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Química 2ed

Ejercicios

Química 2edEjercicios

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. 2.5 La tabla periódica
    7. 2.6 Compuestos iónicos y moleculares
    8. 2.7 Nomenclatura química
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  4. 3 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 3.1 La fórmula de masa y el concepto de mol
    3. 3.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 3.3 Molaridad
    5. 3.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  5. 4 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 4.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 4.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 4.3 Estequiometría de la reacción
    5. 4.4 Rendimiento de la reacción
    6. 4.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  6. 5 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 5.1 Conceptos básicos de energía
    3. 5.2 Calorimetría
    4. 5.3 Entalpía
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  7. 6 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 6.1 Energía electromagnética
    3. 6.2 El modelo de Bohr
    4. 6.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 6.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 6.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  8. 7 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 7.1 Enlace iónico
    3. 7.2 Enlace covalente
    4. 7.3 Símbolos y estructuras de Lewis
    5. 7.4 Cargas formales y resonancia
    6. 7.5 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    7. 7.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  9. 8 Teorías avanzadas del enlace covalente
    1. Introducción
    2. 8.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 8.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 8.3 Enlaces múltiples
    5. 8.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  10. 9 Gases
    1. Introducción
    2. 9.1 Presión del gas
    3. 9.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 9.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 9.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 9.5 La teoría cinético-molecular
    7. 9.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Cinética
    1. Introducción
    2. 12.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 12.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 12.3 Leyes de velocidad
    5. 12.4 Leyes de tasas integradas
    6. 12.5 Teoría de colisiones
    7. 12.6 Mecanismos de reacción
    8. 12.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 16.1 Espontaneidad
    3. 16.2 Entropía
    4. 16.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 16.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  18. 17 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 17.1 Repaso de química redox
    3. 17.2 Celdas galvánicas
    4. 17.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 17.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 17.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 17.6 Corrosión
    8. 17.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 20.1 Hidrocarburos
    3. 20.2 Alcoholes y éteres
    4. 20.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 20.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  22. 21 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 21.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 21.2 Ecuaciones nucleares
    4. 21.3 Decaimiento radiactivo
    5. 21.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 21.5 Usos de los radioisótopos
    7. 21.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

17.1 Repaso de química redox

1.

Identifique cada una de las semirreacciones siguientes como oxidación o reducción.

(a) Fe3++3eFeFe3++3eFe

(b) CrCr3++3eCrCr3++3e

(c) MnO42−MnO4+eMnO42−MnO4+e

(d) Li++eLiLi++eLi

2.

Identifique cada una de las semirreacciones siguientes como oxidación o reducción.

(a) ClCl2ClCl2

(b) Mn2+MnO2Mn2+MnO2

(c) H2H+H2H+

(d) NO3NONO3NO

3.

Suponiendo que cada par de semirreacciones que se indican a continuación tiene lugar en una solución ácida, escriba una ecuación balanceada para la reacción global.

(a) CaCa2++2e,CaCa2++2e, F2 +2e2FF2 +2e2F

(b) LiLi++e,LiLi++e, Cl2+2e2ClCl2+2e2Cl

(c) FeFe3++3e,FeFe3++3e, Br2+2e2BrBr2+2e2Br

(d) AgAg++e,AgAg++e, MnO4+4H++3eMnO2+2H2OMnO4+4H++3eMnO2+2H2O

4.

Balancee las siguientes ecuaciones suponiendo que se producen en una solución ácida.

(a) H2O2+Sn2+H2O+Sn4+H2O2+Sn2+H2O+Sn4+

(b) PbO2+HgHg22++Pb2+PbO2+HgHg22++Pb2+

(c) Al+Cr2O72−Al3++Cr3+Al+Cr2O72−Al3++Cr3+

5.

Identifique el oxidante y el reductor de cada reacción del ejercicio anterior.

6.

Balancee las siguientes ecuaciones suponiendo que se dan en una solución básica.

(a) SO32−(aq)+Cu(OH)2(s)SO42−(aq)+Cu(OH)(s)SO32−(aq)+Cu(OH)2(s)SO42−(aq)+Cu(OH)(s)

(b) O2(g)+Mn(OH)2(s)MnO2(s)O2(g)+Mn(OH)2(s)MnO2(s)

(c) NO3(aq)+H2(g)NO(g)NO3(aq)+H2(g)NO(g)

(d) Al(s)+CrO42−(aq)Al(OH)3(s)+Cr(OH)4(aq)Al(s)+CrO42−(aq)Al(OH)3(s)+Cr(OH)4(aq)

7.

Identifique el oxidante y el reductor de cada reacción del ejercicio anterior.

8.

¿Por qué los iones de hidróxido no aparecen en las ecuaciones de las semirreacciones que se producen en una solución ácida?

9.

¿Por qué los iones de hidrógeno no aparecen en las ecuaciones de las semirreacciones que se producen en la solución básica?

10.

¿Por qué debe equilibrarse la carga en las reacciones de reducción-oxidación?

17.2 Celdas galvánicas

11.

Escriba los esquemas de celdas para las siguientes reacciones, utilizando el platino como electrodo inerte según sea necesario.

(a) Mg(s)+Ni2+(aq)Mg2+(aq)+Ni(s)Mg(s)+Ni2+(aq)Mg2+(aq)+Ni(s)

(b) 2Ag+(aq)+Cu(s)Cu2+(aq)+2Ag(s)2Ag+(aq)+Cu(s)Cu2+(aq)+2Ag(s)

(c) Mn(s)+Sn(NO3)2 (aq)Mn(NO3)2 (aq)+Sn(s)Mn(s)+Sn(NO3)2 (aq)Mn(NO3)2 (aq)+Sn(s)

(d) 3CuNO3(aq)+Au(NO3)3(aq)3Cu(NO3)2 (aq)+Au(s)3CuNO3(aq)+Au(NO3)3(aq)3Cu(NO3)2 (aq)+Au(s)

12.

Suponiendo que los siguientes esquemas representan las celdas galvánicas tal y como están escritas, identifique las reacciones de media celda que ocurren en cada una de ellas.

(a) Mg(s)Mg2+(aq)Cu2+(aq)Cu(s)Mg(s)Mg2+(aq)Cu2+(aq)Cu(s)

(b) Ni(s)Ni2+(aq)Ag+(aq)Ag(s)Ni(s)Ni2+(aq)Ag+(aq)Ag(s)

13.

Escriba una ecuación balanceada para la reacción de celda de cada celda del ejercicio anterior.

14.

Balancee cada una de las reacciones que aparecen a continuación y escriba un esquema de celda que represente la reacción tal y como se produciría en una celda galvánica.

(a) Al(s)+Zr4+(aq)Al3+(aq)+Zr(s)Al(s)+Zr4+(aq)Al3+(aq)+Zr(s)

(b) Ag+(aq)+NO(g)Ag(s)+NO3(aq)(solución ácida)Ag+(aq)+NO(g)Ag(s)+NO3(aq)(solución ácida)

(c) SiO32−(aq)+Mg(s)Si(s)+Mg(OH)2 (s)(solución básica)SiO32−(aq)+Mg(s)Si(s)+Mg(OH)2 (s)(solución básica)

(d) ClO3(aq)+MnO2(s)Cl(aq)+MnO4(aq)(solución básica)ClO3(aq)+MnO2(s)Cl(aq)+MnO4(aq)(solución básica)

15.

Identifique el oxidante y el reductor en cada reacción del ejercicio anterior.

16.

A partir de la información proporcionada, utilice la notación de celdas para describir los siguientes sistemas:

(a) En una semicelda, una solución de Pt(NO3)2 forma un Pt metal, mientras que en la otra semicelda, el Cu metal entra en una solución de Cu(NO3)2 con todas las concentraciones de soluto de 1 M.

(b) El cátodo consiste de un electrodo de oro en una solución 0,55 M Au(NO3)3 y el ánodo es un electrodo de magnesio en una solución 0,75 M Mg(NO3)2.

(c) Una semicelda consiste de un electrodo de plata en una solución de 1 M de AgNO3, y en la otra semicelda se oxida un electrodo de cobre en 1 M de Cu(NO3)2.

17.

¿Por qué es necesario un puente salino en las celdas galvánicas como la de la Figura 17.3?

18.

Se comprobó que un electrodo activo (metal) ganaba masa a medida que se permitía que se produjera la reacción de reducción-oxidación. ¿El electrodo era un ánodo o un cátodo? Explique.

19.

Se comprobó que un electrodo activo (metal) perdía masa a medida que se permitía que se produjera la reacción de reducción-oxidación. ¿El electrodo era un ánodo o un cátodo? Explique.

20.

Se midieron las masas de tres electrodos (A, B y C), cada uno de ellos procedente de tres celdas galvánicas diferentes, antes y después de dejar pasar la corriente por las celdas durante un tiempo. La masa del electrodo A aumentó, la del electrodo B no cambió y la del electrodo C disminuyó. Identifique cada electrodo como activo o inerte, y anote (si es posible) si funcionó como ánodo o cátodo.

17.3 Potenciales del electrodo y de la celda

21.

Calcule el potencial estándar de celda para cada una de las reacciones que aparecen a continuación, y anote si la reacción es espontánea en condiciones de estado estándar.

(a) Mg(s)+Ni2+(aq)Mg2+(aq)+Ni(s)Mg(s)+Ni2+(aq)Mg2+(aq)+Ni(s)

(b) 2Ag+(aq)+Cu(s)Cu2+(aq)+2Ag(s)2Ag+(aq)+Cu(s)Cu2+(aq)+2Ag(s)

(c) Mn(s)+Sn(NO3)2 (aq)Mn(NO3)2 (aq)+Sn(s)Mn(s)+Sn(NO3)2 (aq)Mn(NO3)2 (aq)+Sn(s)

(d) 3Fe(NO3)2 (aq)+Au(NO3)3(aq)3Fe(NO3)3(aq)+Au(s)3Fe(NO3)2 (aq)+Au(NO3)3(aq)3Fe(NO3)3(aq)+Au(s)

22.

Calcule el potencial estándar de celda para cada una de las reacciones que aparecen a continuación, y anote si la reacción es espontánea en condiciones de estado estándar.

(a) Mn(s)+Ni2+(aq)Mn2+(aq)+Ni(s)Mn(s)+Ni2+(aq)Mn2+(aq)+Ni(s)

(b) 3Cu2+(aq)+2Al(s)2Al3+(aq)+3Cu(s)3Cu2+(aq)+2Al(s)2Al3+(aq)+3Cu(s)

(c) Na(s)+LiNO3(aq)NaNO3(aq)+Li(s)Na(s)+LiNO3(aq)NaNO3(aq)+Li(s)

(d) Ca(NO3)2 (aq)+Ba(s)Ba(NO3)2 (aq)+Ca(s)Ca(NO3)2 (aq)+Ba(s)Ba(NO3)2 (aq)+Ca(s)

23.

Escriba la reacción balanceada de la celda para el esquema de celda que se muestra a continuación, calcule el potencial estándar de celda y anote si la reacción es espontánea en condiciones de estado estándar.

Cu ( s ) Cu 2+ ( a q ) Au 3+ ( a q ) Au ( s ) Cu ( s ) Cu 2+ ( a q ) Au 3+ ( a q ) Au ( s )

24.

Determine la reacción de la celda y el potencial estándar de celda a 25 °C para una celda hecha de una semicelda catódica que consiste de un electrodo de plata en una solución 1 M de nitrato de plata y una semicelda anódica que consiste de un electrodo de zinc en 1 M de nitrato de zinc. ¿La reacción es espontánea en condiciones estándar?

25.

Determine la reacción de la celda y el potencial estándar de celda a 25 °C para una celda hecha con una semicelda anódica que contiene un electrodo de cadmio en 1 M de nitrato de cadmio y una semicelda catódica que consiste en un electrodo de aluminio en una solución de 1 M de nitrato de aluminio. ¿La reacción es espontánea en condiciones estándar?

26.

Escriba la reacción balanceada de la celda para el esquema de celda que se muestra a continuación, calcule el potencial estándar de celda y anote si la reacción es espontánea en condiciones de estado estándar.
Pt(s)H2(g)H+(aq)Br2(aq),Br(aq)Pt(s)Pt(s)H2(g)H+(aq)Br2(aq),Br(aq)Pt(s)

17.4 Potencial, energía libre y equilibrio

27.

Para cada par de valores de potencial estándar de celda y de estequiometría de electrones que se indican a continuación, calcule el correspondiente cambio de energía libre estándar (kJ).

(a) 0,000 V, n = 2

(b) +0,434 V, n = 2

(c) -2,439 V, n = 1

28.

Para cada par de valores de cambio de energía libre estándar y de estequiometría de los electrones que aparecen a continuación, calcule un potencial estándar de celda correspondiente.

(a) 12 kJ/mol, n = 3

(b) -45 kJ/mol, n = 1

29.

Determine el potencial estándar de celda y el potencial de celda en las condiciones indicadas para las reacciones electroquímicas descritas aquí. Indique si cada una de ellas es espontánea o no espontánea bajo cada conjunto de condiciones a 298,15 K.

(a) Hg(l)+S2−(aq, 0,10M)+2Ag+(aq, 0,25M)2Ag(s)+HgS(s)Hg(l)+S2−(aq, 0,10M)+2Ag+(aq, 0,25M)2Ag(s)+HgS(s)

(b) La celda hecha de una semicelda anódica que consiste en un electrodo de aluminio en una solución de 0,015 M de nitrato de aluminio y una semicelda catódica que consiste en un electrodo de níquel en una solución 0,25 M de nitrato de níquel(II).

(c) La celda compuesta por una semicelda en la que el bromo acuoso (1,0 M) se oxida a ion de bromuro (0,11 M) y una semicelda en la que el Al3+ (0,023 M) se reduce a aluminio metálico.

30.

Determine el ΔG y el ΔG° para cada una de las reacciones del problema anterior.

31.

Utilice los datos del Apéndice L para calcular las constantes de equilibrio de las siguientes reacciones. Supongamos la temperatura como 298,15 K si no se da la temperatura.

(a) AgCl(s)Ag+(aq)+Cl(aq)AgCl(s)Ag+(aq)+Cl(aq)

(b) CdS(s)Cd2+(aq)+S2−(aq)a 377 KCdS(s)Cd2+(aq)+S2−(aq)a 377 K

(c) Hg2+(aq)+4Br(aq)[HgBr4]2−(aq)Hg2+(aq)+4Br(aq)[HgBr4]2−(aq)

(d) H2O(l)H+(aq)+OH(aq)a 25°CH2O(l)H+(aq)+OH(aq)a 25°C

17.5 Baterías y pilas de combustible

32.

Considere una batería hecha de una semicelda que consiste de un electrodo de cobre en una solución de 1 M de CuSO4 y otra semicelda que consiste de un electrodo de plomo en una solución de 1 M de Pb(NO3)2.

(a) ¿Cuál es el potencial estándar de celda de la batería?

(b) ¿Cuáles son las reacciones en el ánodo, el cátodo y la reacción global?

(c) La mayoría de los dispositivos diseñados para utilizar pilas secas pueden funcionar entre 1,0 y 1,5 V. ¿Podría utilizarse esta celda para fabricar una batería que pudiera sustituir a una pila seca? Por qué sí o por qué no.

(d) Supongamos que se añade ácido sulfúrico a la semicelda con el electrodo de plomo y se forma algo de PbSO4(s). ¿El potencial de celda aumenta, disminuye o permanece igual?

33.

Considere una batería con la reacción global: Cu(s)+2Ag+(aq)2Ag(s)+Cu2+(aq).Cu(s)+2Ag+(aq)2Ag(s)+Cu2+(aq).

(a) ¿Cuál es la reacción en el ánodo y el cátodo?

(b) Una batería está "agotada" cuando su potencial de celda es cero. ¿Cuál es el valor de Q cuando esta batería está agotada?

(c) Si en una determinada batería agotada se encontró [Cu2+] = 0,11 M, ¿cuál era la concentración de ion de plata?

34.

¿Por qué las baterías se agotan y las pilas de combustible no?

35.

Utilice la ecuación de Nernst para explicar la caída de voltaje que se observa en algunas baterías al descargarse.

36.

A partir de la información obtenida hasta ahora en este capítulo, explique por qué los aparatos electrónicos alimentados por baterías funcionan mal a bajas temperaturas.

17.6 Corrosión

37.

¿Qué miembro de cada par de metales tiene más probabilidades de corroerse (oxidarse)?

(a) Mg o Ca

(b) Au o Hg

(c) Fe o Zn

(d) Ag o Pt

38.

Considere los siguientes metales: Ag, Au, Mg, Ni y Zn. ¿Cuál de estos metales podría utilizarse como ánodo de sacrificio en la protección catódica de un tanque de almacenamiento de acero subterráneo? El acero es una aleación compuesta mayoritariamente por hierro, por lo que hay que utilizar -0,447 V como potencial de reducción estándar para el acero.

39.

Aluminio (EAl3+/Al°=-2,07 V)(EAl3+/Al°=-2,07 V) se oxida más fácilmente que el hierro (EFe3+/Fe°=-0,477 V),(EFe3+/Fe°=-0,477 V), y, sin embargo, cuando ambos están expuestos al ambiente, el aluminio sin tratar tiene una muy buena resistencia a la corrosión, mientras que la resistencia a la corrosión del hierro sin tratar es pobre. ¿Qué puede explicar esta observación?

40.

Si una muestra de hierro y otra de zinc entran en contacto, el zinc se corroe pero el hierro no. Si una muestra de hierro entra en contacto con una muestra de cobre, el hierro se corroe pero el cobre no. Explique este fenómeno.

41.

Suponga que tiene tres metales diferentes, A, B y C. Cuando los metales A y B entran en contacto, B se corroe y A no se corroe. Cuando los metales A y C entran en contacto, A se corroe y C no se corroe. Según esta información, ¿qué metal se corroe y qué metal no se corroe cuando B y C entran en contacto?

42.

¿Por qué un ánodo de sacrificio hecho de metal de litio sería una mala elección?

17.7 Electrólisis

43.

Si una corriente de 2,5 A circula por un circuito durante 35 minutos, ¿cuántos culombios de carga se han movido por el circuito?

44.

Para el escenario de la pregunta anterior, ¿cuántos electrones se movieron por el circuito?

45.

Escriba las semirreacciones y la reacción de celda que se producen durante la electrólisis de cada una de las sales fundidas que aparecen a continuación.

(a) CaCl2

(b) LiH

(c) AlCl3

(d) CrBr3

46.

Qué masa de cada producto se produce en cada una de las celdas electrolíticas del problema anterior si una carga total de 3,33 ×× 105 C pasa por cada celda?

47.

¿Cuánto tiempo se necesita para reducir 1 mol de cada uno de los siguientes iones utilizando la corriente indicada?

(a) Al3+, 1,234 A

(b) Ca2+, 22,2 A

(c) Cr5+, 37,45 A

(d) Au3+, 3,57 A

48.

Una corriente de 2,345 A pasa por la celda mostrada en la Figura 17.19 durante 45 minutos. ¿Cuál es el volumen del hidrógeno recogido a temperatura ambiente si la presión es exactamente de 1 atm? (Pista: ¿Es el hidrógeno el único gas presente por encima del agua?)

49.

Una pieza metálica de forma irregular fabricada con una aleación determinada se galvanizó con zinc utilizando una solución de Zn(NO3)2. Cuando se utilizó una corriente de 2,599 A, se tardó exactamente 1 hora en depositar una capa de zinc de 0,01123 mm en la pieza. ¿Cuál era la superficie total de la pieza? La densidad del zinc es de 7,140 g/cm3.

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