[Química 2º Bachillerato] Ejercicios + Soluciones: Reacciones redox o de intercambio de electrones

17/Reacciones redox o de intercambio de electrones

Reacciones redox o de intercambiode electrtones 7

Química

Al pasar sulfuro de hidrógeno por una solución de dicromato potásico, en medio sulfúrico, se forma sulfa to decromo (III) y un precipitado de azufre. Ajusta las reacciones iónica y molecular del proceso. ¿Con qué normalidadactuará una solución de dicromato potási co 0, 5 M?

Cr2O72– Cr3+

S2- S

• Reducción: Cr2O72– + 14 H+ 2 Cr3+ + 7 H2O

• Oxidación: 3 (S2− S)

Cr2O72– + 14 H+ + 3 S2− 2 Cr3+ + 3 S + 7 H2O

Esta es la reacción iónica del proceso. Para formular la reacción molecular debe completarseteniendo en cuenta la neutralidad eléctrica y el balance de masas, de modo que los átomos de cadaelemento sumen el mismo número a uno y otro lado de la ecuación.

K2Cr2O7 + 4 H2SO4 + 3 H2S Cr2(SO4)3 + 3 S + K2SO4 + 7 H2O

El ácido sulfúrico concentrado con el bromuro de potasio proporciona dióxido de azufre y bromo. Ajusta la reac-ción y calcula los equivalentes de los compues tos oxidante y reductor.Datos: mS = 32; mBr = 80; mK = 39; mO = 16; mH =1.

• Oxidación: 2 Br– Br2 Br− es el reductor.

• Reducción: 4 H++ SO42– SO2 + 2 H2O SO4

2− es el oxidante.

2 H2SO4 + 2 KBr SO2 + Br2 + K2SO4 + 2 H2O

• Para determinar los equivalentes del oxidante y del reductor no hace falta más que fijarse en el número de electrones que intervienen en dichas semirreacciones de oxidación y de reduc-ción (2 e− por cada H2SO4 y 1 e− por cada KBr). A partir de la masa molar de cada uno de ellos,será:

· ·

· ·

La electricidad que libera 2,158 g de plata deposita 1,313 g de oro de una solución de iones oro (III). Calcula: a) La masa atómica del oro. b) Los átomos de plata y oro depositados.

Datos: mAg = 107,9; NA = 6,022 · 1023.

a) El número de equivalentes de plata y de oro depositados por igual cantidad de electricidad seráel mismo. Como las reacciones de reducción protagonizadas por ambos iones son:

Ag+ Ag Au3+ Au+1 e– +3 e–

3

1 mol KBr1 equiv KBr

119 g KBr1 mol KBr

119 g KBrequiv

1 mol H2SO4

2 equiv H2SO4

98 g H2SO4

1 mol H2SO4

49 g H2SO4

equiv

+2 e–

–2 e–

2

0,5 mol Cr O

L·

6 equiv

1 mol Cr O=

3 equ2 72–

2 72–

iiv

L= 3 N

–2 e–

+6 e–

1

© Grupo Editorial Bruño, S. L.

BS_Quimica2Bac_07_PAU 3/4/09 08:39 Página 1

Química

2

Un mol de iones Ag+ es un equivalente, mientras que uno de Au3+ serán tres equivalentes:

b) • Oro: 1,313 g Au · · = 4,015 · 1021 átomos Au

• Plata: 2,158 g Ag · · = 1,204 · 1022 átomos Ag

Si ε0 (Zn2+/Zn) = –0,76 V y ε0 (Cu2+/Cu) = 0,34 V: a) Dibuja una pila con esos electrodos con el signo y el nombre de cada uno y el sentido en que fluirán los elec-

trones. b) Escribe las reacciones electródicas y la reacción glo bal indicando las especies oxidantes y reductoras. c) Calcula el valor del potencial de la pila.

b) • Ánodo: Zn Zn2+

• Cátodo: Cu2+ Cu

Reacción global: Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

Zn, reductor. Cu2+, oxidante.

c) ε0pila = ε0

+ – ε0– = ε0 (Cu2+/Cu) − ε0 (Zn2+/Zn) = 0,34 V − (−0,76 V) = 1,1 V

Al electrolizar cloruro de sodio, se depositan 5 g de sodio en el cátodo. Calcula: a) Los moles de cloro gaseoso liberados en el ánodo. b) El volumen de este gas a 1,03 · 105 Pa y 298 K.

Datos: mNa = 23; mCl = 35,5; R = 8,3 J K–1 mol–1.

a) En la electrólisis, se produce:

• Reducción: Na+ Na

• Oxidación: 2 Cl Cl2

El número de equivalentes de sodio y de cloro depositados en sus respectivos electrodos es elmismo:

b) pV = n R T ⇔ 1,03 · 105 Pa · V = 0,1087 mol · 8,3 J K−1 mol−1 · 298 K ⇒ V = 0,0026 m3

5 g Na ·1 mol Na

23 g Na·

1 equiv

1 mol Na·

1 moll Cl

2 equiv= 0,1087 mol Cl2

2

–2 e–

+e–

5

+2 e–

–2 e–

Ánodo Cátodo+

Cu /Cu2+//Zn/Zn 2+

eI

Puente salinoo

4

6,022 · 1023 átomos Ag1 mol Ag

1 mol Ag107,9 g Ag

6,022 · 1023 átomos Au1 mol Au

1 mol Au196,95 g Au

2,158 g Ag ·1 mol Ag

107,9 g Ag·

1 equiv

1 mol AAg= 1,313 g Au ·

1 mol Au·

3 equiv

1 mol AuAum⇒ mmAu = 196,95 g


a)


Química


¿Cuánto aluminio se obtendrá al electrolizar du rante una hora una solución de sulfato de aluminio (III) con unaintensidad de 1 000 A y 80% de rendimiento?Datos: mAl = 27; Faraday = 96 500 C.

En el cátodo, se producirá la reducción del aluminio: Al3+ Al

Determina si el ácido nítrico oxidará al Fe2+ y se reducirá él a óxido nítrico.Datos: ε0 (Fe3+/Fe2+) = +0, 77 V; ε0 (NO3

–/NO) = +0, 96 V.

• Oxidación: 3 (Fe2+ Fe3+)

• Reducción: NO−3 + 4 H+ NO + 2 H2O

Reacción iónica global: NO−3 + 4 H+ + 3 Fe2+ NO + 2 H2O + 3 Fe3+

En condiciones estándar, el potencial de la hipotética pila basada en esta reacción global sería:

ε0global = ε0

+ − ε−0 = ε0 (NO−

3 /NO) − ε0 (Fe3+/Fe2+) = 0,96 V − 0,77 V = 0,19 V > 0

Al ser ε0reacción > 0, la reacción será espontánea puesto que ΔG0 = −n F ε0

reacción, con lo cual: ΔG0 < 0.

En condiciones estándar: a) ¿Reaccionan los iones permanganato (VII) con iones cloruro en disolución ácida? b) ¿Y los iones cromo (III)? c) Ajusta las reacciones iónicas, en su sentido espontá neo.Datos: ε0 (ion permanganato/ion manganeso (II)) = 1, 49 V; ε0 (ion dicromato/ion cromo (III)) = 1, 33 V; ε0 (cloro ele-mental/ion cloruro) = 1, 36 V.

a) y c) 2 MnO−4 + 16 H+ + 10 Cl− 2 Mn2+ + 5 Cl2 + 8 H2O

ε0global = ε0

+ − ε−0 = ε0 (MnO4

−/Mn2+) − ε0 (Cl2/Cl−) = 1,49 V − 1,36 V = 0,13 V

Al ser ε0reacción > 0, la reacción será espontánea, puesto que ΔG0 = −n F ε0


b) y c) Cr2O72− + 14 H+ + 6 Cl− 2 Cr3+ + 3 Cl2 + 7 H2O

ε0global = ε0

+ − ε−0 = ε0 (Cr2O7

2−/Cr3+) − ε0 (Cl2/Cl−) = 1,33 V − 1,36 V = − 0,03 V

Al ser ε0reacción < 0, la reacción no será espontánea, ya que ΔG0 = −n F ε0

reacción, con lo cual: ΔG0 > 0.

El proceso espontáneo corresponderá a la reacción inversa.

¿Qué volumen de cloro, en condiciones normales, se libera al pasar una carga de 50 000 C por una solu ción de HCl?Datos: F = 96 500 C; mCl = 35,5; R = 0, 082 atm L mol–1 K–1.

La reacción de reducción que tiene lugar en el ánodo es: 2 CI– Cl2

En medio sulfúrico, la reacción del yodato potásico con yoduro potásico produce yodo. a) Ajusta la reacción. b) Halla el peso equivalente de ambos en la reacción.Datos: mI = 127; mO = 16; mK = 39.

6

10

50 000 C ·1 F

96 500 C·

1 equiv

1 F·

1 mol Cl

2 eq2

uuiv·

22,4 L

1 mol Cl (c.n.)= 5,8 L

2

–2 e–

9

8

+3 e–

–e–

7

80

100· 1000 C s · 1 h ·

3 600 s

1 h·

1 F

96 500 C·

1–1 equiv

1 F·

1 mol Al

3 equiv·

27 g

1 mol Al= 268,,60 g Al

+3 e–



Química

4

a) 2 IO3− + 12 H+ I2 + 6 H2O

5 (2 |– I2)

2 IO3− + 10 I− + 12 H+ 6 I2 + 6 H2O

2 KIO3 + 10 KI + 6 H2SO4 6 I2 + 6 K2SO4 + 6 H2O

b)

Se prepara una pila con una barra de cobre y otra de níquel en disoluciones 1,0 mol dm–3 de sus respecti vos iones. a) Dibuja un esquema de la pila y nombra cada elec trodo. b) Halla ΔG0 de la reacción.Datos: ε0 (Ni2+/Ni) = –0,23 V; ε0 (Cu2+/Cu) = 0,34 V; 1 F = 9,65 · 104 C.

11

214 g KIO

1 mol KIO·

1 mol KIO

10 equiv= 21,3

3

3 44g KIO

equiv

166 g I

1 mol I·

1 mol I

2 equ3 2

2

2

iiv= 83

g I

equiv2

–2 e–

+10 e–


Ánodo Cátodo+

Cu /Cu2+//Ni/Ni2+

e

I

Puente salinoo

Ánodo: Ni Ni2+

Cátodo: Cu2+ Cu

Reacción global: Ni + Cu2+ Ni2+ + Cu

Ni es el reductor.

Cu2+ es el oxidante.

+2 e–

–2 e–

a)

b) ε0pila = ε0

+ − ε−0 = ε0 (Cu2+/Cu) − ε0 (Ni2+/Ni) = 0,34 V − (−0,23 V) = 0,57 V

ΔG0 = −n F ε0reacción = −2 · 9,65 · 104 C/mol · 0,57 V = −110 010 J

El permanganato potásico, en medio ácido, oxida el sulfuro de hidrógeno a azufre elemental pasando él a ion man-ganeso (II). Ajusta la reacción e indi ca el oxidante, el reductor, la especie que se oxida y la que se reduce.

• Oxidación: 5 (S2− S) S2– es el reductor, se oxida.

• Reducción: 2 (8 H+ + MnO–4 Mn2+ + 4 H2O) MnO–

4 es el oxidante, se reduce.

5 S2– + 2 MnO–4 + 16 H+ 5 S + 2 Mn2+ + 8 H2O

5 H2S + 2 KMnO4 + 3 H2SO4 5 S + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O

En medio sulfúrico, el ion permanganato oxida al peróxido de hidrógeno a oxígeno y se reduce a manga neso (II). a) Ajusta la reacción. b) Calcula los pesos equivalentes de ambos reactivos.Datos: mMn = 55; mO = 16; mK = 39; mH =1.

a) • Reducción: 2 (8 H+ + MnO–4 Mn2+ + 4 H2O)

• Oxidación: 5 (H2O2 O2 + 2 H+)

2 MnO–4 + 5 H2O2 + 16 H+ 5 O2 + 2 Mn2+ + 8 H2O + 10 H+

2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 5 O2 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O

–2 e–

+5 e–

13

+5 e–

–2 e–

12


Química


b)

Dada: Cl– + Cr2O72– + H+ Cr3+ + Cl2 + H2O, ajústala y nombra todas las especies que intervienen en ella.

• Oxidación: 3 (2 Cl− Cl2)

• Reducción: Cr2O72− + 14 H+ 2 Cr3+ + 7 H2O

6 Cl− + Cr2O72− + 14 H+ 2 Cr3+ + 3 Cl2 + 7 H2O

ion cloruro + ion dicromato + iones hidrógeno ion cromo (III) + cloro + agua

En medio ácido, el ion permanganato se reduce a ion manganeso (II) y oxida el ion hierro (II) a ion hierro (III).

a) Ajusta la ecuación iónica.

b) Calcula la concentración en mol dm–3 de una solu ción de sulfato de hierro (II) si 10 mL de ella consu men 22,3 mLde una solución de permanganato po tásico 0, 02 M.

a) • Reducción: 8 H+ + MnO–4 Mn2+ + 4 H2O

• Oxidación: Fe2+ Fe3+

Si se multiplica la segunda ecuación por cinco y se suman, se obtiene:

MnO–4 + 5 Fe2+ + 8 H+ Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O

b) 0,0223 L disolución · · = 0,00223 mol Fe2+

[Fe2+] = = 0,223 mol dm−3

La semicelda de una pila es una varilla de platino sumergida en una solución 1 M de Fe2+ y 1 M de Fe3+. La otra semi-celda es un electrodo de talio en una solu ción 1 M de Tl+.

a) Escribe las semirreacciones del cátodo, del ánodo, la reacción global y la notación de la pila.

b) Calcula el potencial estándar.

Datos: ε0 (Fe3+/Fe2+) = 0,77 V; ε0 (Tl+/Tl) = –0,34 V.

a) • Cátodo (reducción): Fe3+ Fe2+

• Ánodo (oxidación): Tl Tl+

• Reacción global: Fe3++ Tl Fe2+ + Tl+

Tl+1/ Tl(1 M)//Fe3+(1 M)/Fe2+(1 M)/Pt (s)

b) ε0pila = ε0

+ − ε−0 = ε0 (Fe3+/Fe2+) − ε0 (Tl+/Tl) = 0,77 V − (−0,34 V) = 1,11 V

El cobre reacciona con ácido nítrico dando nitrato de cobre (II) y agua.

a) Ajusta la reacción molecular.

b) Indica el oxidante y el reductor.

c) ¿Cómo calcularías sus pesos equivalentes?

17

–1 e–

+1 e–

16

0,00223 mol Fe2+

0,010 dm3

5 mol Fe2+

1 mol KMnO4

0,02 mol KMnO4

L disolución

–1 e–

+5 e–

15

+6 e–

–2 e–

14

34 g H O

1 mol H O·

1 mol H O

2 equiv=

17 g2 2

2 2

2 2 HH O

equiv2 2

158 g KMnO

1 mol KMnO·

1 mol KMnO

5 equiv=

34

4

4 11,6 g KMnO

equiv4



Química

6

a) y b) • Oxidación: 3 (Cu Cu2+) Cu es el reductor.

• Reducción: 2 (NO3− + 4 H+ NO + 2 H2O) NO3

− es el oxidante.

2 NO3− + 8 H+ + 3 Cu 2 NO + 4 H2O + 3 Cu2+

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

c)

Al aplicar agua oxigenada sobre la piel, se descom pone en agua y oxígeno. Escribe las semirreacciones del pro-ceso en medio ácido e indica si es espontáneo. ¿En qué se basa el poder desinfectante del agua oxige nada? ¿Quéocurre si su concentración es muy grande?Datos: ε0 (H2O2/H2O) = 1,76 V; ε0 (O2/H2O) = 0,70 V.

• Se trata de una reacción de dismutación (el mismo compuesto actúa como oxidante y comoreductor, redu ciéndose unas moléculas y oxidándose otras). En contacto con la sangre, esta reac-ción es catalizada eficaz mente por el enzima catalasa. Las dos semirreacciones son:

Oxidación: H2O2 O2 + 2 H+

Reducción: H2O2 + 2 H+ 2 H2O

Reacción global: 2 H2O2 2 H2O + O2

ε0reacción = ε0

+ − ε−0 = ε0 (H2O2/H2O) − ε0 (O2/H2O) = 1,76 V − 0,70 V = 1,06 V

Al ser ε0reacción > 0, la reacción será espontánea, ya que ΔG0 = −n F ε0


• El poder desinfectante del agua oxigenada se basa precisamente en esta reacción que libera oxí-geno molecu lar. Su presencia resulta nociva para los microorganismos patógenos anaerobiosque pueden introducirse en las heridas e iniciar procesos de putrefacción de los tejidos vivos.

• Si la concentración fuese muy elevada, resultaría irritante y nociva para la piel, especialmente enmucosas y zonas desprotegidas.

a) Ajusta la reducción del ion dicromato a ion cro mo (III) en medio ácido.b) Halla su peso equivalente. c) ¿Cuántos electrones necesita un mol de oxidante?Datos: mCr = 52; mO = 16.

a) Reducción: Cr2O72− + 14 H+ 2 Cr3+ + 7 H2O

b) Peso equivalente = = 36 equiv-g

c)

El tiosulfato sódico (Na2S2O3) con yodo en medio ácido produce tetrationato sódico (Na2S4O6) y yoduro de sodio.a) Ajusta la ecuación iónica y la ecuación global.b) Calcula los moles de yodo para oxidar 2 L de solución 0, 8 M en tiosulfato de sodio.

a) • Oxidación: 2 S2O32– S4O6

2–

• Reducción: I2 2 l–

2 S2O32– + l2 S4O6

2– + 2 l–

• Reacción global: 2 Na2S2O3 + l2 Na2S4O6 + Nal

–2 e–

-2 e–

–2 e–

20

1 mol Cr O ·6,22 · 10 iones Cr O

1 mol2 7

2–23

2 72–

CCr O·

6 electrones

1 ion Cr O= 3,613 · 10

2 72–

2 72–

224 electrones

216 g/mol6 equiv/mol

+6 e–

19

+2 e–

–2 e–

18

Pm

Pm

eqCu

eq 3HNO(Cu) =

2y (HNO ) =

33

+3 e–



Química


b)

El óxido de manganeso (IV), con una disolución de ácido clorhídrico, produce cloro, cloruro de mangane so (II) y agua.Calcula el volumen de ácido clorhídrico 4 M necesario para la reacción total de 8, 7 g de óxido de manganeso.

Datos: mO = 16; mCl = 35,5; mMn = 55.

• Reducción: MnO2 + 4 H+ Mn2+ + 2 H2O

• Oxidación: 2 Cl− CI2

Reacción global: MnO2 + 4 H+ + 2 Cl− Cl2 + Mn2+ + 2 H2O

MnO2 + 4 HCl Cl2 + MnCl2 + 2 H2O

El nitrato de potasio con cinc en ácido sulfúrico da sulfato de cinc, sulfato de amonio, sulfato de potasio y agua. a) Ajusta la reacción.b) Indica el oxidante y el reductor.c) Escribe los procesos electródicos.d) Halla el equivalente del nitrato de potasio.Datos: mO = 16; mH =1; mS = 32,1; mPb = 207,2; mI = 126,9; mN = 14; mK = 39,1.

a), b) y c) • Cátodo. Reducción: NO−3 + 10 H+ NH4

+ + 3 H2O NO−3 es el oxidante.

• Ánodo. Oxidación: 4 (Zn Zn2+) Zn es el reductor.

NO−3 + 10 H+ + 4 Zn NH4

+ + 3 H2O + 4 Zn2+

KNO3 + 4 Zn + 5 H2SO4 4 ZnSO4 + NH4KSO4 + 3 H2O

En ella se han reunido los iones NH+4 y K+ en forma de sal doble con el ion sulfato. Pero si los pro-

ductos deben expresarse como sales simples (sulfato de amonio y sulfato de potasio), bastarácon multiplicar la anterior reacción por dos para que pueda escribirse sin recurrir a números frac-cionarios.

2 KNO3 + 8 Zn + 10 H2SO4 8 ZnSO4 + (NH4)2SO4 + K2SO4 + 6 H2O

d) El ion nitrato captura ocho electrones en su reducción hasta ion amonio:

El ácido sulfúrico concentrado con bromuro potá sico produce sulfato potásico, bromo, dióxido de azufre y agua. a) Ajusta la ecuación.b) Indica cuál es el oxidante y cómo calcularías su pe so equivalente.c) Haz lo mismo para el reductor.

a) • Oxidación: 2 Br– Br2

• Reducción: SO42− + 4 H+ SO2 + 2 H 2O

Reacción global: SO42− + 2 Br– + 4 H+ Br2 + SO2 + 2 H2O

2 H2SO4 + 2 KBr K2SO4 + Br2 + SO2 + 2 H2O

+2 e–

–2 e–

23

101,1 g KNO

1 mol KNO·

1 mol KNO

8 equiv=

123

3

3 ,,6 g KNO

equiv3

–2 e–

+8 e–

22

8,7 g MnO ·1 mol MnO

87 g MnO·

4 mol HCl

1 m2

2

2 ool MnO·

L disolución

4 mol HCl= 0,1 L = 100 mL

2

–2 e–

+2 e–

21

2 L disolución Na S O ·0,8 mol Na S O

L dis2 4 6

2 4 6

oolución·

1 mol I

2 mol Na S O= 0,8 mol I2

2 4 62



Química

8

b) H2SO4 es el oxidante. Peso equivalente = Masa molecular/2.

c) KBr es el reductor. Peso equivalente = Masa molecular/1.

Una corriente de 5 A atraviesa durante 30 min dos células electroquímicas con sulfato de cinc, la primera, y sulfa-to de cobre (II), la segunda. Si se depositan 3,048 g de cinc, calcula: el peso equivalente del cinc y los gramos decobre que se depositarán.

Dato: mCu = 63,5.

Zn2+ Zn

Cu2+ Cu

Los equivalentes depositados de cobre y de cinc serán los mismos. El peso equivalente del cobre esigual a su masa atómica dividida por dos, pues dos son los electrones que intervienen en su reduc-ción:

El ion ClO3– puede oxidarse a ClO4

– o reducirse a ClO–, Cl2 y Cl–. Si el ion clorato se pone frente a Sn2+, ¿cuál es el pro-ceso electroquímico que está más favore cido?

Datos: ε0 (ClO4–/ClO3

–) = 0,36 V; ε0 (ClO3–/ClO–) = 0,49 V; ε0 (ClO3

–/Cl–) = 0,62 V; ε0 (ClO3–/Cl2) = 1,36 V; ε0 (Sn2+/Sn) = 0,14 V;

ε0 (Sn4+/Sn2+) = 0, 15 V.

Sn2+ Sn ε0(Sn2+/Sn) = 0,14 V

Su potencial de reducción es inferior a cualquiera de los posibles para el ion ClO−3, por lo que dicho

ClO−3 será el que se reducirá, mientras que el ion Sn2+ experimentará oxidación hasta Sn4+. A partir

de ahí, el proceso más favorecido para el ion ClO−3 será el que presente un mayor potencial de

reducción, en este caso el paso hasta Cl2. Con ello, las dos semirreacciones del proceso serán:

Sn2+ Sn4+ ε0 (Sn4+/Sn2+) = 0,15 V

2 ClO−3 + 12 H+ Cl2 + 6 H2O ε0 (ClO−

3/Cl2) = 1,36 V

Si se multiplica la primera semirreacción por cinco y se suman:

2 ClO−3 + 5 Sn2+ + 12 H+ Cl2 + 5 Sn4+ + 6 H2O ε0 = 1,21 V

¿Qué ocurre al añadir trocitos de Zn a una diso lución de FeSO4? ¿Y si son limaduras de Cu?

Datos: ε0 (Zn2+/Zn) = –0,76 V y ε0 (Fe2+/Fe) = –0,44 V; ε0 (Cu2+/Cu) = +0, 34 V.

ε0 (Zn2+/Zn) es menor que ε0 (Fe2+/Fe). Por tanto, Zn se oxidará a Zn2+ y Fe2+ se reducirá hasta Fe:

Zn Zn2+

Fe2+ Fe

El resultado es la disolución del Zn añadido y la precipitación de Fe.

No ocurrirá nada, pues ε0 (Cu2+/Cu) es mayor que ε0 (Fe2+/Fe). Las limaduras de cobre no puedenoxidarse, como era el caso del cinc.

+2 e–

–2 e–

26

+10 e–

–2 e–

+2 e–

25

30 min ·60 s

1 min· 5 C s ·

1 F

96 500 C·

1 equiv–1

11 F·

31,75 g Cu

1 equiv= 2,961 g Cu depositadoos

63,5 g Cu

1 mol Cu·

1 mol Cu

2 equiv= 31,75 equiiv – g

30 min ·60 s

1 min· 5 C s ·

1 F

96 500 C·

1 equiv–1

11 F·

g Zn

1 equiv= 3,048 g Zn = 32,681 g Zn

xx⇒

+2 e–

+2 e–

24



Química


a) Ajusta la siguiente reacción:

MnO4– +SO3

2– MnO2 +SO42–

b) Indica la especie que se oxida y la que se reduce, el oxidante y el reductor.

a) y b) • Reducción: 2 (MnO4− + 4 H+ MnO2 + 2 H2O) MnO4

− es el oxidante, se reduce.

•Oxidación: 3 (SO32− + H2O SO4

2– + 2 H+) SO32− es el reductor, se oxida.

2 MnO4− + 3 SO3

2− + 3 H2O + 8 H+ 4 H2O + 2 MnO2 + 3 SO42– + 6 H+

2 MnO4− + 3 SO3

2− + 2 H+ H2O + 2 MnO2 + 3 SO42–

El cinc reacciona con ácido nítrico dando iones cinc y amonio.

a) Ajusta la reacción.

b) Supón un rendimiento cuantitativo y calcula el volu men de ácido nítrico del 40 % y densidad 1, 25 g/cm3 nece-sario para disolver 10 g de cinc.

Datos: mZn = 65; mH =1; mO = 16; mN = 14.

a) 4 (Zn Zn2+)

NO–3 + 10 H+ NH+

4 + 3 H2O

4 Zn + NO–3 + 10 H+ 4 Zn2+ + NH+

4 + 3 H2O

4 Zn + 10 HNO3 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O

b)

V= 48,46 cm3 disolución HNO3

Ajusta el siguiente proceso e indica las reacciones parciales: Na2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 Fe(SO4)3 + Cr2(SO4)3 ++ Na2SO4 + H2O. ¿Qué tipo de reacción se produce en el ánodo? ¿Y en el cátodo? ¿Por qué son simultáneas?

• Ánodo. Oxidación: 6 (Fe2+ Fe3+)

• Cátodo. Reducción: Cr2O72− + 14 H+ 2 Cr3+ + 7 H2O

Cr2O72− + 6 Fe2+ + 14 H+ 6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O

Na2Cr2O7 + 6 FeSO4 + 7 H2SO4 3 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + 7 H2O

Para (Pt)H2 (1 atm)/H+(1 M)//Ag+(1 M)/Ag:

a) Escribe las semirreacciones electródicas y la reac ción global de la pila.

b) Calcula su potencial global.

Dato: ε0 (Ag+/Ag) = 0,80 V.

a) • Cátodo. Reducción: Ag+ Ag

• Ánodo. Oxidación: H2 2 H+

2 Ag+ + H2 2 Ag + 2 H+

b) Si el potencial normal de reducción para un electrodo de hidrógeno se considera cero:

ε ε ε ε εpila0

+ –0 0 + 0 += – = (Ag /Ag) – H

1

2H = 00

2⎛⎝⎜

⎞⎠⎟

,,80 V – 0,00 V = 0,80 V

–2 e–

+1 e–

30

+6 e–

–e–

29

V = 10 g Zn ·1 mol Zn

65 g Zn·

10 mol HNO

4 mo3

ll Zn·

63 g HNO

1 mol HNO·

100 g disolución

43

3 00 g HNO·

cm disolución

1,25 g disolución3

3

+8 e–

–2 e–

28

–2 e–

+3 e–

27



Química

10

MnO2 (s) +Cl– (aq) Mn2+ (aq) +Cl2 (g) y I– (aq) + Br2 (l) IO3– (aq) + Br– (aq) transcurren en me dio ácido.

Ajústalas e indica qué especies se oxidan y cuáles se reducen.

• Reducción: MnO2 + 4 H+ Mn2+ + 2 H2O MnO2 se reduce,es el oxidante.

• Oxidación: 2 Cl– Cl2 Cl− se oxida, es el reductor.

Reacción global: MnO2 (s) + 2 Cl− (aq) + 4 H+ (aq) Mn2+ (aq) + Cl2 (g) + 2 H2O (l)

MnO2 (s) + 4 HCl (aq) MnCl2 (aq) + Cl2 (g) + 2 H2O (l)

• Oxidación: l− + 3 H2O IO−3 + 6 H+ I– se oxida, es el reductor.

• Reducción: 3 (Br2 2 Br−) Br2 se reduce, es el oxidante.

I− (aq) + 3 Br2 (l) + 3 H2O (l) IO−3 (aq) + 6 Br− (aq) + 6 H+ (aq)

HI (aq) + 3 Br2 (l) + 3 H2O (l) HIO3 (aq) + 6 HBr (aq)

a) ¿Qué pasa al introducir una varilla de Fe en una solución de sulfato de Cu (II)?

b) ¿Puedes construir una pila basada en el fenómeno que tiene lugar? Haz un esquema de ella.

Datos: ε0 (Fe2+/Fe) = –0,44 V; ε0 (Cu2+/Cu) = –0,337 V.

a) ε0 (Fe2+/Fe) es más negativo que ε0 (Cu2+/Cu). Por tanto, Fe se oxidará a Fe2+ y Cu2+ se reducirá aCu. Tendrá lugar la disolución de la varilla de hierro y precipitará cobre:

Fe (s) Fe2+ (aq)

Cu2+ (aq) Cu (s)

b) Sería necesario un electrodo que actuara de cátodo, donde se depositaría el cobre (puede ser unelectrodo inerte, no es preciso que sea de cobre) y una separación entre las disoluciones de unoy otro electrodo que puede conseguirse mediante un tabique poroso.

a) Explica qué sucede al añadir bromo a una disolu ción acuosa de yoduro de sodio y cloruro de sodio a 25 °C y escribe las reacciones espontáneas.

b) Indica cuáles serán las especies oxidantes, reducto ras, oxidadas y reducidas.

Datos: ε0 (Cl2/Cl–) = 1,36 V; ε0 (Br2/Br–) = 1,07 V; ε0 (I2/I–) = 0,53 V.

33

Ánodo Cátodo+

Electrodo de Cuo inerte

Electrodo de Fe

eI

Tabique poroso

+2 e–

–2 e–

32

+2 e–

–6 e–

–2 e–

+2 e–

31


c)


Química


a) ε0 (Br2/Br−) es mayor que ε0 (I2/I−) pero menor que ε0 (Cl2/Cl−). Por ello, el Br2 podrá reducir a los

iones I− pero no a los Cl− . El proceso que tiene lugar es:

2 l– + Br2 I2 + 2 Br–

b) Br2 es el oxidante y se reduce. I– es el reductor y se oxida.

Una corriente eléctrica de 1,3 A durante 18 h de posita todo el cobre de 2 L de disolución de sulfato de cobre (II).Calcula la concentración en g/L de la solu ción inicial de sulfato de cobre (II).

Datos: mS = 32; mO = 16; mCu = 63,5.

La masa de cobre depositada al paso de la corriente eléctrica es:

a) Ajusta la reacción:

HCl + K2CrO4 CrCl3 + KCl + Cl2 + H2O

b) Calcula el peso equivalente del oxidante y del re ductor.

c) Calcula el peso de cromato necesario para obtener 100 g de CrCl2 si el rendimiento es del 60 %.

a) • Oxidación: 3 (2 CI– Cl2)

• Reducción: 2 (CrO42− + 8 H+ Cr3+ + 4 H2O)

2 CrO42− + 16 H+ + 6 Cl− 2 Cr3+ + 3 Cl2 + 8 H2O

16 HCl + 2 K2CrO4 2 CrCl3 + 4 KCl + 3 Cl2 + 8 H2O

b)

c) La cantidad necesaria de K2CrO4 se calcula aplicando los cálculos estequiométricos:

Dado que: ε0 (Cr2O72–/Cr3+) = 1,33 V; ε0 (Br2/Br–) = 1,06 V; ε0 (Ag+/Ag) = 0,80 V; ε0 (Cu2+/Cu) = 0,34 V; ε0 (Cd2+/Cd) = –0,40 V;

ε0 (Zn2+/Zn) = –0,76 V; ε0 (Mg2+/Mg) = –2,43 V; ε0 (K+/K) = –2,93 V, contesta:

a) ¿Qué metales de la lista se disolverán en solución de HCl 1 M?

b) Si se introduce una barra de cinc en disolución de nitrato de plata, nitrato de cadmio y nitrato de mag nesio, ¿enqué casos se formará una capa de otro metal sobre la barra de cinc?

a) Se disolverán, oxidándose a sus iones, aquellos metales que posean un potencial redox inferioral del hidróge no. Como este es cero en condiciones estándar, se disolverán los metales de poten-cial redox negativo. Es decir, Cd, Zn, Mg y K. La reacción con el K, por ejemplo, será:

2 K + 2 H+ 2 K+ + H2

36

100 g CrCl ·1 mol CrCl

158,5 g CrCl·

1 mol3

3

3

KK CrO

1 mol CrCl·

100

60·

194,2 g K CrO

1 mo2 4

3

2 4

ll K CrO= 204,2 g K CrO

2 42 4

36,5 g HCl

1 mol HCl·

1 mol HCl

1 equiv= 36,5 eqquiv – g

194,2 g K Cr O

1 mol K Cr O·

1 mol K Cr O

32 2 4

2 2 4

2 2 4

equiv= 64,7 equiv – g

+3 e–

–2 e–

35

[CuSO ] =69,62 g CuSO

2 L= 34,81 g/L4

4

1,3 C s · 18 h ·3 600 s

1 h·

1 F

96 500 C·

1 equiv–1

11 F·

1 mol Cu

2 equiv·

1 mol CuSO

1 mol Cu·

154 99,5 g CuSO

1 mol CuSO= 69,62 g CuSO4

44

34



Química

12

b) Para que se forme una capa de otro metal sobre la barra de cinc, debe producirse la reducciónde los iones de este otro metal, lo cual solo es posible si su potencial redox supera al del cinc.Este es el caso de Ag y Cd. La reacción con la plata, por ejemplo, será:

2 Ag+ + Zn 2 Ag + Zn2+

Indica si el cobre y el manganeso reaccionan con ácido clorhídrico 1, 0 M. Escribe la reacción.

Datos: ε0 (Mn2+/Mn) = –1,18 V; ε0 (Cu2+/Cu) = +0,34 V.

Solo reaccionará el manganeso, pues su potencial redox, ε0 (Mn2+/Mn), es negativo, es decir, infe-rior al del hidrógeno. En cambio, el potencial del Cu, ε0 (Cu2+/Cu), es positivo, por lo que no reac-cionará con ácido. Los procesos, en el caso del manganeso, serán:

Mn (s) Mn2+ (aq)

2 H+ (aq) H2 (g)

Y la reacción global se obtendrá simplemente sumando las dos semirreacciones anteriores:

Mn + 2 HCl MnCl2 + H2

El dicromato potásico, en medio ácido, oxida a los iones cloruro a cloro, reduciéndose él a cromo (III).

a) Ajusta la ecuación iónica.

b) Calcula los litros de cloro (a 25 °C y 1, 3 atm) que se pueden obtener con 100 mL de dicromato de pota sio 0,030 My un exceso de cloruro de potasio en medio ácido.

Dato: R = 0, 082 atm L K–1 mol–1.

a) • Oxidación: 2 Cl− Cl2


• Si se multiplica la primera por tres y se suman:

6 Cl− + Cr2O72− + 14 H+ 3 Cl2 + 2 Cr3+ + 7 H2O

b) 100 mL disolución K2Cr2O7 · · = 0,009 mol Cl2

pV = n R T ⇒ 1,2 atm · V = 0,009 mol · 0,082 atm L K−1 mol−1 · (273,16 + 25) K ⇒ V = 0,183 L

El ácido clorhídrico concentrado con óxido de manganeso (IV) da cloro y cloruro de manganeso (II). Ajusta la ecua-ción y calcula el volumen de ácido clor hídrico con una riqueza del 35 % y densidad de 1, 17 g/cm3 para la reaccióncompleta de 1 g de óxido de manganeso (IV).

Datos: mMn = 55; mCl = 35, 5; mO = 16; mH =1.


• Oxidación: 2 CI– Cl2

Reacción global: 2 Cl− + 4 H+ + MnO2 Cl2 + Mn2+ + 2 H2O

Que se puede completar hasta la ecuación molecular:

4 HCl + MnO2 Cl2 + MnCl2 + 2 H2O

V = 4,10 cm3 disolución HCl

37

V = 1 g MnO ·1 mol MnO

87 g MnO·

4 mol HCl

1 m2

2

2 ool MnO·

36,5 g HCl

1 mol HCl·

100 g disoluci

2

óón

35 g HCl·

cm disolución

1,17 g disolución

3

–2 e–

+2 e–

39

3 mol Cl21 mol K2Cr2O7

0,03 mol K2Cr2O7

1 000 mL disolución

+6 e–

–2 e–

38

+2 e–

–2 e–



Química


El ion dicromato oxida al ion yoduro, en un medio de ácido sulfúrico, dando iones cromo (III) y yodo ele mental. Si50 mL de una solución de 25 g/L de dicro mato potásico reaccionan exactamente con 40 mL de una solución deyoduro sódico, calcula la normalidad de la disolución reductora.

Datos: mCr = 52; mK = 39; mO = 16.


• Oxidación: 2 I– l2

Si se multiplica la segunda por tres y se suman:

Cr2O72− + 14 H+ + 6 I− 2 Cr3+ + 7 H2O + 3 I2

K2Cr2O7 + 6 NaI + 7 H2SO4 7 H2O + 3 I2 + K2SO4 + 3 Na2SO4 + Cr2(SO4)3

Para el cálculo de la normalidad de la disolución reductora, debe tenerse en cuenta que el núme-ro de equivalen tes de oxidante y de reductor que han reaccionado ha de ser el mismo. De modoque debe cumplirse la siguiente igualdad:

Vred Nred = Vox Nox

0,050 L disolución K2Cr2O7 · · · =

= 0,040 L disolución Kl · ⇒ x = 0,638 equiv/L

Se electrolizan 500 mL de solución de cloruro de cobre (II) 0,1 M con una corriente de 5 A durante 30 min:

a) Escribe las reacciones de los electrodos.

b) Calcula la masa de cobre y el volumen de cloro a 27 °C y 1 atm.

c) Calcula la molaridad de la solución al final.

Datos: F = 96 500 C; mCu = 63,5; R = 0,082 atm L K–1 mol–1.

a) • Ánodo. Oxidación: 2 Cl– Cl2

• Cátodo. Reducción: Cu2+ Cu

b)

pV = n R T ⇒ 1 atm · V = 0,0466 mol·0,082 atm L K−1 mol−1 · (27 +273,16) K ⇒ V = 1,148 L

c)

Durante la electrólisis se depositan 2,96 g Cu. Al terminar quedan en la disolución:

40

–2 e–

+6 e–

(3,175 – 2,96) g Cu = 0,215 g Cu0,215 g Cu ·

12+

⇒

mol Cu

63,5 g Cu0,500 L

= 0,0068 M

2+

2+

0,500 L ·0,1 mol CuCl

L·

1 mol Cu

1 mol CuCl2

2+

22

2+

2+·

63,5 g Cu

1 mol Cu= 3,175 g Cu inicialees

5C

s· 30 min ·

60 s

1 min·

1 F

96 500 C·

1 equiv

1 F·

11 mol Cl

2 equiv= 0,0466 mol Cl2

2

5C

s· 30 min ·

60 s

1 min·

1 F

96 500 C·

1 equiv

1 F·

11 mol Cu

2 equiv·

63,5 g Cu

1 mol Cu= 2,96 g Cuu

+2 e–

–2 e–

41

x equivL

6 equiv1 mol K2Cr2O7

1 mol K2Cr2O7

294 g K2Cr2O7

25 g K2Cr2O7

L disolución



Química

14

Para Cd/Cd2+(1 M)//(Pt) Ce4+(1M)/Ce3+(1 M):a) Dibuja la pila e indica el signo y el nombre de los electrodos.b) Escribe las reacciones electródicas.c) Calcula el trabajo de la pila al circular por ella 2 moles de electrones.Datos: ε0 (Cd2+/Cd) = –0,40 V; ε0 (Ce4+/Ce3+) = 1,49 V; 1 F = 96 500 C.

42


Ánodo Cátodo+

Ce /Ce4+// 3+Cd/C d2+

eI

Puente salinooCd Pt

a)

El cátodo necesita de un electrodo inerte(platino, por ejemplo) al tratarse ambasespecies químicas de iones en disolución.

Notación de la pila:

(−)Ánodo Cd/Cd2+//(Pt) Ce4+/Ce3+ Cátodo(+)

b) Las semirreacciones que tienen lugar en los electrodos son:

• Ánodo: Cd Cd2+ Cd es el reductor.

• Cátodo: 2 (Ce4+ Ce3+) Ce4+ es el oxidante.

Reacción global: Cd + 2 Ce4+ Cd2+ + 2 Ce3+

c) ε0pila = ε0

+ − ε−0 = (Ce4+/Ce3+) − ε0 (Cd2+/Cd) = 1,49 V − (−0,40 V) = 1,89 V

W = –q ε0pila = 2 mol electrones · · 1,89 V = 364 211 J

Una corriente de 10 A durante 2 h, sobre una solu ción acuosa de sulfato de cinc y sulfato de cadmio, deposita 35,44 gde una mezcla de ambos. Halla el porcentaje en peso de cinc en la mezcla.

Datos: mCd = 112,4; mZn = 65,4.

Zn2+ Zn

Cd2+ Cd

mCd = 0,234 mol Cd ·112,4 g Cd

1 mol Cd= 26,34 g Cd

26,34 g Cd

35,44 g totales· 100 = 74,21% C⇒ dd

mZn = 0,139 mol Zn ·65,4 g Zn

1 mol Zn= 9,09 g Zn

9,⇒ 009 g Zn

35,44 g totales· 100 = 25,65 % Zn

0,7473 equiv = 2 + 235,44 g = 65,4

Zn Cdn nnn n

nZn Cd

Zn

+ 112,4que permite hallar =⎫

⎬⎭

00,139 mol= 0,234 molCdn

⎧⎨⎩

10 C s · 2 h ·3 600 s

1 h·

1 equiv

96 500 C= 0,746–1 11 equiv

+2 e–

+2 e–

43

1,6 · 10–19 C1 electrón

6,022 · 1023 electrones1 mol electrones

+e–

–2 e–


Química


a) Calcula la masa de dicromato de potasio para preparar 500 mL de solución 0, 1 M.

b) Explica cómo la prepararías y el utillaje necesario.

c) Si la solución se usa para valorar otra solución de Fe2+, dibuja el montaje que usarías en el laboratorio.

Datos: mK = 39; mCr = 52; mO = 16.

a) 0,500 L disolución K2Cr2O7 · · = 14,70 g K2Cr2O7

b) Después de pesar la cantidad anteriormente calculada en la balanza de precisión, se disol-verá en un vaso de precipitados de 250 mL, añadiendo agua varias veces si es preciso y ver-tiendo la disolución a un matraz aforado de 500 mL. Se añadirá también a este aforado elagua de lavado del vaso de precipitados y se enrasará cuidadosamente con la ayuda de unapipeta. Finalmente, se cerrará el matraz aforado con su tapón y se agitará para homogenei-zar.

Escribe la ecuación ajustada de la reacción del clo ro con dióxido de silicio y carbono para dar tetracloruro de sili-cio y monóxido de carbono. ¿Qué cantidad (en gramos) de tetracloruro de silicio se obtiene a partir de 150 g de dió-xido de silicio? Para esta misma cantidad, ¿qué volumen de cloro, medido a 27 °C y 2 atm, se ne cesita?

Datos: mO = 16; mCl = 35,5; mSi = 28.

• 2 Cl2 + SiO2 + 2 C SiCl4 + 2 CO

• 150 g SiO2 · · · = 425 g SiCl4

• 150 g SiO2 · · = 5 mol Cl2

• p V = n R T ⇔ 2 atm · V = 5 mol · 0,082 atm L K−1 mol−1 · (27 + 273,16) K ⇒ V= 61,53 L Cl2

En medio ácido, el ion Sn2+ se oxida a Sn4+ por los iones permanganato, que pasan a Mn2+ más agua.

a) Ajusta la reacción.

b) Calcula el equivalente-gramo del cloruro de Sn (II) para esta reacción.

c) Calcula los gramos de cloruro de Sn (II) que hay que disolver para obtener 750 mL de solución 0,01 M.

Datos: mCl = 35,5; mSn = 118,7.

Soporte Bureta con lasolución de K2Cr2O7

Matraz erlenmeyer conla solución de Fe2+

44

46

2 mol Cl21 mol SiO2

1 mol SiO2

60 g SiO2

170 g SiCl41 mol SiCl4

1 mol SiCl41 mol SiO2

1 mol SiO2

60 g SiO2

45

294 g K2Cr2O7

mol K2Cr2O7

0,1 mol K2Cr2O7

L


c)


Química

16

a) Si se ajustan las semirreacciones de oxidación y de reducción, resulta:

• Oxidación: 5 (Sn2+ Sn4+)

• Reducción: 2 (8 H+ + MnO−4 Mn2+ + 4 H2O)

16 H+ + 2 MnO−4 + 5 Sn2+ 2 Mn2+ + 8 H2O + 5 Sn4+

b)

c)

Si ε0 (Cu2+/Cu) = +0,34 V; ε0 (Cd2+/Cd) = –0,40 V:

a) Calcula la fem de una pila con estos electrodos, in dicando el cátodo, el ánodo y el sentido de flujo de los elec-trones.

b) Justifica cuál de los cationes es más oxidante.

c) Si la pila produce una corriente de 4,6 mA y el metal del ánodo pesa 2 g, calcula el tiempo que durará.

Dato: mCd = 112, 4.

a) Atendiendo a los potenciales de reducción, el par Cu2+/Cu, cuyo potencial es el mayor, actua-rá de cátodo y se reducirá. Mientras que el par Cd/Cd2+ actuará de ánodo y se oxidará. Los elec-trones van del ánodo al cátodo, por el circuito exterior. El potencial de la pila se calcularácomo:

ε0pila = ε0

+ − ε−0 = ε0 (Cu2+/Cu) − ε0 (Cd2+/Cd) = 0,34 V − (−0,40 V) = 0,74 V

b) Los potenciales normales de reducción son ε0 (Cu2+/Cu) = +0,34 V y ε0 (Cd2+/Cd) = −0,40 V. El másoxidante de los dos cationes es el Cu2+, que tiene un potencial de reducción mayor.

c) El tiempo se calcula a partir del número de equivalentes de metal que se van a depositar:

a) ¿Qué masa de aluminio se depositará a partir de 0,1 kg de una bauxita con 60 % de riqueza en alúmina (Al2O3)?

b) ¿Qué intensidad de corriente se requerirá para la electrólisis total en 10 h?

Datos: F = 96 500 C; mO = 16; mAl = 27.

a)

b) El aluminio se depositará en el ánodo según la reducción: Al3+ Al

El nitrito de sodio se oxida en un medio de ácido sulfúrico a nitrato de sodio con permanganato de sodio, que sereduce a sulfato de manganeso (II). Ajusta la reacción y calcula los moles de ácido sulfúrico necesa rios para oxi-dar 123,23 g de NaNO2.

Datos: mN = 14; mO = 16; mNa = 23.

Las semirreacciones, multiplicadas convenientemente (para que el número de electrones puestosen juego sea el mismo en la oxidación que en la reducción), son:

47

0,750 L ·0,01 mol SnCl

L·

189,7 g SnCl

1 mol2 2

SSnCl= 1,423 g SnCl

22

189,7 g SnCl

1 mol SnCl·

1 mol SnCl

2 equiv2

2

2 == 94,85 equiv – g

+5 e–

–2 e–

49

31,76 g Al ·1 mol Al

27 g Al·

3 equiv

1 mol Al·

996 500 C

1 equiv·

1

10 h·

1 h

3 600 s= 9,46 C s–1 == 9,46 A

+3 e–

0,1 kg bauxita ·1000 g bauxita

1 kg bauxita·

600 g Al O

100 g bauxita·

1 mol Al O

102 g Al2 3 2 3

22 3 2 3O·

2 mol Al

1 mol Al O·

27 g Al

1 mol Al= 31,,76 g Al

48

t · 0,0046 C s ·1 equiv

96 500 C= 2 g Cd ·

1 mol–1 CCd

112,4 g·

2 equiv

1 mol Cd= 7,465 · 10 s5⇒ t



Química


• Oxidación: 5 (NO2− + H2O NO−

3 + 2 H+)

• Reducción: 2 (8 H+ + MnO–4 Mn2+ + 4 H2O)

5 NO2− + 5 H2O + 16 H+ + 2 MnO–

4 5 NO−3 + 10 H+ + 2 Mn2+ + 8 H2O

5 NaNO2 + 3 H2SO4 + 2 NaMnO4 5 NaNO3 + 2 MnSO4 + Na2SO4 + 3 H2O

El ácido clorhídrico se oxida con dióxido de manganeso dando cloro y dicloruro de manganeso. Ajusta la reaccióny calcula la masa de dióxido de manganeso necesaria para obtener 1,25 L de cloro medidos a 0,758 atm y 17 °C.


• Oxidación: 2 Cl− Cl2

Reacción global: 2 Cl− + 4 H+ + MnO2 Cl2 + Mn2+ + 2 H2O

4 HCl + MnO2 Cl2 + MnCl2 + 2 H2O

a) Dibuja un esquema descriptivo de la siguiente pila: Mg/Mg(NO3)2(1 M)||AgNO3(1 M)/Ag.

b) Calcula su fem.

c) ¿Qué electrodo será el ánodo y cuál el cátodo?

Datos: ε0 (Mg2+/Mg) = –2,34 V; ε0 (Ag+/Ag) = +0,8 V.

–2 e–

51

0,0398 mol Cl ·1 mol MnO

1 mol Cl·

86,9 g M2

2

2

nnO

1 mol MnO= 3,46 g MnO2

22

p V n R T n= =0,758 atm · 1,25 L

0,082 atm L K–⇔

11 –1 2mol · (273,16 + 17) K

= 0,0398 mol Cl

–2 e–

+2 e–

50

123,23 g de NaNO ·1 mol NaNO

69 g NaNO·

3 m2

2

2

ool H SO

5 mol NaNO= 1,0716 mol H SO2 4

22 4

+5 e–


Ánodo Cátodo+

Ag /Ag+//Mg2+/Mg+

eI

Puente salino

gMgMgMg AgAA

a)

Para prepararla se necesitaría una disolu-ción 1 M de Mg(NO3)2 y otra 1 M deAgNO3. El hecho de que la forma reduci-da en cada uno de ambos electrodos seaun sólido conductor facilita la co nexiónal circuito externo y sólo debe añadirseun puente salino construido con un tuboen for ma de «U», que se rellena con unadisolución concentrada de un electrólitoinerte (por ejem plo, KCl).

b) y c) Dados los potenciales redox de ambos electrodos, el par Mg2+/Mg actuará como ánodo (−)y el par Ag+/Ag como cátodo. La fem de la pila será:

ε0pila = ε0

+ − ε−0 = ε0 (Ag+/Ag) − ε0 (Mg2+/Mg) = +0,8 V − (−2,34 V) = 3,14 V


Química

18

Zn2+ (aq) + 2 Ag (s) 2 Ag+ (aq) + Zn (s) y Cu2+ (aq) + Zn (s) Zn2+ (aq) + Cu (s). Para las reaccio nes ante-riores:a) Justifica si se puede montar una pila y calcula la fem estándar. b) Dibuja su esquema e indica el material, los produc tos y las disoluciones que deben usarse.Datos: ε0 (Cu2+/Cu) = +0,34 V; ε0 (Zn2+/Zn) = –0,76 V; ε0 (Ag+/Ag) = +0,8 V.

a) • Zn2+ (aq) + 2 Ag (s) 2 Ag+ (aq) + Zn (s)

• Se trata de una reacción en la que los iones Zn2+ se reducen y Ag se oxida. Este hecho va encontra de la espontaneidad del proceso, ya que el potencial estándar de reducción del parredox Zn2+/Zn es más negati vo (−0,76 V) que el del par Ag+/Ag (+0,8 V). No se puede, por tanto,formar una pila. La reacción es posible mediante electrólisis, pero no producirá energía eléc-trica, sino que necesitará su aporte.

• Cu2+ (aq) + Zn (s) Zn2+ (aq) + Cu (s)

• Se trata de una reacción en la que los iones Cu2+ se reducen y Zn se oxida. Esta reacción fun-ciona en su sentido espontáneo ya que el potencial estándar de reducción del par redoxZn2+/Zn es más negativo (−0,76 V) que el del par Cu2+/Cu (+0,34 V). El potencial estándar de lapila que se podría construir basada en esta reacción es:

• ε0pila = ε0

+ − ε−0 = ε0 (Cu2+/Cu) − ε0 (Zn2+/Zn) = +0,34 V − (−0,76 V ) = 1,1 V

52


Ánodo Cátodo+

Cu /C u2+//Zn2+/Zn

eI

Puente salinoZn Cu

b)Para prepararla se necesitaría una disolu-ción 1 M de Cu2+ (por ejemplo, CuSO4) y otra 1 M de Zn2+ (por ejemplo, ZnSO4).También se pre cisa una varilla de Cu yotra de Zn, además de cables de cone-xión eléctrica, un recipiente para el elec-trodo anódico y otro para el catódi co yun tubo en forma de «U», que se rellena-rá con una disolución concentrada de unelectró lito inerte (por ejemplo, KCl) paraconstruir el puente salino.

Si: ε0 (Cu2+/Cu) = +0,34 V; ε0 (Fe2+/Fe) = –0,44 V.a) ¿Cuál es el voltaje estándar de una pila con estas se mirreacciones?b) ¿Qué electrodo será el ánodo y cuál el cátodo? c) ¿Cómo varía el potencial si aumenta la concentra ción de Cu2+?

a) El potencial estándar de la pila será:

ε0pila = ε0

+ − ε−0 = ε0 (Cu2+/Cu) − ε0 (Fe2+/Fe) = +0,34 V − (−0,44 V ) = 0,78 V

b) El par Fe2+/Fe, que posee un menor potencial de reducción, actuará como ánodo (−) mientrasque el par Cu2+/Cu actuará como cátodo (+).

c) El potencial del electrodo de Cu2+/Cu según la ley de Nernst es:

Al aumentar [Cu2+], ε0 (Cu2+/Cu) aumentará, es decir, será más oxidante.

ε0 2+2+

(Cu /Cu) = +0,34 –0,059

2· log

1

[Cu ]

53


[Química 2º Bachillerato] Ejercicios + Soluciones: Reacciones redox o de intercambio de electrones

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