Les reaccions de transferència d’electrons - IES Can Puig Les reaccions de transferència...

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


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.


+

−⋅ − = −

+ + ⋅ = →

→ + + + − ⋅ = → = +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


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.


356


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.


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?


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.


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


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.


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.


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.


E + > E 2+

E E E Epila0

càtode0

ànode0

pila0 0,8 V ( 0,76 V= − → = − − )) 1,56 V=

360


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.


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.


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.


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


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.


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


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.


I H H I0

2

0

2

1 1

+ →

+ −

2 →+ + −

2 +− → −

2 + 2 →

2 2

364


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.


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.


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.


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


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.


KMnO HCl MnCl Cl+ − +

+ → +

7

4

1 2

2

0

2

− → 2 +− ⋅ 5

− + + + − → 2+ + 2 ⋅ 2

366


− + − + + → 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.


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


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


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.


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


− + + + − → 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.


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.


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


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.


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.


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.


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


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.


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.


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


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).


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.


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


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.


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?


+ 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?


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


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.


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


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.


+

→ +

+ → 2

380


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.


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


− → 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


− → 2 +− E 2

− =

2 +− → − E 2

− =

2 +− → − + 2

E E E Epila0

càtode0

ànode0

pila0 1,36 V 0,54 V= − → = − = 00,82 V


2

−

382


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.


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.


→ 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?


→ +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.


+ + − →

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.


+ + − → 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


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.


−+

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


=

=

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.


2+aq + − → s z = 2

aqaq

ss

+

+ +

−

− −

g g

aqaq

388


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.


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;


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


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


2+ + − → E =2+ + − → E = −

2+

2+

= − − =

Les reaccions de transferència d’electrons - IES Can Puig Les reaccions de transferència...

Documents

Transcript of Les reaccions de transferència d’electrons - IES Can Puig Les reaccions de transferència...