Coloquio N12_2021

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Coloquio N12. Electroquímica- PARTE 1 
1.-Determinar el número de oxidación de cada elemento, en las siguientes sustancias: 
a) O2 b) Fe c) Na2O2 (H2O2) d) LiH e)H3PO4 f) K2CO3 g) Cr2O72- h) S2- 
 
a) O2 (0) 
b) Fe (0) 
c) Na2O2 Na (+1) O (-1) 
e)H3PO4 H (+1) P () O (-2) 0 = 3 * (+1) + 1 * X + 4 * (-2) → X = 5 
g) Cr2O72- Cr (X) O (-2) -2 = 2 * (X) + 7 * (-2) → X = 6 
h) S2- (-2) 
 
Tarea 1: Determinar el E.O de todos los átomos de los siguientes compuestos/iones y nombrarlos: 
- MnO4
- 
- ClO2
- 
- (NH4)2CO3 
- CaS 
- AgNO3 
 
(+6) (+3) 
Cr2O7-2 → Cr+3 Se redujo porque EO Disminuye. (Actúa como Ag. Oxidante) 
 
(0) (+2) 
Fe → Fe+2 Se oxida porque EO Aumenta. (Actúa como Ag. Reductor) 
 
TAREA 2: 
Determinar los E.O., Ag. Oxidante y Ag. Reductor. (nombrar los compuestos) 
FeO(s) + Cr(OH)6(s) → Fe2O3(s) + Cr(OH)3(s) 
 
TAREA 3: 
Determinar los E.O. en las siguientes reacciones. Determinar Ag. Oxidante y Ag. Reductor. 
 
 
 (0) (+5) (+5) (+2) 
A.1) As (s) + NO3
- → H3AsO4 (dis) + NO (g) 
 
 (+5) 
H3PO4 
 
 (+5) (+2) 
S.R. [ NO3
- + 3 e- + 4H+ → NO (g) + 2 H2O ]*5 (N se reduce. Ag. Oxidante) 
 
 (0) (+5) 
S.O. [ As (s) + 4 H2O → H3AsO4(dis) + 5 e- + 5H
+ ]*3 (As se oxida. Ag. Reductor) 
 
 (+5) 5H+ (+2) 
S.R. [ 5 NO3
- + 15 e- + 20H+ → 5 NO (g) + 10 H2O ] (N se reduce. Ag. Oxidante) 
 
 (0) 2H2O (+5) 
S.O. [3 As (s) + 12 H2O → 3 H3AsO4(dis) + 15 e- + 15H
+ ] (As se oxida. Ag. Reductor) 
 
E.I.N. 5 NO3
- + 3 As (s) + 5 H+ + 2 H2O → 5 NO (g) + 3 H3AsO4(dis) 
 
 
S.O. = Semiecuación de oxidación 
S.R. = Semiecuación de reducción 
E.I.N. = Ecuación iónica neta 
 
Pasos Método del IE: 
1) Balance de masa solo del átomo que se oxida o reduce 
2) Balance del Estado de Oxidación con electrones 
3) Balance de cargas con iones del medio (H+ o HO-) 
4) Balance con moléculas de H2O (De ser necesario) 
5) Suma de las semi-ecuaciones para anular los e- intercambiados 
6) Obtención de la ecuación iónica neta 
 
 
HO- 
OH- 
NH3 (g) + H2O (l) → NH3 (ac) 
 
 
 
 (0) (+1) (-3) 
 
 
 (0) (+1) (-3) 
B.2) P4 (s) → H2PO2
- (dis) + PH3 (g) 
 
 (0) (-3) 
S.R.) P4 (s) + 12e- + 12 H2O → 4 PH3 (g) + 12 HO
- (Ag. Oxidante) 
 
 (0) (+1) 
S.O.) [ P4 (s) + 8 HO
- → 4 H2PO2
- (dis) + 4e- ]*3 (Ag. Reductor) 
 (0) (-3) 
S.R.) P4 (s) + 12 e- + 12 H2O → 4 PH3 (g) + 12 HO
- 
 
 (0) 12 HO- (+1) 
S.O.) [ 3P4 (s) + 24HO
- → 12 H2PO2
- (dis) + 12 e-] 
EIN) 4 P4 (s) + 12 H2O + 12 HO
- → 4 PH3 (g) +12 H2PO2
- (dis) 
 
 
Tarea 4: 
Ejercicio extra (Tarea). Resolver por el MIE, la siguiente redox en M. Ácido: 
 (-1) (-2) (0) 
H2O2(ac) → H2O(l) + O2(g) 
 
 
 
 
(+2) (-2) 
S2O3
-2 -2 = 2*EO(S) + 3*EO(O) = 2*x – 6 → x = 2 
 
(+2,5) (-2) 
S4O6
-2 -2 = 4*EO(S) + 6*EO(O) = 4*y – 12 → y = 2,5 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Coloquio N12. Electroquímica- PARTE 2 
Tablas de potenciales de reducción: Uds van a hallar los potenciales de reducción solamente 
 
Calculo de Delta E: 
S. R. (I) ………………………………………………… E°1 = E°R (Utilizar directamente el valor de la Tabla) 
 
S.O. (II) …………………………………………………. E°2 = E°O = -E°R (Tomar el valor de la Tabla y cambiarle el signo) 
 ∆E = E°1 + E°2 (Si ∆E>0, la reacción es espontánea) 
 (Si ∆E<0, la reacción es NO espontánea) 
 
 
 
 
 (+2) (+7) (+4) 
Mn+2 + MnO4
- → MnO2(s) 
 
 (+7) (+4) 
S.R.) ( MnO4
- +3e- + 4H+ → MnO2(s) + 2H2O) * 2 E°1 = 1,700 V 
 
 (+2) (+4) 
S.O.) ( Mn+2 + 2 H2O → MnO2(s) + 2e- + 4H
+ ) * 3 E°2 = - 1,225 V 
_____________________________________________________________________________________ 
EIN) 2 MnO4
- + 3 Mn+2 + 2 H2O → 5 MnO2(s) + 4H
+ ∆E = E°1 + E°2 = 1,700 V – 1,225 V = 0,475 V 
 Como ∆E> 0 → Reacción es Espontánea 
 
a) Aplicación del MIE: 
(0) (0) (+2) (-2) 
Fe(s) + S8(s) → FeS(s) (REDOX, porque hay cambio en el estado de oxidación de los elementos) 
 
S.R.) S8(s) → FeS(s) 
 
S.O.) Fe(s) → FeS(s) 
 
b) Chequear 
c) Chequear: Delta H Negativo = Reacción Exotérmica 
d) Ejemplos de redox: 
 (0) (0) (+2) (-2) 
Fe(s) + O2(g) → FeO(s) (REDOX, porque hay cambio en el estado de oxidación de los elementos) 
 
Cu(s) + O2 → Cu2O (MA) 
 
 
 
 
(0) (+2) (+1) (0) 
H2(g) + Cu(ac)
+2
 → H
+
(ac) + Cu (s) 
 
Cálculo de Delta E: 
 
 (+2) (0) 
S. R. Cu(ac)
+2
 + 2e
-
 → Cu(s) E°1 = 0,34 V 
 
 (0) (+1) 
S.O. H2(g) → 2 H
+
(ac) + 2e
- E°2 = 0 V 
E.I.N. H2(g) + Cu(ac)
+2
 → 2 H
+
(ac) + Cu (s) ∆E = FEM = E°1 + E°2 = 0,34V + 0V = 0,34 V 
(Si ∆E>0, la reacción es espontánea) 
 
 
 (0) (+2) (+3) (0) 
Al(s) + Zn(ac)
+2
 → Al
+3
(ac) + Zn (s) 
 
REDOX (MIE) 
S. R. ( Zn(ac)
+2
 + 2e
-
 → Zn (s) )*3 E°1 = - 0,76 V 
 
S.O. ( Al(s) → Al+3
(ac) + 3e
- )*2 E°2 = + 1,67V 
E.I.N. ∆E =FEM= E°1 + E°2 = -0,76V + 1,67V = 0,91 V 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 (0) (0) (-1) (+2) 
Cl2(g) + Zn(s) → Cl
-
(ac) + Zn (ac)
 +2 
 
(Cl2 : Se reduce, Ag. Oxidante) 
(Zn: Se oxida, Ag. Reductor) 
 
REDOX (MIE) 
S.R. Cl2(g) → Cl
-
(ac) E°1 = 1,356 V 
 
S.O. Zn(s) → Zn (ac)
 +2 E°2 = +0,763 V 
________________________________________________________________ 
E.I.N. ∆E =FEM= E°1 + E°2 = 2V 
 
 
 
Tareas: 
Fe + MnO4- → Fe+2 + MnO2 (MA)