Tema VI

SERIE DE EJERCICIOS DE QUÍMICA PARA INGENIEROS PETROLEROS (1426)
(Basada en reactivos de exámenes colegiados)
4. Para una pila formada por las semiceldas K/K+ y Ni/Ni2+, a 25[ºC], indique:
Tema VI: Electroquímica
a) La reacción que se lleva a cabo en cada uno de los electrodos.
Semestre 2015-2
b) El potencial de la pila.
c) El diagrama de pila.
Celdas voltaicas
Ni2+ + 2e–  Ni
a) Cátodo:
1. ¿Cuál es el potencial de una celda constituida por las semiceldas Al/Al
3+
y
2K  2K+ + 2e–
Ánodo:
Pb/Pb2+?
b) Eº = +2.675 [V]
1.543 [V]
c) K│K+║Ni2+│Ni
2. Con los pares óxido-reducción siguientes:
Mg/ Mg 2+,
I-/ I2,
Co 2+/ Co 3+,
Ba/ Ba 2+
Arme la pila que producirá la mayor fuerza electromotriz a 25 [oC] y determine para
está:
5. Con los pares de óxido-reducción siguientes, arme la pila que producirá la mayor
cantidad de energía eléctrica. Indique además de las reacciones de los electrodos, la
reacción global y el diagrama de la pila.
a) Las reacciones del ánodo, del cátodo y total.
Au3+/ Au,
Zn2+/ Zn,
Co3+/ Co2+,
b) El diagrama de la pila.
Ánodo:
a) Ánodo:
Ba2+ + 2e-
→
Ba
Total:
Ba + 2Co
2+
→ Ba
2+
3+
Pb
→
Pb2+ + 2e-
Cátodo: 2Co3+ + 2e- → 2Co2+
Cátodo: 2Co3+ + 2e- → 2Co2+
3+
Pb2+/ Pb
Global: Pb + 2Co3+ → Pb2+ + 2Co2+
2+
+ 2Co
Fem = 4.72 [V]
Epila = +1.946 [V]
2+
b) Diagrama: Ba│Ba ││Co │Co
Diagrama: Pb│Pb││Co3+│Co2+
3. A continuación se presentan (de tablas) las semireacciones con su potencial
estándar de reducción a 25 [°C] que se llevan al cabo en el acumulador de plomo:
PbSO4(S) + 2e–  Pb(s) + SO42–(ac)
° = – 0.31 [V]
6. Las pilas de níquel y cadmio no requieren mantenimiento y pueden recargarse
hasta 2000 veces. Con base en las semi–reacciones de reducción, a 25 [ºC] y 1
PbO2(S) + 4H+(ac) + SO42–(ac) + 2e–  PbSO4(s) + 2H2 O(l)
° = + 1.70 [V]
[atm], siguientes:
a) Escriba las reacciones que se verifican en el cátodo y en el ánodo cuando se
usa el acumulador de plomo para generar corriente. Calcule el potencial de pila
en condiciones estándar.
Cd(OH)2(s) + 2e–  Cd(s) + 2OH¯(ac)
E1o = –0.809 [V]
2NiO(OH)(s) + 2H2O(l) + 2e–  2Ni(OH)2(s) + 2OH¯(ac)
E2o = –0.490 [V]
a) Escriba las semi–reacciones de cada electrodo y la reacción total.
b) ¿Qué masa de sulfato de plomo (II) se deposita en las placas que actúan
colectivamente como ánodo cuando la batería suministra corriente para
b) Determine el potencial de la pila en condiciones estándar.
c) Escriba el diagrama de la pila.
arrancar el motor de un automóvil, si se requieren 2 [s] con una corriente
a) Cátodo:
Cd(S) + 2OH¯(ac)  Cd(OH)2(s) + 2e¯
promedio de 30 [A]?
Ánodo:
a) Cátodo: PbO2(S) +
4H+(ac)
Ánodo: Pb(s) + SO4
2–
+
SO42–(ac)
–
+ 2e
 PbSO4(s) + 2H2O(l)
Reacción total: 2NiO(OH)(s) + Cd(S) + 2H 2O(l)  Cd(OH)2(s) + 2Ni(OH)2(S)
–
(ac)
 PbSO4(S) + 2e
b) Eºpila = 0.319 [V]
c) Cd(S) | Cd(OH)2(s) || NiO(OH)(s) | Ni(OH)2(s)
Eº = 2.01 [V]
b) 9.4271 x 10–2 [g] PbSO4
2NiO(OH)(s) + 2H2O(l) + 2e¯  2Ni(OH)2(S) + 2OH¯
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Tema VI
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7. La pila de cinc-óxido de manganeso que se usa en las linternas, se basa en las
10. El diagrama de una pila en condiciones de estado estándar es:
medias reacciones siguientes:
Zn2+(ac)
MnO2(s) +
4H3O+(l)
Cr(s) | Cr3+(1M) || Pb2+(1M) | Pb(s)
-
+ 2e
+
-
2e
Zn(S)

Mn2+(ac)
 6 H2O(l) +
ξ°red = -0.763 [V]
Escriba las semireacciones que se efectúan en cada electrodo.
ξ°red = 1.23 [V]
Calcule la fuerza electromotriz de la pila.
a) Indique la reacción que ocurrirá en el cátodo y en el ánodo respectivamente.
Cátodo: Pb(ac)2+ + 2e–  Pb(s)
b) Calcule la fem que genera esta pila en condiciones estándar.
Ánodo:
Cátodo:
MnO2 + 4H3O+ + 2e  Mn2+ + 6H2O
Cr(s)  Cr (ac)3+ + 3e–
Fem = 0.61 [V]
Ánodo: Zn  Zn2+ + 2ē
11. Con la reacción siguiente:
Epila = 1.993 [V]
H2O2(ac) + 2H+ (ac) + K(s)
→
2H2O(l) + K+(ac)
Determine las reacciones del ánodo y del cátodo, la reacción global de la pila, la
8. La pila de cinc–óxido de plata que se usa en audífonos para sordera y relojes
fuerza electromotriz y el diagrama de la pila.
Cátodo:
eléctricos, se basa en las medias reacciones siguientes:
Zn2+(ac) + 2e–  Zn(s)
o
 red
= – 0.763 [V]
Ag2 O(s) + H2O(l) + 2e–  2Ag(s) + 2OH–(ac)
o
 red
= + 0.344 [V]
H2O2(ac) + 2H+ (ac) + 2e → 2H2O(l)
Ánodo: K(s) → K+(ac) + 1e
Global: H2O2(ac) + 2H+ (ac) + 2K(s) → 2H2O(l) + 2K+(ac)
Epila = 4.695 [V]
a) Indique la reacción que ocurrirá en el cátodo y en el ánodo respectivamente.
b) Calcule la fem que genera esta pila en condiciones estándar.
12. Para la reacción siguiente:
a) Cátodo: Ag2 O(s) + H2O(l) + 2e–  2Ag(s) + 2OH–(ac)
H2O2(ac) + 2H+(ac) + Ba(s)
Ánodo: Zn(s)  Zn(ac)2+ + 2e–
→
2H2O(l) + Ba2+(ac)
Determine las reacciones del ánodo y el cátodo, la reacción global de la pila, la
b) fem = 1.107 [V]
fuerza electromotriz y el diagrama de la pila.
9. Se desea construir una pila a 25 [o C] con las reacciones siguientes:
MnO4–(ac) +
NO3-(ac)
8H+(ac) + 5e-
→
Mn2+(ac) +
4H+(ac) + 3e-
→
NO(g) +
+
→
Ba2+(ac) + 2e-
Ánodo:
Ba(s)
Cátodo:
H2O2(ac) + 2H+ (ac) + 2e- → 2H2O(l)
Global: H2O2(ac) + 2H+ (ac) + Ba(s) → 2H2O(l) + Ba2+(ac)
4H2 O(l)
Fempila = 4.67 [V]
2H2 O(l)
Diagrama: Ba(s)│Ba2+(ac) ││H2O2(ac)│H2O(l)
a) Indique las reacciones del ánodo, del cátodo y la reacción total.
b) Determine la fuerza electromotriz de la pila.
a) Ánodo:
Cátodo:
NO(g) +
MnO4
–
(ac)
2H2O(l)
+
→
8H+(ac)
NO3 -(ac)
-
+ 5e
→
+
4H+(ac) + 3e2+
Mn
(ac)
+
13. Dados los potenciales estándar de reducción para las semirreacciones:
4H2O(l)
Global: 3MnO4–(ac) + 4H+(ac) + 5NO(g) → 3Mn2+(ac) + 2H2O(l) + 5NO3-(ac)
b) Fempila = 0.56 [V]
Cu2+(ac) + 2e–  Cu(s)
Eo = +0.34 [V]
Ga3+(ac) + 3e–  Ga(s)
Eo = –0.53 [V]
Pd2+(ac) + 2e–  Pd(s)
Eo = +0.92 [V]
Escriba las ecuaciones iónicas netas para todas las combinaciones espontáneas y
calcule Eo para cada una.
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2Ga + 3Cu2+  2Ga3+ + 3Cu
Cu + Pd2+  Cu2+ + Pd
Eo = 0.87 [V]
debe durar el experimento para generar 1 [dm3 ] de oxígeno a 25 [oC] y 78 [kPa].
Eo = 0.58 [V]
2Ga + 3Pd2+  2Ga3+ + 3Pd
cantidad de energía eléctrica para determinar cuántas son necesarias para la batería
de un automóvil que utiliza 12 [V].

ácido. Durante 150 [min] circula una corriente de 10 [mA]. Si la disolución original
tenía una concentración de 5 x 10–4 [M] de iones MnO4–, calcule su molaridad
E ored= –3.05 [V]
Al3+(ac) + 3e–  Al(s)
Br2(l) + 2e
20. Se electroliza 1 [dm3] de una disolución que contiene iones MnO4– en medio
después de la electrólisis.
+ 1e–  Li(s)
–
2.8116 [h]
Eo = 1.45 [V]
14. Con los pares óxido–reducción siguientes, arme la pila que producirá mayor
Li+(ac)
19. En la electrólisis del agua se alimentan 1.2 [A]. Calcule el tiempo necesario que
MnO4– → Mn2+
E ored= –1.66 [V]
2Br –(ac)
E
+
Li|Li ||Br2|Br
–
o
red=
3.1347 x 10–4 [M] MnO4–
1.07 [V]
Fem = 4.12 [V]; Se necesitan 3 pilas
21. Se electroliza una disolución de iones Cex+ durante 16.5 [h] y con 1 [A], se
depositan 21.6 [g] de cerio metálico. Calcule la carga de dichos iones.
La carga de los iones es 4+
Celdas Electrolíticas
15. Para obtener aluminio de forma industrial, se electroliza el óxido de aluminio
22. En un experimento para obtener níquel metálico, se electrolizaron 490 [mL] de
(Al2O3) disuelto en criolita fundida. Después de 7 [h] a 420 [A], se obtiene un lingote
de aluminio cuya base es de 7 [cm] por 14 [cm], considere que el proceso tuvo una
una disolución 0.7 [M] de NiSO4 en un sistema en el cual circulan 7.0 [A]. Determine
la concentración del NiSO4 al cabo de 70 [min].
eficiencia del 93.88 [%] y determine la altura del lingote.
0.3891 [M] NiSO4
Al3+ + 3e- ───> Al
3.5 [cm] de altura
23. Para preparar el peróxido de hidrógeno se requiere el intermediario (NH4)2S2O8
que se obtiene mediante le reacción electrolítica siguiente:
16. ¿Cuánto tiempo en minutos se tardaría en depositar 100 [g] de aluminio metálico
en una celda electrolítica con Al2O3 y una corriente de 125 [A]?
t = 143 [min]
NH4HSO4 → H2 + (NH4)2S2O8
Tan pronto se forma el intermediario, éste reacciona con agua de acuerdo a la
reacción siguiente:
(NH4)2S2O8 + H2O → NH4HSO4 + H2O2
17. En la electrólisis de una disolución al 10 [%] m/v de hidróxido de sodio, fluyen
4.635 [A]. Calcule el tiempo necesario para la producción de 85.6 [mL] de hidrógeno
gaseoso, medido a 25 [ºC] y 782 [mm] de Hg.
sulfato de níquel (NiSO4) 0.1 [M]. Si se electrolizan 95 [mL] de la disolución, calcule la
masa de níquel que queda en la disolución.
la misma.
563.1419 [A]
24. A través de 75 [mL] de una disolución 0.1 [M] de sulfato de cobre (CuSO4) se
hacen pasar 68.1 [mA] durante 5 [h]. Calcule la masa de cobre que queda en la
disolución.
0.0793 [g] Ni
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100 %
¿Qué corriente deberá de circular por el sistema durante una hora para producir 250
[g] de peróxido de hidrógeno?. El rendimiento de cada reacción aparece al frente de
150 [s]
18. Se hacen fluir 78 [mA] durante 5.6 [h] al través de una disolución acuosa de
70 %
0.0729 [g] Cu
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25. En el experimento de la electrólisis del agua se obtuvieron 13 [cm3] de hidrógeno
gaseoso medidos a 24[oC] y 0.7631 [atm]. Determine la cantidad de carga que circuló
por la celda.
Q = 78.57 [C]
26. En un experimento, una cierta cantidad de electricidad deposita 0.862 [g] de
plata en el cátodo; sin embargo, en otro experimento, esa misma cantidad de
electricidad deposita 0.2077 [g] de un metal X en el cátodo. Determine la masa molar
del elemento X, considerando que dicho elemento forma el óxido XO.
MAX = 51.9828 [g·mol–1]
27. La electrólisis de cloruro de cobre fundido, produjo 49.4 [cm3] de Cl2 gaseoso
medidos a condiciones normales y 141 [mg] de cobre.
a) ¿Cuál fue la intensidad de corriente que se utilizó si el tiempo fue de 20.2 [min]?
b) ¿Cuál es la fórmula del cloruro de cobre?
a) I = 0.3512 [A]
b) CuCl2
28. Las dos reacciones que ocurren en la celda de electrólisis que se ilustra, son:
Ánodo (oxidación):
Mn(s)
 Mn2+(ac) + 2e–
Cátodo (reducción): 3e– + X3+(ac)  X(s)
El volumen inicial contenido en la celda es de 500 [mL] y la concentración inicial de
M2+ es 0.025 [M], por la celda circulan 2.6 [A] durante 18 [min], lo que provoca que en
el electrodo de platino se depositen 0.504 [g] del metal X. Determine:
a) La masa molar del metal X.
b) La concentración final (molaridad) de Mn 2  .
a) MMX = 51.9615 [g·mol–1]
b) 54.0984x10–3 [M] Mn2+
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