CUESTIONES REDOX 1.- a) Defina el concepto electrónico de oxidación y reducción. b) Indique cuál o cuáles de las semirreacciones siguientes: -

-

ClO2 U Cl ; S U SO4= ; Fe2+ U Fe3+; corresponden a una oxidación y cuál o cuáles a una reducción. c) Indique la variación del número de oxidación del cloro, hierro y azufre. Solución: a) Oxidación: Es el proceso en el que un átomo de un elemento o de un compuesto pierde electrones. Reducción: Es el proceso en el que un átomo de un elemento o de un compuesto gana electrones. b) ClO2− + 4 H + + 4e − U Cl − + 2 H 2O : Re ducción S + 4 H 2O − 6e − U SO42− + 8H + : Oxidación Fe 2+ − 1e− U Fe3+ : Oxidación c) El Cloro pasa de +3 a -1 . El hierro pasa de +2 a +3. El Azufre pasa de 0 a +6 .

2.- De las siguientes reacciones: -

HCO3 + H+ U CO2 + H2O CuO + NH3 U N2 + H2O + Cu KClO3 U KCl + O2 a) Justifique si son todos procesos redox. b) Escriba las semirreacciones redox donde proceda. Solución: -

a) En la reacción: HCO3 + H+ U CO2 + H2O; los números de oxidación del C, O e hidrógeno no cambian. Por tanto no es una reacción redox. En la reacción: CuO + NH3 U N2 + H2O + Cu ; el Cobre pasa de +2 a 0 y el Nitrógeno de -3 a 0. Por tanto el Cobre se reduce y el Nitrógeno se oxida. Es una reacción redox. En la reacción: KClO3 U KCl + O2 ; el Cloro pasa de +5 a -1 y el Oxígeno de -2 a 0. Por tanto el Cloro se reduce y el Oxígeno se oxida. Es una reacción redox. b)

CuO + NH3 U N2 + H2O + Cu Cu 2+ + 2e − U Cu o : Re ducción 2 NH 3 − 6e − U N 2 + 6 H + : Oxidación

KClO3 U KCl + O2 ClO + 6 H + + 6e − U Cl − + 3H 2O : Re ducción − 3

2O 2− − 4e − U O2 : Oxidación

3.- Dadas las siguientes reacciones: NaOH + HNO3 U NaNO3 + H2O Cu + Cl2 U CuCl2 CH4 + O2 U CO2 + 2H2O a) Justifique si todas son de oxidación-reducción. b) Identifique el agente oxidante y el reductor donde proceda. Solución: a) En la reacción: NaOH + HNO3 U NaNO3 + H2O; los números de oxidación de los elementos no cambian. Por tanto no es una reacción redox. En la reacción: Cu + Cl2 U CuCl2 ; el Cobre pasa de 0 a +2 y el Cloro de 0 a -1. Por tanto el Cobre se oxida y el Cloro se reduce. Es una reacción redox. En la reacción: CH4 + O2 U CO2 + 2H2O ; el Carbono pasa de -4 a +4 y el Oxígeno de 0 a -2. Por tanto el Carbono se oxida y el Oxígeno se reduce. Es una reacción redox. b)

Cu + Cl2 U CuCl2 Cu − 2e − U Cu 2 + : Oxidación o

Cl20 + 2e − U 2Cl − : Re ducción

El Cobre es el agente Reductor y el Cloro es el agente Oxidante. CH4 + O2 U CO2 + 2H2O CH 4 + 2 H 2O − 8e − U CO2 + 8 H + : Oxidación O2 + 4e − U 2O 2− : Re ducción

El Metano es el agente Reductor y el Oxígeno es el agente Oxidante.

-

-

4.- En las siguientes semirreaciones: SO4= U SO ; Ag+ U Ag ; ClO U Cl ; -

Mn2+ U MnO4 a) ¿Cuáles corresponden a una oxidación y cuáles a una reducción?. b) ¿Cuál es la variación del número de oxidación del azufre, plata, cloro y manganeso?. c) ¿Qué especie de cada reacción es la oxidante?. Solución: a)

SO42− + 6 H + + 4e − U SO + 3H 2O : Re ducción Ag + + 1e− U Ag o : Re ducción ClO − + 2 H + + 2e− U Cl − + H 2O : Re ducción

Mn 2+ + 4 H 2O − 5e− U MnO4− + 8 H + : Oxidación b) El número de oxidación del azufre pasa de +6 a +2; la plata de +1 a 0; el cloro de +1 a -1 y el manganeso de +2 a +7. -

c) Son agentes oxidantes el SO4= ; Ag+ ; ClO y el MnO4-.

5.- Para la reacción: HNO3 + C U CO2 + NO + H2O Justifique la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: a) El número de oxidación del oxígeno pasa de - 2 a 0. b) El carbono se oxida a CO2. c) El HNO3 se reduce a NO. Solución: a) Falso. El número de oxidación del oxígeno en todos los compuestos es -2. b) Verdadero. C + 2 H 2O − 4e− U CO2 + 4 H + : Oxidación c) Verdadero. NO3− + 4 H + + 3e − U NO + 2 H 2O : Re ducción

6.- a) Indique los números de oxidación del nitrógeno en las siguientes moléculas: N2;NO; N2O N2O2. b) Escriba la semirreacción de reducción del HNO3 a NO. Solución: a) Los números de oxidación del nitrógeno son: 0; +2; +1 y +2. b) NO3− + 4 H + + 3e − U NO + 2 H 2O : Re ducción 7.- Dadas las siguientes reacciones (sin ajustar): CaO + H2O U Ca(OH)2 Ag + HNO3 U AgNO3 + NO2 + H2O Razone: a) Si son de oxidación-reducción. b) ¿Qué especies se oxidan y qué especies se reducen? Solución: a) CaO + H2O U Ca(OH)2 . No es una reacción redox ya que los números de oxidación de todos los elementos que intervienen en la reacción no cambian. En la reacción : Ag + HNO3 U AgNO3 + NO2 + H2O NO3− + 2 H + + 1e − U NO2 + H 2O : Re ducción Ag o − 1e − U Ag + : Oxidación

En esta reacción el número de oxidación del nitrógeno pasa de +5 a +4(reducción) y la plata pasa de 0 a +1(oxidación). Por tanto es una reacción redox. b) El ácido nítrico se reduce y la plata se oxida.

8.- La siguiente reacción redox tiene lugar en medio ácido: -

-

MnO4 + Cl + H+ U Mn2+ + Cl2 + H2O Indique, razonando la respuesta, la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: -

a) El Cl es el agente reductor. -

b) El MnO4 experimenta una oxidación. c) En la reacción, debidamente ajustada, se forman 4 moles de H2O por cada mol -

de MnO4

.

Solución: En la reacción el número de oxidación del manganeso pasa de +7 a +2 (reducción) y el cloro pasa de -1 a 0 (oxidación)

MnO4− + 8H + + 5e− U Mn 2+ + 4 H 2O : Re ducción 2Cl − − 2e − U Cl2 : Oxidación ____________________________________ 2MnO4− + 10Cl − + 16 H + U 2Mn 2+ + 5Cl2 + 8H 2O a) Verdadera. El ion cloruro se oxida y por tanto es el agente reductor. b) Falsa. El ion permanganato se reduce (gana electrones). c)Verdadera. Como puede verse en el ajuste final de la reacción, por cada dos moles -

de permanganato se forman 8 moles de agua. Es decir 1mol de MnO4 /2moles de agua.

PROBLEMAS REDOX 1.- Cuando el óxido de manganeso(IV) reacciona con ácido clorhídrico se obtiene cloro, cloruro de manganeso(II) y agua. a) Ajuste esta reacción por el método del ion-electrón. b) Calcule el volumen de cloro, medido a 20ºC y 700 mm de mercurio de presión, que se obtiene cuando se añade un exceso de ácido clorhídrico sobre 20 g de un mineral que contiene un 75% en peso de riqueza en dióxido de manganeso. Datos: R = 0,082 atm.L.K-1.mol-1 Masas atómicas: O = 16; Mn = 55. Solución: a) MnO2 + HCl U Cl2 + MnCl2 + H2O

MnO2 + 4 H + + 2e − U Mn 2+ + 2 H 2O 2Cl − − 2e− U Cl2 ________________________ MnO2 + 2Cl − + 4 H + U Mn 2+ + Cl2 + 2 H 2O Llevando los coeficientes a la ecuación anterior y teniendo en cuenta que hay que poner 4H+ se obtiene: MnO2 + 4HCl U Cl2 + MnCl2 + 2H2O b) MMnO2 = 87 g/mol 20 gramosMineral ×

V=

75 gramosMnO2 1molCl2 × = 0,172molesCl2 100 gramosMineral 87 gramosMnO2

nRT 0,172moles ⋅ 0, 082atmLK −1mol −1 ⋅ (20 + 273) K = = 4, 48 LitrosCl2 700 p atm 760

2.- El yodo (I2) reacciona con el ácido nítrico diluido formando ácido yódico (HIO3) y dióxido de nitrógeno. a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. b) Calcule los gramos de yodo y de ácido nítrico necesarios para obtener 2 litros de NO2 (g) medidos en condiciones normales. Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16; I = 127. Solución: a) I2 + HNO3 U HIO3 + NO2

NO3− + 2 H + + 1e− U NO2 + H 2O I 2 + 6 H 2O − 10e− U 2 IO3− + 12 H + Multiplicando la primera ecuación por 10 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: 10 NO3− + 20 H + + 10e− U 10 NO2 + 10 H 2O

I 2 + 6 H 2O − 10e− U 2 IO3− + 12 H + _________________________________________ 10 NO3− + I 2 + 20 H + + 6 H 2O U 10 NO2 + 2 IO3− + 12 H + + 10 H 2O

10 NO3− + I 2 + 8H + U 10 NO2 + 2 IO3− + 4 H 2O Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos: I2 + 10 HNO3 U 2 HIO3 + 10 NO2 + 4 H2O b) MHNO3 = 63 g/mol ; MI2 = 254 g/mol

2 LitrosNO2 ×

1molNO2 254 gramosI 2 × = 2, 27 gramosI 2 22, 4 LitrosNO2 10molesNO2

2 LitrosNO2 ×

10 ⋅ 63gramosHNO3 1molNO2 × = 5, 63gramosHNO3 22, 4 LitrosNO2 10molesNO2

3.- El I2O5 oxida al CO, gas muy toxico, a dióxido de carbono en ausencia de agua, reduciéndose él a I2. a) Ajuste la reacción molecular por el método del ion-electrón. b) Calcule los gramos de I2O5 necesarios para oxidar 10 litros de CO que se encuentran a 75ºC y 700 mm de mercurio de presión. Datos: R = 0,082 atm.L.K-1.mol-1 . Masas atómicas: O = 16; I = 127. Solución: a) I2O5 + CO U CO2 + I2

I 2O5 + 10 H + + 10e − U I 2 + 5H 2O CO + H 2O − 2e − U CO2 + 2 H + Multiplicando la segunda ecuación por 5 y sumando las dos semirreacciones obtendremos:

I 2O5 + 10 H + + 10e − U I 2 + 5 H 2O 5CO + 5H 2O − 10e − U 5CO2 + 10 H + __________________________________ I 2O5 + 5CO + 10 H + + 5H 2O U I 2 + 5H 2O + 5CO2 + 10 H + I 2O5 + 5CO U I 2 + 5CO2 Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos: I2O5 + 5 CO U 5 CO2 + I2 b) MI2O5 = 334 g/mol

nCO

700 atm × 10 Litros pV 760 = = = 0,323molesCO RT 0, 082atmLK −1mol −1 ⋅ (75 + 273) K

0,323molesCO ×

334 gramosI 2O5 = 21,58 gramosI 2O5 5molesCO

4.- El monóxido de nitrógeno gaseoso (NO) se prepara por reacción del cobre metálico con ácido nítrico, obteniéndose, además, nitrato de cobre (II) y agua. a) Ajuste por el método del ion electrón la reacción anterior. b) ¿Cuántos moles de ácido y qué peso de cobre se necesitan para preparar 5 L de NO, medidos a 730 mm de mercurio y a la temperatura de 25ºC? c) Datos: Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16; Cu = 63,5. Datos: R = 0,082 atm.L.K-1.mol-1. Solución: a) Cu + HNO3

U NO + Cu(NO3)2 + H2O Cu o − 2e − U Cu 2+

NO3− + 4 H + + 3e − U NO + 2 H 2O Multiplicando la primera ecuación por 3, la segunda ecuación por 2 y sumando las dos semirreacciones obtendremos:

2 NO3− + 8 H + + 6e − U 2 NO + 4 H 2O 3Cu o − 6e − U 3Cu 2+ _______________________________ 2 NO3− + 8H + + 3Cu o U 2 NO + 3Cu 2+ + 4 H 2O

Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos: 3 Cu + 8 HNO3

U 2 NO + 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O

b) MHNO3 = 63 g/mol

nNO

730 atm × 5Litros pV 760 = = = 0,197 molesNO RT 0, 082atmLK −1mol −1 ⋅ (25 + 273) K

0,197 molesNO ×

8molesHNO3 = 0, 788molesHNO3 2molesNO

0,197molesNO ×

3 ⋅ 63,5 gramosCu = 18, 76 gramosCu 2molesNO

5.- El ácido sulfúrico reacciona con cobre para dar sulfato de cobre (II), dióxido de azufre y agua. a) Ajuste, por el método del ion electrón, la reacción molecular. b) ¿Qué masa de sulfato de cobre (II) se puede preparar por la acción de 2 mL de ácido sulfúrico del 96% de riqueza en peso y densidad 1,84 g/mL sobre cobre en exceso? Masas atómicas: H = 1; O = 16; S = 32; Cu = 63,5. Solución: a)

Cu + H2SO4

U CuSO4 + SO2 + H2O Cu o − 2e − U Cu 2+

SO42− + 4 H + + 2e − U SO2 + 2 H 2O Sumando directamente las dos semirreacciones obtendremos:

SO42− + Cu o + 4 H + U SO2 + Cu 2+ + 2 H 2O Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos: Cu + 2 H2SO4

U CuSO4 + SO2 + 2 H2O

b) MCuSO4 = 159,5 g/mol ; MH2SO4 = 98 g/mol

2mLDisolución ×

1,84 gramosDisolución 96 gramosH 2 SO4 159,5 gramosCuSO4 × × = 1mLDisolución 100 gramosDisolución 2 ⋅ 98 gramosH 2 SO4

= 2,87 gramosCuSO4

6.- El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio para dar sulfato de potasio, bromo, dióxido de azufre y agua. a) Iguale la reacción por el método del ion electrón. b) Calcule el volumen de bromo líquido (densidad = 2,92 g/mL) que se obtendrá al tratar 90,1 g de bromuro de potasio con suficiente cantidad de ácido sulfúrico. Masas atómicas: K = 39; Br = 80. Solución: a)

H2SO4 + KBr

U K2SO4 + Br2 + SO2 + H2O

2 Br − − 2e − U Br2o SO42− + 4 H + + 2e − U SO2 + 2 H 2O Sumando directamente las dos semirreacciones obtendremos:

SO42− + 4 H + + 2 Br − U SO2 + Br2o + 2 H 2O Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos: 2H2SO4 + 2KBr

U K2SO4 + Br2 + SO2 + 2H2O

b) MKBr = 119 g/mol ; MBr2 =160 g/mol

90,1gramosKBr ×

160 gramosBr2 1mLBr2 × = 20, 74mLBr2 2 ⋅119 gramosKBr 2,92 gramosBr2

7.- En medio ácido, el ion cromato oxida al ion sulfito según la ecuación: CrO4= + SO3= + H+ U Cr3+ + SO4= + H2O a) Ajuste la ecuación iónica por el método del ion-electrón. b) Si 25 mL de una disolución de Na2SO3 reaccionan con 28’1 mL de disolución 0’088M de K2CrO4 , calcule la molaridad de la disolución de Na2SO3. Solución: a)

CrO4= + SO3= + H+ U Cr3+ + SO4= + H2O

CrO42− + 8H + + 3e − U Cr 3+ + 4 H 2O SO32− + H 2O − 2e − U SO42− + 2 H + Multiplicando la primera ecuación por 2, la segunda ecuación por 3 y sumando las dos semirreacciones obtendremos:

2CrO42− + 16 H + + 6e − U 2Cr 3+ + 8 H 2O 3SO32− + 3H 2O − 6e − U 3SO42− + 6 H + ___________________________________________ 2CrO42− + 3SO32− + 16 H + + 3H 2O U 2Cr 3+ + 3SO42− + 8H 2O + 6 H +

2CrO42 − + 3SO32− + 10 H + U 2Cr 3+ + 3SO42− + 5H 2O Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos: 2CrO4= + 3SO3= + 10H+ U 2Cr3+ + 3SO4= + 5H2O b)

28,1mLDisolución ×

0, 088molesK 2CrO4 3molesNa2 SO3 × = 3, 71⋅10−3 molesNa2 SO3 1000mLDisolución 2molesK 2CrO4

n º molesNa2 SO3 3, 71⋅10−3 molesNa2 SO3 M= = = 0,15M LitrosDisolución 0, 025 LitrosDisolución

8.- Cuando reacciona el zinc metálico con nitrato de potasio en medio sulfúrico, se produce la siguiente reacción: Zn + KNO3 + H2SO4 U ZnSO4 + (NH4)2SO4 + K2SO4 + H2O a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón b) Dada la reacción redox ajustada en medio básico: 3KClO + 2KCrO2 + 2KOH U 3KCl + 2K2CrO4 + H2O Calcular los gramos de agua que se forman cuando reaccionan totalmente 10 moles de KClO. Masas atómicas: O=16; H=1 Solución: a)

Zn + KNO3 + H2SO4 U ZnSO4 + (NH4)2SO4 + K2SO4 + H2O Zn o − 2e − U Zn 2+

NO3− + 10 H + + 8e− U NH 4+ + 3H 2O Multiplicando la primera ecuación por 4 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: 4 Zn o − 8e − U 4 Zn 2+

NO3− + 10 H + + 8e− U NH 4+ + 3H 2O _____________________________ NO3− + 4 Zno + 10 H + U NH 4+ + 4 Zn 2+ + 3H 2O Como al llevar los coeficientes a la ecuación habría que poner en el ion amonio un ½, conviene previamente multiplicar la ecuación obtenida por 2. Quedaría entonces:

2 NO3− + 8Zn o + 20 H + U 2 NH 4+ + 8Zn 2+ + 6 H 2O Llevando finalmente estos coeficientes a la ecuación, tendremos: 8Zn + 2KNO3 + 10H2SO4 U 8ZnSO4 + (NH4)2SO4 + K2SO4 + 6H2O b) 3KClO + 2KCrO2 + 2KOH U 3KCl + 2K2CrO4 + H2O

10molesKClO ×

18 gramosH 2O = 60 gramosH 2O 3molesKClO

9.- El KMnO4, en medio ácido sulfúrico, reacciona con el H2O2 para dar MnSO4, O2, H2O y K2SO4 a) Ajuste la reacción molecular por el método del ion-electrón. b) ¿Qué volumen de O2 medido a 1520 mm de mercurio y 125 ºC se obtiene a partir de 100 g de KMnO4? R= 0,082 atm・L・K-1・mol-1. Masas atómicas: C = 12; O = 16; K = 39; Mn = 55. Solución: a)

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 U MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O

MnO4− + 8H + + 5e − U Mn 2+ + 4 H 2O H 2O2 − 2e − U O2o + 2 H + Multiplicando la primera ecuación por 2, la segunda ecuación por 5 y sumando las dos semirreacciones obtendremos:

2MnO4− + 16 H + + 10e − U 2Mn 2+ + 8H 2O 5H 2O2 − 10e − U 5O2o + 10 H + ____________________________________ 2MnO4− + 5H 2O2 + 16 H + U 2 Mn 2+ + 5O2o + 8H 2O + 10 H +

2MnO4− + 5H 2O2 + 6 H + U 2Mn 2+ + 5O2o + 8H 2O Llevando estos coeficientes a la ecuación, tendremos: 2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 U 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O b) MKMnO4 = 158 g/mol 100 gramosKMnO4 ×

V=

5molesO2 = 1,58molesO2 2 ⋅158 gramosHMnO4

nRT 1,58moles ⋅ 0, 082atmLK −1mol −1 ⋅ (125 + 273) K = = 25, 78 LitrosO2 1520 p atm 760

10.- El (NH4)2Cr2O7 se descompone por calentamiento según la siguiente reacción sin ajustar: (NH4)2Cr2O7 U N2 + Cr2O3 + H2O a) Ajústela por el método del ion-electrón. b) ¿Qué volumen de nitrógeno se obtiene a 730 mm de Hg y 30ºC, cuando se calientan 2 moles de (NH4)2Cr2O7?. Solución: a) (NH4)2Cr2O7

U N2 + Cr2O3 + H2O

2 NH 4+ − 6e− U N 2 + 8H + Cr2O72− + 8H + + 6e− U Cr2O3 + 4 H 2O Sumando las dos semirreacciones obtendremos:

Cr2O72− + 8H + + 2 NH 4+ U Cr2O3 + N 2 + 8 H + + 4 H 2O Cr2O72− + 2 NH 4+ U Cr2O3 + N 2 + 4 H 2O Llevando estos coeficientes a la ecuación, tendremos: (NH4)2Cr2O7

U N2 + Cr2O3 + 4H2O

b) 2moles(NH 4 ) 2 Cr2 O7 ×

1molN 2 = 2molesN 2 1mol (NH 4 ) 2 Cr2 O7

nRT 2moles ⋅ 0, 082atmLK −1mol −1 ⋅ (30 + 273) K = = 51, 73LitrosN 2 V= 730 p atm 760

11.- El cloro gaseoso(Cl2) oxida al hidróxido de cromo(III) en presencia de hidróxido de potasio. En la reacción anterior se obtienen como productos cromato de potasio, cloruro de potasio y agua, según la reacción: Cl2 + Cr(OH)3 + KOH U K2CrO4 + KCl + H2O a) Ajuste la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón b) Calcule los gramos de cloruro de potasio que se pueden obtener en la reacción a partir de 0,5 Litros de cloro, medidos a 20ºC y 730 mm de Hg, con un exceso de los otros reactivos. Datos: R = 0,082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: Cl=35,5; K=39. Solución: a)

Cl2 + Cr(OH)3 + KOH U K2CrO4 + KCl + H2O

Cl2 + 2e− U 2Cl − Cr 3+ + 4 H 2O − 3e − U CrO42− + 8 H + Multiplicando la primera ecuación por 3, la segunda ecuación por 2 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: 3Cl2 + 6e− U 6Cl −

2Cr 3+ + 8 H 2O − 6e − U 2CrO42− + 16 H + _______________________________ 2Cr 3+ + 3Cl2 + 8H 2O U 2CrO42− + 6Cl − + 16 H + -

Sumando a los dos miembros de ecuación 16OH y simplificando las moléculas de agua , obtendremos: 2Cr 3+ + 3Cl2 + 8 H 2O + 16OH − U 2CrO42− + 6Cl − + 16 H + + 16OH −

2Cr 3+ + 3Cl2 + 8 H 2O + 16OH − U 2CrO42− + 6Cl − + 16 H 2O 2Cr 3+ + 3Cl2 + 16OH − U 2CrO42− + 6Cl − + 8H 2O Llevando los coeficientes a la ecuación y teniendo en cuenta que en la misma hay dos compuestos con grupos OH, repartimos los 16 OH y tendremos: 3Cl2 + 2Cr(OH)3 + 10KOH U 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O b) MKCl = 74,5 g/mol

730 atm ⋅ 0,5 L PV 760 = = 0, 02molesCl2 nCl2 = RT 0, 082atmLK −1mol −1 ⋅ (20 + 273) K 6 ⋅ 74,5 gramosKCl = 2,98 gramosKCl 0, 02molesCl2 × 3molesCl2

12.- En una valoración, 31,25 mL de una disolución 0,1 M de Na2C2O4 (oxalato de sodio) en medio ácido consumen 17,38 mL de una disolución de KMnO4 de concentración desconocida. Sabiendo que el oxalato pasa a CO2 y el permanganato a Mn2+. a) Ajuste la ecuación iónica por el método del ion-electrón. b) Calcule la concentración de la disolución de KMnO4. Datos: Masas atómicas: O = 16; K = 39; Mn = 55. Solución: a)

-

C2O42- + MnO4

U CO2 + Mn2+

C2O42− − 2e − U 2CO2 MnO4− + 8H + + 5e − U Mn 2+ + 4 H 2O Multiplicando la primera ecuación por 5, la segunda por 2 y sumando las dos semirreacciones obtendremos:

5C2O42− − 10e − U 10CO2 2MnO4− + 16 H + + 10e − U 2Mn 2+ + 8H 2O __________________________________ 2MnO4− + 16 H + + 5C2O42− U 2Mn 2+ + 10CO2 + 8H 2O b)

31, 25mLDisoluciónNa2C2O4 ×

0,1molNa2C2O4 2molesKMnO4 × = 1000mLDisoluciónNa2C2O4 5molesNa2C2O4

= 1, 25 ⋅10−3 molesKMnO4 1, 25 ⋅10−3 molesKMnO4 M= = 0, 072M 0, 01738 LitrosDisolución

13.- El estaño metálico, en presencia de ácido clorhídrico, es oxidado por el dicromato de potasio (K2Cr2O7) a cloruro de estaño (IV) reduciéndose el dicromato a Cr(III). a) Ajuste, por el método del ion-electrón, la ecuación molecular completa. b) Calcule la riqueza en estaño de una aleación si un gramo de la misma una vez disuelta se valora, en medio ácido clorhídrico, con dicromato de potasio 0,1 M, gastándose 25 mL del mismo. Masa atómica: Sn = 119 Solución: a)

Sn + K2Cr2O7 + HCl

U SnCl4 + Cr3+

Cr2O72− + 14 H + + 6e − U 2Cr 3+ + 7 H 2O Sn o − 4e − U Sn 4 +

Multiplicando la primera ecuación por 2, la segunda por 3 y sumando las dos semirreacciones obtendremos:

2Cr2O72 − + 28H + + 12e − U 4Cr 3+ + 14 H 2O 3Sn o − 12e − U 3Sn 4+ _________________________________ 2Cr2O72 − + 3Sn o + 28H + U 4Cr 3+ + 3Sn 4+ + 14 H 2O

Llevando estos coeficientes a la ecuación, tendremos: 3Sn + 2K2Cr2O7 + 28HCl b)

25mLDisolución ×

% Riqueza =

U 4CrCl3 + 3SnCl4 + 4KCl + 14H2O

0,1molesK 2Cr2O7 3 ⋅119 gramosSn × = 0, 446 gramosSn 1000mLDisolución 2molesK 2Cr2O7

0, 446 gramos ×100 = 44, 6% 1gramo

ELECTROQUÍMICA 1.- A la vista de los siguientes potenciales normales de reducción: Eo (Na+/Na) = - 2,71 V; Eo (H+/H2) = 0,00 V; Eo (Cu2+/Cu) = + 0,34 V Razone: a) Si se desprenderá hidrógeno cuando se introduce una barra de sodio en una disolución 1 M de ácido clorhídrico. b) Si se desprenderá hidrógeno cuando se introduce una barra de cobre en una disolución acuosa de ácido clorhídrico 1 M. c) Si el sodio metálico podrá reducir a los iones Cu(II). Solución: a) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son:

2 H + + 2e − U H 2

Eo (H+/H2) = 0,00 V

Na − 1e − U Na +

Eo (Na+/Na) = - 2,71

Para la reacción global:

2 H + + 2 Na U H 2 + 2 Na + o o o = Ecátodo − Eánado = 0.0 − (−2, 71) = 2, 71Voltios . Como El potencial normal de la pila : ∆E pila

este potencial es positivo, la reacción es espontánea y por tanto será posible. b) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son:

2 H + + 2e − U H 2

Eo (H+/H2) = 0,00 V

Cu − 2e − U Cu 2+

Eo (Cu2+/Cu) = + 0,34 V

Para la reacción global:

2H + + Cu U H 2 + Cu 2+ o o o El potencial normal de la pila : ∆E pila = Ecátodo − Eánado = 0.0 − 0,34 = −0,34Voltios . Como este

potencial es negativo, la reacción no es espontánea y por tanto no será posible. c) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son: Cu 2+ + 2e − U Cu Na − 1e − U Na +

Eo (Cu2+/Cu) = + 0,34 V Eo (Na+/Na) = - 2,71 V

Para la reacción global: Cu 2+ + 2 Na U Cu + 2 Na + o o o El potencial normal de la pila : ∆E pila = Ecátodo − Eánado = 0.34 − (−2, 71) = 3, 05Voltios . Como

este potencial es positivo, la reacción es espontánea y por tanto será posible.

2.- Explique mediante la correspondiente reacción, que sucede cuando en una disolución de sulfato de hierro (II) se introduce una lamina de: a) Cd b) Zn Datos: Eo (Zn2+/Zn) = - 0,76 V; Eo (Fe2+/Fe) = -0,44 V; Eo (Cd2+/Cd) = - 0,40 V. Solución: a) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son: Fe 2+ + 2e − U Fe Cd − 2e − U Cd 2+

Eo (Fe2+/Fe) = -0,44 V Eo (Cd2+/Cd) = -0,40 V

Para la reacción global: Fe 2+ + Cd U Fe + Cd 2+ o o o El potencial normal de la pila : ∆E pila = Ecátodo − Eánado = −0, 44 − (−0, 40) = −0, 04Voltios . Como

este potencial es negativo, la reacción no es espontánea y por tanto no será posible. b) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son: Fe 2+ + 2e − U Fe Eo (Fe2+/Fe) = -0,44 V Zn − 2e − U Zn 2+ Eo (Cd2+/Cd) = - 0,76 V

Para la reacción global: Fe 2+ + Zn U Fe + Zn 2+ o o o = Ecátodo − Eánado = −0, 44 − (−0, 76) = 0,32Voltios . Como El potencial normal de la pila : ∆E pila

este potencial es positivo, la reacción es espontánea y por tanto será posible. Es decir se depositará átomos de hierro en la barra de zinc y simultáneamente los átomos de zinc de la barra pasarán a la disolución como iones Zn2+.

3.- Si se introduce una lámina de zinc en una disolución de sulfato de cobre(II), CuSO4, se observa que el cobre se deposita en la lámina, se pierde el color azul de la disolución y la lámina de zinc se disuelve. a) Explique, razonadamente, este fenómeno. b) Escriba las reacciones observadas. Solución: a) La disolución pierde el color azul por que los iones Cu2+ de la disolución se reducen a cobre metálico que se deposita en la barra de zinc. Mientras la barra de zinc se disuelve por que el zinc metálico se oxida a Zn2+.

b)

Reacción global:

Cu 2+ + 2e − U Cu Zn − 2e − U Zn 2+ ______________ Cu 2+ + Zn U Cu + Zn 2+

4.- Se sabe que el flúor desplaza al yodo de los yoduros para formar el fluoruro correspondiente. a) Escriba las semirreacciones que tienen lugar. -

b) Sabiendo que Eo (I2/I ) = + 0,53 V, justifique cuál de los tres valores de Eo siguientes: -

+ 2,83 V; + 0,53 V y - 0,47 V, corresponderá al par F2/F . Solución: a)

F2 + 2e − U 2 F − ;

2 I − − 2e − U I 2

b) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son: -

F2 + 2e − U 2 F − Eo (F2/F ) = “x” V 2 I − − 2e − U I 2

-

Eo (I2/I ) = + 0,53 V

Para la reacción global:

F2 + 2 I − U 2 F − + I 2 o o o El potencial normal de la pila : ∆E pila = Ecátodo − Eánado = x − 0,53 . Como este potencial tiene

que ser positivo para que la reacción sea espontánea, el único valor válido del potencial del flúor tiene que ser + 2,83 V.

5.- Se construye una pila con los pares Fe2+/Fe y Sn4+/Sn2+. a) Indique que par actúa como ánodo, que par actúa como cátodo y escriba las reacciones que tienen lugar en el electrodo. b) Calcule la f.e.m. de la pila. Datos: Eo (Fe2+/Fe) = - 0,45 V; Eo (Sn4+/Sn2+) = 0,15 V. Solución: a) Teniendo en cuenta los valores de los potenciales normales, el cátodo estará formado por el par Sn4+/Sn2+ y el ánodo por el par Fe2+/Fe. Sn 4+ + 2e − U Sn 2+ Fe − 2e − U Fe 2+

b) Para la reacción global: Sn 4+ + Fe U Sn 2+ + Fe 2+ o o o El potencial normal de la pila : ∆E pila = Ecátodo − Eánado = 0,15 − (−0, 45) = 0, 60Voltios

6.- Dados los potenciales normales de reducción Eo(Pb2+/Pb) = -0,13 V y Eo(Cu2+/Cu) = 0,34 V. a) Escriba las semirreacciones y la reacción ajustada de la pila formada. b) Calcule su fuerza electromotriz e indique que electrodo actúa como ánodo y cuál como cátodo. Solución: a)

Reacción global:

Cu 2+ + 2e − U Cu Pb − 2e − U Pb 2+ ________________ Cu 2+ + Pb U Cu + Pb 2+

o o o b) El potencial normal de la pila : ∆E pila = Ecátodo − Eánado = 0,34 − (−0,13) = 0, 47Voltios . El

cátodo es el par Cu2+/ Cu y el ánodo el par Pb2+/Pb.

7.- a) ¿Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con hierro metálico? b) ¿Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con cobre? c) ¿Qué ocurrirá si se añaden limaduras de hierro a una disolución de Cu2+. Justifique las respuestas. Datos: Eo(Cu2+/Cu ) = 0,34V ; Eo (Fe2+/Fe) = - 0,44V; Eo(H+/H2 ) = 0,0 V. Solución: a) Si el ácido clorhídrico reacciona con el hierro se deben producir las siguientes reacciones: 2 H + + 2e − U H 2 Eo (H+/H2) = 0,00 V Fe − 2e − U Fe 2+

Eo (Fe2+/Fe) = -0,44 V

Para la reacción global:

2H + + Cu U H 2 + Cu 2+ o o o El potencial normal de la pila : ∆E pila = Ecátodo − Eánado = 0.0 − (−0, 44) = 0, 44Voltios . Como

este potencial es positivo, la reacción es espontánea y por tanto será posible. b)

2 H + + 2e − U H 2

Eo (H+/H2) = 0,00 V

Cu − 2e − U Cu 2+

Eo (Cu2+/Cu) = + 0,34 V

Para la reacción global:

2H + + Cu U H 2 + Cu 2+ o o o El potencial normal de la pila : ∆E pila = Ecátodo − Eánado = 0.0 − 0,34 = −0,34Voltios . Como este

potencial es negativo, la reacción no es espontánea y por tanto no será posible. c) Teniendo en cuenta los valores de los potenciales normales, las semirreacciones posibles serán: Cu 2+ + 2e − U Cu Eo(Cu2+/Cu ) = 0,34V Eo (Fe2+/Fe) = - 0,44V Fe − 2e − U Fe 2+ Para la reacción global: Cu 2+ + Fe U Cu + Fe 2+ o o o El potencial normal de la pila : ∆E pila = Ecátodo − Eánado = 0.34 − (−0, 44) = 0, 78Voltios . Como este potencial es positivo, la reacción es espontánea y por tanto será posible. Por tanto las limaduras de hierro metálico reducirán a los iones Cu(II) a cobre metálico.

8.- Sabiendo que: Zn (s) /Zn2+(1 M) ||H+(1 M)/H2(1 atm)/Pt(s) Eopila = 0,76 V Zn(s) /Zn2+(1 M) // Cu2+(1 M) /Cu(s) Eopila = 1,10 V Calcule los siguientes potenciales estándar de reducción: a) Eo (Zn2+/Zn). b) Eo (Cu2+/Cu) Solución: a) El potencial normal de la primera pila: o o o ∆E pila = Ecátodo − Eánado = 0.0 − Eo ( Zn 2+ / Zn) = 0, 76Voltios ⇒ Eo ( Zn 2+ / Zn) = −0, 76V

b) El potencial normal de la segunda pila:

o o o ∆E pila = Ecátodo − Eánado = Eo (Cu 2+ / Cu ) − (−0, 76) = 1,10Voltios ⇒ Eo (Cu 2+ / Cu ) = 1,10 − 0, 76 = 0,34V

9.- Se construye una pila, en condiciones estándar, con un electrodo de cobre y un electrodo de aluminio. a) Indique razonadamente cuál es el cátodo y cuál el ánodo. b) Escriba el diagrama de la pila y calcule la f.e.m de la misma. Datos: Potenciales estándar de reducción: Cu2+/Cu = 0,34 V; Al3+/Al = -1,65 V. Solución: a) Teniendo en cuenta los valores de los potenciales normales, el cátodo estará formado por el par Cu2+/Cu y el ánodo por el par Al3+/Al. Cu 2+ + 2e − U Cu Al − 3e − U Al 3+

b) Para la reacción global: 3Cu 2+ + 2 Al U 3Cu + 2 Al 3+

Diagrama:

Al ( s )| Al 3+ (1M ) & Cu 2+ (1M )| Cu ( s )

o o o El potencial normal de la pila : ∆E pila = Ecátodo − Eánado = 0.34 − (−1, 65) = 1,99Voltios

10.- La notación de una pila electroquímica es: Mg | Mg2+ (1M) || Ag+ (1M) | Ag a) Calcule el potencial estándar de la pila. b) Escriba y ajuste la ecuación química para la reacción que ocurre en la pila. c) Indique la polaridad de los electrodos. Datos: Eo (Ag+/Ag) = 0’80V; Eo(Mg2+/Mg) = −2’36V Solución: o o o a) El potencial normal de la pila : ∆E pila = Ecátodo − Eánado = 0,8 − (−2,36) = 3,16Voltios

b) Las semirreacciones de la pila serán:

Ag + + 1e − U Ag Mg − 2e − U Mg 2+ _________________ La reacción global es: 2 Ag + + Mg U 2 Ag + Mg 2+ c) El cátodo(Ag+ (1M)|Ag) es el electrodo + y el ánodo[Mg|Mg2+ (1M)] es el electrodo -.

ELECTROLISIS 1.- Para cada una de las siguientes electrolisis, calcule: a) La masa de zinc metálico depositada en el cátodo al pasar por una disolución acuosa de Zn2+ una corriente de 1’87 amperios durante 42,5 minutos. b) El tiempo necesario para que se depositen 0,58 g de plata tras pasar por una disolución acuosa de AgNO3 una corriente de 1,84 amperios. Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Zn = 65,4; Ag = 108 Solución: a) La reacción que tiene lugar es: Zn2+ + 2e- U Zn

Q = I ⋅ t = 1,87 A ⋅ (42,5 ⋅ 60) seg = 4768,5C 4768,5C ×

1mol (e − ) 1molZn 65, 4 gramosZn × × = 1, 62 gramosZn 96500C 2mol (e− ) 1molZn

b) La reacción que tiene lugar es: Ag+ + 1e- U Ag

1mol (e − ) 1molAg 108 gramosAg × × = 0,58 gramosAg 96500C 1mol (e − ) 1molAg 0,58 ⋅ 96500 Q 518, 24C Q= = 518, 24C ; Q = I ⋅ t ⇒ t = = = 281, 65seg 108 I 1,84 A

Q(C ) ×

2.- Tres cubas electrolíticas conectadas en serie, contienen disoluciones acuosas de AgNO3 la primera, de Cd(NO3)2 la segunda y de Zn(NO3)2 la tercera. Cuando las tres cubas son atravesadas por la misma cantidad de corriente, justifique si serán ciertas o no las siguientes afirmaciones: a) En el cátodo se depositará la misma masa en las tres cubas. b) En las cubas segunda y tercera se depositará el doble número de equivalentesgramo que en la primera. c) En las cubas segunda y tercera se depositarán la misma cantidad de sustancia. Solución: Primera cuba: Ag+ + 1e- U Ag Segunda cuba: Cd2+ + 2e- U Cd Tercera cuba: Zn2+ + 2e- U Zn a) Falsa: La 2ª ley de Faraday establece que para una determinada cantidad de electricidad la cantidad de sustancia depositada o liberada es directamente proporcional a su equivalente químico(Meq). Siendo Meq= Matom/nº electrones. Como las tres sustancias tienen diferentes Meq ello implica que la misma cantidad de electricidad depositará diferentes masas en cada cátodo. b)Falsa. Se deposita el mismo nº de equivalentes en las tres cubas, pues los atraviesan los mismos culombios. c)Falsa. Para una determinada cantidad de electricidad la cantidad de sustancia depositada o liberada es directamente proporcional a su equivalente químico(Meq). Siendo Meq= Matom/nº electrones. Como las tres sustancias tienen diferentes Meq las cantidades serán diferentes.

3.- Enuncia las leyes de Faraday Solución: a) 1ª Ley: La cantidad de sustancia depositada o liberada al paso de una corriente eléctrica es directamente proporcional a la cantidad de electricidad aplicada. Q = Ixt b) 2ª Ley: Para una determinada cantidad de electricidad la cantidad de sustancia depositada o liberada es directamente proporcional a su equivalente químico(Meq). Siendo Meq= Ma/nº electrones. c) La cantidad de electricidad necesaria para depositar o liberar un equivalente químico de cualquier sustancia es siempre e igual a 96487 culombios. Esta cantidad de electricidad recibe el nombre de Faraday.

4.- A través de una cuba electrolítica que contiene una disolución de nitrato de cobalto(II) pasa una corriente eléctrica durante 30 minutos, depositándose en el cátodo 5 g de cobalto. a) Calcule la intensidad de la corriente que ha circulado. b) ¿Cuál es el número de átomos de cobalto depositados? Masas atómicas: Co = 59; F = 96500 C. Solución: a) La reacción que tiene lugar es: Co2+ + 2e- U Co

1mol (e − ) 1molCo 59 gramosCo Q(C ) × × × = 5 gramosCo 96500C 2mol (e − ) 1molCo 5 ⋅ 96500 ⋅ 2 Q 16355,93C Q= = 16355,93C ; Q = I ⋅ t ⇒ I = = = 9, 01Amperios 59 t 30 ⋅ 60seg b) 5 gramosCo ×

1molátomosCo 6, 023 ⋅1023 átomosCo × = 5,1⋅1022 átomosCo 59 gramosCo 1molátomosCo

5.- Se desea conocer la cantidad de electricidad que atraviesa dos cubas electrolíticas conectadas en serie, que contienen disoluciones acuosas de nitrato de plata, la primera, y de sulfato de hierro (II), la segunda. Para ello se sabe que en el cátodo de la primera se han depositado 0'810 g de plata. a) Calcule la cantidad de electricidad que ha atravesado las cubas. b) Calcule la cantidad de hierro depositada en el cátodo de la segunda cuba. Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Fe=56; Ag=108. Solución: a) Primera cuba: Ag+ + 1e- U Ag 1mol (e− ) 1molAg 108 gramosAg × × = 0,810 gramosAg 96500C 1mol (e − ) 1molAg 0,810 ⋅ 96500 = 723, 75Culombios Q= 108 Q(C ) ×

b) Segunda cuba: Fe2+ + 2e- U Fe 723, 75C ×

1mol (e− ) 1molFe 56 gramosFe × × = 0, 21gramosFe 96500C 2mol (e − ) 1molFe

6.- A través de un litro de disolución 0,1 M de nitrato de plata se hace pasar una corriente de 0,15 A durante 6 horas. a) Determine la masa de plata depositada en el cátodo. b) Calcule la molaridad del ion plata una vez finalizada la electrolisis, suponiendo que se mantiene el volumen inicial de la disolución. Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: N=14; O=16; Ag=108. Solución: a) La reacción que tiene lugar es: Ag+ + 1e- U Ag

Q = I ⋅ t = 0,15 A ⋅ (6 ⋅ 3600) seg = 3240C 3240C ×

1mol (e − ) 1molAg 108 gramosZn × × = 3, 63gramosAg 96500C 1mol (e − ) 1molAg

b) Nº de moles de iones Ag+ iniciales: 1LitroDisolución ×

0,1molesAg + = 0,1molesAg + 1LitroDisolución

Nº de moles de iones Ag+ depositados: 3, 63 gramosAg ×

1molAg = 0, 0336molesAg = 108 gramosAg

= 0,0336 moles Ag+. Nº de moles de iones Ag+ que quedan en disolución: 0,1 – 0,0336 = 0,0664 moles. [Ag+] = 0,0664moles/1Litro disol = 0,0664M

7.- Una muestra de un metal se disuelve en ácido clorhídrico y se realiza la electrolisis de la disolución. Cuando han pasado por la célula electrolítica 3215 C, se encuentra que en el cátodo se han depositado 1,74 g de metal. Calcule: a) La carga del ion metálico. b) El volumen de cloro desprendido medido en condiciones normales. Datos: F = 96500 C; Masa atómica del metal = 157,2 Solución: a) La reacción que tiene lugar es: Mn+ + ne- U M 1mol (e − ) 1molM 157, 2 gramosM × × = 1, 74 gramosM 3215C × − 96500C " n " mol (e ) 1molM

Despejando “n” obtenemos: n =

3215 ⋅157, 2 =3 96500 ⋅1, 74

b) Para liberar el cloro, la reacción que tiene lugar es: 2Cl- - 2e- U Cl2 3215C ×

1mol (e − ) 1molCl2 × = 0, 01671molesCl2 96500C 2mol (e − )

0, 01671molesCl2 ×

22, 4 Litros = 0,37 Litros 1molesCl2

8.- a) ¿Qué cantidad de electricidad es necesaria para que se deposite en el cátodo todo el oro contenido en un litro de disolución 0,1 M de cloruro de oro (III)? b) ¿Qué volumen de cloro, medido a la presión de 740 mm de mercurio y 25ºC, se desprenderá en el ánodo? Datos: F = 96500 C; R = 0,082 atm L K-1mol-1. Solución: a) AuCl3 U Au3+ + 3Cl-. Los moles de Au3+ en la disolución serán: 1 Litro x 0,1 M = 0,1 moles. La reacción que tiene lugar es: Au3+ + 3e- U Au 1mol (e − ) 1molAu Q(C ) × × = 0,1moles ( Au ) 96500C 3mol (e − ) Q = 0,1⋅ 96500 ⋅ 3 = 28950Culombios

b) Para liberar el cloro la reacción que tiene lugar es: 2Cl- - 2e- U Cl2

28950C ×

V=

1mol (e − ) 1molCl2 × = 0,15molesCl2 96500C 2mol (e − )

nRT 0,15moles ⋅ 0, 082atmLK −1mol −1 ⋅ (25 + 273) K = = 3, 76 Litros 740 p atm 760

9.- La fórmula de un cloruro metálico es MCl4. Se realiza la electrolisis a una disolución de dicho cloruro haciendo pasar una corriente eléctrica de 1’81 amperios durante 25’6 minutos, obteniéndose 0’53 g del metal. Calcule: a) La masa atómica del metal. b) El volumen de Cl2 que se obtendrá en el ánodo, medido en condiciones normales. Dato: F = 96500 C. Solución: a) MCl4 U M4+ + 4 Cl-. Para que se deposite el metal, la reacción que tiene lugar es: M4+ + 4e- U M

Q = I ⋅ t = 1,81A ⋅ (25, 6 ⋅ 60) seg = 2780,16C 2780,16C ×

M gramosM 1mol (e− ) 1molM × × a = 0,53gramosM − 96500C 4mol (e ) 1molM

Despejando Ma obtenemos: M a =

0,53 ⋅ 96500 ⋅ 4 = 73, 6 g / mol 2780,16

b) Para liberar el cloro, la reacción que tiene lugar es: 2Cl- - 2e- U Cl2 2780,16C ×

1mol (e − ) 1molCl2 × = 0, 0144molesCl2 96500C 2mol (e − )

0, 0144molesCl2 ×

22, 4 Litros = 0,32 Litros 1molesCl2

10.- A una disolución acuosa de una sal de osmio se electroliza durante dos horas con una corriente de intensidad 1,5 A. Calcule la carga del ion osmio en la disolución, sabiendo que en el cátodo se han depositado 3,548 g de osmio metálico durante la electrolisis. Datos: Masa atómica: Os = 190,2; F = 96500 C. Solución:

Q = I ⋅ t = 1,5 A ⋅ (2 ⋅ 3600) seg = 10800C 10800C ×

1mol (e− ) 1molOs 190, 2 gramosOs × × = 3,548 gramosOs − 96500C " n " mol (e ) 1molOs

Despejando “n” obtenemos: n =

10800 ⋅190, 2 =6 96500 ⋅ 3,548

11.- Para platear un objeto se ha estimado que es necesario depositar 40 gramos de plata. a) Si se realiza la electrólisis con una corriente de 2 Amperios, ¿cuánto tiempo se tardará en realizar el plateado? b) ¿Cuántos moles de electrones han sido necesarios para ello? Dato. Masa atómica: Ag=108. Solución: a) La reacción que tiene lugar es : Ag+ U Ago

1mol (e − ) 1molAg 108 gramosAg × × = 40 gramosAg 96500C 1mol (e − ) 1molAg 40 ⋅ 96500 Q= = 35.740, 74Culombios ⇒ Q = I ⋅ t ⇒ 108 Q 35704, 74Culombios t= = = 17870 segundos I 2 Amperios Q(C ) ×

b) 35740, 74Culombios ×

1mol (e − ) = 0,37mol (e − ) 96500Culombios

12.- Se electroliza una disolución acuosa de ácido sulfúrico (se desprende hidrógeno y oxígeno). a) ¿Qué cantidad de carga eléctrica se ha de utilizar para obtener 1 m3 de oxígeno medido en condiciones normales? b) ¿Cuántos moles de hidrógeno se obtienen en esas condiciones? Solución: a) La reacción que tiene lugar es: -

4 OH - 4 e- U O2 + 2 H2O

1m3 = 1000 Litros ⋅

1molO2 = 44, 64molesO2 22, 4 Litros

1molO2 1mol (e − ) Q(culombios ) × × = 44, 64molesO2 96500culombios 4mol (e − ) Q = 44, 64 × 4 × 96500 = 17231040culombios b) La reacción que tiene lugar es: 2 H+ + 2e- U H2 17231040culombios ×

1molH 2 1mol (e − ) × = 89, 28molesH 2 96500culombios 2mol (e − )

13.- Una corriente de 6 amperios pasa a través de una disolución acuosa de ácido sulfúrico durante 2 horas. Calcule: a) La masa de oxígeno liberado. b) El volumen de hidrógeno que se obtendrá, medido a 27ºC y 740 mm de Hg. Datos: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1. F = 96500 C. Masa atómica: O = 16. Solución: a) La reacción que tiene lugar es: 2 H2O - 4 e- U O2 + 4 H+ 3600 segundos ⎞ ⎛ Q = I × t = 6 Amperios × ⎜ 2horas × ⎟ = 43200Culombios 1hora ⎝ ⎠ 43200Culombios ×

1molO2 32 gramosO2 1mol (e − ) × × = 3,58 gramosO2 96500Culombios 4mol (e − ) 1molO2

b) La reacción que tiene lugar es: 2 H+ + 2e- U H2

1molH 2 1mol (e − ) 43200culombios × × = 0, 224molesH 2 96500culombios 2mol (e − )

V=

nRT 0, 224moles × 0, 082atmLmol −1 K −1 (27 + 273) K = = 5, 66 LitrosH 2 740 p atm 760

14.- a) Calcule el tiempo necesario para que una corriente de 6 amperios deposite 190’50 g de cobre de una disolución de CuSO4 b) ¿Cuántos moles de electrones intervienen? Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Cu = 63’5. Solución: a) La reacción que tiene lugar es: Cu2+ + 2e- U Cu 1mol (e− ) 1molCu 63,5 gramosCu × × = 190,5 gramosCu 96500C 2mol (e − ) 1molCu 190,5 ⋅ 96500 × 2 = 579000Culombios ⇒ Q = I ⋅ t ⇒ Q= 63,5 Q 579000Culombios = 96500 segundos t= = I 6 Amperios Q(C ) ×

b)

1mol (e − ) 579000Culombios × = 6mol (e − ) 96500Culombios

15.- Una corriente de 5 Amperios que circula durante 30 minutos deposita 3,048 gramos de zinc en el cátodo. a) Calcula la masa equivalente del zinc. b) ¿Cuántos gramos de cobre se depositarán al pasar una corriente de 10 Amperios durante una hora por una disolución de Cu2+? Dato: Masa atómica: Cu=63,5 Solución: a) La masa equivalente es la masa depositada por un mol de electrones:

60 segundos ⎞ ⎛ Q = I × t = 5 Amperios × ⎜ 30 min× ⎟ = 9000Culombios 1min ⎝ ⎠ 1mol (e − ) = 0, 0933mol (e − ) 9000Culombios × 96500Culombios 1mol (e− ) ×

3, 048 gramosZn = 32, 67 gramosZn 0, 0933mol (e − )

b) La reacción que tiene lugar es: Cu2+ + 2e- U Cu

Q = I × t = 10 Amperios × 3600 seg = 36000Culombios 36000Culombios ×

1mol (e − ) 1molCu 63,5 gramosCu × × = 11,84 gramosCu 96500Culombios 2mol (e− ) 1molCu