1) Electrólisis de Ni(NO3)2

a) ¿Cuántos gramos de níquel metálico se depositarán en el cátodo? La expresión matemática de las leyes de Faraday es: m = (Meq· I·t )/96500 donde, I= 2’5 A; t= 2 x 3600 = 7200 s. Calculemos la Meq(Ni) = Ma(Ni)/2 = 58’7/2 = 29’35 g Sustituyendo los valores anteriores en la expresión de Faraday, se obtiene: m = ( 29’35 x 2’5 x 7200)/96500 = 5’47 g de Ni

b) ¿Cuántos moles de electrones se han necesitado? Utilicemos la semirreacción de reducción catódica del Ni: Ni2+ + 2e- → Ni(s). Se observa que por cada mol de Ni que se deposita en el cátodo, se necesitan 2 moles de electrones. Calculemos el número de moles de Ni depositado: n = m/Ma(Ni) = 5’47 g/58’7 gmol-1 = 0’093 moles de Ni Así pues el número de moles de electrones que se han necesitado será: n = 0’093 x 2 = 0’1863 moles de electrones.

2) Electrólisis de nitrato de plata

a) Determine la masa de plata depositada en el cátodo. De las leyes de Faraday: m = (Meq· I·t )/96500 t = (6 x 3600)= 21600 s. Determinemos la masa equivalente de la plata: Meq(Ag) = Ma(Ag)/1 = 108 g. Sustituyendo los distintos valores, se obtiene: m = (Meq· I·t )/96500= (108 g x [0’15 x 21600 ] C)/96500 C= 3’62 g

b) Calcule la molaridad del ion plata una vez finalizada la electrólisis, suponiendo que se mantiene el volumen inicial de la disolución. Conociendo la cantidad de plata que se ha depositado, determinaremos el número de moles de iones Ag+ que ha desaparecido de la disolución: Moles de Ag depositados = moles de iones Ag+ que desparecen de la disolución = 3’62 g/108 gmol-1 = 0’033 moles. Como inicialmente se tiene un litro de disolución 0’1 M, la molaridad del ion Ag+ una vez finalizada la electrolisis será: 0’1 – 0’033 = 0’067 M

3) Pilas electroquímicas

a) La plata es el cátodo y el cinc el ánodo. Verdadera. Consideremos en principio que las semirreacciones redox que tienen lugar en la pila son: Zn → Zn2+ + 2e-. Eº (Zn/Zn2+) = + 0’76 V Ag+ + 1e- → Ag – Eº (Ag+ /Ag) = + 0’80 V. Para la reacción global, Zn + 2 Ag+ → Zn2+ + 2 Ag , el ∆E0 = (+ 0’76) + (+ 0’80) = + 1’56 V. Teniendo en cuenta la relación de proporcionalidad entre la energía libre de Gibbs ∆G0 y el valor y signo de ∆E0 podemos establecer que para la reacción global anteriormente planteada se cumplirá: ∆E0 > 0 lo que implica que ∆G0 < 0. De aquí que el proceso considerado de izquierda a derecha es espontáneo. Por consiguiente, la reacción que ocurrirá en esta pila será: Zn + 2 Ag+ → Zn2+ + 2 Ag. Esto implica en relación con la afirmación establecida, que la oxidación anódica ocurre en el electrodo de cinc y la reducción catódica en el electrodo de plata. Así pues, la afirmación es verdadera.

b) El potencial de la pila que se forma es 0’04 V. Falsa. Teniendo en cuenta el valor del potencial calculado en el apartado anterior, para la reacción global de la pila, se tiene que la f.e.m. es 1’56 V. Así pues, la afirmación de que el potencial de la pila es 0’04 V es falsa.

c) En el ánodo de la pila tiene lugar la reducción del oxidante. Falsa. Puesto que por convenio, en el ánodo ocurre la oxidación, la afirmación establecida es falsa.

4) Pilas de Zn y Pb

a) Escriba las semirreacciones y la reacción ajustada de la pila que se puede formar. Estimemos en principio que las semirreacciones redox que tienen lugar en la pila son: Zn → Zn2+ + 2e-. Eº (Zn/Zn2+) = + 0’76 V Pb2+ + 2e- → Pb Eº (Pb2+/Pb) = – 0’13 V. Para la reacción global, Zn + Pb2+ → Zn2+ + Pb, el ∆E0 = (+ 0’76) + (- 0’13) = + 0’63 V Puesto que ∆E0 > 0, implica que ∆G0 < 0. Así pues, el proceso considerado de izquierda a derecha es espontáneo. Por consiguiente, la reacción que ocurrirá en esta pila será: Zn + Pb2+ → Zn2+ + Pb

b) Indique qué electrodo actúa como ánodo y cuál como cátodo. De los resultados anteriores (apartado primero) se puede establecer: Ánodo (oxidación): Zn → Zn2+ + 2e-. Cátodo (reducción): Pb2+ + 2e- → Pb 374.

c) Establezca el diagrama de la pila y calcule la fuerza electromotriz de la misma. Teniendo en cuenta los resultados deducidos en el apartado a) y el convenio para la notación de las pilas, el diagrama de esta pila y su f.e.m. será: Zn(s)/ Zn2+ // Pb2+ Pb(s) ∆Eºpila = 0’63 V

Ácidos fuertes: no dejan moléculas sin disociar. Sus bases conjugadas no tienen tendencia a protonarse. El equilibrio está totalmente desplazado hacia los iones. HClO4, HI, HBr, HCl, H2SO4, HNO3, H3O+, HSO4-, HNO2, CH3-COOH, H2SO3, NH4+, HCO3-, H2O, HS-, CH3OH

Ácidos débiles: se disocian parcialmente. Sus bases conjugadas son débiles y tienen tendencia a protonarse. El equilibrio está desplazado hacia el ácido.

Bases fuertes: se disocian totalmente en sus iones. Sus ácidos conjugados no tienen tendencia a protonarse. El equilibrio está desplazado totalmente hacia sus iones. CH3O-, S2-, OH-, CO32-, NH3, HCO3-, CH3COO-, NO2-, SO4-, H2O, NO3-, HSO4-, Cl-, Br-, I-, ClO4-.

Bases débiles: se disocian parcialmente en disolución acuosa. Sus ácidos conjugados son débiles y tienen tendencia a protonarse. El equilibrio está desplazado hacia la base.

– En cuanto a Ka: cuanto mayor es Ka, mayor es la acidez, mayor fuerza del ácido y menos la de la base y menor es el pH.

– En cuanto a Kb: cuanto mayor es Kb, más desplazado estará el equilibrio de disociación hacia la formación de iones, mayores serán la concentración de (OH-), el grado de disociación, la fuerza de la base y, por tanto, mayor será el pH.