98491357-10-Ejercicios-Resueltos-Redox

Material de Apoyo de Química General

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EJERCICIOS RESUELTOS DE REDOX

1. Al hacer reaccionar cobre metálico con ácido nítrico diluido se obtiene monóxido de nitrógeno y

nitrato de cobre (II).

Plantee, iguale y complete la ecuación redox correspondiente, tanto la ecuación iónica como la

molecular.

Cu + NO3 Cu

2+ + NO

nº.O. 0 +5 +2 +2

Etapa 1 Cu se oxida, NO3 se reduce

Etapa 2 Cu0 Cu

2+ (semireacción de oxidación)

NO3 NO (semireacción de reducción)

Etapa 3 a. Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia

0 +2

Cu Cu2+

+ 2e

+5 +2

NO3 + 3e

NO

b. Agregar H+ para igualar las cargas generadas

0 +2

Cu Cu2+

+ 2e (ecuación igualada)

+5 +2

NO3 + 3e

+ 4H

+ NO

c. Agregar moléculas de agua para equilibrar la reacción

0 +2

Cu Cu2+

+ 2e (ecuación igualada)

+5 +2

NO3 + 3e

+ 4H

+ NO + 2H2O (ecuación igualada)

Etapa 4 a. Igualar número de electrones

Cu0 Cu

2+ + 2 e

/· 3

NO3 + 3 e

+ 4H

+ NO + 2 H2O /· 2

b. Sumar miembro a miembro

3 Cu0 3 Cu

2+ + 6 e

2 NO3 + 6 e

+ 8 H

+ 2 NO + 4 H2O

____________________________________________________________

3 Cu0 + 2 NO3

+ 8 H

+ + 6 e

3 Cu

2+ + 2 NO + 4 H2O + 6 e


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Solución

Ecuación iónica:

3 Cu0 + 2 NO3

+ 8 H

+ 3 Cu

2+ + 2 NO + 4 H2O

Ecuación molecular:

3 Cu0 + 8 HNO3 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

2. El sulfuro de hidrógeno es oxidado a azufre elemental, en medio ácido, por el permanganato de

potasio, obteniéndose, además, dióxido de manganeso.

Plantee, iguale y complete la ecuación química correspondiente, tanto en forma iónica como

molecular, suponiendo que el ácido utilizado es el ácido clorhídrico.

H2S + MnO4− S + Mn

2+

nº.O. -2 +7 0 +2

Etapa 1: S2

se oxida, MnO4 se reduce

Etapa 2: S2

S0 (semireacción de oxidación)

+7 +2

MnO4− Mn

2+ (semireacción de reducción)

Etapa 3: a. Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia:

S2

S0 + 2e

(ecuación igualada)

+7 +2

MnO4−

+

5e

Mn

2+

b. Agregar H+ para igualar las cargas generadas

S2

S0 + 2e


+7 +2

MnO4−

+

5e

+ 8H

+ Mn

2+

c. Agregar moléculas de agua para equilibrar la reacción

S2

S0 + 2e


+7 +2

MnO4− +

5e

+ 8 H

+ Mn

2+ + 4 H2O (ecuación igualada)

Etapa 4: Igualar número de electrones:

S2

S + 2 e /·5

MnO4− +

5e

+ 8 H

+ Mn

2+ + 4 H2O /· 2

b. Sumar miembro a miembro

5 S2

5 S + 10 e

2 MnO4− +

10e

+ 16 H

+ 2 Mn

2+ + 8 H2O

__________________________________________________________

5 S2

+ 2 MnO4− + 16 H

+ 5 S + 2 Mn

2+ + 8 H2O


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Solución

Ecuación iónica:

5 S2

+ 2 MnO4− + 16 H

+ 5 S + 2 Mn

2+ + 8 H2O


5 H2S + 2 KMnO4 + 6 HCl 5 S + 2 MnCl2 + 2 KCl + 8 H2O

3. Plantee, iguale y complete la ecuación química, tanto la forma iónica como la molecular,

correspondiente a la dismutación del cloro gaseoso a cloruro y clorato en medio básico. Suponga

que la base utilizada es hidróxido de sodio.

Cl2 Cl + ClO3

nº.O. 0 1 +5

(a esta ecuación se le llama ecuación de dismutación, porque una misma especie se oxida y se

reduce simultáneamente.)

Etapa 1: Cl20 se oxida y Cl2

0 se reduce

0 +5

Etapa 2: a. Cl2 ClO3 (semireacción de oxidación)

0 -1

b. Cl2 Cl (semireacción de reducción)

Etapa 3 a. Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia:

0 +5

Cl2 2ClO3 + 10e

0 -1

Cl2 + 2e 2 Cl


Etapa 3 b. Agregar OH para igualar las cargas generadas

0 +5

Cl2 + 12 OH 2ClO3

+ 10e

0 -1

Cl2 + 2e 2 Cl


Etapa 3 c Agregar H2O para igualar la ecuación

0 +5

Cl2 + 12 OH 2ClO3

+ 10e

+ 6 H2O (ecuación igualada)

0 -1

Cl2 + 2e 2 Cl


Etapa 4 a Igualar número de electrones:

0 +5

Cl2 + 12 OH 2ClO3

+ 10e

+ 6 H2O

0 -1

Cl2 + 2e 2 Cl

/ · 5


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Etapa 4 b. Sumar miembro a miembro

Cl2 + 12 OH 2ClO3

+ 10e

+ 6 H2O

5 Cl2 + 10e 10 Cl

-

6 Cl2 + 12 OH 2 ClO3

+ 10 Cl

+ 6 H2O

y dividiendo por 2 para que los coeficientes estequiométricos sean los menores posibles:

Solución

Ecuación iónica:

3 Cl2 + 6 OH ClO3

+ 5 Cl

+ 3 H2O


3 Cl2 + 6 NaOH NaClO3 + 5 NaCl + 3 H2O

4. Al completar e igualar la siguiente ecuación, en medio básico, con coeficientes enteros:

Pb(OH)42−

(ac) + ClO−(ac) PbO2(s) + Cl

−(ac)

Indique cuántos iones hidróxido, OH−(ac), se necesitan y en qué lado de la ecuación deben

aparecer

Pb(OH)42−

+ ClO− PbO2 + Cl

−

+2 +1 +4 -1

Etapa 1: Pb(OH)42

se oxida y ClO se reduce

Etapa 2. +2 +4

Pb(OH)42−

PbO2 (semireacción de oxidación)

+1 -1

ClO− Cl

− (semireacción de reducción)

Etapa 3. a. Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia:

+2 +4

Pb(OH)42−

PbO2 + 2e

+1 -1

ClO− + 2e

Cl

−

Etapa 3.b. Agregar OH para igualar las cargas generadas

+2 +4

Pb(OH)42−

PbO2 + 2e

+1 -1

ClO− + 2e

Cl

− + 2 OH

Etapa 3. c. Agregar H2O para igualar la ecuación

Pb(OH)42−

PbO2 + 2e

+ 2 H2O

ClO−

+ 2e + H2O Cl

− + 2 OH


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Etapa 4 Igualar número de electrones y sumar ambas ecuaciones

Pb(OH)42−

PbO2 + 2 H2O + 2 e

2 e + H2O + ClO

− Cl

− + 2 OH

-

Pb(OH)42−

+ H2O + ClO− PbO2 + 2 H2O + Cl

− + 2 OH

Pb(OH)42−

+ ClO− PbO2 + H2O + Cl

− + 2 OH

Solución

2 OH, en el lado derecho

5. Determine el número de oxidación del S en los siguientes compuestos:

a) H2S b) H2SO3 c) H2SO4 d) SO2 e) SO3

Solución

a) −2 b) +4 c) +6 d) +4 e) +6

6. Determine los cambios en los números de oxidación de las especies participantes en las

siguientes ecuaciones de óxido reducción:

a) MnO4 – (ac) + Cl

– (ac) Mn

2+ (ac) + Cl2 (g)

Solución

Mn: +7 → +2, Cl: −1 → 0

b) Cr2O72–

(ac) + NO2– (ac) NO3

– (ac) + Cr

3+ (ac)

Solución

Cr: +6 → +3, N: +3 → +5

c) Hg(l) + 2 Fe3+

(ac) Hg2+

(ac) + 2Fe2+

(ac)

Solución

Hg: 0 → +2, Fe: +3 → +2

d) Pb(OH)42–

(ac) + ClO– (ac) PbO2(s) + Cl

– (ac)

Solución

Pb: +2 → +4, Cl: +1 → −1


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7. Al hacer reaccionar sulfuro de plomo (II) con el oxígeno del aire a altas temperaturas, se forma

óxido de plomo (II) y dióxido de azufre.

a) Escriba e iguale la ecuación correspondiente.

Solución

PbS + O2 → PbO + SO2

b) Determine cuál es el agente oxidante y cuál es el agente reductor

Solución

Agente oxidante O2 y agente reductor PbS

8. Iguale las siguientes reacciones que ocurren en medio acuoso y pH ácido:

a) KBiO3(ac) + Mn2+

(ac) Bi(s) + MnO4– (ac)

Solución

Oxidación: Mn2+

+ 4 H2O MnO4 + 5 e

+ 8 H

+

Reducción: BiO3 + 5 e

+ 6 H

+ Bi (s) + 3 H2O

Ec. Molecular: KBiO3 (ac) + Mn2+

(ac) + H2O Bi (s) + KMnO4 (ac) + 2H+ (ac)

b) NiSO4 + Na2Cr2O7 + H2SO4 Ni2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + Na2SO4

Solución

Oxidación: 6 Ni2+

6 Ni3+

+ 6 e / 6

Reducción: Cr2O72

+ 6 e + 14 H

+ 2Cr

3+ + 7 H2O

Ec. Iónica: 6 Ni2+

+ Cr2O72

+ 14 H+ 6 Ni

3+ + 2 Cr

3+ + 7 H2O

Ec. Molecular: 6 NiSO4 + Na2Cr2O7 + 7 H2SO4 3 Ni2(SO4)3 + Cr2(SO4) + Na2SO4 + 7 H2O

9. Iguale las siguientes reacciones que ocurren en medio acuoso y pH básico:

a) ClO–(ac) + Cr(OH)4

–(ac) Cl

–(ac) + CrO4

–2 (ac)

Solución

Oxidación: Cr(OH)4− + 4 OH

− CrO4

2− + 3 e

+ 4 H2O / 2

Reducción: ClO− + 2 e

+ H2O Cl

− + 2 OH

− / 3

Ec. Iónica: 3 ClO− (ac) + 2 Cr(OH)4− + 2 OH

− 3Cl

− + 2 CrO4

2− + 5 H2O

b) Br2(l) Br– (ac) + BrO3

– (ac)


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Solución

Oxidación: Br2(l) + 12 OH− 2 BrO3

− + 10 e

+ 6 H2O

Reducción: Br2(l) + 2 e 2 Br

− / 5

Ec. Iónica: 6 Br2 (l) + 12 OH− 10 Br

− + 2 BrO3

− + 6 H2O

c) KMnO4 + KBr MnO2(s) + KBrO3

Solución

Reducción: 3 e + MnO4

− + 2 H2O MnO2 + 4 OH

−/. 2

Oxidación: Br− + 6 OH

− BrO3

− + 3 H2O + 6 e

Ec. Iónica: 2 MnO4− + Br

− + H2O 2 MnO2 + BrO3

− + 2 OH

−

Ec. Molecular: 2 KMnO4 + KBr + H2O 2 MnO2 + KBrO3 + 2 KOH

10. Iguale las siguientes reacciones que ocurren en medio acuoso y pH ácido e indique el agente

oxidante y el agente reductor en cada caso:

a) As2O3(s) + NO3−(ac) H3AsO4(ac) + N2O3(ac)

Solución

As2O3(s) + 2 NO3−(ac) + 2 H2O 2 AsO4

3−(ac) + N2O3(ac) + 4 H

+(ac)

Agente Oxidante: NO3−(ac) Agente Reductor: As2O3(s)

b) Cr2O72−

(ac) + I−(ac) Cr

3+(ac) + IO3

−(ac)

Solución

Cr2O72−

(ac) + I−(ac) + 8 H

+(ac) 2 Cr

3+(ac) + IO3

−(ac) + 4 H2O

Agente Oxidante: Cr2O72−

(ac) Agente Reductor: I−(ac)

c) I2(s) + ClO−(ac) IO3

−(ac) + Cl

−(ac)

Solución

I2(s) + 5 ClO−(ac) + H2O 2 IO3

−(ac) + 5 Cl

−(ac) + 2 H

+(ac)

Agente Oxidante: ClO−(ac) Agente Reductor: I2(s)

11. Se construye una celda voltaica poniendo en uno de los compartimientos de electrodo una tira de

cinc metálico en contacto con una solución de Zn(NO3)2, y en el otro una tira de níquel metálico

en contacto con una solución de NiCl2. Indique ¿cuál de las siguientes reacciones ocurre en el

ánodo y cuál ocurre en el cátodo?

i) Ni2+

+ 2 e Ni


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ii) Zn2+

+ 2e Zn

iii) Ni Ni2+

+ 2e

iv) Zn Zn2+

+ 2e

Solución

Si consideramos los potenciales de reducción:

Ni2+

(ac) + 2 e Ni (s) - 0,25 V

Zn2+

(ac) + 2 e Zn (s) - 0,76 V

Se producirán las reacciones i) en el cátodo, iv) en el ánodo

12. Considerando la siguiente tabla de potenciales estándar de reducción, se podría afirmar que el ión

Cu2+

oxidará a:

Ag+ + e

Ag (s) Eº = + 0,80 V

Cu2+

+ 2 e Cu (s) Eº = + 0,34 V

Pb2+

+ 2 e Pb (s) Eº = − 0,13 V

Fe2+

+ 2 e Fe (s) Eº = − 0,44 V

Cr2+

+ 2 e Cr (s) Eº = − 0,90 V

Solución

El ión Cu2+

oxidará a Pb(s), Fe(s) y Cr(s) porque en esos casos el ΔEº pila es positivo

13. Si la siguiente reacción es espontánea tal cual está escrita, entonces se puede deducir que:

Cdº + Cu2+

Cd2+

+ Cuº

A. El cadmio es el ánodo

B. El cobre es el cátodo

C. El cadmio se oxida

D. Los electrones van del Cd al Cu

E. Todas las anteriores

Solución

E

14. Utilizando la tabla de potenciales estándar de reducción determine ¿cuál de las siguientes

especies es el agente oxidante más fuerte y cuál es el más débil, en solución ácida o neutra?:

AgF, HClO, H2O2, Cu2+

.

F2 (g) + 2 e 2 F

2,87 V


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H2O2 + 2 H+ + 2 e

2 H2O 1,76 V

2 HClO + 2 H+ + 2 e Cl2 (g) + 2 H2O 1,63 V

Ag+ + e Ag (s) 0,80 V

Cu2+

+ 2 e Cu (s) 0,34 V

Solución

Agente oxidante más fuerte: H2O2

Agente oxidante más débil: Cu2+

15. Para la siguiente celda voltaica:

PdCl42−

+ Cd(s) Pd(s) + 4Cl−(ac) + Cd

2+(ac) ΔE = 1,03 V

Determine:

a) ¿Es espontánea la reacción tal cual está escrita?

Solución

Sí, porque el ΔE es positivo

b) ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce?

Solución

Se oxida el Cd y se reduce el Pd2+

c) Escriba e iguale las semi-ecuaciones correspondientes

Solución

Pd2+

(ac) + 2e → Pd(s) Reducción 0,951 V

Cd(s) → Cd2+

(ac) + 2e Oxidación − (− 0,403) V

d) Determine el ΔEº de la pila.

Solución

ΔEº = 0,951 − (− 0,403) = 1,354 V

16. Dados los siguientes potenciales estándar de reducción:

Cr3+

+ 3e Cr(s) Eº= − 0,744 V

Al3+

+ 3e Al(s) Eº= − 1,662 V

Cu2+

+ 2 e Cu(s) Eº= 0,3419 V


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ClO3− + 6 H

+ + 5 e

1/2Cl2 + 3 H2O Eº= 1,47 V

Cr2O72−

+ 14 H+ + 6 e

2 Cr

3+ + 7 H2O Eº= 1,232 V

Determine:

a) ¿Cuál es el mejor agente oxidante y cuál es el mejor agente reductor?

Solución

ClO3− es el mejor agente oxidante, Al(s) es el mejor agente reductor

b) ¿Cuál es la mejor pila que puede formar?

Solución

Al3+

/Al(s) con ClO3−/ Cl2

c) ¿Cuál es la reacción global de la celda?

Solución

10 Al(s) + 6 ClO3− + 36 H

+ 10 Al

3+ + 3Cl2 + 18 H2O

d) Haga el diagrama resumido de la pila.

Solución

Al(s) / Al3+

(1 M) // ClO3−(1 M) / Cl2 (g) / Pt(s)

17. ¿Cuántos faradays se necesitan para producir 1 mol de metal libre a partir de los siguientes

cationes: a) Hg2+

, b) K+, c) Al

3+?

a) Hg22+

+ 2 e 2 Hg (l)

Solución

2 Faraday

b) K+ + e

K (s)

Solución

1 Faraday

c) Al3+

+ 3 e Al (s)

Solución

3 Faraday


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18. La cantidad de carga necesaria para depositar 8,43 g de un metal a partir de una disolución que

contiene iones 2+ es 14.475 C. ¿De qué metal se trata?

m = I · t · EEq

F =

q · M

carga

F

Masa molar = 96500

Cmol

· 2 · 8,43 g

14475 C = 112,4

g

mol

Solución

Esta masa molar corresponde al Cd

19. Una disolución acuosa de una sal de paladio se electroliza durante 2 horas con una corriente de

1,5 Å. Calcular la carga del ión paladio en la disolución, sabiendo que en el cátodo se han

depositado 2,977 g de paladio metálico durante la electrólisis.

m = I · t

Mcarga

F

carga = 1,5 Å · 7200 s · 106,4

gmol

2,977 g · 96500 C

mol

= 4

Solución

La carga del Pd es +4

20. Se hace pasar una corriente de 4 Å durante 30 min, a través de una solución de ácido clorhídrico.

Determine el volumen de oxígeno e hidrógeno obtenido en CNPT.

n = m

M =

I . t

carga

F

n = 4 Å · 1800 s

2 · 96500 C

mol

= 0,0373 mol

V = 0,0373 mol · 22,4 L

mol = 0,836 L

Solución

Se producen 0,836 L de cada gas

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