Ejercicios de selectividad 2010. 

ENLACE QUIMICO

 a) Establecer el ciclo termoquímico de Born-Haber para la formación de CaCl2(s).
 b) Calcular la afinidad electrónica del cloro.
 Datos: 
Entalpía de formación del CaCl2  = -748 KJ/mol
Energía de sublimación del calcio = 178'2 KJ/mol
Primer potencial de ionización del calcio = 590 KJ/mol
Segundo potencial de ionización del calcio = 1145 KJ/mol
Energía de disociación del cloro = 243 KJ/mol
Energía reticular del CaCl2 = -2258 KJ/mol

Solución:

Ca(s) --> Ca(g)                 Hs  (sublimación)
Cl2 (g) --> 1/2Cl       1/2 HD (disociación) x 2
Ca(g) --> Ca+(g)              HI  (1ª ionización)
Ca+(g) --> Ca2+(g)         HI (2ª ionización)
U = -2258 KJ/mol
Hf = -748 KJ/mol

-AE = 178'2 + 243 + 590 + 1145 + -2258 + 748 = 646'2 KJ/mol
AE = -646'2 KJ/mol

Ejercicios de selectividad 2010. 

ENLACE QUIMICO

 Supongamos que los sólidos cristalinos NaF, KF, LiF cristalizan en el mismo tipo de red.

a) Escribe el ciclo de Born-Haber para el NaF

b) Razonar cómo varía la energía reticular de las sales mencionadas.

c) Razonar cómo varían las temperaturas de fusión de las citadas sales.

Solución:

a) La energía reticular (U) nos determina la estabilidad de un compuesto iónico. Es la energía desprendida en el proceso de formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de sus iones en estado gaseoso.

Se realiza entre un metal (grupo 1 ó 2) y no metal (halogeno, ...).

A tener en cuenta

La sal se formará a partir de los iones en estado gaseoso, por tanto, las energías que pueden intervenir en el proceso son:

a) sublimación: paso de solido a gas

b) vaporización: paso de liquido a gas

c) disociación: disociar una molécula en átomos

d) ionización: necesaria para desprenderse el metal de un e- (puede ser necesario desprenderse de más de uno, y se denominan "primera energía de ionización", "segunda ...") y convertirse en un catión.

e) afinidad electrónica: el elemento no metálico capta un e- y se convierte en anión.

Na(solido) necesita energía de sublimación para convertirse a Na(gas) Hs

F2(gas) necesita disociaciarse, como es para un mol solamente 1/2 H_D
Na(s) necesita convertirse en catión Na+    H_I
F(g) necesita convertirse en anión F-           H_AE
U es la energía reticular que se desprende al formarse la red cristalina.
La suma de todas estas energías ha de ser igual a la entalpía de formación Hf

b) La energía reticular es menor cuanto mayor es el radio del átomo, ya que hay más separación entre las cargas. 
En este caso, el anión es el mismo en todos los casos, por lo que nos tendremos que fijar en los cationes, que son del grupo (I) y su radio aumenta hacia abajo. El potasio tiene mayor radio que el sodio y éste a su vez, mayor que el litio, por tanto, las energías reticulares serán, ordenadas de mayor a menor, las de LiF, NaF, KF.

c) La temperatura de fusión es mayor cuanto mayor es la energía reticular, ya que se necesita más energía para separar los iones y romper la red cristalina, luego varía en el mismo orden.

Relación de ejercicios. Selectividad 2012

1.-El dióxido de manganeso reacciona en medio de hidróxido de potasio con clorato de potasio para dar permanganato de potasio, cloruro de potasio y agua.

a) Ajuste la ecuación molecular por el método del ión-electrón.

b) Calcule la riqueza en dióxido de manganeso de una muestra si 1g de la misma reacciona exactamente con 0’35 g de clorato de potasio.

Masas atómicas: O = 16 ; Cl = 35'5 ; K = 39 ; Mn = 55.

2.-Una corriente de 8 A atraviesa durante dos horas dos celdas electrolíticas conectadas en serie que contienen sulfato de aluminio la primera y un sulfato de cobre la segunda.

a) Calcule la cantidad de aluminio depositada en la primera celda.

b) Sabiendo que en la segunda celda se han depositado 18’95 g de cobre, calcule el estado de oxidación en que se encontraba el cobre.

Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Al = 27 ; Cu = 63'5.

3.- Una celda electrolítica contiene un litro de una disolución de sulfato de cobre (II). Se hace pasar una corriente de 2 A durante dos horas depositándose todo el cobre que había. Calcule:

a) La cantidad de cobre depositado.

b) La concentración de la disolución de sulfato de cobre inicial.

Datos: F = 96500 C; Masas atómicas. Cu = 63'5.

4.-Considerando condiciones estándar a 25 ºC, justifique cuáles de las siguientes reacciones tienen lugar espontáneamente y cuáles sólo pueden llevarse a cabo por electrólisis:

a)Fe²⁺ + Zn → Fe + Zn²⁺

b) I₂+ 2Fe²⁺ → 2I- + 2Fe³⁺

c) Fe + 2Cr³⁺ → Fe²⁺ + 2Cr²⁺

Datos: E⁰(Fe²⁺/Fe) = -0'44V; E⁰(Zn²⁺/Zn) = -0'77V; E⁰(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0'77V; E⁰(Cr³⁺/Cr²⁺) = -0'42V; E⁰(I₂/I^-) = 0'53V.

5.-El clorato de potasio reacciona en medio ácido sulfúrico con el sulfato de hierro (II) para dar cloruro de potasio, sulfato de hierro (III) y agua:

a) Escriba y ajuste la ecuación iónica y molecular por el método del ión-electrón. b) Calcule la riqueza en clorato de potasio de una muestra sabiendo que 1g de la misma han reaccionado con 25 mL de sulfato de hierro 1M. 

Masas atómicas: O = 16; Cl = 35’5; K = 39.

6.- El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio para dar bromo, dióxido de azufre, sulfato de potasio y agua.

a) Escriba y ajuste la ecuación molecular por el método del ión-electrón.

b) Calcule los gramos de bromo que se producirán cuando se traten 50g de bromuro de potasio con exceso de ácido sulfúrico.

Masas atómicas: K= 39;Br = 80.

7.- En la tabla siguiente se indican los potenciales estándar de distintos pares en disolución acuosa:

Fe²⁺ / Fe = - 0'44 V; Cu²⁺ / Cu = 0' 34 V; Ag⁺/Ag = 0'80 V; Pb²⁺ / Pb = 0'14 V; Mg²⁺/Mg = -2' 34 V.

a) De esta especies, razone: ¿Cuál es la más oxidante?. ¿Cuál es la más reductora?.

b) Si se introduce una barra de plomo en una disolución acuosa de cada una de las siguientes sales: AgNO₃ , CuSO₄ , FeSO₄ y MgCl₂, ¿en qué casos se depositará una capa de otro metal sobre la barra de plomo?. Justifique la respuesta.

EJERCICIOS DE SELECTIVIDAD: PILAS 

Se hace pasar una corriente eléctrica de 6’5 amperios a través de una celda electrolítica que 

contiene NaCl fundido hasta que se obtienen 1’2 litros de Cl2 , medido en condiciones normales. Calcule:

a) El tiempo que ha durado la electrolisis.

b) La masa de sodio depositado en el cátodo durante ese tiempo. 

Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Na = 23.

Solución:

a) En este caso, antes de utilizar la fórmula de Faraday, hemos de calcular los gramos de cloro a los que equivalen los 1'2 litros obtenidos.

Cl2 = 35'5 · 2 = 71 gr -------------- 22'4 litros, por tanto, los gramos a los que equivalen los 1'2 litros 

serán:    gr Cl2 = (71gr · 1'2 litros ) / 22'4 litros = 3'8 gr de Cl2 

ahora, solo hemos de despejar el tiempo de la fórmula de Faraday

y sustituir los datos del enunciado 

b) La masa de Na depositado en el cátodo durante estos 1589 sg será:
 Ojo, el Na intercambia 1e-

EJERCICIOS DE SELECTIVIDAD: PILAS 

Se hace pasar durante 2’5 horas una corriente eléctrica de 5 amperios a través de una celda electrolítica que contiene SnI2 . 

Calcule:

a) La masa de estaño metálico depositado en el cátodo.

b) Los moles de I2 liberados en el ánodo.

Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Sn = 118’7.

Solución:

En este caso tenemos que utilizar la 2ª ley de Faraday 

m = Masa de sustancia depositada o liberada (g)
M = Masa atómica

I = Intensidad de corriente (A)

t = tiempo (s)
Q = I · t =Carga que circula por la cuba (C)
n = Número de electrones intercambiados
F = 96500  Constante de Faraday, carga transportada por un mol de electrones (F) C/mol

a) Sustituimos los datos en la fórmula

I = 5 A

t = 2'5 h x 60 min / h x 60 sg / min = 9000 sg.

n = 2e-

por tanto, la masa de estaño será m = (5 · 9000 · 118'7) / (96500 · 2) = 27'67 gr de Sn metálico

b) los moles liberados en el ánodo serán los mismos que se han depositado en el cátodo, por lo que no tenemos más que dividir los gramos de Sn entre su peso molecular para saber cuantos moles se han depositado: 

 nº moles (n) = gr Sn / Masa atómica = 27'67 gr / 118'7 gr·mol-1 = 0'23 moles de Sn

Por tanto, se han liberado 0,23 moles de I2 en el ánodo.

EJERCICIOS DE SELECTIVIDAD: PILAS 

Responder a las siguientes preguntas: 

a) ¿Tiene el Zn2+ capacidad para oxidar el Br − a Br2 en condiciones estándar? Razone la respuesta. Datos: E0 (Zn2+ / Zn) = -0'76 V, E0 (Br2 / Br- ) =1'06 V

b) Escriba, según el convenio establecido, la notación simbólica de la pila que se puede formar con los siguientes electrodos: Zn2+ / Zn (E= -0'76 V) ; Cu2+ / Cu (E = 0'34 ).

Solución

En las pilas se cumple:

electrodo negativo = ánodo = reacción de oxidación = se liberan electrones

electrodo positivo = cátodo = reacción de reducción = se captan electrones

a) Se que estos conceptos son muy fáciles de confundir, sigamos el siguiente razonamiento :

El enunciado nos dice si tiene el Zn capacidad para oxidar al Br, es decir, si el Zn puede actuar como oxidante, es decir, si puede captar electrones, es decir, actuar como cátodo, y por tanto el Br como ánodo.

Como sabemos Epila = Ecátodo - Eánodo y si fem>0 la reacción es espontánea, en caso contrario, no se produce. 

Vamos a realizar la operación: Epila = -0'76V - (+1'06V) = -1'82V que es menor que cero

Por lo tanto, el Zn no podría oxidar al Br, ya que no se produce la reacción.

b) Para la notación de la pila se empieza siempre por la izquierda el proceso de oxidación (ánodo) y a continuación el de reducción (cátodo). La doble barra indica la existencia de un puente salino.

     Zn (s) | Zn ²⁺(ac) || Cu²⁺(ac) | Cu (s)

     Zn (s) -----------> Zn ²⁺ + 2e-  0'76V
     Cu²⁺+2e-  ------> Cu                0'34V
-------------------------------------------
  Zn + Cu^{2+ --------------->} Zn ²⁺ + Cu    fem= 0'76 + 0'34 = 1'10 V 

EJERCICIOS DE SELECTIVIDAD: PILAS 

Se dispone de una pila con dos electrodos de Cu y Ag sumergidos en una disolución 1 M de sus respectivos iones, 2 Cu + y Ag + . Conteste sobre la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes:

a) El electrodo de plata es el cátodo y el de cobre el ánodo.

b) El potencial de la pila es 0’46 V.

c) En el ánodo de la pila tiene lugar la reducción del oxidante.

Datos: E⁰ (Ag / Ag) =0'80 V; E⁰ (Cu / Cu)= 0'34V.

Solución:

Nota: En una pila, el ánodo es el electrodo con menor E⁰   y el cátodo el mayor

a) En nuestro ejercicio, el potencial del cobre es menor que el de la plata, por lo que será el Cu el ánodo y la plata el cátodo. Por tanto verdadera.

b) Sabemos que el potencial de la pila es el potencial del cátodo menos el del ánodo
E_pila =  E_cátodo - E_ánodo 
por tanto: 0.80 - 0.34 = 0.46V. verdadera.

c) Sabemos que (vocal-vocal)=>(ánodo-oxidación) y (consonante-consonante)=>(cátodo-reducción)
por lo tanto esta afirmación en falsa.

Ejercicios de selectividad: Pilas 

Una corriente de 5 A circula durante 30 min por una disolución de una sal de cinc, depositando 3,048 g de cinc en el cátodo. Calcular:

a) La masa atómica del cinc.

b) Los gramos de cinc que se depositarán al pasar una corriente de 10 A durante 1 hora.

Dato: F 96500 C

Solución:

a) Para resolver este ejercicio, hemos de utilizar la fórmula de la 2ª ley de Faraday, y sustituir los datos que nos dan. (Mucho cuidado con las unidades)

    
           I . t . M  
 m = ----------
             n . F  
        
Q = I . t


m = Masa de sustancia depositada o liberada (g)
M = Masa atómica
Q = Carga que circula por la cuba (C)
n = Número de electrones intercambiados
F = 96500  Constante de Faraday, carga transportada por un mol de electrones (F) C/mol

m=3'048 gr
I=5A
t=30min = 1800 sg
n=2
M=?                m . n . F             3'048 x 2 x 96500
               M = ------------- = ------------------------- = 65'36 P. at
                           I . t                    5 x 1800


b) y para resolver este apartado volvemos a utilizar la misma fórmula, donde conocemos la intensidad, el tiempo, la masa atómica y el numero de e- que se intercambian.

           I . t . M              10 x 3600 x 65'36
 m = ------------- = ---------------------------- = 12'19 gr.
             n . F                        2 x 96500

Ejercicios de selectividad :Pilas

Dados los potenciales normales de reducción:

E(Na /Na) = - 2'71V, E(Cl2 /Cl- )= 1'36V, E(K+/K)=-2'92V, E(Cu2+ /Cu)=0'34V

a) Justifique cuál será la especie más oxidante y la más reductora.

b) Elija dos pares para construir la pila de mayor voltaje.

c) Para esa pila escriba las reacciones que tienen lugar en el cátodo y en el ánodo.

Solución:

a) Para solucionar este ejercicio, lo primero que hemos de hacer es ordenar de mayor a menor los pares, de manera que el que tiene mayor potencial (mas positivo) es la especie mas oxidante, y el que lo tiene menor es el mas reductor.

En nuestro ejercicio, el par con mayor potencial es el Cl con 1'36V, por lo que será el más oxidante y el más reductor es el K con -2'92V.

b) Para construir la pila de mayor voltaje elegimos aquellos que me producen mayor diferencia de potencial, es decir, el más oxidante y el más reductor Cl - K

c)  Las semirreacciones serán las siguientes:

                        Cl2 + 2e- --> 2 Cl-

                              2( K  --> K+ + 1 e-) 

                      ----------------------------------- 

                       Cl2+K --> 2Cl + K  fem = 1'36 + 2'92 = 4'28 V

Ejercicios de selectividad: Pilas

Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar: E0(Cu2+ /Cu) = 0'34 V; 
E0(Fe2+/Fe)=−0'44V y E0(Cd2+/Cd)=−0'40V, justifique cuál o cuáles de las siguientes reacciones se producirá de forma espontánea:

a) Fe2++ Cu→Fe + Cu2+
b) Cu2++Cd→Cu + Cd2+
c) Fe2++ Cd→Fe + Cd2+

Solución:

Para que una reacción sea espontánea, la fem ha de ser positiva, es decir fme>0. 
Para calcularla, hemos de escribir las semirreacciones, saber que especie actuará como ánodo y cual como cátodo, para después aplicar la fórmula Epila =  Ecátodo - Eánodo 

Trucos para recordar: 
electrodos: vocal - vocal (ánodo - oxidación); consonante - consonante (cátodo - reducción)
¿cuál es el ánodo? el ánodo se llama así porque es hacia donde van los aniones (iones negativos), se sitúa (por convenio) en el lado izquierdo de la pila y es por donde salen los e-.
¿quién es el oxidante y quien el reductor? en la reacción redox hay un elemento que cede e- y otro que los capta, pues bien, el que cede es el reductor y el que los capta el oxidante frase para recordar: "el oxidante es un mangante (los capta) y el reductor un benefactor (los cede)".
Una vez que sabemos quien es el oxidante y quien el reductor hemos de saber que: "el oxidante se reduce y el reductor se oxida."

En las reacciones del ejercicio podemos ver:
a) Fe2++ Cu→Fe + Cu2+
el Fe pasa de 2+ a 0, por lo tanto se reduce, gana dos e-, mientras que el Cu pasa de 0 a 2+, es decir, cede 2 e-. Por tanto, el Cu es el ánodo y el Fe el cátodo. Ahora ya sabemos como calcular fme.

Epila = Ecátodo - Eánodo 
Epila = (-0,44V) - (0,34V) = -0,78 al ser menor que 0 indica que NO se produce la reacción.

b) Cu2+ +Cd →Cu + Cd2+
el Cu pasa de 2+ a 0, por lo tanto se reduce, gana dos e-, mientras que el Cd pasa de 0 a 2+, es decir, cede 2 e-. Por tanto, el Cd es el ánodo y el Cu el cátodo. Ahora ya sabemos como calcular fme.

Epila = Ecátodo - Eánodo 
Epila = (0,34V) - (-0,40V) = 0,74 al ser mayor que 0 indica que SI se produce la reacción.

c) Fe2++ Cd→Fe + Cd2+
el Fe pasa de 2+ a 0, por lo tanto se reduce, gana dos e-, mientras que el Cd pasa de 0 a 2+, es decir, cede 2 e-. Por tanto, el Cd es el ánodo y el Fe el cátodo. Ahora ya sabemos como calcular fme.

Epila = Ecátodo - Eánodo 
Epila = (-0,44V) - (-0,40V) = -0,04 al ser menor que 0 indica que NO se produce la reacción.