1

TEMA 7: REACCIONES REDOX

2009/2010

Ajustar las siguientes reacciones redox por el método del ión-electrón 1.

Cuando el ácido clorhídrico reacciona con dicromato potásico se obtiene cloro molecular, cloruro crómico, agua y cloruro potásico. Ajustar la ecuación iónica y la molecular correspondientes. Determinar el peso equivalente del oxidante y el del reductor.

2.

El Cloro se puede obtener reduciendo el óxido de manganeso (IV) con ácido clorhídrico hasta sal de manganeso (II). Formular y ajustar la reacción. ¿Qué masa de dióxido de manganeso hará falta para obtener 10 litros de cloro a 700 mm de Hg y 20ºC?

3.

El ácido nítrico diluido y frío ataca al cinc desprendiendo hidrógeno y formando nitrato de cinc, pero si es concentrado y caliente puede llegar a formar nitrato amónico además de nitrato de cinc. En los dos casos: formular y ajustar las ecuaciones iónicas y completar las reacciones totales.

4.

Los ácidos yodhídrico y yódico reaccionan dando yodo molecular y agua. Formular, ajustar la ecuación iónica y completar la molecular.

5.

Formular, ajustar la ecuación iónica y completar la molecular entre el cobre y el ácido nítrico, sabiendo que se desprende un gas pardo-amarillento que es el dióxido de nitrógeno, y la disolución queda de color azul debido al ión Cu (II) formado.

6.

Formular y ajustar las reacciones iónicas y moleculares: Ác. sulfúrico + aluminio --> sulfato alumínico + azufre + agua Ác. nítrico + sulfuro de hidrógeno -> azufre + nitrógeno + agua

7.

El clorato potásico en medio alcalino se reduce a ión cloruro cuando oxida al ión cromo (III) a cromato.. Ajustar la ecuación iónica correspondiente.

8.

El permanganato potásico en medio básico oxida al nitrito sódico a nitrato pasando él a dióxido de manganeso. Ajustar la ecuación iónica correspondiente.

9.

El fósforo reacciona con una disolución de ácido nítrico para formar ácido fosfórico y óxido nítrico. Formular y ajustar la ecuación iónica y molecular.

10. El dicromato de sodio oxida al agua oxigenada en presencia de ácido sulfúrico reduciéndose a sal crómica y desprendiéndose oxígeno molecular. Formular y ajustar las ecuaciones iónicas y moleculares correspondientes. 11. El hipoclorito sódico [oxoclorato (I) de sodio] reacciona con nitrato de plomo (II) y se obtienen entre otras, las sustancias: óxido de plomo (IV) y cloruro de sodio. a.

Escriba y ajuste las ecuaciones iónicas parciales y la reacción iónica completa.

b.

Identifique qué procesos tendrían lugar en el cátodo y en el ánodo al construir una pila con estos sistemas.

12. Ajustar las siguientes reacciones redox orgánicas: c.

Permanganato potásico + etanol + ácido sulfúrico
sulfato de manganeso(II) + ácido etanoico + agua + sulfato potásico.

d.

Permanganato potásico + ácido etanodioico + ácido sulfúrico
sulfato de manganeso(II) + dióxido de carbono+ sulfato potásico + agua.

2

2009/2010

TEMA 7: REACCIONES REDOX

SOLUCIONES 1.

Cr2O7=

+

14 H+ + 6 Cl- --> 2 Cr3+ + 7

H2O

+ 3 Cl2

K2Cr2O7 + 14 HCl -->2 CrCl3 +7 H2O + 3 Cl2 +2 K Cl // Peq oxidante=49; Peq reductor = 36,5

2.

MnO2 + 4 H+ + 2 Cl- --> Mn+2 + 2 H2O + Cl2 MnO2 + 4 HCl --> MnCl2 + 2 H2O + Cl2 // 33,35 g.

3.

2 H+ + Zn-->Zn2+ + H2

//

2 HNO3 + Zn --> H2 + Zn (NO3)2

NO3- + 10H+ +4Zn --> NH4++3 H2O + 4 Zn2+ // 10 HNO3 + 4 Zn --> NH4NO3 + 3 H2O + 4 Zn(NO3)2

4.

5.

6.

2 IO3- + 12 H+ + 10 I- ->6 I2+6 H2O / 2 HIO3 + 10 HI -> 6 I2 +6 H2O Cu + 2 NO3- + 4 H+ ---> Cu2+ + 2NO2 + 2 H2O // Cu + 4 HNO3 --> Cu (NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O a) SO4= + 2 Al + 8 H+ --> 2 Al3+ + S + 4 H2O

// 4 H2SO4 + 2 Al + --> Al2(SO4)3 + S + 4 H2O

b) 2 NO3- + 5 H2S + 2 H+ --> N2 + 5 S + 6 H2O // 2 HNO3 + 5 H2S --> N2 + 5 S + 6 H2O 7.

ClO3- + 2 Cr3+ + 10 OH- --> Cl- + 2 CrO4= + 5 H2O

8.

2 MnO4- + 3 NO2- + H2O --> 2 MnO2 + 3 NO3- + 2 OH-

9.

3 P + 5 NO3- + 2 H2O --> 3 PO43- + 5 NO + 4 H+ // P + 5 HNO3 + 2 H2O --> 3 H3PO4 + 5 NO

10.

Cr2O7= + 3 H2O2 + 8 H+ -->2 Cr3+ + 7 H2O + 3 O2 Na2Cr2O7 + 3H2O2 + 4 H2SO4 -> Cr2(SO4)3 + 7 H2O + 3 O2 + Na2SO4

11.

En el cátodo reducción : ClO - + H2 O + 2 e -
Cl - + 2 OH – En el ánodo oxidación: Pb 2+ + 4 OH -
Pb O2 + 2 H 2 O + 2 e ClO - + Pb 2+ + 2 OH -
Cl - + PbO2 + H2O

12.

4 KMnO4+ 5 C2H6O + 6 H2SO4
4 MnSO4 + 5 C2 H4 O2 + 11 H2O + 2 K2SO4 2 KMnO4+ 5 C2H 2 O4 + 3 H2SO4
2 MnSO4 + 10 C O2 + 8 H2O + 2K2SO4

3

TEMA 7: REACCIONES REDOX

2009/2010

1.

Dados los siguientes equilibrios, todos ellos desplazados a la derecha: a. 2 Cu + ⇔ Cu 2+ + Cu b. H 2S + ½ O2 ⇔ S + H 2O c. CO2 + 2 NH3 + H 2 O ⇔ (NH4) 2 CO3 d. HCl + Na Ac ⇔ H Ac + NaCl e. 3 Ca 2+ + 2 PO 4 3- ⇔ Ca 3 (PO4)2 1. Diga de cada uno de ellos, si es ácido-base, redox, ninguna o ambas. 2. Elabore una lista con las especies que actúan como oxidantes. 3. Elabore una lista con las especies que actúan como reductoras. 4. Elabore una lista con las especies que actúan como ácidos. 5. Elabore una lista con las especies que actúan como bases. Sol: Redox:a, b; Ác-Base:c, d; Oxidantes: Cu+; O2; Reductores: Cu+,H2 S; Ácidos:CO2, HCl; H2O; Bases: H2O, NH3, Ac-. 2.

Formule, complete y ajuste las siguientes reacciones, justificando de qué tipo son: a. Cloruro de hidrógeno más amoníaco; HCl + NH3 →NH4 Cl b. Carbonato cálcico mas calor: Ca CO3 + calor→ CaO + CO2 c. Cloro más sodio: 1/2 Cl2 + Na →NaCl d. Ácido sulfúrico más cinc metal: H2 SO4 + Zn →Zn SO4 + H2 . Sol: Ac-B: a; Descomposición: b; Redox: c y d. 3.

Cuando se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido clorhídrico, se obtienen, entro otros productos , cloruro de manganeso(II) y cloro molecular. a. Ajuste y complete la reacción. Calcule los pesos equivalentes del oxidante y del reductor. b. Calcule el volumen de cloro, medido en c.n. que se obtiene al reaccionar 100 g de permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico. (35,4 l de Cl2) Sol: 2KMnO4 + 16HCl --> 2MnCl2 + 8H2O + 5 Cl2 + 2KCl // Eq-ox = 31,6 ; Eq-red = 36,5; 4.

Ajuste la siguiente reacción, escribiendo las semirreacciones de óxido-reducción que se producen H Cl O + Na Cl → Na Cl O + H2O + Cl2 . Calcule el volumen de disolución de ácido hipocloroso 0,1 M que sería necesario utilizar para obtener 10 g de cloro. Sol: 4 HClO + 2 NaCl →2 NaCl O + 2 H2 O + 2 Cl2 ; 2,8 litros 5.

Considere la reacción: ácido nítrico + cobre metálico = nitrato de cobre (II) + óxido nítrico + agua. a. Ajuste la reacción por el método del ión – electrón. b. Calcule los pesos equivalentes del ácido nítrico y del ión cobre (II);( 21 y 31,75.) c. ¿Qué volumen de NO ( medido a 1 atm y 273 K ) se desprenderá si se oxidan 2,50 g de Cu. Sol: 3 Cu + 8 HNO3 ---> 3 Cu (NO3)2 + 2 NO + 4 H2O; 21 y 31,75; 0,58 l de NO. 6.

Escribir y ajustar las reacciones que tiene lugar en los siguientes casos : a. Si se introduce una barra de hierro en una disolución de nitrato de plata. b. Si se mezcla una disolución de permanganato potásico en medio ácido con otra de cloruro de estaño (II). E0 Fe2+ / Fe = - 0,44 V; E0 Ag+/ Ag = 0,80 V; E0 MnO4- / Mn2+ =1,51V; E0 Sn4+/ Sn 2+ = 0,15 V Sol: a) Fe + 2 Ag N O3 → Fe (NO3) 2 + 2 Ag; b) 5Sn Cl2 + 2KMnO4 + 16 H Cl (5 Sn Cl4 + 2Mn Cl 2 + 2K Cl + 8H2O). Se añade agua oxigenada a una disolución de Fe2+. Con los datos de potenciales adjuntos: a. Predecir qué reacción tendrá lugar (oxidación o reducción del ión Fe2+). Escribir y ajustar la reacción. b. Calcular la f.e.m. de la pila que podría formarse. Datos: E0 Fe3+/ Fe 2+ = 0,77 V; : E0 Fe 2+ / Fe = - 0,44 V; : E0 H2 O2 / H 2 O= 1,76 V; E0 O2 /H 2 O2 = 0,69 V. Sol: 2 Fe 2+ + H2 O2 + 2 H → 2 Fe 3+ + 2 H2 O; E0 = 0,99 V

7.

8.

Un acumulador de plomo tiene antes de su descarga 500 ml de ácido sulfúrico 4 N . Calcular la concentración del ácido después de que el acumulador haya suministrado 4 A.h. Sol: 3,7 N.

9.

Suponiendo que la oxidación anódica tiene lugar con un rto del 80 % . Calcúlese cuanto tiempo tendrá que circular una corriente de 5 amperios para oxidar 15 gramos de Mn 2+ a Mn O4 - .Sol: 9,13

4

2009/2010

TEMA 7: REACCIONES REDOX

10.

Razone: a. Si el cobre metal puede disolverse en HCl 1 M para dar cloruro de cobre(II) e hidrógeno molecular. b. ¿Podría disolverse el cinc? Datos: E0Cu 2+ /Cu = 0,34 V; E0 2H+/ H2 = 0,00 V; E0 Zn 2+ / Zn = - 0,76 V .Sol: No el cobre, sí el cinc. 11.

Los electrodos de una pila galvánica son de aluminio y cobre. a. Escriba las semirreacciones que se producen en cada electrodo, indicando cuál será el ánodo y cual el cátodo. b. Calcule la f.e.m. de la pila. c. ¿Cuál será la representación simbólica de la pila?. d. Razone si alguno de los dos metales produciría hidrógeno gaseoso al ponerlo en contacto con ácido sulfúrico. Datos: : E0 Al3+/ Al = - 1,67 V; E0 Cu 2+ /Cu = 0,34 V; E0 H +/ H2 = 0,00 V Sol: Ánodo: Al; Cátodo: Cu; E0 = 2,01V; Sí, el Al; Al / Al3+// Cu2+/ Cu 12.

Una corriente de 4 A circula durante una hora y 10 minutos a través de dos células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio. a. Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas. b. Calcule los gramos de cobre y de aluminio metálicos que se habrán depositado. Al 3+ + 3 e- → Al; 5,53 g de Cu y 1,57 g de Al. Sol: Cu 2+ + 2 e- → Cu;

13.

Deduzca razonadamente y escribiendo la reacción ajustada: a. Si el Fe en su estado elemental puede ser oxidado a Fe(II) con MoO42-. b. Si el Fe (II) puede ser oxidado a Fe (III) con NO3-. Datos E0 (V): MoO42- / Mo3+= 0,51; NO3- / NO = 0,96; Fe3+/ Fe 2+ = 0,77; Fe 2+ / Fe = - 0,44 Sol: Sí en los dos casos; 3Fe + 2Mo O4 2 - + 16 H+ → 3 Fe2 + + 2 Mo3 + + 8 H2 O; 3Fe 2++ NO3- + 4H+ → 3 Fe 3 + + NO +2 H2 O 14.

Calcule el plomo consumido durante el arranque del motor de un automóvil, si la batería de plomo tiene que proporcionar 175 A durante 1,2 s mediante la reacción anódica: Pb + H2SO4 → PbSO4 + 2 H++ 2 e- . Sol: 0,225 g

15.

La producción industrial de agua de cloro se basa en la reacción del cloro con el agua formándose los iones hipoclorito y cloruro, de manera que la disolución resultante se puede emplear como agente blanqueante y desinfectante debido al carácter oxidante del ión hipoclorito formado. a. Escriba y ajuste la reacción. Explique razonadamente de qué tipo de reacción se trata. b. ¿Cómo se modificaría el rendimiento de la reacción si se añadiese una base? Sol: Cl2 + H2 O → HCl + HClO; Redox; Aumentaría. 16. a.

Dada la siguiente tabla de potenciales normales en V:

Cl2 / Cl-

Sol: Cl ; Sn ; Sn; Sn + ClO4 + 2 H →Sn + ClO3 + H2O; E = 1,04 V; 3 Cu 2+ + S 2- + 3 H2O → SO3 2 - + 6 H + + 3 Cu, E 0 = 0,11 V 2+

ClO3-;

2+

-

+

4+

-

Cl O3

Escriba y ajuste dos reacciones espontáneas entre especies que figuren en la tabla que correspondan a: • Una oxidación de un catión por un anión • Una reducción de un catión por un anión

-

-

Cl O4

Cu b.

E0 (v)

Par redox

Escriba el nombre de: • La forma reducida del oxidante más fuerte • Un catión que pueda ser oxidante y reductor a la vez • La especie más reductora • Un anión que pueda ser oxidante y reductor

-

0

2+

SO3 SO4

2-

Sn Sn

2+

/ Cl O3 / Cl O2

/ Cu

2-

4+

1,35 -

1,19 1,16 0,35

/S

2-

0,23

/S

2-

0,15

2+

0,15

/ Sn / Sn

- 0,14

5 17.

2009/2010

TEMA 7: REACCIONES REDOX

El ácido nítrico en disolución 1 M reacciona con Cd metálico produciendo nitrato de cadmio y monóxido de nitrógeno. Calcule: a. El potencial normal de la pila basada en esa reacción. b. Deduzca si se produciría esa reacción con Cu metálico en lugar de con Cd. c. Indique los agentes oxidante y reductor en cada caso. d. Calcule la masa equivalente del oxidante y del reductor en el primer caso.

Datos: E0 [NO3- / NO] = 0,96 V; E0 [Cd2+ / Cd] = - 0,40 V; E0 [Cu2+ / Cu] = 0,34 V. Sol:1,36 V; Sí (0,62 V) ; Oxidante: HNO3 ; Reductor: Cd; Me ox = 21; Me red = 56,2 Par redox 18. Dada la siguiente tabla de potenciales:

a. Escriba la notación de una pila en la que ambos elecytrodos sean metálicos, eligiendo los dos pares redox que den lugar a una f.e.m. máxima y calcule el valor de la misma.

b. Calcule la diferencia de potencial mínima que se debe de aplicar a una celda electrolítquímica que contiene cloruro ferroso fundido para que se deposite el metal.

Sol: Be / Be2+ // Cu 2+ / Cu; 2,,19 V ; 1,8 V .

Ce

4+

/ Ce2+ 1,61

Cl2/ Cl-

1,36

2+

Pb /Pb

-0,13

Cu2+/ Cu

0,34

2+

Fe / Fe

-0,44

Zn2+/ Zn

-0,76

2+

Be / Be 3+

Fe / Fe 19.

E0(V)

2+

-1,85 0,77

El cinc metálico puede reaccionar con los iones hidrógeno oxidándose a cinc (II) . a) ¿Qué volumen de hidrógeno medido a 700 mm de Hg y 77 ºC se desprenderá si se disuelven completamente 0,5 moles de cinc?. b) Si se realiza la electrólisis de una disolución de cinc (II) aplicando una intensidad de 1,5 amperios durante 2 horas y se depositan en el cátodo 3,66 g de metal, calcule la masa atómica del cinc. Sol: 15,58 L; 65,35

20.

Una muestra de 20 gramos de latón (aleación de cinc y cobre) se trata con ácido clorhídrico desprendiéndose 2,8 litros de gas hidrógeno, medido a 1 atm y 25 ºC. a) Formule y ajuste la reacción o reacciones que tienen lugar. b) Calcule la composición de la aleación expresándola en forma de tanto por ciento en peso. Datos E 0 Zn +2 / Zn = - 0,76 V ; E 0 Cu +2 / Cu = 0,34 V ; E 0 H+ / H2 = 0,00 V ; Sol: Zn + 2 HCl → Zn Cl2 + H2 ; 37,45 % de Zn. Dados los potenciales estándar de reducción de los siguientes sistemas E0 I2 /I - = 0,53 V ; E0 Br2 / Br - = 1,07 V; E0 Cl2 / Cl - = 1,36 V. Indique razonadamente: a) ¿Cuál es la especie química más oxidante de las anteriores? b) ¿Cuál es la forma reducida con más tendencia a oxidarse? c) Es espontánea la reacción entre el cloro molecular y el ión yoduro? d) Es espontánea la reacción entre el ión cloruro y el bromo molecular? Sol: Cl2; I- ; Si; No.

21.

22.

Considerando los datos adjuntos, deduzca si se producirán las siguientes reacciones de oxidación-reducción y ajuste las que puedan producirse: a. MnO4- + Sn 2+
; b. NO3- + Mn 2+
; c. MnO4- + IO3-
; d. NO3- + Sn 2+


6 E 0 MnO

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TEMA 7: REACCIONES REDOX

4

-

/ Mn

2+

= 1,51 V ; E 0 IO

4

-

/ IO3 - = 1,65 V ; E 0 Sn4+ / Sn

2+

= 0,15 V ; E 0 NO3- /NO = 0,96V

Sol: Si reaccionan en los casos a y d: 2 MnO4- + 5 Sn+2 + 16H+→2 Mn+2 + 5 Sn+4 + 8 H2O 2 NO3- + 3 Sn+2 + 8 H+→ 2 NO + 4 H2O + 3 Sn+4 23.

Para obtener 3,08 g de un metal M por electrólisis, se pasa una corriente de 1,3 A a través de una disolución de MCl2 durante 2 horas. Calcule: a. La masa atómica del metal. b. Los litros de cloro producidos a 1 atm de presión y 273 K. Sol: 63,5; 1,08 litros de Cloro

24.

El cloro se obtiene por oxidación del ácido clorhídrico con dióxido de manganeso pasando el manganeso a estado de oxidación 2. a. Escriba y ajuste la reacción. b. ¿Cuántos moles de MnO2 hay que utilizar para obtener 2 litros de Cl2(g), medidos a 25 ºC y una atmósfera?. c. ¿Qué volumen de HCl 2 M se requiere para obtener los 2 litros de cloro del apartado b? Sol: b) 0,082 moles ; c) 0,164 litros de HCl 2 M

25.

Un método de obtención de cloro gaseoso se basa en la oxidación del ácido clorhídrico con ácido nítrico, produciéndose simultáneamente dióxido de nitrógeno y agua. a. Escriba la reacción ajustada por el método del ion-electrón. b. Determine el volumen de cloro obtenido, a 25ºC y 1 atm, cuando se hacen reaccionar 500 ml de una disolución 2 M de HCl con ácido nítrico en exceso, si el rendimiento de la reacción es de un 80%. Sol: . 2HCl+2HNO3 →2NO2+2H2O+Cl2 ; 9,8 L

26.

Se tiene una disolución acuosa de sulfato de cobre (II). a. Calcule la I que se necesita para depositar 5 g de cobre en 30 minutos. (8,4 A) b. ¿Cuántos átomos de cobre se habrán depositado?. (4,7.1022 át de Cu)

27.

Se dispone de una pila formada por un electrodo de zinc, sumergido en una disolución 1 M de Zn(NO3)2 y conectado con un electrodo de cobre, sumergido en una disolución 1 M de Cu(NO3)2. Ambas disoluciones están unidas por un puente salino. a. Escriba el esquema de la pila galvánica y explique la función del puente salino. Zn/Zn+2(1M)//Cu+2(1M)/Cu b. Indique en qué electrodo tiene lugar la oxidación y en cuál la reducción. (Zn oxidación, Cu red) c. Escriba la reacción global que tiene lugar e indique en qué sentido circula la corriente. Zn+Cu+2⇒Zn+2+Cu. d. ¿En qué electrodo se deposita el cobre? (Cátodo). Datos.- E0(Zn2+/Zn) = -0,76 V; E0(Cu2+/Cu) = 0,34 V

28.

En medio ácido, el ión permanganato ( Mn O 4 - ) se utiliza como agente oxidante fuerte .Conteste razonadamente a las siguientes preguntas y ajuste las reacciones iónicas que se puedan producir. a. ¿Reacciona con Fe (s) ? b. ¿Oxidaría al H 2 O 2 ? Datos: E0 ( Mn O 4 - / Mn 2+) = 1,51 V ; E0 ( Fe +2 / Fe )= - 0,44V ; E º ( O 2 / H 2 O 2 )= 0,70 V Sol: Si, 2 Mn O 4 - +16 H+ +5 Fe ⇒ 2 Mn 2+ +8 H 2 O + 5 Fe +2 Si, , 2 Mn O 4 - +6 H+ +5 H 2 O 2⇒2 Mn 2+ +8 H 2 O +5 O 2

29.

Conteste razonadamente si las reacciones que se dan en los siguientes apartados serán espontáneas, ajustando los procesos que tienen lugar: a. Al agregar aluminio metálico a una disolución acuosa de iones Cu +2 b. Al agregar un trozo de manganeso a una disolución acuosa 1M de Pb ( NO 3 ) 2 Datos: E0(Al3+/Al) = -1,66 V ; E0(Cu2+/Cu) = 0,34 V ; E0(Mn2+/Mn) = -1,18 V ; E0(Pb2+/Pb) = -0,12 V Sol: 2 Al + 3 Cu +2⇒2 Al +3 + 3 Cu , Mn + Pb +2 ⇒, Mn +2+ Pb 30.

Considerando condiciones estándar, justifique cuáles de las siguientes reacciones tienen lugar espontáneamente y cuáles sólo pueden llevarse a cabo por electrólisis: a. Fe 2+ + Zn ↔ Fe + Zn 2+.. b. 2H20 -> 2 H 2 (g) + O2 (g) en medio ácido

7

TEMA 7: REACCIONES REDOX

c. I 2+ 2 Fe 2+ ↔ 2 I - + 2 Fe 3+. d. Fe + 2 Cr 3+ -> Fe 2+ + 2 Cr 2+. Datos.- E O(Fe 2+ / Fe) = -0,44 V; E O(Zn 2+/ Zn) = -0,77 V; E0(O2/ H 20) = 1,23 V; E 0(Fe E0 (Cr 3+/ C2+) = -0,42 V; E 0( I 2/I -) = 0,53 V. Sol: Si; no, no; si.

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3+

/ Fe

2+

) = 0,77 V;

31.

Se realiza la electrólisis de una disolución acuosa que contiene Cu 2+. Calcule: a. La carga necesaria para que se depositen 5 g de Cu en el cátodo. Exprese el resultado en Culombios. b. ¿Qué volumen de H 2(g), medido a 30 °C y 770 mm Hg, se obtendría si esa carga eléctrica se emplease para reducir H +(acuoso) en un cátodo? . Sol: 15196,8 C; 1,93 L.

32.

El bromuro de potasio reacciona con el ácido sulfúrico concentrado para dar sulfato de potasio, bromo libre, dióxido de azufre yagua. Conteste a las siguientes preguntas: a. Formule y ajuste las semirreacciones iónicas redox y la reacción neta molecular. b. ¿Cuántos cm3 de bromo se producirán al hacer reaccionar 20 g de bromuro de potasio con ácido sulfúrico en exceso? .Densidad del bromo: 2,8 g/mL. Sol: 2 KBr + 2 H2SO4
K2SO4 + Br2 + SO2 + 2 H2O, 4,80 mL.

33.

Conociendo los potenciales normales de reducción de los halógenos : a. Escriba las siguientes reacciones e indique cuales serán espontáneas: i. Oxidación del ión bromuro por yodo ii. Reducción del cloro por ión bromuro iii. Oxidación del yoduro por cloro b. Justifique cual es la especie más oxidante y cual la más reductora. Datos: E0 F2/ F - = 2,85 V; E0 Cl2/ Cl - = 1,36 V ; E0 Br2/ Br - = 1,07 V ; E0 I2/ I - = 0,54 V. Sol: a) Espontáneas la 2 y la 3,; b) la más oxidante el F2 y la más reductora el I-

34.

Dos celdas electrolíticas que contienen nitrato de plata (I) y sulfato de cobre (II), respectivamente estan montadas en serie. Si en la primera se depositan 3 g de plata: a. Calcule los gramos de cobre que se depositarán en la segunda. b. Calcule el tiempo que tardarán en depositarse si la intensidad de la corriente es de 2 Amperios. Sol: 0,883 g de Cu; 1341 s. 35.

Para un proceso electrolítico de una disolución de AgNO3 en el que se obtiene Ag metal, justifique si son verdaderas o falsas cada una de las siguientes afirmaciones: a. Para obtener 1 mol de Ag se requiere el paso de 2 mol de electrones. b. En el ánodo se produce la oxidación de los protones del agua. c. En el cátodo se produce oxígeno. d. Los cationes de plata se reducen en el cátodo. Sol: F,F,F,V. En un vaso que contiene 100 mL, de disolución de concentración 10-3 M del ión Au 3+ se introduce una placa de cobre metálico. a. Ajuste la reacción redox que se podría producir. Calcule su potencial normal e indique si es espontánea. b. Suponiendo que se reduce todo el Au 3+ presente, determine la concentración resultante de iones Cu 2+. Calcule los moles de electrones implicados. E°(Au3+/Au)= 1,52 V; E°(Cu2+/Cu)= 0,34 V. +3 Sol : 2 Au + 3 Cu
2 Au + 3 Cu+2, E0 = 1,18 V ; Espontánea ; 1,5.10-3M ; 3.10-4 moles de e-. 36.

37.

Teniendo en cuenta la siguiente reacción global, en medio ácido y sin ajustar: K2Cr207 + HI ⇔ KI + CrI3 + I2 + H20 a. Indique los estados de oxidación de todos los átomos en cada una de las moléculas de la reacción. b. Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción, así como la reacción global. Sol: K2Cr207 +14 HI ⇔ 2KI + 2 CrI3 +3 I2 +7 H20 38.

En el cátodo de una pila se reduce el dicromato potásico en medio ácido a Cromo (Ill). a. ¿Cuántos moles de electrones deben llegar al cátodo para reducir 1 mol de dicromato potásico?.

8 b. c.

TEMA 7: REACCIONES REDOX

2009/2010

Calcule la cantidad de Faraday que se consume, para reducir todo el dicromato presente en una disolución, si ha pasado una comente eléctrica de 2,2 A durante 15 min. ¿Cuál será la concentración inicial de dicromato en la disolución anterior, si el volumen es de 20 mL? . Datos.- Faraday = 96500 C/mol. Sol: 6; 0,02F; 0,17 M.

39.

Complete y ajuste, en medio ácido, las semirreacciones de oxidación y de reducción así como la reacción global. Indique si son espontáneas las reacciones globales en función de los potenciales normales redox:: b. KMnO4 +HCl + SnCl2 ↔ SnCl4 + … a. Cr2O72-+ S2- +H+ ↔ Cr3+ + … ; 0 Datos: E : Cr2O72- / Cr3+ = 1,33 V; S / S2- = 0,14V; MnO4 - / Mn2+ = 1,51 V; S n 4+/ Sn 2+ = 0,15 V. Sol: Cr2O72-+ 3 S2- + 14H+
Cr3+ + 3 S + 7 H2O;K2 Cr2O7+ 3H2 S + 8 H NO3 ↔ 2 Cr(NO3)3 + 3 S + 7H2O + 2KNO3. 2 KMnO4 +16 HCl + 5 SnCl2
5 SnCl4 + 2 MnCl2+8 H20+ 2 KCl. Ambas son espontáneas. 40.

Dada la reacción de oxidación-reducción SO32- + MnO-4
SO2-4 + Mn2+ a. Indique los estados de oxidación de todos los elementos en dada uno de los iones de la reacción. b. Nombre todos los iones c. Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y de reducción en medio ácido. d. Escriba la reacción iónica global ajustada. Sol:5 SO32- + 2 MnO-4 + 6 H+
5 SO2-4 +2 Mn2+ + 3 H2O;

41.

En una celda voltaica se produce la siguiente reacción: K2Cr2O7 + 7 H2SO4 + 6 Ag
Cr2 (SO4)3 + 7 H2O + 3 Ag2SO4 + K2SO4 a. Calcule el potencial estándar de la celda b. Calcule los gramos de sulfato de plata formados a partir de 2,158 g de plata. c. Si se dispone de una disolución de ácido sulfúrico de concentración 1,47 g/L , calcule el volumen de la misma que se necesita para oxidar 2,158 g de plata. Datos: E0: Cr2O72- / Cr3+ = 1,33 V; Ag +/ Ag = 0,80 V. Sol: 0,53 V; 3,116 g; 1,55L. Un vaso contiene 100 mL de disolución de cationes Au + 0,03 M . Este catión se reduce y oxida simultáneamente (dismutación) a oro metálico (Au) y catión Au 3+ hasta que se agota todo el ión Au +. a. Ajuste la reacción redox que se produce. b. Calcule el potencial de la reacción c. Calcule la concentración resultante de los iones Au3+ en disolución. d. Calcule la masa de Au que se forma. Datos: E0: Au 3+ / Au + =+1,25 V; Au + / Au =+1,70V; F = 96500 C/mol. Ma Au = 197. Sol: 3 Au+
2 Au + Au3+, 0,45V; 0,01M; 0,394 g de Au. 42.

43.

Considerando los siguientes metales Zn, Mg, Pb, y Fe. a. Ordénelos de mayor a menor facilidad de oxidación. b. ¿Cuáles de estos metales pueden reducir Fe 3+ a Fe 2+ pero no Fe2+ a Fe metálico?. Justifique las respuestas. Datos: E0: Zn2+/Zn=- 0,76 V; Mg 2+/ Mg=- 2,37V; Pb2+ / Pb =-0,13V; Fe 2+ / Fe = -0,44 V; Fe3+ / Fe 2+= 0,77 V. Sol: a) Mg, Zn, Fe, Pb. ; b) El plomo 44.

Se colocan en serie una célula electrolítica de AgNO3 y otra de CuSO4. a. ¿Cuántos gramos de Cu(s) se depositan en la segunda célula mientras se depositan 2 g de Ag (s) en la primera?. b. ¿Cuánto tiempo ha estado pasando corriente si la intensidad era de 10 A? Datos Ma Ag = 107,87; Cu = 63,54; F = 96500 C/mol. Sol: 0,59 g; 178,5 s.

45.

En la oxidación de agua oxigenada con 0,2 moles de permanganato, realizada en medio ácido a 25°C y 1 atm de presión, se producen 2 L de O2 y cierta cantidad de Mn2+ y agua. a. Escriba la reacción iónica ajustada que tiene lugar. b. Justifique, si es una reacción espontánea en condiciones estándar y 25°C. c. Determine los gramos de agua oxigenada necesarios para que tenga lugar la reacción. d. Calcule cuántos moles de permanganato se han añadido en exceso.

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Datos: R=0,082 atm.L.moI-1.K-1; E°(MnO4-/Mn2+) = 1,51 V; EO(O2/H2O2) = 0,68 V; Sol ; 5 H2O2+ 2 MnO4-1 + 6 H+ ⇔ 5O2 + 2 Mn+2 + 8 H2O; 2,79 g; 0,167 moles 46.

En disolución ácida, el ion dicromato oxida al ácido oxálico (H2C2O4) a CO2 según la reacción (sin ajustar): Cr2O7-2+ H2C2O4 -
Cr3+ + CO2 a. Indique los est. de oxid. de todos los átomos en cada uno de los reactivos y productos de dicha reacción. b. Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción. c. Ajuste la reacción global d. Justifique si es espontánea o no en cond. estándar. Datos EO Cr2O72-/Cr3+=1,33 V; EO CO2/ H2C2O4= - O,49 V

47.

Se sabe que el ion permanganato oxida el hierro (II) a hierro (III), en presencia de ácido sulfúrico, reduciéndose él a Mn (ll). . . . a. b.

Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción y la ecuación iónica global. ¿Qué volumen de permanganato de potasio 0,02 M se requiere para oxidar 40 mL de disolución 0,1 M. de sulfato de hierro (ll) en disolución de ácido sulfúrico?

Sol :Mn O4- + 8 H+ +5 Fe

+2

⇔ Mn

+2

+4 H2 O +5 Fe

+3

; 40 ml

48.

Dos cubas electrolíticas que contienen disoluciones acuosas de nitrato de plata y nitrato cúprico respectivamente están montadas en serie (pasa la misma intensidad por ambas).Si en una hora se depositan en la segunda cuba 54,5 g de cobre, calcule: a. La intensidad de corriente que atraviesa las cubas. b. Los gramos de plata que se depositaran en la primer cuba tras dos horas de paso de la misma intensidad de corriente. Datos F= 96500C .Mat del Cu=63,5; Ag =107,9. Sol:46 A;370 g.

49.

En una disolución en medio ácido, el ion MnO4– oxida al H2O2, obteniéndose Mn2+,, O2 y H2O. a.

Nombre todos los reactivos y productos de la reacción, indicando los estados de oxidación del oxígeno y del manganeso en cada uno de ellos. b. Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción en medio ácido. c. Ajuste la reacción global. d. Justifique, en función de los potenciales dados, si la reacción es espontánea o no en condiciones estándar. Datos. Eº (MnO4–/ Mn2+) = 1,51V; Eº (O2/H2O2)= 0,70V. Sol: 0,81 V. 50.

La electrólisis de una disolución acuosa de sulfato de cobre (II) se efectúa según la reacción iónica neta siguiente: 2Cu2+ (ac) + 2H2O (l)
2Cu (s) + O2 (g) + 4H+ (ac) Calcule: a. La cantidad (en gramos) que se necesita consumir de sulfato de cobre (II) para obtener 4,1 moles de O2 b. ¿Cuántos litros de O2 se han producido en el apartado anterior a 25 ºC y 1 atm de presión? c. ¿Cuánto tiempo es necesario (en minutos) para que se depositen 2,9 g de cobre con una I de corriente de 1,8A? Datos. R = 0,082 atm—L—mol─1—K─1; Faraday = 96485 C—mol─1 Sol:1307,9 g; 100,19 L; 81,6min.

51.

Una muestra impura de óxido de hierro (III) (sólido) reacciona con un ácido clorhídrico comercial de densidad 1,19 g—cm–3, que contiene el 35% en peso del ácido puro. a. Escriba y ajuste la reacción que se produce, si se obtiene cloruro de hierro (III) y agua. b. Calcule la pureza del óxido de hierro (III) si 5 g de este compuesto reaccionan exactamente con 10cm3 del ácido. c. ¿Qué masa de cloruro de hierro (III) se obtendrá?. Sol: 60,7 %; 6,17 g.

52.

Se introduce una barra de Mg en una disolución 1 M de MgSO4 y otra de Cd en una disolución 1 M de CdCl2 y se cierra el circuito conectando las barras mediante un conductor metálico y las disoluciones mediante un puente salino de KNO3 a 25 ºC.

10 a. b.

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Indique las reacciones parciales que tienen lugar en cada uno de los electrodos, muestre el cátodo, el ánodo y la reacción global, y calcule el potencial de la pila. Responda a las mismas cuestiones del apartado anterior, si en este caso el electrodo de Mg 2+ /Mg se sustituye por una barra de Ag sumergida en una disolución 1M de iones Ag + .

Datos. Eº (Mg

2+

/Mg) = - 2,37 V; Eº (Cd 2+ /Cd) = - 0,40 V; Eº (Ag + /Ag) = + 0,80 V. Sol: 1,97 V; 1,2 V.

53.

Las disoluciones acuosas de permanganato de potasio en medio ácido (ácido sulfunco), oxidan al peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) formándose oxígeno, sulfato de manganeso (II), sulfato de potasio y agua. a. Formule y ajuste las semirreacciones iónicas de oxidación y reducción y la reacción molecular. b. Calcule los gramos de oxígeno que se liberan al añadir un exceso de permanganato a 200 mL de peróxido de hidrógeno 0,01 M. c. ¿Qué volumen ocuparía el 02 obtenido en el apartado anterior, medido a 21 0C y 720 mm Hg?. Sol: 2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4
2 MnSO4 + 5 O2 + K2 SO4 + 8 H2O; 0 064 g O2 ; 0, 05 L O2 .

54.

En una pila electroquímica, el ánodo está formado por una barra de cobre sumergida en una disolución acuosa de nitrato de cobre (II), mientras que el cátodo consiste en una lámina de plata sumergida en una disolución acuosa de nitrato de plata. a. Formule las semirreacciones del ánodo y del cátodo. b. Formule la reacción global iónica y molecular de la pila. c. Explique de forma justificada por qué se trata de una pila galvánica. d. Indique razonadamente el signo de ∆Gº para la reacción global. Datos. Eº(Ag+/Ag) = 0,80 V; Eº(Cu2+/Cu) = 0,34 V. Sol: 2 AgNO3 + Cu
Cu (NO3)2 + 2 Ag; Eº = +0,46 V, luego ∆Gº será negativo.

55.

El ácido clorhídrico se obtiene industrialmente calentando cloruro de sodio con ácido sulfúrico concentrado. a. Formule y ajuste la reacción que tiene lugar. b. ¿Cuántos kilogramos de ácido sulfúrico de una concentración del 90 % en peso se necesitará para producir 100 kg de ácido clorhídrico concentrado al 35 % en peso? c. ¿Cuántos kilogramos de cloruro de sodio se emplean por cada tonelada de sulfato de sodio obtenido como subproducto? Sol: 2 NaCl + H2 SO4
2 HCl + Na2 SO4 ; 52,21 Kg ; 823,9 kg NaCl

56.

Dada la siguiente reacción de oxidación-reducción en medio ácido (sin ajustar): Fe2+ + Cr2O7 2− + H+
Fe3+ + Cr3+ + H2O a. Indique el número (estado) de oxidación del cromo en los reactivos y en los productos. b. Ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción. c. Ajuste la reacción iónica global. d. Razone si la reacción es o no espontánea en condiciones estándar a 25 ºC. Datos a 25 ºC. Eº: Cr2O7 2− / Cr3+ = 1,33 V; Fe3+ / Fe2+ = 0,77 V Sol: 6 Fe2+ + Cr2O7 2− + 14 H+
6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O; E0 > 0, luego sí espontanea 57. Una disolución que contiene un cloruro MClx de un metal, del que se desconoce su estado de oxidación, se somete a electrólisis durante 69,3 minutos. En este proceso se depositan 1,098 g del metal M sobre el cátodo, y además se desprenden 0,79 L de cloro molecular en el ánodo (medidos a 1 atm y 25 ºC). a. Indique las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo. b. Calcule la intensidad de corriente aplicada durante el proceso electrolítico. c. ¿Qué peso molecular tiene la sal MClx disuelta? Datos. R = 0,082 atm.L/K.mol. 1 F = 96485 C; Ma M = 50,94 u. Sol: I = 1,5 A; Mm = 157,44 g/mol 58.

En la reacción de hierro metálico con vapor de agua se produce óxido ferroso-férrico (Fe3O4) e hidrógeno molecular. a. Formule y ajuste la reacción química que tiene lugar. b. Calcule el volumen de hidrógeno gaseoso medido a 127 ºC y 5 atm. que se obtiene por reacción de 558 g de hierro metálico. c. ¿Cuántos gramos de óxido ferroso-férrico se obtendrán a partir de 3 moles de hierro?

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d.

¿Cuántos litros de vapor de agua a 10 atm. y 127 ºC se precisa para reaccionar con los 3 moles de hierro? Datos. Masas atómicas: Fe = 55,8; O = 16. R = 0,082 atm.L.K−1.mol Sol: 87,5 L; 231,4 g; 13,12L. 59.

Dadas las dos reacciones siguientes sin ajustar: (i) Br–(ac) + Cl–(ac)
Br2(g) + Cl2(g) (ii) Zn(s) + NO3–(ac) + H+(ac)
Zn2+(ac) + NO(g) + H2O a. Justifique por qué una de ellas no se puede producir. b. Ajuste las semirreacciones de oxidación y de reducción de la reacción que sí se puede producir. c. Ajuste la reacción global de la reacción que sí se puede producir. d. Justifique si es espontánea dicha reacción. Datos. E0 Br2/Br– = 1,06 V; E0 Cl2/Cl– = 1,36 V; E0 Zn2+/Zn = –0,76 V; E0 NO3 –/NO = 0,96 V Sol: La 1ª; 3Zn+2NO3- + 8H+
3 Zn2+ + 2NO+4H2O; 3Zn+8HNO3
3 Zn(NO3)2 + 2NO+4H2O; Eg = 1,72, por tanto espontánea. 60.

Una pieza metálica de 4,11 g que contiene cobre se introduce en ácido clorhídrico obteniéndose una disolución que contiene Cu2+ y un residuo sólido insoluble. Sobre la disolución resultante se realiza una electrolisis pasando una corriente de 5 A. Al cabo de 656 s se pesa el cátodo y se observa que se han depositado 1,08 g de cobre. a. Calcule la masa atómica del cobre. b. ¿Qué volumen de cloro se desprendió durante el proceso electrolítico en el ánodo (medido a 20 ºC y 760 mm de Hg)? c. ¿Cuál era el contenido real de Cu (en % peso) en la pieza original, si al cabo de 25 minutos de paso de corriente se observó que el peso del cátodo no variaba? Datos. R = 0,082 atm—L—K–1—mol–1; F = 96485 C. Sol:63,54 ; 0,41L de cloro; 60,1%

61.

Se quiere oxidar el ión bromuro, del bromuro de sodio, a bromo empleando una disolución acuosa de peróxido de hidrógeno 0,2 M en presencia de ácido sulfúrico. Respecto a dicha reacción: a. Ajuste las semirreacciones iónicas y la reacción molecular global. b. Calcule el potencial estándar para la reacción global. c. Calcule la masa de bromuro de sodio que se oxidaría a bromo empleando 60 mL de peróxido de d. hidrógeno. e. Calcule el volumen de bromo gaseoso, medido a 150 ºC y 790 mmHg, desprendido en el proceso anterior. Datos. E0 Br2/Br– = 1,06 V; E0 H2O2/H2O = 1,77 V; R=0,082 atm—L—K–1—mol–1; Ma: Na = 23; Br = 80. Sol: 2Br-+H2O2+2H+
Br2+2H2O; 2NaBr +H2O2 +H2SO4
Br2 +Na2SO4 + 2 H2O; 0,71 V; 2,47 g; 4 L de bromo.

La electrólisis de una disolución acuosa de BiCl3 en medio neutro origina Bi (s) y Cl2 (g). a. Escriba las semireacciones iónicas en el cátodo y en el ánodo y la reacción global del proceso, y calcule el potencial estándar correspondiente a la reacción global. b. Calcule la masa de bismuto metálico y el volumen de cloro gaseoso, medido a 25ºC y 1 atm, obtenidos al cabo de dos horas, cuando se aplica una corriente de 1,5 A. Datos. F = 96485 C—mol−1; R = 0,082 atm—L—mol−1—K−1; Masas atómicas: Cl = 35,5; Bi = 209,0 Eo (Bi3+ / Bi ) = 0,29 V; Eo ( Cl2 / Cl− ) = 1,36 V Sol: -1,07V; 7,73 g Bi ; 1,37 L Cl2. 62.