Fitxa_34_Química_2BATX

QUÍMICA Curs: SEGON BATXILLERAT FITXA 33: Repàs 3 + REDOX

Grup: A 19 d’ABRIL de 2020

Nom i cognoms: La present activitat caldrà efectuar-la amb els materials acadèmics que s’indiquen a continuació: Apunts de classe i Llibre digital del Grup Promotor Santillana.

Per a la realització d’aquesta tasca caldrà disposar d’uns 120 minuts.

Una vegada finalitzada caldrà que l’enviïs a: adreça pvilardell@pive.es

Tens temps fins el dia: 24.04.2020

Recorda: 1) Cal efectuar la tasca amb qualitat tant en la forma com en el contingut.

2) Respecta la data d’entrega de la tasca.

3) El plagi o la còpia directa de l’activitat dels companys o de qualsevol mitjà electrònic serà penalitzada en la qualificació final de la tasca. Aquesta valoració no superarà, en cap cas, els 3 punts. La penalització tant afectarà al copiat/ada com al copiador/a.

4) Els barems de qualificació seran: a. Tasca presentada : 3,00 b. Tasca presentada en la data prevista (Divendres): 4,00 c. Tasca presentada en la data prevista amb diferents graus de qualitat: i. ii. iii. iv.

Suficient Bé Notable Excel·lent

-

5,00 – 5,99 6,00 – 6,99 7,00 – 8,49 8,50 – 10,00

d. Qualsevol activitat presentada entre Dissabte/Diumenge de la mateixa setmana serà penalitzada amb: -1,00 punt. e. Qualsevol activitat correcta presentada fora de termini serà valorada amb una qualificació màxima de: 5,00

Exercici 1 El iodur d’hidrogen gasós és un compost molt utilitzat en química perquè és una de les principals fonts de iode. En una indústria química hem introduït 7,78 mols de H2(g) i 5,40 mols de I2(g) en un reactor de 10,0 L, i ho escalfem a 445 °C; quan la mescla assoleix l’equilibri comprovem que hem obtingut 9,34 mols de iodur d’hidrogen gasós. a) Escriviu la reacció de síntesi del iodur d’hidrogen a partir d’hidrogen i iode. Calculeu la constant d’equilibri en concentracions, Kc, d’aquesta reacció a 445 °C. b) Quin efecte tindrà l’addició de més iode o d’un catalitzador en la constant d’equilibri en concentracions, Kc? Quin efecte tindrà l’addició de més iode o d’un catalitzador en el rendiment de la reacció? Argumenteu les respostes, suposant que sempre mantenim la temperatura a 445 °C. a) Caldrà considerar la reacció:

H2 (g) + I2 (g)

 2 HI(g)

Compte amb l’ajust de la reacció. Compte que el procés té lloc en un volum de 10 L. Després caldrà omplir la taula:

INICI REACCIONEN ES FORMEN EQUILIBRI

H2 (g)

I2 (g)

2 HI(g)

7,78 mols x 7,78 - x

5,40 mols x 5,40 - x

2x 2x

Segons l’enunciat, a l’equilibri, s’obtenen : 9,34 mols de HI així : 2x = 9,34 ; x = ____4,67_____ mols Podreu trobar x i després podreu determinar la concentració a l’equilibri de cada compost: [H2]equilibri = (7,78 – x) / 10 ; [I2]equilibri = (5,41 – x) / 10 ; [HI]equilibri = (2x) / 10 ;

[H2]equilibri = (7,78 – 4,67)/10 = 0,311 M [I2]equilibri = (5,41 – 4,67)/10 = 0,074 M [HI]equilibri =(2·4,67)/10 = 0,934 M

Amb les dades a l’equilibri es podrà determinar el valors de la constant d’equilibri:

H2 (g) + I2 (g)

 2 HI(g)

Keq = [HI]2 / ([H2]·[I2]) (concentracions equilibri) Keq = 0,9342 / (0,311 · 0,074) Keq = 37,905

A una determinada temperatura, la constant d’equilibri no varia sigui quina sigui la pertorbació que se li apliqui. La constant només canvia si hi ha un canvi en la temperatura. b)

En canvi, si que variarà el rendiment de la reacció considerant la Llei de Le Chatelier, Si augmentem la concentració d’un reactiu (I2) l’equilibri intentarà evolucionar en la direcció que impliqui una reducció d’aquest increment, per tant, augmentarà la concentració del producte (HI). D’aquesta forma, el rendiment (es fromarà més producte) de la reacció augmentarà.

La presència d’un catalitzador, com ja s’ha comentat en nombroses ocasions, no afectarà al rendiment de la reacció. Únicament tindrà efecte sobre la velocitat amb la que s’obtinguin els productes donat que el catalitzador redueix el valor de l’energia d’activació.

Exercici 2 Al laboratori disposem de tres vasos de precipitats (A, B i C) que contenen 50 mL de solucions aquoses de la mateixa concentració, a una temperatura de 25 °C. Un dels vasos conté una solució de HCl; un altre conté una solució de KCl, i l’altre, una solució de CH3CH2COOH (àcid feble anomenat habitualment àcid propiònic). Mesurem el pH de les tres solucions i obtenim els resultats següents:

a) Identifiqueu el contingut de cada vas i justifiqueu la resposta. b) Si afegim 100 mL d’aigua destil·lada a cada vas i mantenim la temperatura a 25 °C, augmentarà, disminuirà o es mantindrà el pH en cadascun dels vasos? Expliqueu raonadament la resposta.

a)

V = 50 ml  0,05 l Si ens trobem en les mateixes condicions de concentració: HCl  És un àcid fort, per tant, li correspondrà la concentració més elevada de protons i, per tant, el pH més baix  pH = 1,5 : Vas de precipitats B. CH3CH2COOH  És un àcid feble, per tant, li correspondrà una concentració més baixa de protons i, per tant, el pH més alt  pH = 4,0 : Vas de precipitats C. KCl  És una sal que prové de la neutralització d’un àcid fort HCl amb una base forta KOH, per tant, ens proporcionarà un pH neutre donat que els ions Cl- i K+ seran molt febles.  pH = 7 : Vas de precipitats A.

Reacció de neutralització : HCl + KOH  KCl + H2O Àcid Base Sal H+ + Cl- + K+ + OH-  H2O + KCl Recordo : [A] = mols/Volum Si afegim aigua el volum augmentarà aleshores la concentració disminuirà. b) Si diluïm les tres dissolucions, la concentració de catió hidroni (protons) disminuirà tant en el cas del HCl com en el cas del CH3CH2COOH, per tant, els pH d’aquests dues solucions augmentaran. En el cas del KCl no hi haurà cap canvi donat que no hi ha presència de protons i el pH continuarà essent 7.

Exercici 3 Un laboratori ha estudiat la cinètica de la reacció d’oxidació de tal·li(I) amb ceri(IV) en presència de manganès(II) com a catalitzador, en solució aquosa i a la temperatura de 20 °C. Els resultats experimentals obtinguts avalen el mecanisme de reacció següent en tres etapes: Etapa Etapa Etapa

1: 2: 3:

Ce4+ + Mn2+→ Ce3+ + Mn3+ Ce4+ + Mn3+→ Ce3+ + Mn4+ Tl+ + Mn4+→ Tl3+ + Mn2+

a) Escriviu la reacció global. Expliqueu què és un catalitzador i com intervé en la cinètica d’una reacció emprant un model cinètic. b) Es sap que l’etapa 1 del mecanisme és la més lenta de totes tres, la velocitat de la reacció global és d’ordre 1 respecte del Ce4+ i d’ordre 1 respecte del Mn2+. Escriviu l’equació de velocitat de la reacció global i justifiqueu en quines unitats s’expressa la velocitat de reacció i en quines unitats s’expressa la constant de velocitat d’aquesta reacció.

a) Caldrà sumar les tres reaccions (els reactius amb els reactius i els productes amb els productes). Veureu com podreu simplificar espècies químiques i obtindreu una reacció amb dos reactius i dos productes.

1: Ce4+ + Mn2+→ Ce3+ + Mn3+ 2: Ce4+ + Mn3+→ Ce3+ + Mn4+ 3: Tl+ + Mn4+→ Tl3+ + Mn2+ 4+ 2 Ce + Mn2+ + Mn3+ + Mn4+ + Tl+  2 Ce3+ + Mn2+ + Mn3+ + Mn4+ + Tl3+ Simplificant: Etapa Etapa Etapa

2 Ce4+ + Tl+  2 Ce3+ + Tl3+ Catalitzador definició: És una espècie química que s’introdueix en el procés químic (reacció) sense consumir-se. És una substància que únicament afavoreix el procés de reacció entre es diferents reactius sense que ella intervingui en l’estequiometria.

Efectes d’un catalitzador  Redueix l’energia d’activació d’una reacció. b) Caldrà escriure la reacció segons el model v = K · [reactiu1]a · [reactiu2]b …..

Així: v = K ·[Ce4+]1 · [Mn2+]1 La velocitat d’una reacció és la relació entre la concentració de la substància que es consumeix o es forma i el temps necessari. Per tant, les unitats de la velocitat de reacció són (mol/L)/s és a dir . mol·L-1·s-1 A partir d’aquí, podreu determinar les unitats de K. Caldrà aillar K i podreu determinar les seves unitats. Recordeu [Reactiu1]  mol·L-1 K = v / ([Ce4+]1 · [Mn2+]1) ; K = (mol·L-1·s-1)/[(mol·L-1)·(mol·L-1)] operant: K = mol · L-1 · s-1 /(mol2 · L-2) K = mol · L-1 · s-1 · mol-2 · L2 K = mol-1 · s-1 · L Exercici 4

1) Mirarem els números d’oxidació de les diferents substàncies 2) I2 0

HNO3 H : +1 N : 1 + x + 3·(-2)=0 ; 1 + x–6=0;x=5 O: (-2)

HIO3 H : +1 I:5 O : (-2)

NO O : -2 N : +2

H2O H: +1 O: -2

3x (6 H2O + I2  2 IO3- + 12 H+ + 10 e-)  Oxidació (El iode perd electrons) 10 x (3e- + 4 H+ + NO3-  NO + 2 H2O)  Reducció (El nitrogen guanya electrons)

18 H2O + 3 I2 + 30e- + 40 H+ + 10 NO3-  6 IO3- + 36 H+ + 30 e+ 10 NO + 20 H2O;

3 I2 + 4 H+ + 10 NO3-  2 H2O + 6 IO3- + 10 NO 3 I2 + 10 HNO3  10 NO + 6 HIO3 + 2 H2O Exercici 5

a) Per identificar l’oxidant i el reductor de la reacció cal determinar els nombres d’oxidació dels diferents elements que intervenen en la reacció.

AgNO3 Ag : + 1 N : 1 + 1·x + 3·(-2) =0 1+x-6=0 x=5 N : +5 O : -2

Cl2

N2O5

AgCl

O2

Cl : 0

N : 2·x +5·(-2)=0 2x – 10 = 0 X=5 N : +5 O : -2

Ag : +1 Cl : -1

O=0

Observi’s que hi ha dos elements que canvien els seus nombres d’oxidació:  

L’oxigen que passa de O (2-) a O (0) El clor que passa de Cl (0) a Cl (1-)

 

Es pot observar que l’oxigen ha perdut 2 electrons (s’ha oxidat) Es pot observar que el clor ha guanyat 1 electró (s’ha reduït)



La substància que s’oxida és un substància que dóna electrons a una altra substància, per tant, permet que una altra es redueixi. Per aquesta raó, l’oxigen és un REDUCTOR.



La substància que es redueix és un substància que pren electrons a una altra substància, per tant, permet que una altra s’oxidi. Per aquesta raó, el clor és un OXIDANT.

b) A través de factors de conversió: 1 mol AgNO3 1 mol N2O5 108,01 g N2O5 40 g AgNO3 x -------------------------- x ---------------------- x ------------------------- = 12,72 g N2O5 169,87 g AgNO3 2 mols AgNO3 1 mol N2O5

c) A través de factors de conversió i emprant l’equació dels gasos ideals.

1 mol AgNO3 ½ mol O2 40 g AgNO3 x -------------------------- x ---------------------- = 0,0589 mols de O2 169,87 g AgNO3 2 mols AgNO3

La pressió ens la proporcionen en mm de Hg, cal passar-la a atmosferes. Cal recordar que 1 Atm  760 mm de Hg. Caldrà fer: 310/760 n·R·T 0,0589 · 0,082 · (20 + 273) P · V = n · R · T ; V = --------------- ; V = --------------------------------------- ; V = 3,468 L P 310/760 Així a partir de 40 g de AgNO3 s’obtindran 3,468 L d’O2 mesurats a 20º C i a una pressió de 310 mm de Hg.

Exercici 6

a) Primer caldrà ajustar la reacció. Per fer-ho caldrà determinar tots els números d’oxidació i identificar les espècies que pateixen un canvi en els seus valors. A partir d’aquestes, es construiran les semireaccions que s’ajustaran en massa i càrrega i finalment es combinaran per eliminar-ne els electrons i d’aquesta forma determinarem els coeficients estequiomètrics de la reacció i la podrem escriure ajustada.

KMnO4

H2O2

H2SO4

MnSO4

O2

K2SO4

H2O

K:+1 Mn : 1 + 1·x + 3·(-2) =0 1+x-6=0 x=5 Mn : +5 O : -2

H : +1 O: 2·1 + 2· x = 0 2 + 2x =0 x = -1 O : -1

H : +1 S: 2·1 +1·x + 4·(-2)=0 2 +x – 8 = 0 X=6 S : +6 O : -2

Mn: x + 6 + 4·(-2) =0 x + 6 – 8 =0 x=2 Mn : +2 S : +6 O : -2

O:0

K:+1 S: 2·1 + 1·x +4·(-2)=0 2 + x -8 =0 x =6 S : +6 O : -2

H : +1 O : -2

Observant els números d’oxidació de les diferents espècies químiques que apareixen en la reacció es pot apreciar que el Manganès (Mn) ha canviat els seus nombres d’oxidació (ha passat de +5 a +2) i que els àtoms d’Oxigen (O) també (ha passat de -1 a 0)

A partir d’aquesta observació es poden escriure les dues semireaccions que ajustarem i descriurem. Cal recordar que a l’hora d’ajustar cal fer-ho primer de la matèria i després de la càrrega. En aquest cas és un ajust en medi àcid (fixa’t que en els reactius hi ha àcid sulfúric – + H2SO4) i, per tant, emprarem H2O i H per fer l’ajust:

4H+ + MnO4- + 1e-  Mn2+ + 4 H2O H2O2  O2 + 2H+ + 2e-

Una vegada ajustades les semireaccions, es pot veure com en la primera el MnO 4 ha de prendre 1 electró. Aquest procés rep el nom de REDUCCIÓ i, per tant, aquesta és una espècie OXIDANT. En canvi, en la segona el H2O2 dóna 2 electrons. Aquest procés rep el nom d’OXIDACIÓ i, per tant, aquesta és una espècie REDUCTORA. Identificada la naturalesa de cada espècie, es pot escriure la reacció global després d’haver ajustat el nombre d’electrons. Es pot veure com en la primera semireacció hi 1 electró mentre que en la segona hi 2 electrons. Per poder aconseguir balancejar les dues reaccions aconseguint anul·lar els electrons, caldrà multiplicar la primera semireacció per dos i la segona per 5, essent el resultat:

[8H+ + MnO4- + 5 e-  Mn2+ + 4 H2O] x 2 [H2O2  O2 + 2H+ + 2e-] x 5 16 H+ + 2 MnO4- + 10 e- + 5 H2O2  2 Mn2+ + 8 H2O + 5 O2 + 10 H+ + 10 eEs poden anul·lar o simplificar diverses espècies, de manera que la reacció queda:

6 H+ + 2 MnO4- + 5 H2O2  2 Mn2+ + 8 H2O + 5 O2 Traslladant aquest resultat a la reacció inicial es pot escriure:

2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4  2 MnSO4 + 5 O2 + K2SO4 + 8 H2O b) El segon apartat el realitzarem a través de factors de conversió: 1 L dó KMnO4 0,01 mols KMnO4 5 mols H2O2 100 mL dó KMnO4 x ------------------------------ x ------------------------- x ------------------------ =0,0025mols H2O2 1000 mL dó KMnO4 1 L dó KMnO4 2 mols KMnO4 Així la concentració de la dissolució d’aigua oxigenada serà: 0,0025 [H2O2] = ----------- = 0,25 M 0,01