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    Ejercicios Resueltos de Análisis Electroanalítico

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    Pedro Luis Vargas Aguilar
    Este documento presenta varios ejercicios resueltos sobre análisis electroquímico. El primer ejercicio calcula el potencial y concentración de Cu2+ en equilibrio cuando se añade hierro a una disolución de CuSO4. El segundo calcula el potencial a medida que se titula una disolución de Fe2+ con Ce4+. El tercero calcula valores estándar, cambios de energía libre y constantes de equilibrio para dos reacciones electroquímicas. El último calcula valores de potencial, cambio de energía

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    Ejercicios Resueltos de Análisis Electroanalítico

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    Este documento presenta varios ejercicios resueltos sobre análisis electroquímico. El primer ejercicio calcula el potencial y concentración de Cu2+ en equilibrio cuando se añade hierro a una disolución de CuSO4. El segundo calcula el potencial a medida que se titula una disolución de Fe2+ con Ce4+. El tercero calcula valores estándar, cambios de energía libre y constantes de equilibrio para dos reacciones electroquímicas. El último calcula valores de potencial, cambio de energía

    Descripción original:

    quimica

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    Ejercicios resueltos de análisis electroanalítico

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    Este documento presenta varios ejercicios resueltos sobre análisis electroquímico. El primer ejercicio calcula el potencial y concentración de Cu2+ en equilibrio cuando se añade hierro a una disolución de CuSO4. El segundo calcula el potencial a medida que se titula una disolución de Fe2+ con Ce4+. El tercero calcula valores estándar, cambios de energía libre y constantes de equilibrio para dos reacciones electroquímicas. El último calcula valores de potencial, cambio de energía

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    Ejercicios resueltos de análisis electroquímico

    1-) A una disolución de CuSO4 0.01 M se le añade polvo de hierro en exceso. a) Calcular el
    potencial de la disolución cuando se alcance el equilibrio. b) Calcular la concentración de Cu 2+ al
    equilibrio.

    Cu2+ + 2e- ====== Cu(s) Eº = 0.337 V

    Fe2+ + 2e- ====== Fe(s) Eº = -0.440 V

    Solución: (a) por los potenciales normales el cobre(II) oxida al hierro(s),

    Cu2+ + Fe(s) ====== Cu(s) + Fe 2+

    Inicio: 0.010 [Fe(s)]

    Cambio: - [Fe 2+] +[Fe 2+]

    Final: 0.010 - [Fe 2+] [Fe 2+]

    E, Cu2+/Cu(s) = 0.337 + (0.0592/2) log (0.01 - [Fe 2+])

    E, Fe2+/Fe(s) = -0.440 + (0.0592/2) log ([Fe 2+])

    En el equilibrio estos potenciales son iguales,

    0.337 + (0.0592/2) log (0.01 - [Fe 2+]) = -0.440 + (0.0592/2) log ([Fe 2+])

    [Fe2+]/(0.01 - [Fe2+]) = 1024.25

    [Fe2+]( 1 + 1024.25) = 0.01 x 1024.25

    [Fe2+] = 0.010

    (b) E = - 0.440 + (0.0592/2) log (0.01) = - 0.4992

    -0.4992 = 0.337 + 0.0296 log [Cu 2+]

    [Cu2+] = 5.62x10-29

    2-) Se disuelven 5 mmol de una sal de Fe +2 en 100 ml de ácido sulfúrico y se titulan con una
    solución de Ce+4 0.1 M. Calcule el potencial de la solución cuando se adiciona 1,0; 25.0; 50.0 y 75.0
    mL de titulante. Utilice 0.68 Volts para el potencial del Fe +2 al que llamaremos potencial formal o
    condicional del sistema Fe+3 /Fe+2 en ácido sulfúrico y 1.44 de Ce+4 /Ce+3 .

    Solución: Fe+3 + e- ====== Fe +2 Eº = 0.68 V

    Ce +4 + e- ====== Ce +3 Eº = 1.44 V

    El Fe(II) se oxida y el Ce(IV) se reduce,

    Total Ce +4 + Fe+2 ====== Ce+3 + Fe+3 Eº = 0.76 V

    Adición de 1.0 mL de Ce(IV),

    Inicio: 0.10 5.0 mmol


    Final: 0 4.9 mmol 0.10 0.10

    E = 0.68 - 0.0592 log (0.49/0.10) = 0.58 V

    Adición de 25.0 mL de Ce(IV)

    E = 0.68 - 0.0592 log (2.5/2.5) = 0.68 V

    Adición de 50.0 mL de Ce(IV) (es el punto de equivalencia)

    Ce +4 + Fe+2 ====== Ce+3 + Fe+3

    Inicio: 5.0 5.0 mmol

    Final: 0 0 5.0 5.0

    E = 0.68 - 0.0592 log [Fe 2+]/[Fe3+]

    E = 1.44 - 0.0592 log [Ce 3+]/[Ce4+]

    2E = 2.12 - 0.0592 log [Fe 2+][Ce3+]/[Fe3+][Ce4+]

    [Ce+4] = [Fe+2] y [Ce+3] = [Fe+3]

    2E = 2.12

    E = 1.06

    Adición de 75 ml de Ce(IV), después del punto de equivalencia,

    Ce +4 + Fe+2 ====== Ce+3 + Fe+3

    Inicio: 7.5 5.0 mmol

    Final: 2.5 0 5.0 5.0

    E = 1.44 - 0.0592 log [Ce 3+]/[Ce4+]

    E = 1.44 - 0.0592 log(5.0/2.5) = 1.42 V

    3-) Calcular Eº, ΔGº y K de las siguientes reacciones

    (a) 4Co3+ + 2H2O ==== 4Co2+ + O2 + 4H+

    (b) Ag(S2O3)23- + Fe(CN)64- ===== Ag(s) + 2S2O32- + Fe(CN)63-

    Solución: (a) 4(Co3+ + e ==== Co2+ Eº = - 0.277 V

    -2 (O 2 + 2H+ + 2e ====== H2O Eº = 1.229 V

    4Co3+ + 2H2O ==== 4Co2+ + O2 + 4H+

    Eº = -0.227 - 1.229 = -1.456 V

    ΔGº = - nFEº = -4x96485x(-1.456) = 561928.64 J/mol

    Eº = (0.0592/n)log K
    -1.456 = (0.0592/4)log K

    K = 4.184x10-99

    (b) Ag(S2O3)23- + Fe(CN)64- ===== Ag(s) + 2S2O32- + Fe(CN)63-

    La plata se reduce y el hierro se oxida,

    Ag(S2O3)23- + e- ===== Ag(s) + 2S 2O32- Eº = 0.017 V

    Fe(CN)63- + e- ===== Fe(CN) 64- Eº = 0.356 V

    Eº = 0.017 - 0.356 = -0.339 V

    ΔGº = - nFEº = -1x96485x(-0.399) = 38497.515 J/mol

    Eº = (0.0592/n)log K

    -0.339 = (0.0592/1)log K

    K = 1.88x10-6

    4-) Una disolución contiene Ce3+ 0.100 M, Ce4+ 1.0x10-4 M, Mn2+ 1.0x10-4 M, MnO4- 0.100 M y HClO4
    1.0 M

    (a) Escribir la reacción neta ajustada que ocurrirá entre estas especies.

    (b) Calcular ΔGº y K de la reacción

    (c) Calcular E en las condiciones dadas

    (d) Calcular ΔG en las condiciones dadas

    (e) ¿A que pH se encontrarán en equilibrio a 298 K las especies Ce 4+, Ce3+, Mn2+ y MnO4- en las
    condiciones dadas

    Solución: (a) 5(Ce4+ + e ===== Ce3+ Eº = 1.70

    -(MnO4- + 8H+ + 5e- ===== Mn2+ + 4H2O Eº = 1.507

    5Ce4+ + Mn2+ + 8H2O ===== 5Ce3+ + 8H+ + MnO4-

    (b) ΔGº = - nFEº = -5x96485x(1.70 -1.507) = - 93108.025 J/mol

    Eº = (0.0592/n)log K = 0.193

    K = 1016.3007 = 2.0x1016

    (c) EC = 1.70 - 0.0592 log(0.1/0.0001) = 1.5224 V

    EA = 1.507 - (0.0592/5) log(0.0001/(0.1x1 8) = 1.54252 V

    E = 1.5224 - 1.54252 = - 0.02012 V

    (d) ΔG = - nFE = - 5x96485x(-0.02012) = 9706.391 J/mol

    (e) los potenciales son iguales,


    1.507 - (0.0592/5) log[Mn2+]/[ MnO4-][H+]8 = 1.70 - 0.0592 log[Ce3+]/[ Ce4+]

    -0.193 = (0.0592/5) log([0.0001 ])/ (0.100) [H+]8 - 0.0592 log[0.100]/[ 0.0001]

    [H+]8 = 0.0199837

    [H+] = 0.613175; pH = -5.79

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