En la valoració de 25,0 mL d’una solució d’oxalat de sodi,
Na2C2O4, s’han consumit 15,0 mL de permanganat de potassi,
KMnO4, 0,120 M.
a) Ajusta la reacció pel mètode de l’ió-electró. Sabem que
el permanganat es redueix a ions Mn+2 i que l’oxalat s’oxida a CO2.
b) Calcula la molaritat de la solució d’oxalat.
(Prova de selectivitat real)
359
SOLUCIONARI
d’electrons
Na C O KMn C O Mn22
3
4
7
4
4
2
2+ + + +
+ → +O
22− → 2 +
− ⋅ 5− + + + − → 2+ + 2 ⋅ 2
5 C22− + − + + → 2 +
2+ + 2
2C2 + + 2 →
→ 2 + + 2 + K2 + 2
Mn
V
n M V
= →
→ = ⋅ = ⋅ ⋅ = ⋅− −
( )
( ) , ,
L
L M L mo0 12 15 10 1 8 103 3 ll KMnO4
n ( ) ,Na C O mol KMnO5 mol Na C O
2 mol2 2 4
2 2 4= ⋅ ⋅
−1 8 10 34
KKMnO
mol Na C O
4
2 2 4
=
= ⋅−4 5 10 3,
Mn
VM= → =
⋅
⋅
=−( )
,,
L
mol
LM
4 5 10
25 100 18
3
3
10. Tenim una pila formada per un elèctrode de zinc i un altre de plata,
submergits tots dos en una solució 1 M dels seus respectius ions,
Zn2+ i Ag+. Raona si són certes o falses les afirmacions
següents:
a) La plata és el càtode i el zinc és l’ànode.
b) El potencial de la pila és 0,04 V.
c) A l’ànode de la pila té lloc la reducció de l’oxidant.
Dades: E 0 (Zn2+/Zn)= − 0,76 V; E 0 (Ag+/Ag) = 0,80 V.
(Prova de selectivitat real)
E + > E 2+
E E E Epila0
càtode0
ànode0
pila0 0,8 V ( 0,76 V= − → = − − )) 1,56 V=
360
8Les reaccions de transferència
11. Disposem de Zn metàl·lic, Cu metàl·lic i solucions 1 M de nitrat de zinc
i 1 M de nitrat de coure (I). Explica quina o quines de les substàncies
anteriors es podrien utilitzar i escriu les semi reaccions
redox corresponents perquè:
a) Els ions Fe3+ d’una solució es redueixin a ions Fe2+.
b) Els ions Fe3+ d’una solució es redueixin a ions Fe2+ i aquests
es redueixin a Fe metàl·lic
Dades: potencials de reducció estàndard: E 0 (Fe3+/Fe2+) = 0,77 V;
E 0 (Fe2+/Fe) = −0,44 V; E 0 (Zn2+/Zn) = −0,76 V;
E 0 (Cu2+/Cu) = 0,34 V.
(Prova de selectivitat real)
3+
E 3+ 2+ > E 2+ E 3+ 2+ > E 2+
→ 2+ + −
→ 2+ + −
3+ + − → 2+
3+ + − → 2+
E 2+
E 2+ > E 2+
→ 2+ + −
3+ + − → 2+ 2+ + − →
12. a) Concepte electrònic d’oxidació i de reducció.
b) Calcula l’estat d’oxidació, o nombre d’oxidació, de cada element
en els compostos Na2S2O3 i Ca(ClO4)2.
(Prova de selectivitat real)
361
SOLUCIONARI
d’electrons
2 2 3
+⋅ + = +
−3 ⋅ − = −
2 2 3
⋅ 2 + ⋅ 2 + ⋅ 3 = →
→ ⋅ 2 + + ⋅ 2 + − ⋅ 3 = → = +2
2
+
−8 ⋅ − = −
2
⋅ 2 + + ⋅ 8 = →
→ ⋅ 2 + + + − ⋅ 8 = → = +7
13. Donada la reacció:
Cu (s) + HNO3 (aq) → Cu(NO3)2 (aq) + NO (g) + H2O (l )
a) Indica els estats d’oxidació de tots els àtoms en cada una
de les molècules de la reacció i quins són els que s’oxiden i quins
els que es redueixen. Escriu les semireaccions iòniques mitjançant
el mètode de l’ió-electró.
b) Escriu la reacció global ajustada i calcula la quantitat màxima
de nitrat de coure que es podria obtenir per reacció de 100 cm3
de solució 3 M d’àcid nítric sobre 10 g de coure.
Dades: H = 1; N = 14; O = 16; Cu = 63,5.
(Prova de selectivitat real)
Cu H N O Cu N O N O H O0 1 5 2
3
2 5 2
3 2
2 2 1
2+ → + +
+ + − + + − + − + −
( )22
→ 2+ + −
3− + + + − → + 2
→ 2+ + − ⋅ 3
3− + + + − → + 2 ⋅ 2
+ 3− + + → 2+ + + 2
+ 3 ←→ 3 2 + + 2
362
8Les reaccions de transferència
3
nm
Mn= → = =
10
63 50 16
g
g/molmol Cu
,,
Mn
Vn M V= → = ⋅ = ⋅ ⋅ =
−
( )( ) ,
LL M L mol HNO33 100 10 0 33
3
n (HNO ) 0,16 mol Cu8 mol HNO
3 mol Cu0,42 mol HNO3
3= ⋅ = 33
3
3
m( )Cu(NO ) 0,2 mol HNO3 mol Cu(NO )
8 mol HNO3 2 3
3 2
3
= ⋅ ⋅⋅
⋅ =187,5 g Cu(NO )
1 mol Cu(NO )21,1 g Cu(NO )
3 2
3 2
3 2
14. Considera la reacció redox:
Cr2O72−
+ Fe2+ + H+ → Cr3+ + Fe3+ + H2O
a) Quina espècie és l’oxidant i a què es redueix?
Perd electrons o en guanya?
b) Quina espècie és el reductor i a què s’oxida?
Perd electrons o en guanya?
c) Ajusta per mitjà del mètode de l’ió-electró la reacció molecular
entre FeSO4 i K2Cr2O7 en presència d’àcid sulfúric, per donar Fe2(SO4)3
i Cr2(SO4)3, entre altres substàncies.
(Prova de selectivitat real)
Cr O Fe H Cr Fe H O2
+
− + + + ++ + → + +
6
2 72 2 3 3
2 72− 3+
2+ 3+
2+ → 3+ + − ⋅ 6
2 72− + + + − → 3+ + 2
363
SOLUCIONARI
d’electrons
2+ + 2 72− + + → 3+ + 3+ + 2
K2 2 7 + + 2 →
→ 2 3 + 2 3 + K2 + 2
15. Tenim la reacció global següent en medi àcid i sense
ajustar:
K2Cr2O7 + HI → KI + CrI3 + I2 + H2O
a) Indica els estats d’oxidació de tots els àtoms en cadascuna
de les molècules de la reacció.
b) Escriu i ajusta les semireaccions d’oxidació i reducció,
així com la reacció global
(Prova de selectivitat real)
K Cr O H I K I Cr I I H+ + − + − + − + − +
+ → + + +
1
2
6
2
2
7
1 1 1 1 3 1
3 2
0 11
2
2
O−
− → 2 +− ⋅ 3
2 72−
+ + + − → 3+ + 2
− + 2 72−
+ + → 2 +3+ + 2
K2 2 7 + → + 3 + 2 + 2
16. Quan el I2 reacciona amb gas hidrogen es transforma en iodur d’hidrogen:
a) Escriu el procés que es produeix. Estableix les corresponents
semireaccions redox.
b) Identifica, de manera raonada, l’espècie oxidant i l’espècie
reductora.
c) Quants electrons es transfereixen per obtenir un mol de iodur
d’hidrogen segons el procés redox indicat? Raona la resposta.
(Prova de selectivitat real)
I H H I0
2
0
2
1 1
+ →
+ −
2 →+ + −
2 +− → −
2 + 2 →
2 2
364
8Les reaccions de transferència
17. Donada la reacció d’oxidació-reducció:
K2Cr2O7 + FeCl2 ⇆ Cr3+ + Fe3+
a) Indica els estats d’oxidació de tots els elements en cada
una de les espècies químiques de la reacció.
b) Escriu i ajusta les semireaccions d’oxidació i reducció en medi àcid.
c) Escriu la reacció global ajustada.
d) Identifica, de manera raonada, l’agent oxidant i el reductor.
(Prova de selectivitat real)
K Cr O FeCl Cr Fe+ + − + −
+ ++ → +
1
2
6
2
2
7
2 1
23 3
2+ → 3+ + − ⋅ 6
2 72− + + + − → 3+ + 2
2+ + 2 72− + + → 3+ + 3+ + 2
K2 2 7 + 2 + → 3 + 3 + 2 +
2 72−
2+
18. Donada la reacció redox:
SO32− + MnO4
− → SO42− + Mn2+
a) Indica els estats d’oxidació de tots els elements en cada un dels
ions de la reacció.
b) Nomena tots els ions.
c) Escriu i ajusta les semireaccions d’oxidació i de reducció
en un medi àcid.
d) Escriu la reacció iònica ajustada.
(Prova de selectivitat real)
SO MnO SO Mn
4
322 7
4
2 6
422
2+
−
− +
−
− +
−
−
++ → +
32− − 2− 2+
32− + 2 → 2− + + + −
− + + + − → 2+ + 2
32− + 2 →
2− + + + − ⋅ 5− + + + − → 2+ + 2 ⋅ 2
32− + − + + → 2− + 2+ + 2
365
SOLUCIONARI
d’electrons
19. El permanganat de potassi en un medi àcid és capaç d’oxidar el sulfur
d’hidrogen a sofre i passar el permanganat a ió manganès (II).
a) Ajusta la reacció iònica pel mètode de l’ió-electró. Indica l’espècie
que s’oxida i la que es redueix.
b) Suposem que l’àcid utilitzat és el sulfúric. Completa la reacció
que es produeix.
(Prova de selectivitat real)
KMnO H S S Mn+ −
++ → +
7
4 2
2 02
2− → + − ⋅ 5− + + + − → 2+ + 2 ⋅ 2
− + 2− + + → + 2+ + 2
+ 2 + 2 → + + K2 + 2
20. Escriu i ajusta les semireaccions iòniques i la relació global de l’equació
següent que té lloc en medi àcid:
Kl + H2SO4 + KMnO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
(Prova de selectivitat real)
K I H SO KMnO I MnSO K SO H O1
2 4
7
4
0
2
2
4 2 4 2
− + +
+ + → + + +
− → 2 +− ⋅ 5
− + + + − → 2+ + 2 ⋅ 2
− + − + + → 2 +2+ + 2
+ 2 + → 2 + + 6 K2 + 2
21. Ajusta iònicament i molecularment pel mètode de l’ió-electró la reacció
del permanganat potàssic (KMnO4) amb l’àcid clorhídric per donar,
entre altres espècies, clorur de manganès (II) i clor.
(Prova de selectivitat real)
KMnO HCl MnCl Cl+ − +
+ → +
7
4
1 2
2
0
2
− → 2 +− ⋅ 5
− + + + − → 2+ + 2 ⋅ 2
366
8Les reaccions de transferència
− + − + + → 2 +2+ + 2
+ → 2 + 2 + + 2
22. El bromur de potassi reacciona amb l’àcid sulfúric concentrat per donar
sulfat de potassi, brom lliure, diòxid de sofre i aigua. Respon les preguntes
següents:
a) Formula i ajusta les semireaccions iòniques redox i la reacció
neta molecular.
b) Quants cm3 de brom es produiran quan es fan reaccionar
20 g de bromur de potassi amb àcid sulfúric en excés.
Dades: Br = 80, K = 39; d (Br2) = 2,8 g ⋅ cm−3.
(Prova de selectivitat real)
KBr H S O K SO Br S O H O2 4 2
− + +
+ → + + +
1
2
6
4
0
2
4
2
− → 2 +−
2− + + + − → 2 + 2
− + 2− + + → 2 + 2 + 2
+ 2 → K2 + 2 + 2 + 2
nm
Mn= → = =
20 g
119 g/mol0,17 mol KBr
V (Br ) 0,17 mol KBr1 mol Br
2 mol KBr
160 g Br
1 mo2
2 2= ⋅ ⋅
ll Br
1 cm Br
2,8 g Br
4,8 cm Br
2
32
2
32
⋅ =
=
23. El ZnSO4 es pot obtenir a partir del ZnS per oxidació amb HNO3,
una reacció en la qual s’obté, a més a més, NO.
a) Escriu i ajusta la reacció indicada, pel mètode de l’ió-electró.
b) Calcula el volum mínim de HNO3 de concentració 6 M necessari
per reaccionar amb una mostra de 8 g del mineral blenda, que conté
un 70 % en massa de ZnS.
367
SOLUCIONARI
d’electrons
c) Calcula la massa de Zn metàl·lic que es podria obtenir del producte.
Dades: masses atòmiques: H = 1, O = 16, N = 14,
S = 32, Zn = 65,4
(Prova de selectivitat real)
2− + 2 → 2− + + + −
3− + + + − → + 2
2− + 3− + → 2− + + 2
+ 3 → + + 2
33
24. El cinabri és un mineral que conté sulfur de mercuri (II). Una mostra
de cinabri es fa reaccionar amb àcid nítric concentrat de manera
que el sulfur de mercuri (II) present en el mineral reacciona amb l’àcid
formant aigua, monòxid de nitrogen i sulfat de mercuri (II).
a) Iguala la reacció pel mètode de l’ió-electró.
b) Indica l’espècie que s’oxida i la que es redueix.
c) Calcula el volum d’àcid nítric 13,0 M que reaccionarà amb el sulfur
de mercuri (II) present en 10,0 g d’un cinabri que té un 92,5 %
de sulfur de mercuri (II).
Dades: Hg = 200,6; S = 32,1
(Prova de selectivitat real)
3 + → + + 2
3 3−
V
25. Tenim la reacció següent en una solució aquosa:
KMnO4 + KI + H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
a) Ajusta la reacció, en forma molecular, pel mètode de l’ió-electró.
b) Calcula els litres de solució 2 M de KMnO4 necessaris per obtenir
1 kg de I2.
Dada: massa atòmica : I = 126,9.
(Prova de selectivitat real)
KMnO K I H SO I MnSO K SO H O2 4 2 4 2
+ − +
+ + → + + +
7
4
1 0
2
2
4
− → 2 +− ⋅ 5
368
8Les reaccions de transferència
− + + + − → 2+ + 2 ⋅ 2
− + − + + → 2 +2+ + 2
+ + 2 → 2 + + 6 K2 + 2
2
nm
Mn= → = =
1000 g
253,8 g/mol3 mol I,94 2
2
n ( )KMnO 3,94 mol I2 mol KMnO
5 mol I1,576 mol4 2
4
2
= ⋅ = KKMnO4
Mn
V
Vn
M
= →
→ = = =
( )
( )
L
L1,576 mol
2 M0,788 L sol. KMnO4 == 788 mL
26. En solució aquosa, en un medi àcid, el permanganat potàssic r
eacciona amb el peròxid d’hidrogen per donar ions manganès (II),
oxigen i aigua.
a) Ajusta la reacció pel mètode de l’ió-electró i indica quin
és l’oxidant i quin el reductor.
b) Calcula el nombre de mols de permanganat potàssic que calen
per obtenir 2 litres d’oxigen mesurats en condicions normals.
(Prova de selectivitat real)
KMnO H O Mn O H O7
4 2
1
22
2
0
2
+ −
++ → + +
2 2 → 2 ++ + − ⋅
2 2
− + + + − → 2+ + 2 ⋅−
2 2 +− + + → 2 +
2+ + 2
2 2 + + → 2 + 2 + 2 +
369
SOLUCIONARI
d’electrons
n ( )KMnO 2 L O1 mol O
22,4 L
2 mol KMnO
5 mol O4 2
2 4
2
= ⋅ ⋅ =
0= ,,036 mol KMnO4
27. L’estany metàl·lic reacciona amb l’àcid nítric concentrat i forma
òxid d’estany (IV), diòxid de nitrogen i aigua.
a) Ajusta la reacció pel mètode de l’ió-electró.
b) Calcula el volum d’una solució d’àcid nítric del 16,0 % en massa
i densitat 1,09 g ⋅ mL−1 que reacciona estequiomètricament
amb 2,00 g d’estany.
Dades: Sn = 118,7; H = 1,0; N = 14,0; O = 16,0.
(Prova de selectivitat real)
Sn HN O SnO NO H O2
0 5
3
4
2
4
2+ → + +
+ + +
+ 2 → 2 ++ + −
3− + + + − → 2 + 2 ⋅
+ 3− + + → 2 + 2 + 2
+ 3 → 2 + 2 + 2
nm
Mn= → = =
2 g
118,7 g/molmol Sn0 017,
V ( )HNO 0,017 mol Sn4 mol HNO
1 mol Sn
63 g HNO pu3
3 3= ⋅ ⋅
rr
1 mol HNO
100 g HNO sol.
16 g HNO pur
1 mL sol.
1
3
3
3
⋅
⋅ ⋅,,09 g sol.
24,56 mL sol. HNO3=
28. El zinc en pols reacciona amb l’àcid nítric i dóna nitrat de zinc (II) i nitrat
d’amoni.
a) Ajusta la reacció pel mètode de l’ió-electró.
370
8Les reaccions de transferència
b) Calcula el volum d’àcid nítric de riquesa del 40 % en pes
i densitat 1,25 g ⋅ cm−3 que cal per a la solució
de 10 g de zinc.
(Prova de selectivitat real)
Zn HN O Zn(NO ) NH NO0 5
3
2
3 2
3
4 3+ → +
+ + −
→ 2+ + − ⋅
3− + + + − → + + 2
+ 3− + + → 2+ + + + 2
+ 3 → 3 2 + 3 + 2
nm
Mn= → = =
10 g
65 g/molmol Zn0 154,
V ( )HNO 0,154 mol Zn10 mol HNO
4 mol Zn
63 g HNO p3
3 3= ⋅ ⋅
uur
1 mol HNO
100 g HNO sol.
40 g HNO pur
1mL sol.
3
3
3
⋅
⋅ ⋅11,25 g sol.
48,51mL sol. HNO3=
29. El bromur de sodi reacciona amb l’àcid nítric (trioxonitrat (V)
d’hidrogen) per donar brom molecular (Br2), diòxid de nitrogen,
nitrat de sodi (trioxonitrat (V) de sodi) i aigua.
a) Ajusta l’equació iònica i molecular pel mètode de l’ió-electró.
b) Calcula el volum de la solució d’àcid nítric 2 M que ha de reaccionar
amb la quantitat estequiomètrica de bromur de sodi per obtenir 20 g
de brom.
Dada: massa atòmica: Br = 80.
(Prova de selectivitat real)
NaBr HNO Br NO NaNO H O2
− + +
+ → + + +
1 5
3
0
2
4
2 3
− → 2 +−
3− + + + − → 2 + 2 ⋅ 2
371
SOLUCIONARI
d’electrons
− + 3− + + → 2 + 2 + 2
+ 3 → 2 + 2 + 3 + 2
2
nm
Mn= → = =
20 g
160 g/molmol Br20 125,
2
n (HNO ) 0,125 mol Br4 mol HNO
1 mol Br0,5 mol H3 2
3
2
= ⋅ = NNO3
Mn
V
Vn
M
= →
→ = = = =
( )
( )
L
L0,5 mol
2 M0,250 L sol. HNO 253 00 mL
30. a) Ajusta la reacció següent pel mètode de l’ió-electró.
MnO2 + KI + H2SO4 → MnSO4 + KIO3 + H2O
b) Calcula quants grams d’oxidant es necessiten per obtenir 200 grams
de iodat potàssic KIO3.
Dades: H = 1; O = 16; S = 32; K = 39; Mn = 55; I = 127.
(Prova de selectivitat real)
MnO K I H SO MnSO K I O H O2 4 2
+ − + +
+ + → + +
4
2
1 2
4
5
3
− + 2 → 3− + + + −
2 ++ + − → 2+ + 2 ⋅ 3
− + 2 ++ → 3
− + 2+ + 2
2 + + 2 → + 3 + 2
2
3
nm
Mn= → = =
200 g
214 g/molmol KIO30 93,
372
8Les reaccions de transferència
2
m(MnO ) 0,93 mol KIO3 mol MnO
1 mol KIO
87 g MnO2 3
2
3
= ⋅ ⋅ 22
2
2
1 mol MnO
242,73 g MnO
=
=
31. Una mostra que conté sulfur de calci (CaS) es tracta amb àcid nítric
concentrat fins que la reacció es completa, segons:
CaS + HNO3 ⇆ NO + SO2 + Ca(NO3)2 + H2O
a) Ajusta pel mètode de l’ió-electró aquesta reacció en les formes
iònica i molecular.
b) Sabem que en tractar 35 g de la mostra amb excés d’àcid s’obtenen
20,3 L de NO, mesurats a 30 °C i 780 mm Hg. Calcula la riquesa
del CaS de la mostra.
Dades: R = 0,082 atm ⋅ L ⋅ K−1 ⋅ mol−1; Ca = 40; S = 32.
(Prova de selectivitat real)
Ca S HNO NO S O Ca(NO ) H O3 2 2
− + + +
+ → + + +
2 5
3
2 4
2
2− + 2 → 2 +
+ + −
3− + + + − → + 2 ⋅ 2
2− + 3− + + → 2 + + 2
+ 3 → + 2 + 3 2 + 2
P = ⋅ =780 mm Hg1 atm
760 mm Hg,03 atm1
T = + 273 =
P V n R T
nP V
R T
⋅ = ⋅ ⋅ →
→ =
⋅
⋅
=
⋅
( ), ,
,
NOatm L
a
1 03 20 3
0 082ttm L
mol KK
0,84 mol NO⋅
⋅
⋅
=
303
m( )CaS 0,84 mol NO1 mol CaS
2 mol NO
72 g CaS
1 mol Ca= ⋅ ⋅
SS30,24 g CaS=
373
SOLUCIONARI
d’electrons
Riquesamassa pura
massa impuraRiquesa= ⋅ → =100
30,,, %
24
35100 86 4
g
g⋅ =
32. En una mostra de 100 g hi ha CaS i altres components inerts.
Quan tractem aquesta mostra amb HNO3 1,5 M 1,5 M fins a assolir
una reacció completa, obtenim 20,3 litres de NO a 780 mm Hg i 25 °C.
a) Ajusta l’equació mitjançant el mètode de l’ió-electró.
b) Calcula la massa de CaS que hi ha a la mostra si sabem que a més
de l’òxid de nitrogen (II) es forma sulfat de calci i aigua.
Dades: masses atòmiques: S = 32; Ca = 40; N = 14; O = 16; H = 1;
R = 0,082 atm ⋅ L ⋅ mol−1 ⋅ K−1.
(Prova de selectivitat real)
CaS HNO NO CaSO H O2
3
5 2 6
4 2
− + + +
+ → + +
2− + 2 → 2− + + + − ⋅ 3
3− + + + − → + 2 ⋅ 8
2− + 3− + + → 2− + + 2
+ 3 → + + 2
P = ⋅ =780 mm Hg1 atm
760 mm Hg1,03 atm
T = 25 + 273 = 298 K
P V n R T
nP V
R T
⋅ = ⋅ ⋅ →
→ =
⋅
⋅
=
⋅
( ), ,
,
NO1 03 20 3
0 082
atm L
attm L
mol KK
0,85 mol NO⋅
⋅
⋅
=
298
m( )CaS 0,85 mol NO3 mol CaS
8 mol NO
72 g CaS
1 mol Ca= ⋅ ⋅
SS23 g CaS=
374
8Les reaccions de transferència
33. Per determinar la concentració d’una solució de sulfat de ferro (II)
es valoren 50 mL amb una solució de permanganat de potassi de
concentració 1 M en medi àcid. Com a conseqüència del procés redox
el ferro passa a Fe3+ i el manganès a Mn2+.
a) Escriu i ajusta la reacció que es produeix durant la valoració.
b) Identifica l’element que s’oxida i el que es redueix.
c) Sabem que s’han consumit 22 mL de la solució de permanganat
de potassi. Determina la concentració del sulfat de ferro (II).
(Prova de selectivitat real)
FeSO KMnO Fe Mn+ +
+ ++ → +
2
4
7
43 2
2+ → 3+ + − ⋅ 5− + + + − → 2+ + 2
2+ + − + + → 3+ + 2+ + 2
+ + 2 →
→ 2 3 + + K2 + 2
2+ −
Mn
Vn M V
n
= → = ⋅ →
→ = ⋅ ⋅ =−
(L)(L)
1 M 22 10 L 0,022 mol KMn3 OO4
n (FeSO ) 0,022 mol KMnO10 mol FeSO
2 mol KMnO4 4
4
4
= ⋅ = 00,11 mol FeSO4
Mn
VM= → =
⋅
=−(L)
0,11 mol
50 10 L2,2 M
3
34. Una reacció freqüent en la valoració d’excés de dicromat potàssic
present en una solució és la següent:
K2Cr2O7 + H2SO4 + FeSO4 → K2SO4 + Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + H2O
Es demana:
a) Ajusta l’equació anterior amb el mètode de l’ió-electró.
Digues quines són les semireaccions d’oxidació i de reducció.
375
SOLUCIONARI
d’electrons
b) Un volum de 10 mL de solució de dicromat reacciona
amb 20 mL d’una solució de sulfat de ferro (II) que conté
5 g de sal per litre de solució. Calcula la concentració molar
d’una solució de dicromat potàssic.
Dades: masses atòmiques: Cr = 52; K = 39,1; O = 16; H = 1;
S = 32; Fe = 55,8.
(Prova de selectivitat real)
K Cr O H SO FeSO K SO Fe SO C2 7 2 4 2 4 22
6 2
4
3
4 3
+ + +
+ + → + +( ) rr SO H O2 2
+
+
3
4 3( )
2+ → 3+ + − ⋅ 3
2 72− + + + 0 − → 3+ + 2
2+ + 2 72− + + → 3+ + 3+ + 2
K2 2 7 + + 2 →
→ 2 3 + 2 3 + K2 + 2
[ ]FeSO5 g FeSO
1 L
1 mol FeSO
151,8 g FeSO0,034
4 4
4
= ⋅ = 229 M
Mn
Vn M V
n
= → = ⋅ →
→ = ⋅ ⋅ = ⋅−
(L)(L)
0,0329 M 20 10 L 6,58 13 00 mol FeSO44
−
n (K Cr O ) 6,58 10 mol FeSO1mol K Cr O
6 mo2 2 7
44
2 2 7= ⋅ ⋅
−
ll FeSO
1,097 10 mol K Cr O
4
42 2 7
=
= ⋅−
Mn
VM= → =
⋅
⋅
=
−
−(L)
1,097 10 mol
10 10 L0,011 M
4
3
376
8Les reaccions de transferència
35. Si 18 mL d’una solució 0,15 M de K2Cr2O7 reaccionen exactament
amb un volum V de solució 0,9 de FeSO4, d’acord amb la reacció:
K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + K2SO4
a) Ajusta la reacció molecular mitjançant el mètode de l’ió-electró.
b) Determina el valor del volum V.
c) Quina és la massa de Fe continguda en aquest volum.
(Prova de selectivitat real)
K Cr O H SO FeSO K SO Fe SO C2 4 42
6
2 7
2
2 4
3
2 4 3
+ + +
+ + → + +( ) rr SO H O2
+
+
3
2 4 3( )
2+ → 3+ + − ⋅ 3
2 72− + + + − → 3+ + 2
2+ + 2 72− + + → 3+ + 3+ + 2
K2 2 7 + + 2 →
2 3 + 2 3 + K2 + 2
Mn
Vn M V
n
= → = ⋅ →
→ = ⋅ ⋅ = ⋅− −
(L)(L)
0,15 M 18 10 L 2 103 3,7 mmol K Cr O2 2 7
n (FeSO ) 2 10 mol K Cr O6 mol FeSO
1 mol K4
32 2 7
4
2
= ⋅ ⋅−,7
CCr O
mol FeSO
2 7
4
=
= 0 0162,
Mn
VV
n
M
V
= → = →
→ = = →
(L)L
Lmol
M0,018 L
( )
( ),
,
0 0162
0 9118 mL FeSO4
nm
Mmm n Mm m= → = ⋅ → = ⋅ =0 0162 55 8 0 9, , ,mol g/mol g
377
SOLUCIONARI
d’electrons
36. El permanganat potàssic en medi àcid oxida els sulfurs a sofre
elemental i ell passa a Mn2+.
a) Escriu la reacció completament ajustada.
b) Quin volum de permanganat potàssic 0,375 M cal per oxidar
50 mL de sulfur sòdic 1,250 M?
(Prova de selectivitat real)
+ 2 + → + 2 + +
+ + 2
37. Indica:
a) Per què es produeix corrent elèctric en una pila galvànica quan
està col·locat el pont salí, i per què quan no hi és no hi ha corrent?
Comenta’n algun exemple.
b) Què és l’elèctrode estàndard d’hidrogen?
(Prova de selectivitat real)
3
−
2+ +
2+
2
E =
38. A partir dels potencials de reducció estàndard següents:
E 0 (Zn2+/Zn) = −0,76 V, E 0 (Cd2+/Cd) = −0,40 V
i E 0 (Cu2+/Cu) = 0,34 V, indica, de manera raonada, si són certes
o falses les afirmacions següents:
378
8Les reaccions de transferència
a) Amb un elèctrode de Zn2+/Zn i un altre de Cd2+/Cd no es pot construir
una pila, perquè tots dos tenen potencials de reducció estàndard
negatius i cal que un sigui positiu.
b) Si en una solució que conté ions Cu2+ s’introdueix una làmina de zinc,
al damunt es dipositarà coure metàl·lic.
c) Si en una solució que conté ions Cd2+ s’afegeixen ions Cu2+, s’hi
dipositarà coure metàl·lic.
(Prova de selectivitat real)
E E E Epila càtode ànode pila V0 0 0 0 0 40 0 7= − → = − − −, ( , 66 0 36V V) ,=
→ 2+ + −
2+ + − →
E 2+ > E 2+
2+ + − →2+ + − →
39. Disposem d’una làmina de coure, d’una de ferro i de dues solucions
aquoses: una de sulfat de ferro (II) 1,0 M i l’altra de sulfat de coure
(II) 1,0 M.
a) Explica com construiries una pila amb aquestes substàncies al
laboratori.
b) Indica el càtode i l’ànode de la pila, les seves polaritats i les reaccions
que hi tenen lloc.
c) Calcula la força electromotriu estàndard a 25 °C d’aquesta pila.
d) Escriu la notació de la pila formada a partir de les substàncies
esmentades.
Dades: a 25 °C: E 0 (Cu2+/Cu) = +0,340 V; E 0 (Fe2+/Fe) = −0,440
(Prova de selectivitat real)
379
SOLUCIONARI
d’electrons
3
E 2+ − E +2 = − − =
| 2+ + −
2+ + − | →+
s | aq || aq | s
40. Al laboratori s’han fet els experiments següents:
Experiment Reactius Resultats
Tub 1Fil de plata + àcid
clorhídricNo s’observa cap reacció
Tub 2Làmina d’alumini +
àcid clorhídricDespreniment
d’un gas
a) Justifica, mitjançant els potencials estàndard de reducció, per què no
s’observa reacció en el tub 1.
b) Utilitza el mètode de l’ió-electró per escriure l’equació iònica ajustada
de la reacció que s’ha produït en el tub 2. Indica quina espècie s’oxida
i quina es redueix.
c) Dibuixa un esquema de la pila que es podria construir utilitzant la
reacció del tub 2. Assenyala-hi l’ànode, el càtode i el sentit
del moviment dels ions del pont salí.
Dades: E 0 (Ag+/Ag) = 0,80 V; E 0(Al3+/Al) = −1,66 V.
(Prova de selectivitat real)
+
→ +
+ → 2
380
8Les reaccions de transferència
E +2 = < E + =
−
+
2+K+−3+
g
−
−
→ 3+ + − ⋅ 2+ + − → 2 ⋅ 3
+ + → 3+ + 2
s 3+
aq +aq g
41. En una solució àcida, l’ió dicromat oxida l’àcid oxàlic (H2C2O4)
a CO2 segons la reacció (sense ajustar):
Cr2O72−
+ H2C2O4 → Cr3+ + CO2
a) Indica els estats d’oxidació de tots els àtoms en cadascun
dels reactius i dels productes d’aquesta reacció.
b) Escriu i ajusta les semireaccions d’oxidació i reducció.
c) Ajusta la reacció global.
d) Justifica si és espontània o no en condicions estàndard.
Dades: E 0(Cr2O72−
/Cr3+) = 1,33 V; E 0(CO2/H2C2O4) = −0,49 V.
(Prova de selectivitat real)
Cr O H C O Cr C O72
+
−
− + + −
+
+ −
+ → +
6
2
2 1
2
3
2
2
43
4 2
2
2C2 → 2 ++ + − ⋅ 3
2 72−
+ + + − → 3+ + 2
2 72− + 2C2 + + → 3+ + 2 + 2
381
SOLUCIONARI
d’electrons
E E E E Epila càtode ànode pila 2Cr O /C0 0 0 0 072
= − → =−( rr
CO /H C O V V V2 2 2 4
3
0 1 33 0 49 1 82
+−
− = − − =
)
( ) , ( , ) ,E
Epila0 0; espontània>
42. Coneixem els potencials normals de reducció dels halògens.
a) Escriu les reaccions següents i determina quines seran espontànies:
i) Oxidació de l’ió bromur pel iode.
ii) Reducció del clor per l’ió bromur.
iii) Oxidació de iodur amb clor.
b) Justifica quina és l’espècie més oxidant i quina és la més reductora.
Dades: E 0 (F2/F−) = 2,85 V; E 0 (Cl2/Cl−) = 1,36 V;
E 0 (Br2/Br−) = 1,07 V; E 0 (I2/I−) = 0,54 V
(Prova de selectivitat real)
− → 2 +− E 2
− =
2 +− → − E 2
− =
E E E Epila càtode ànode pila V V0 0 0 0 0 54 1 07= − → = − =, , −−0 53, V
Epila0 0; no espontània<
− → 2 +− E 2
− =
2 +− → − E 2
− =
2 +− → − + 2
E E E Epila0
càtode0
ànode0
pila0 1,36 V 1,07 V= − → = − = 00,29 V
Epila0 0; espontània>
− → 2 +− E 2
− =
2 +− → − E 2
− =
2 +− → − + 2
E E E Epila0
càtode0
ànode0
pila0 1,36 V 0,54 V= − → = − = 00,82 V
Epila0 0; espontània>
2
−
382
8Les reaccions de transferència
43. Donats els potencials estàndard de reducció:
E 0 (Fe3+/Fe2+) = 0,77 V i E 0 (Cr2O72−
/Cr3+) = 1,33 V
a) Justifica en quin sentit es produirà la reacció:
Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + H2O + K2SO4 →
→ FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4
b) Indica quina espècie actua com a agent oxidant i quina com a agent
reductor.
c) Ajusta la reacció, en forma molecular, pel mètode de l’ió-electró.
(Prova de selectivitat real)
2+
2 72− 2+
2+ → 3+ + − ⋅ 3
2 72− + + + − → 3+ + 2
2+ + 2 72− + + → 3+ + 3+ + 2
+ K2 2 7 + 2 →
→ 2 3 + 2 3 + 2 + K2
44. Respon, de manera raonada, les preguntes següents:
a) Es pot guardar una solució de nitrat de coure (II) en un pot d’alumini?
I en un recipient de zinc metàl·lic? I en un de plata?
b) Es pot guardar una solució de clorur de ferro (II) en un pot d’alumini?
I en un recipient de zinc metàl·lic? I en un de coure metàl·lic?
Dades: E 0 (Cu2+/Cu) = 0,34 V; E 0 (Ag+/Ag) = 0,80 V;
E 0 (Al3+/Al) = −1,67 V; E 0 (Fe2+/Fe) = −0,44 V; E 0 (Zn2+/Zn) = −0,74 V.
(Prova de selectivitat real)
→ 3+ + −
2+ + − →
E 2+ = > E 3+ = −
383
SOLUCIONARI
d’electrons
E 2+ = > E 2+ = −
E 2+ = < E + =
→ 3+ + −
2+ + − →
E 2+ = − > E 3+ = −
E 2+ = − > E 2+ = −
E 2+ = − < E 2+ =
45. Els potencials estàndard de reducció dels elèctrodes Zn+2/Zn
i Cd+2/Cd són, respectivament, −0,76 V i −0,40 V. Respon,
de manera raonada, les preguntes següents:
a) Quina reacció es produeix si una solució aquosa 1 M de Cd+2
s’afegeix a zinc metàl·lic?
b) Quina és la força electromotriu de la pila formada amb aquests
dos elèctrodes en condicions estàndard?
c) Quines reaccions es produeixen en els elèctrodes d’aquesta
pila?
d) Quin és l’ànode i quin és el càtode en aquesta pila?
(Prova de selectivitat real)
→ +2 + −
2+ + →
384
8
46. En una cel·la electrolítica es fa passar un corrent de 0,7 amperes
a través d’un litre de solució de AgNO3 0,15 M durant 3 hores.
a) Quin és el pes de la plata metàl·lica dipositada en el càtode?
I quina és la concentració de l’ió plata que queda finalment
en la solució?
b) Si a l’ànode es desprèn oxigen, dibuixa l’esquema de la cel·la,
el sentit del corrent, i calcula quin és el volum d’aquest gas,
mesurat en condicions normals, que es desprèn durant
el procés.
Dades: Ag = 107,8; F = 96 500 C; R = 0,082 atm ⋅ L ⋅ mol−1 ⋅ K−1.
(Prova de selectivitat real)
+ + − →
z =
Q I t Q= ⋅ → = ⋅ ⋅ =0 7 3 3600 7560, A s C
mM
z FQ m=
⋅
⋅ → =
⋅
⋅ =
107 8
1 96 5007560
, g
CC 8,44 g
nm
M= = =
8 44
107 8
,
,
g
g/mol0,078 mol
Mn
Vn M V= → = ⋅ = ⋅ =
( )( ) ,
LL M L 0,15 mol0 15 1
n n n
n
solució inicials dipositats
solució
= − →
→ = 0,115 0 078mol mol 0,072 mol− =,
[ ]AgL
mol
L0,072 M+ = = =
n
V ( )
,0 072
1
2 → 2 ++ + −
+ + − → ⋅
+ + 2 → + 2 ++
Les reaccions de transferència
385
SOLUCIONARI
d’electrons
V ( )O 0,078 mol Ag1 mol O
4 mol Ag
22,4 L O
1 mol O2
2 2
2
= ⋅ ⋅ == →
→ =
0 437,
( )
L O
O 437 mL
2
2V
3
2
g
−
+
47. Tenim dues cel·les electrolítiques connectades en sèrie. La primera
conté una solució de sulfat de níquel (II), i la segona, una solució de
nitrat de plata. Es fa passar corrent continu i es dipositen 0,650 g
de plata. Calcula:
a) Els grams de níquel que s’hauran dipositat en la primera cel·la.
b) La quantitat de corrent que haurà passat a través de les cel·les.
c) El temps necessari per a la deposició si per la pila circula un corrent
de 2,5 A.
Dades: Masses atòmiques: Ag= 107,9; Ni = 58,7; F = 96 500 C.
(Prova de selectivitat real)
+ + − → z =
mM
z FQ
Qm z F
M
=
⋅
⋅ →
→ =
⋅ ⋅
=
⋅ ⋅
=
0,650 g 1 96 500 C
107,9 g5811,32 C
2+ + − →z =
mM
z FQ m=
⋅
⋅ → =
⋅
⋅ =
58 7
2 96 500581 32 0 177
,
., ,
g
CC g Ni
386
8Les reaccions de transferència
Q = I ⋅ t
tQ
I= = = =
581 32
2 5232 5 3 875
,
,, ,
C
As min
48. Volem obtenir coure mitjançant l’electròlisi d’una solució de sulfat
de coure (II).
a) Fes un esquema de la instal·lació. Posa-hi el nom de tots
els elements. Escriu les reaccions que es produeixen en cadascun
dels elèctrodes i indica’n la polaritat. Explica què passa físicament
a l’ànode i al càtode.
b) Si fem passar un corrent de 5 A durant 45 minuts, es dipositen
4,44 g de coure. Determina la massa atòmica del coure.
Dada: 1 F = 96 500 C.
(Prova de selectivitat real)
−+
2+2 g
2 → 2 ++ + −
2+ + − →
t = =
mM
z FQ
M
z FI t
Mm z F
I t
=
⋅
⋅ =
⋅
⋅ ⋅ →
→ =
⋅ ⋅
⋅
=
⋅ ⋅4 44 2 96 500, g CC
A sg/mol
5 270063 5
⋅
→ =M ,
49. Durant tres hores es fa circular un corrent continu constant per dues
cel·les d’electròlisi disposades en sèrie amb sengles solucions de AgNO3
i CuSO4. Passat aquest temps, en la cel·la que conté AgNO3 s’han
dipositat 0,600 g de plata metàl·lica.
387
SOLUCIONARI
d’electrons
a) Dibuixa l’esquema associat a aquesta electròlisi (amb les dues
cel·les en sèrie) i justifica en quin elèctrode es dipositarà
la plata metàl·lica. Quin nom té aquest elèctrode?
b) Calcula la intensitat de corrent elèctric que ha circulat per les cel·les
electrolítiques.
c) Calcula la massa de coure metàl·lic que s’haurà dipositat en la segona
cel·la passades les tres hores. Quin nom rep l’elèctrode on s’ha
dipositat el coure?
Dades: F = 96.500 C; Ag = 107,8; Cu = 63,5
(Prova de selectivitat real)
=
=
50. Calcula la quantitat de níquel dipositat (a partir d’una solució de Ni2+)
al càtode d’una cel·la electrolítica quan s’hi fa passar un corrent
de 0,246 A durant un temps de 3.640 segons.
Dades: 1 F = 96.500 C · mol−1; massa atòmica del Ni: 58,7.
(Prova de selectivitat real)
2+aq + − → s z = 2
aqaq
ss
+
+ +
−
− −
g g
aqaq
388
8Les reaccions de transferència
Q = I ⋅ t = ⋅ =
mM
zQg( )
( ) ,
. =
⋅⋅ =
⋅
⋅ ⋅
Ni–1
F
g mol
mol C m
58 7
2 96 500 oolC g Ni
–1⋅ =895 44 0 27, ,
2+aq + − → s
Q = I ⋅ t = ⋅ =
mol e C1 mol e
Cm–
–
= ⋅ = ⋅895 4496 500
9 28 10 3, .
, – ool e–
M( )–,
,Ni
–
–mol e
mol Ni
2 mol e= ⋅ ⋅ ⋅9 28 10
1 58 73 gg Ni
mol Nig Ni
10 27
,=
51. Tenim una solució aquosa de sulfat de coure (II).
a) Calcula la intensitat de corrent que cal fer passar a través de la solució
per dipositar 5 g de coure en 30 minuts.
b) Quants àtoms de coure s’hauran dipositat?
Dades: 1 F = 96.500 C · mol−1; massa atòmica del Ni: 58,7.
(Prova de selectivitat real)
mM
z FQ
M
z Fl tg( ) =
⋅⋅ =
⋅⋅ ⋅
2+ + − → z = 2
lm z
tl=
⋅ ⋅
⋅
=
⋅ ⋅
⋅ ⋅
→ =
F
MA
5 2 96 500
6 35 30 608 44
.
,,
Q l t= ⋅ = ⋅ ⋅ =8 44 3060
115 192,
min. A
sC
389
SOLUCIONARI
d’electrons
mols e C1 mol e
Cmol–
–
= ⋅ =15 19295 500
0 157. .
,
−
àtoms (Cu) mol1 mol Cu
2 mol e
6,023–
= ⋅ ⋅0 157, ⋅⋅ 10 àtoms Cu
1 mol Cu
23
= ⋅ 22
52. a) Determina la quantitat d’electricitat necessària perquè es dipositi
al càtode tot l’or contingut en 1 litre de solució 0,1 M de clorur
d’or (III).
b) Calcula el volum de clor, mesurat a 740 mm Hg de pressió
i a una temperatura de 25 °C, que es desprendrà a l’ànode.
Dades: 1 F = 96.500 C · mol−1; R = 0,082 atm · L/K · mol;
(Prova de selectivitat real)
3 = ⋅ −
= ⋅ −
3
0,1 mol AuCl1 mol àtoms Au
1 mol AuCl
1973
3
⋅ ⋅ g Au
1 mol àtoms Aug Au= 19 7,
3+ + − → z = 3
mM
z FQ
Qm z F
M
=⋅
⋅
=⋅ ⋅
=⋅ ⋅ ⋅
( )
( )
,
Au
Au
g 3 96.500 C 19 7 mmol
197 g molC
C
–1
–1=
=
28 950
28 950
.
. Q
− − − → 2 z = 2
2
mM Q
z F=
⋅
⋅=
⋅ ⋅
⋅ ⋅
( ) .
.
Cl g mol C
C
–12 71 28 950
2 96 500 mmolg Cl
–1= 10 65 2,
390
8Les reaccions de transferència
d’electrons
PVg R T
M
g R T
P M=
⋅ ⋅
→
⋅ ⋅
⋅
=
⋅
( ) ( )
,
Cl Cl
Vg 0,082
2 2
10 65 atm L mol K K
mm Hg1 atm
m
–1 –1⋅ ⋅ ⋅
⋅
298
740740 mm Hg
g mol–1⋅ ⋅71
2
0 1, mol AuCl3 mol àtoms Cl
1 mol AuCl
1 m3
3
⋅ ⋅ool Cl
2 mol àtoms Cl
g Cl
1 mol Cl
2 2
2
⋅ =71
10
,665 g Cl2
2
53. Per a la reacció següent:
Cu (s) + Sn2+ (aq) → Cu2+
(aq) + Sn (s)
a) Justifica si, en condicions estàndard, tindrà lloc tal com està
escrita o en sentit contrari.
b) Explica de quina manera es pot construir una pila en la qual tingui
lloc aquesta reacció (en el sentit adequat). Indiqueu l’ànode, el càtode
i el sentit del moviment dels electrons pel circuit extern.
c) Calcula la força electromotriu estàndard de la pila.
Dades: E 0(Cu2+/Cu) = 0,34 V; E 0(Sn2+/Sn) = −0,14 V
(Prova de selectivitat real)
2+ + − → E =2+ + − → E = −
2+
2+
= − − =
top related