Oraciones
Enviado por Programa Chuletas y clasificado en Lengua y literatura
Escrito el en 
catalán con un tamaño de 5,45 KB
2. Es valoren 5,00 mL d’una solució d’amoníac amb una solució d’HCl 0,114 M i lacorba de valoració obtinguda és la que es representa en la figura.
2.1. Observeu la corba de valoració, indiqueu el pH inicial de la solució d’amoníac i raoneu el valor del pH en el punt d’equivalència.
2.2. Calculeu la concentració de la solució d’amoníac.
2.3. Calculeu el pH inicial i establiu les coordenades del punt d’equivalència quecorrespondrien a la corba de valoració de 5,00 mL d’una solució de NaOH
0,456 M amb la solució de HCl 0,114 M .
Valoració de l’amoníac
2.1 pH de la dissolució de NH 3 = 11,50 (ordinada en l’origen)
Raonament del pH en el punt d’equivalència:
El pH del punt d’equivalència és molt proper a 5 (regió àcida).En el punt d’equivalència, a
banda de l’aigua, l’espècie predominant és el NH 4 Cl, de fet els ions NH 4 + i Cl - .El catióNH 4+
és l’àcid conjugat de l’amoníac, una base feble en front de l’aigua, que en aquest dissolventdóna lloc a la següent reacció:
NH 3 + H 2 O ???? NH 4+ + OH
D’aquesta manera, el catió amoni amb unes propietats àcides relativament fortes en front
l’aigua, dóna lloc a la següent reacció que justifica el pH àcid del punt d’equivalència:
NH 4+ + H 2 O ???? H 3 O + + NH 3 o bé
NH 4+ + H 2 O ???? H + + NH 4 OH o bé
NH 4+ + H 2 O ???? H + + NH 3 + H 2 O
2.2 Càlcul de la concentració de la dissolució de NH 3 :
Mirant la corba, observem que el punt d’equivalència s’assoleix quan s’han addicionat 25 mL de la dissolució d’HCl. D’aquesta manera, podem plantejar la següent equació:
0,005 L · x M = 0,025 · 0,114 M d’on x = [NH 3 ] = 0,570 M
2.3 Valoració de 5 mL d’una dissolució 0,456 M de NaOH.
Establiment del pH inicial:
[OH - ] = 0,456 M ;
pOH = -Log 0,456 = 0,34
pH = 14 - pOH = 14 - 0,34 = 13,66
Establiment de les coordinades del punt d’equivalència:
pH = 7,0 (valorem una base forta amb un àcid fort)
Volum de dissolució d’HCl consumit:
0,005 L · 0,456 M = x · 0,114 M d’on x = 0,02 L = 20 mL
3. Disposem una làmina de zinc dins d’un vas de precipitats que conté una solución 1 M de sulfat de coure(II). Considerant els següents valors dels potencials standard de reducció a 25 °C: E°(Zn +2 /Zn) = -0,76 V i
E°(Cu +2 /Cu) = 0,34 V, i que una solución de sulfat de coure(II) és blava, mentre que una de sulfat de zinc és incolora:
3.1. Escriviu la reacció que té lloc en el vas de precipitats i raoneu l’aspecte que prendrà la làmina de zinc a mesura que avanci la reacció. De quin color quedarà la solució quan la reacció s’haurà completat?
3.2. Dibuixeu l’esquema de la pila que podem construir amb dues làmines de Zn i Cu, i dues solucions 1 M de sulfat de zinc i 1 M de sulfat de coure(II).
Indiqueu sobre el vostre dibuix el sentit del corrent d’electrons de la pila i el
moviment dels ions del pont salí.
3.3. Calculeu el valor de la força electromotriu estàndard d’aquesta pila a 25 °C i indiqueu raonadament l’elèctrode que actuarà de càtode en la pila.
3. Piles de concentració:
3.1 Observant els potencials estàndard de reducció deduïm que el Zn és un metall més fàcilment oxidable que el coure (E 0 més petit). D’aquesta manera, la reacció redox que es produirà en el vas de precipitats serà:
Zn(s) + Cu 2+ (aq) ? Zn 2+ (aq) + Cu(s)
cosa que farà que sobre el Zn es dipositi una pàtina vermellosa de Cu metàl·lic, a l’hora que la dissolució perdrà (de manera gradual) la seva coloració blava (es pot acceptar que es respongui que la dissolució quedarà pràcticament incolora).
3.2 Esquema de la pila: Zn(s)/Zn 2+ (1 M) // Cu 2+ (1 M)/Cu(s)
3.3 Càlcul de la força electromotriu estàndard (E 0 PILA ) a 25 ºC de la pila i naturalesa del càtode:
El càtode és l’elèctrode que presenta un valor més gran del potencial de reducció i en ell té lloc la reducció. D’aquesta manera, el càtode serà: Cu 2+ (aq) + 2e ???? Cu(s)
La E 0 PILA (FEM 0 ) es calcularà a partir de la següent equació:
E 0PILA = FEM 0 = E 0càtode - E 0ànode = 0,34 -(-0,76) = 1,10 V
2.1. Observeu la corba de valoració, indiqueu el pH inicial de la solució d’amoníac i raoneu el valor del pH en el punt d’equivalència.
2.2. Calculeu la concentració de la solució d’amoníac.
2.3. Calculeu el pH inicial i establiu les coordenades del punt d’equivalència quecorrespondrien a la corba de valoració de 5,00 mL d’una solució de NaOH
0,456 M amb la solució de HCl 0,114 M .
Valoració de l’amoníac
2.1 pH de la dissolució de NH 3 = 11,50 (ordinada en l’origen)
Raonament del pH en el punt d’equivalència:
El pH del punt d’equivalència és molt proper a 5 (regió àcida).En el punt d’equivalència, a
banda de l’aigua, l’espècie predominant és el NH 4 Cl, de fet els ions NH 4 + i Cl - .El catióNH 4+
és l’àcid conjugat de l’amoníac, una base feble en front de l’aigua, que en aquest dissolventdóna lloc a la següent reacció:
NH 3 + H 2 O ???? NH 4+ + OH
D’aquesta manera, el catió amoni amb unes propietats àcides relativament fortes en front
l’aigua, dóna lloc a la següent reacció que justifica el pH àcid del punt d’equivalència:
NH 4+ + H 2 O ???? H 3 O + + NH 3 o bé
NH 4+ + H 2 O ???? H + + NH 4 OH o bé
NH 4+ + H 2 O ???? H + + NH 3 + H 2 O
2.2 Càlcul de la concentració de la dissolució de NH 3 :
Mirant la corba, observem que el punt d’equivalència s’assoleix quan s’han addicionat 25 mL de la dissolució d’HCl. D’aquesta manera, podem plantejar la següent equació:
0,005 L · x M = 0,025 · 0,114 M d’on x = [NH 3 ] = 0,570 M
2.3 Valoració de 5 mL d’una dissolució 0,456 M de NaOH.
Establiment del pH inicial:
[OH - ] = 0,456 M ;
pOH = -Log 0,456 = 0,34
pH = 14 - pOH = 14 - 0,34 = 13,66
Establiment de les coordinades del punt d’equivalència:
pH = 7,0 (valorem una base forta amb un àcid fort)
Volum de dissolució d’HCl consumit:
0,005 L · 0,456 M = x · 0,114 M d’on x = 0,02 L = 20 mL
3. Disposem una làmina de zinc dins d’un vas de precipitats que conté una solución 1 M de sulfat de coure(II). Considerant els següents valors dels potencials standard de reducció a 25 °C: E°(Zn +2 /Zn) = -0,76 V i
E°(Cu +2 /Cu) = 0,34 V, i que una solución de sulfat de coure(II) és blava, mentre que una de sulfat de zinc és incolora:
3.1. Escriviu la reacció que té lloc en el vas de precipitats i raoneu l’aspecte que prendrà la làmina de zinc a mesura que avanci la reacció. De quin color quedarà la solució quan la reacció s’haurà completat?
3.2. Dibuixeu l’esquema de la pila que podem construir amb dues làmines de Zn i Cu, i dues solucions 1 M de sulfat de zinc i 1 M de sulfat de coure(II).
Indiqueu sobre el vostre dibuix el sentit del corrent d’electrons de la pila i el
moviment dels ions del pont salí.
3.3. Calculeu el valor de la força electromotriu estàndard d’aquesta pila a 25 °C i indiqueu raonadament l’elèctrode que actuarà de càtode en la pila.
3. Piles de concentració:
3.1 Observant els potencials estàndard de reducció deduïm que el Zn és un metall més fàcilment oxidable que el coure (E 0 més petit). D’aquesta manera, la reacció redox que es produirà en el vas de precipitats serà:
Zn(s) + Cu 2+ (aq) ? Zn 2+ (aq) + Cu(s)
cosa que farà que sobre el Zn es dipositi una pàtina vermellosa de Cu metàl·lic, a l’hora que la dissolució perdrà (de manera gradual) la seva coloració blava (es pot acceptar que es respongui que la dissolució quedarà pràcticament incolora).
3.2 Esquema de la pila: Zn(s)/Zn 2+ (1 M) // Cu 2+ (1 M)/Cu(s)
3.3 Càlcul de la força electromotriu estàndard (E 0 PILA ) a 25 ºC de la pila i naturalesa del càtode:
El càtode és l’elèctrode que presenta un valor més gran del potencial de reducció i en ell té lloc la reducció. D’aquesta manera, el càtode serà: Cu 2+ (aq) + 2e ???? Cu(s)
La E 0 PILA (FEM 0 ) es calcularà a partir de la següent equació:
E 0PILA = FEM 0 = E 0càtode - E 0ànode = 0,34 -(-0,76) = 1,10 V