Capítulo 16

(a) reducción; (b) oxidación; (c) oxidación; (d) reducción

(a) ${\text{F}}_2+\text{Ca}⟶{\text{2F}}^{\text{–}}+{\text{Ca}}^{\mathrm{2+}};$ (b) ${\text{Cl}}_2+\text{2Li}⟶{\text{2Li}}^{\text{+}}+{\text{2Cl}}^{\text{–}};$ (c) ${\text{3Br}}_2+\text{2Fe}⟶{\text{2Fe}}^{\mathrm{3+}}+{\text{6Br}}^{\text{–}};$ (d) ${\text{MnO}}_4{}^{—}+{\text{4H}}^{\text{+}}+\text{3Ag}⟶{\text{3Ag}}^{\text{+}}+{\text{MnO}}_2+{\text{2H}}_2\text{O}$

Oxidado: (a) Sn²⁺; (b) Hg; (c) Al; reducido: (a) H₂O₂; (b) PbO₂; (c) ${\text{Cr}}_2{\text{O}}_7{}^{\mathrm{2-}};$ agente oxidante: (a) H₂O₂; (b) PbO₂; (c) ${\text{Cr}}_2{\text{O}}_7{}^{\mathrm{2-}};$ agente reductor: (a) Sn²⁺; (b) Hg; (c) Al

Oxidado = agente reductor: (a) ${\text{SO}}_3{}^{\text{2−}};$ (b) Mn(OH)₂; (c) H₂; (d) Al; reducido = agente oxidante: (a) Cu(OH)₂; (b) O₂; (c) ${\text{NO}}_3{}^{\text{–}};$ (d) ${\text{CrO}}_4{}^{\mathrm{2-}}$

En una solución básica, [OH^-] > 1 $\times$ 10^-7 M > [H⁺]. El ion de hidrógeno no puede aparecer como reactivo porque su concentración es esencialmente cero. Si se produjera, reaccionaría instantáneamente con el exceso de ion de hidróxido para producir agua. Así, el ion de hidrógeno no debería aparecer como reactivo o producto en la solución básica.

(a) $\text{Mg}(s)│{\text{Mg}}^{\mathrm{2+}}(aq)║{\text{Ni}}^{\text{2+}}(aq)│\text{Ni}(s);$ (b) $\text{Cu}(s)│{\text{Cu}}^{\mathrm{2+}}(aq)║{\text{Ag}}^{\text{+}}(aq)│\text{Ag}(s);$ (c) $\text{Mn}(s)│{\text{Mn}}^{\mathrm{2+}}(aq)║{\text{Sn}}^{\mathrm{2+}}(aq)│\text{Sn}(s);$ (d) $\text{Pt}(s)│{\text{Cu}}^{\text{+}}(aq{\text{), Cu}}^{\mathrm{2+}}(aq)║{\text{Au}}^{\text{3+}}(aq)│\text{Au}(s)$

(a) $\text{Mg}(s)+{\text{Cu}}^{\mathrm{2+}}(aq)⟶{\text{Mg}}^{\mathrm{2+}}(aq)+\text{Cu}(s);$ (b) $2{\text{Ag}}^{\text{+}}(aq)+\text{Ni}(s)⟶{\text{Ni}}^{\mathrm{2+}}(aq)+\text{2Ag}(s)$

Especies oxidadas = agente reductor: (a) Al(s); (b) NO(g); (c) Mg(s); y (d) MnO₂(s); Especies reducidas = agente oxidante: (a) Zr⁴⁺(aq); (b) Ag⁺(aq); (c) ${\text{SiO}}_3{}^{\mathrm{2-}}(aq)$; y (d) ${\text{ClO}}_3{}^{\text{–}}(aq)$

Sin el puente salino, el circuito estaría abierto (o roto) y no podría fluir la corriente. Con un puente salino, cada semicelda permanece eléctricamente neutra y la corriente puede fluir a través del circuito.

Los electrodos activos participan en la reacción de reducción-oxidación. Dado que los metales forman cationes, el electrodo perdería masa si los átomos de metal en el electrodo se oxidaran y pasaran a la solución. La oxidación se produce en el ánodo.

(a) +2,115 V (espontánea); (b) +0,4626 V (espontánea); (c) +1,0589 V (espontánea); (d) +0,727 V (espontánea)

$3\text{Cu}(s)+{\text{2Au}}^{\mathrm{3+}}(aq)⟶{\text{3Cu}}^{\mathrm{2+}}(aq)+\text{2Au}(s)\text{;}$ +1,16 V; espontánea

$3\text{Cd}(s)+{\text{2Al}}^{\mathrm{3+}}(aq)⟶{\text{3Cd}}^{\mathrm{2+}}(aq)+\text{2Al}(s);$ -1,259 V; no espontánea

(a) 0 kJ/mol; (b) -83,7 kJ/mol; (c) +235,3 kJ/mol

(a) potencial estándar de celda: 1,50 V, espontánea; potencial de celda en las condiciones indicadas: 1,43 V, espontánea; (b) potencial estándar de celda: 1,405 V, espontánea; potencial de celda en las condiciones indicadas: 1,423 V, espontánea; (c) potencial estándar de celda: -2,749 V, no espontánea; potencial de celda en las condiciones indicadas: -2,757 V, no espontánea

(a) 1,7 $\times$ 10^-10; (b) 2,6 $\times$ 10^-21; (c) 4,693 $\times$ 10²¹; (d) 1,0 $\times$ 10⁻¹⁴

(a) $\begin{array}{}\\ \text{ánodo: Cu}(s)⟶{\text{Cu}}^{\mathrm{2+}}(aq)+{\text{2e}}^{\text{–}}{E}_{\text{ánodo}}^{°}=\text{0,34 V}\\ \text{cátodo:}2\times \left({\text{Ag}}^{\text{+}}(aq)+{\text{e}}^{\text{–}}⟶\text{Ag}(s)\right)E_{\text{cátodo}}^{°}=\text{0,7996 V}\end{array};$ (b) 3,5 $\times$ 10¹⁵; (c) 5,6 $\times$ 10^-9 M

Las baterías son autónomas y tienen un suministro limitado de reactivos para gastar antes de morir. Alternativamente, los subproductos de la reacción de la batería se acumulan e interfieren con la reacción. Como una pila de combustible se reabastece constantemente de reactivos y los productos son expulsados, puede seguir funcionando mientras se suministren reactivos.

La E_celda, tal como se describe en la ecuación de Nernst, tiene un término que es directamente proporcional a la temperatura. A bajas temperaturas, este término disminuye, lo que da lugar a un menor voltaje de celda proporcionado por la batería al dispositivo, el mismo efecto que una batería que se agota.

Mg y Zn

Ambos ejemplos implican una protección catódica. El ánodo (de sacrificio) es el metal que se corroe (se oxida o reacciona). En el caso del hierro (-0,447 V) y del zinc (-0,7618 V), el zinc tiene un potencial de reducción estándar más negativo y, por lo tanto, sirve de ánodo. En el caso del hierro y el cobre (0,34 V), el hierro tiene el potencial de reducción estándar más pequeño y por eso se corroe (sirve de ánodo).

Aunque el potencial de reducción del litio lo haría capaz de proteger a los otros metales, este alto potencial también es indicativo de lo reactivo que es el litio; tendría una reacción espontánea con la mayoría de las sustancias. Esto significa que el litio reaccionaría rápidamente con otras sustancias, incluso con aquellas que no oxidarían el metal que intenta proteger. Una reactividad así significa que el ánodo de sacrificio se agotaría rápidamente y tendría que ser sustituido con frecuencia. (Razón adicional opcional: peligro de incendio en presencia de agua).

(a) $\begin{array}{}\\ \text{masa de Ca}=\text{69,1 g}\\ {\text{masa de Cl}}_2=\text{122 g}\end{array};$ (b) $\begin{array}{l}\text{masa de Li}=\text{23,9 g}\\ {\text{masa de H}}_2=\text{3,48 g}\end{array};$ (c) $\begin{array}{l}\text{masa de Al}=\text{31,0 g}\\ {\text{masa de Cl}}_2=\text{122 g}\end{array};$ (d) $\begin{array}{l}\text{masa de Cr}=\text{59,8 g}\\ {\text{masa de Br}}_2=\text{276 g}\end{array}$

0,79 L