SOLUCIÓN EXAMEN REDOX Y ÁCIDOS 2 BACHILLERATO 1112

1.     El ácido fluoracético se encuentra en el gifblaar, una de las plantas más venenosas conocidas. Una disolución 0,318M de este ácido tiene un pH=1,56. Calcula la constante  de acidez del ácido fluoroacético y el grado de disociación. Considéralo como HA. [plantea el equilibrio 0,5; despeja sin sustituir 0,5; solución 1, grado de disoc. 0,5]

                       HA + H₂O ßàA^- + H₃O⁺

INICIO            C₀                         -        10^-7 M

EQL             C₀-x                        x     x+10^-7

pH=-log[H₃O⁺]

[H₃O⁺]=10^-1,56=0,027M=x

Hemos despreciado la concentración inicial de hidronios frente a x en la expresión de la concentración de hidronio en el equilibrio.

Que en porcentaje representa un 8,45%.

 
2.       ¿Qué diferencias hay entre un ácido de Arrhenius, de Brondsted, y de Lewis? [0,75 conoce las diferencias; 0,75 expresión haciendo uso de términos científicos]

Para Arrhenius, un ácido es aquella sustancia que en disolución acuosa desprende cationes H⁺. Esta definición es bastante similar a la de Bröndsted salvo en lo concerniente a la disolución acuosa, puesto que no se constriñe al agua, y en cierto matiz: para Bronsdted un ácido es una sustancia que es capaz de ceder a otra un catión H⁺, por tanto no es que desprenda, es que cede a otra molécula y por tanto es necesario que un ácido tenga al lado a una molécula que recoja al H⁺ .

Con Lewis hay un cambio de protagonista, puesto que un ácido es una especie química capaz de aceptar un par de electrones. Algo muy distinto de las dos definiciones anteriores.

3. Discute el cambio de pH, o no, que tenga lugar cuando se disuelvan las siguientes sales: NaCl, NH₄Cl, KI. [0,33 cada una siempre y cuando esté razonada adecuadamente]

Las sales se disuelven en agua dividiéndose en el catión y el anión. Estos por separado pueden a su vez interaccionar con el agua al comportarse como un ácido o una base, y por tanto produciendo alteraciones en el pH.

            NaCl (s)   à  Na⁺ (aq) + Cl^-(aq)

En este primer caso no se producen alteraciones en el pH porque tanto el sodio como el cloruro provienen de bases y ácidos fuertes, que no se formarán en disolución acusa nunca, ya que están totalmente disociados, (en este caso HCl y NaOH):

                       Cl^-(aq) + H₂O à HCl + OH^-     ¡NUNCA!
En el tercer caso ocurre lo mismo, ya que el KI:

KI (s)   à  K⁺ (aq) + I^-(aq)

Y el K⁺ no puede reaccionar con el agua para formar KOH y el I^-  para formar HI, al ser estos bases y ácidos fuertes.

Un caso diferente es el del NH₄Cl, por su catión:

NH₄ Cl (s)   à  NH₄ ⁺ (aq) + Cl^-(aq)

El Cl^- no reaccionará con el agua por lo que ya hemos dicho antes, pero el amonio sí, es un ácido débil:

NH₄ ⁺ +  H₂O ßà NH₃ +H₃O⁺

 Por tanto se forman H₃O⁺, y el pH disminuirá.

4.       Ajusta las siguientes reacciones REDOX. [1 punto cada reacción iónica y 0,5 la molecular]

KMnO₄ + SnCl₂ + HCl à SnCl₄ + MnO₂ + H₂O

K₂Cr₂O₇ + S à KOH + Cr₂O₃ + SO₂

Vamos con la primera de ellas, asignamos los números de oxidación y son los siguientes:
+1  +7  -2           +2  -1          +1  -1          +4    -1       +4       -2        +1   -2
KMnO₄ + SnCl₂ + HCl à SnCl₄ + MnO₂ + H₂O
Se oxida el cloro y se reduce el manganeso. Escribimos la reacción iónico disociando sales y ácidos fuertes. Por cierto debemos hacerla en medio ácido por la presencia del HCl.

            K⁺ + MnO₄^-  + Sn²⁺ + Cl^-  à Sn⁺⁴ + Cl^- + MnO₂ + H₂O

Semirreacción de oxidación, (ya ajustada):  Sn²⁺  à Sn⁴⁺ + 2e^-

Semirreacción de reducción, (ya ajustada): MnO₄^- + 4H⁺ + 3 e^- à MnO₂ + 2H₂O

Multiplicamos la primera por 3 y la segunda por dos, y las sumamos:

3Sn²⁺  à 3Sn⁴⁺ + 6e^-

              2MnO₄^- + 8H⁺ + 6 e^- à 2MnO₂ + 4H₂O
_________________________________________________

2MnO₄^- + 8H⁺ + 6 e^- +3Sn²⁺  à 2MnO₂ + 4H₂O + 3Sn⁴⁺ + 6e^-

Simplificamos la ecuación iónica, y esta ya está ajustada:

2MnO₄^- + 8H⁺ + 3Sn²⁺  à 2MnO₂ + 4H₂O + 3Sn⁴⁺

Ahora añadimos los iones ausentes, comenzando por el potasio:

2MnO₄^- + 8H⁺ + 3Sn²⁺  à 2MnO₂ + 4H₂O + 3Sn⁴⁺
2 K⁺        + 8Cl^-  + 6 Cl^-         2K⁺ + 2Cl^- +       12Cl^-         

Asociamos los iones con sus cationes, ya hemos procurado ponerlos unos debajo de los otros, o al lado.

2KMnO₄ + 8HCl + 3SnCl₂ à 2MnO₂ + 4H₂O + 3SnCl₄ + 2KCl      TERMINADA

La segunda reacción se ajusta en medio básico. Por la presencia de KOH

+1   +6  -2        0        +1 -2  +1     +3   -2      +4 -2
K₂Cr₂O₇ + S à KOH + Cr₂O₃ + SO₂

Tras asignar los números de oxidación, observamos que el cromo se reduce y el azufre se oxida. Escribimos la ecuación iónica como paso intermedio antes de escribir las semirreacciones:

            K⁺ + Cr₂O₇^2- + S à K⁺ + OH^- + Cr₂O₃ + SO₂
Semirreacción de oxidación:     S + 4OH^- à SO₂ + 2H₂O + 4e^-

Semirreacción de reducción:  Cr₂O₇^2-   +4H₂O + 6 e^-à Cr₂O₃ + 8OH^-

Multiplicamos la primera por 6 y la segunda por 4 y las sumamos:

  6 S + 24OH^- à 6SO₂ + 12H₂O + 24e^-

4Cr₂O₇^2-   +16H₂O + 24 e^-à 4Cr₂O₃ + 32OH^-

                        _______________________________________________

6 S + 24OH^-+4Cr₂O₇^2-   +16H₂O + 24 e^-à6SO₂ + 12H₂O + 24e^- + 4Cr₂O₃ + 32OH^-

Simplificamos eliminando términos comunes y obtenemos la ecuación iónica ajustada.

6 S + 24OH^-+4Cr₂O₇^2-   +16H₂O à 6SO₂ + 12H₂O + 4Cr₂O₃ + 32OH^-

Añadimos los iones ausentes, o espectadores.

6 S + 24OH^-+4Cr₂O₇^2-   +16H₂O à 6SO₂ + 12H₂O + 4Cr₂O₃ + 32OH^-

                         24 K⁺       8K⁺                                                                   32K⁺

Y escribimos la ecuación molecular TERMINADA

6 S + 24KOH+4K₂Cr₂O₇   +16H₂O à 6SO₂ + 12H₂O + 4Cr₂O₃ + 32KOH

5.     Dados los dos sistemas redox, escribe la reacción espontánea que tiene lugar, construye una pila con un dibujo esquemático indicando cada parte, y finalmente calcula el potencial de la pila. [0,5 elige la reacción espontánea; 1 punto la pila siempre que estén sus partes nombradas; 0,5 el potencial de la pila]

Ag⁺(aq)/Ag(m)        E⁰=+0,80V

Zn²⁺(aq)(Zn(m)       E⁰=-0,79V

El par de mayor potencial será el oxidantes, (es decir el que se reduce), y el de menor potencial el reductor, (el que se oxida). Por tanto:

                        Zn + Ag⁺ à Zn²⁺ + Ag
La notación de pila sería la siguiente, y con ella calculamos el potencial de la pila:

    ÁNODO                    CÁTODO

Zn(m)/Zn²⁺ (aq) //Ag⁺(aq)/Ag(m)
                    
            E⁰=E⁰_ÁNODO + E⁰_CÁTODO=-(-0,79v)+0,80V=+1,59V

Dibujamos la pila:

RESULTADOS: RAB4--CAC6- MSAA1,5-DB4-MFCH3,5-EDS8-CFB1-JGB0,5-AGS5,25-IGN8,5-SHG0,5-SNG6,1-DPR4-RPJ4,75-MPR6,33-RPL7,5-MYRA6-PVF3,88