Una muestra de 0,726g de (NH₄)₂SO₄ se trata con hidróxido sódico en exceso desprendiéndose 0,24L de amoniaco gas medidos a 15ºC y 748mmHg
a) Calcula la pureza de la muestra expresada en % en peso
b) Determina el pH de una disolución preparada con un peso igual a l indicado inicialmente de muestra impura, que se disuelve en agua, enrasando hasta un volumen total de 100mL ( supón que ni el ion sulfato ni las impurezas influyen en el pH y que la reacción correspondiente es: ion amonio ↔ amoniaco + ion hidronio )
Datos: R=0,082atom.L/mol.K; Ka(ion amonio) = 1,0.10^-9
N=14, S=32,1; O=16,0; H=1,0

En una celda voltaica se produce la reacción:

K₂Cr₂O₇ + 7H₂SO₄ + 6Ag → Cr₂(SO₄)₃+ 7H₂O + 3Ag₂SO₄ + K₂SO₄

a) Calcula el potencial estándar de la celda
b) Calcula los gramos de sulfato de plata formados a partir de 2,158g de plata.
c) Si se dispone de una disolución de ácido sulfúrico de concentración 1,47g/L, calcula el volumen de la misma que se necesita para oxidar 2,158g de plata.

Datos: Eº(Cr₂O₇ ^2- / Cr³⁺)=1,33V; Eº(Ag⁺/Ag) = 0,80V; Ag=107,9; H=1,0, O=16; S=32

Solución:

a) El potencial de pila se calcula como suma del potencial de oxidación que ocurre en el ándo y del potencial de reducción que ocurre en el cátodo: Epila=Eox + Er

Deberemos ver qué sustancia se oxida y qué sustancia se reduce para poder calcular el potencial. Para ello, debemos ver el número de oxidación de cada una de las sustancias que intervienen en la reacción:
Ag pasa de 0 → +1; aumenta su número de oxidación, se oxida
Cr pasa de +6 → +3; disminuye su número de oxidación, se reduce

Los datos que están tabulados son los potenciales de reducción:
Epila = Er + Eox = Eº(Cr₂O₇ ^2- / Cr³⁺) + Eº(Ag/Ag+) = 1,33 – 0,80 = 0,53V

b) Puesto que la reacción REDOX está ajustada, lo único que tenemos que ver es la estequiometría de la reacción para saber qué cantidad de sulfato de plata se formará:

2,158g de plata = 2,158/107,9 moles de plata = 0,02 moles

Si 6 moles de Ag producen 3moles de Ag₂SO₄ → 0,02 moles producirán 0,01moles de Ag₂SO₄

PM(Ag₂SO₄)=311,8 g/mol
m(Ag₂SO₄) = 0,01.311,8=3,12g

c) Volvemos a utilizar la estequiometría de la reacción:

Si 6 moles de Ag reaccionan con 7 moles de H₂SO₄ →0,02moles de Ag reaccionarán con 2,33.10^-2 moles de H₂SO₄
m(H₂SO₄) = 2,33.10^-2.PM(ác. sulfúrico) = 2,33.10^-2.98 = 2,29g

Puesto que la concentración de la disolución es 1,47g/L:
1,47g/L=2,29/V; V= 2,29/1,47 = 1,56L

En la oxidación de agua oxigenada con 0,2moles de permanganato, realizada en medio ácido a 25ºC y 1atm de presión, se producen 2L de O₂ y cierta cantidad de Mn²⁺ y agua.
a) Escribe la reacción iónica ajustada que tiene lugar.
b) Justifica, empleando los potenciales de reducción, si es una reacción espontánea en condiciones estándar
c) Determina los gramos de agua oxigenada necesarios para que tenga lugar la reacción.
d) Calcula cuántos moles de permanganato se han añadido en exceso.
Datos: R=0,082atm.L/K.mol; Eº(MnO₄ ^-/Mn²⁺)=1,51V; Eº(O₂/H₂O₂)=0,68V; O=16; H=1

Solución:

a) Para ajustar la reacción utilizaremos el método del ion-electrón, puesto que es necesario recordar que una reacción REDOX es una reacción de transferencia de electrones, de modo que los mismos electrones que pierde la sustancia que se oxida, debe ganarlos la sustancia que se reduce, además de que los átomos estén ajustados.
H₂O₂ + MnO₄^- + H⁺→ O₂ + Mn²⁺

El oxígeno del agua oxigenada pasa de número de oxidación -1 a 0 en el oxígeno; aumenta su número de oxidación → se oxida

El manganeso pasa de +7 a +2; disminuye su número de oxidación → se reduce

Escribimos las semirreacciones de oxidación y reducción:

s. oxidación: H₂O₂ → O₂ + 2H⁺ + 2e
s. reducción: MnO₄^- + 8H⁺+ 5e →  Mn²⁺ + 4 H₂O

Puesto que tiene que haber el mismo número de electrones en s.ox. que en s. red., multiplicamos la primera por 5 y la segunda por 2 y luego sumamos:

5H₂O₂ + 2MnO₄^- + 16H⁺+ 10e → 5O₂ + 10H⁺ + 10e + 2Mn²⁺ + 8 H₂O
5H₂O₂ + 2MnO₄^- + 6H⁺ → 5O₂ + 2Mn²⁺ + 8 H₂O

b) Para saber si la reacción es espontánea, debemos calcular el potencial de pila: Epila=Eox + Er. Existe una relación entre el potencial de pila y la variación de energía libre de Gibbs de una reacción, que es la que determina la espontaneidad de una reacción:
si  Epila < 0 → ΔG > 0 → Reacción no espontánea
si  Epila > 0 → ΔG < 0 → Reacción  espontánea

Epila = Eox + Er = -0,68 + 1,51 = 0,83V > 0 → Reacción espontánea

c) Nos dan los productos de la reacción: 2L de oxígeno en condiciones estándar. Utilizando la estequiometría de la reacción, veremos la cantidad de reactivos que ha reaccionado.

Utilizando la ecuación de los gases ideales: pV=nRT; n = pV/RT=1.2/0,082.298=8,18.10^-2 moles.

Si 5moles de H₂O₂ producen 5 moles de O₂ → 8,18.10^-2 moles de oxígeno serán producidos por 8,18.10^-2 moles de agua oxigenada que habrán reaccionado.

PM(H₂O₂) = 34 g/mol → m=8,18.10^-2 moles.34 g/mol=2,78g

d) Volvemos a utilizar la estequiometría de la reacción:

Si 5moles de H₂O₂ reaccionan con 2 moles KMnO₄ → 8,18.10^-2 moles reaccionarán con 3,27.10^-2 moles de KMnO₄

En el enunciado nos dicen que se han introducido 0,2 moles:

exceso = 0,2 – 3,27.10^-2 = 0,167 moles de KMnO₄ sobrarán.

La electrólisis de una disolución acuosa de sulfato de cobre(II) se efectúa según la reacción iónica neta siguiente:
2Cu²⁺ (aq) + 2H₂O (l) → 2Cu (s) + O₂(g) + 4H⁺ (ac)
Calcula:
a) La cantidad ( en gramos) que se necesita consumir de sulfato de cobre (II) para obtener 4,1 moles de O₂
b) ¿Cuántos litros de O₂ se han producido en el apartado anterior a 25ºC y 1atm de presión?
c) ¿Cuánto tiempo es necesario (en minutos) para que se depositen 2,9g de cobre con una intensidad de corriente de 1,8 A?
Datos: R=0,082atm.L/K.mol; Faraday=96485C/mol; Cu=63,5; S=32; O=16

Las disoluciones acuosas de permanganato de potasio en medio ácido ( ácido sulfúrico ), oxidan al peróxido de hidrógeno ( agua oxigenada ) formándose oxígeno, sulfato de manganeso (II), sulfato de potasio y agua.
a) Formula y ajusta las semirreacciones iónicas de oxidación y reducción y la reacción molecular.
b) Calcula los gramos de oxígeno que se liberan al añadir un exceso de permanganato a 200mL de peróxido de hidrógeno 0,01M
c) ¿Qué volumen ocuparía el O₂ obtenido en el apartado anterior medido a 21ºC y 720mm Hg?
Datos: R=0,082 atm.L/K.mol; O=16; 1 atm=760 mmHg

Si se dispone de naftaleno sólido ( C₁₀H₈ ) como combustible:
a) Calcula la entalpía de la reacción de combustión
b) Calcula la energía que se desprenderá al quemar 100g de naftaleno
c) Calcula el calor desprendido, a volumen constante, cuando se queman 100g de naftaleno a 298K
d) Calcula el volumen que ocupará el dióxido de carbono desprendido de la combustión de los 100g de naftaleno si se recoge a 25ºC y 1,20atm de presión.

Datos: ΔHfº(naftaleno)=-58,6kJ/mol;ΔHfº(dióxido de carbono)=-393,6kJ/mol; ΔHfº(agua)=-284,7kJ/mol; R=0,082atm.L/K.mol=8,31J/K.mol; H=1; C=12; O=16

Solución:

a)Escribimos la reacción de combustión ajustada. Cuando se quema un compuesto orgánico, como productos, siempre se obtienen dióxido de carbono y agua:

C₁₀H₈ (s) + 12O₂(g ) → 10CO₂ (g) + 4H₂O (l )

La entalpía de la reacción la podemos calcular como:
ΔH_R = ΣΔH_p +ΣΔH_r=10.ΔH(CO₂) + 4.ΔH(H₂O – ΔH(C₁₀H₈) – 12ΔH(O₂)= 10(-393,6) + 4(-284,7) – (-58,6) – 12.(0) = -5016,2kJ
ΔH_R =-5016,2kJ

b) La entalpía calculada en el apartado anterior corresponde a la reacción de combustión de 1mol de naftaleno ( PM(naftaleno)=128g/mol ), es decir, la combustión de 128g.

Si 128g de naftaleno → -5016,2kJ
100g → x = -3918,9kJ
Como nos piden el calor desprendido y sabemos que ΔH=-Qentorno → Q=+3918,9kJ

c) El calor desprendido a volumen constante está realcionado con ΔU de la reacción, de manera que: ΔU=Qsistema(V=cte)=-Qentorno(V=cte)
Para calcular ΔU utilizamos la expresión: ΔH=ΔU + p.ΔV=ΔU + Δn.R.T
IMPORTANTE: Δn solo tiene que tener encuenta los moles gaseosos puesto que son los que suponen una variación apreciable de volumen en la reacción: Δn=10-12=-2
ΔU=ΔH-ΔnRT= -5016,2kJ – (-2).8,31.10^-3.298 =-5011,25kJ
Esta sería la variación de energía interna para la reacción que hemos ajustado, es decir para 1mol de naftaleno. Para 100g:
1mol → -5011,25kJ
100/128moles → -3915,04kJ
Como nos piden el calor desprendido: Qentorno=+3915,04KJ

d) Se trata de un cálculo estequiométrico.
n(naftaleno)=100/128=0,78moles
Si 1mol de naftaleno produce 10moles de dióxido de carbono
0,78moles producirán 7,8moles de dióxido de carbono.
Utilizando la ecuación de los gases ideales: pV=nRT; V=nRT/P=7,8.0,082.298/1,2=158,83L

Se introducen 2moles de COBr₂ en un recipiente de 2L y se calienta hasta 73ºC. El valor de la constante Kc, a esa temperatura, para el equilibrio COBr₂(g) ↔ CO(g) + Br₂(g) es 0,09. Calcula en dichas condiciones:
a) El número de moles de las 3 sustancias en el equilibrio
b) La presión total del sistema
c) El valor de la constante Kp.
Dato: R=0,082atm.L/K.mol