PROBLEMAS DE REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

Electroquímica

Problema701: Di cuál es el número de oxidación de los elementos que forman los compuestos: P4O10, LiH, ICl5, NF3, SO32−, C2O42−, Cr2O72−, MnO4−  Solución

Problema702: Di cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor en las siguientes reacciones: Zn + Cl2 → ZnCl2 CuO + H2 → Cu + H2O NO + 1/2 O2 → NO2 2 Na + 2 H2O → NaOH + H2 2 KClO3 → 2KCl + 3O2 4 NH3 + 3 O2 → 2 N2 + 6 H2O 2 FeCl2 + Cl2 → 2 FeCl3 2 AgNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + 2 Ag Solución

Problema703: Ajusta la siguiente reacción redox en medio ácido: Na2SO4 + C → CO2 + Na2S Solución

Problema704: Ajusta la siguiente reacción redox en medio ácido: HCl + K2Cr2O7 → Cl2 + CrCl3 + KCl Solución

Problema705: Ajusta la siguiente reacción redox en medio ácido: Cr2O72− + SO32− → Cr3+ + SO42− Solución

Problema706: Ajusta la siguiente reacción redox en medio ácido: KMnO4 + HCl → Cl2 + MnCl2 + KCl Solución

Problema707: Ajusta la siguiente reacción redox en medio ácido: KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 Solución

Problema708: Ajusta la siguiente reacción redox en medio ácido: H2O2 + HI → I2 + H2O Solución

Problema709: Ajusta la siguiente reacción redox en medio ácido: K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + H2O + K2SO4 Solución

Problema710: Ajusta la siguiente reacción redox en medio ácido: Cr2O72− + C2O42− → Cr3+ + CO2 Solución

Problema711: Ajusta la siguiente reacción redox en medio básico: KMnO4 + KNO2 + H2O → MnO2 + KNO3 + KOH Solución

Problema712: Ajusta la siguiente reacción redox en medio básico: N2O4 + Br− → NO2− + BrO3− Solución

Problema713: Ajusta la siguiente reacción redox en medio básico: Cr(OH)3 + KIO3 → KI + K2CrO4 Solución

Problema714: Ajusta la siguiente reacción redox en medio básico: KI + KClO3 → I2 + KCl + KOH Solución

Problema715: Calcula la concentración de una disolución de oxalato de potasio, K2C2O4, si se necesitan 25,4ml de la misma para alcanzar el punto final con 42,7ml de una disolución ácida 0,080M de KMnO4. La reacción sin ajustar es: MnO4− + C2O42− → Mn2+ + CO2 Solución

Problema716: ¿Qué cantidad de Br2 se obtendrá en la reducción completa en medio ácido de 150ml de una disolución 0,5M de dicromato de potasio, K2Cr2O7, si al reaccionar con una disolución de KBr se transforma en una sal de Cr(III)? Solución

Problema717: Utilizando la tabla de potenciales normales, di si las siguientes reacciones son espontáneas. En el caso de usarlas para hacer una pila calcula el valor de Eº de la pila, indicando la polaridad de los electrodos y la semirreacción que se produce en cada uno de los electrodos. H2(g) + Fe2+(aq) → H+(aq) + Fe(s) Ni(s) + H+(aq) → Ni2+(aq) + H2(g) Zn(s) + Ni2+(aq) → Zn2+(aq) + Ni(s) Al(s) + Pb2+(aq) → Al3+(aq) + Pb(s) Solución

Problema718: La pila que funciona según la reacción: Zn(s) + Hg2+(aq) → Zn2+(aq) + Hg(l) tiene una Eº=+1,61V. Calcula el potencial normal del electrodo Hg2+(aq) / Hg(l)sabiendo que el potencial normal de electrodo de cinc es −0,76V. Solución

Problema719: Representa la pila construida con electrodos de cobre y plata sumergidos en disoluciones de CuSO4 y AgNO3, respectivamente. ¿Qué electrodo es el cátodo y cuál el ánodo? Escribe las semirreacciones y la reacción global de la pila, indica el flujo de electrones y la notación abreviada de la pila. Solución

Problema720: Dibuja la pila correspondiente a la siguiente notación abreviada: Al(s) | Al3+(aq, 1,0M) || Ni2+(aq, 1,0M) | Ni(s) Indica el nombre de los electrodos, las reacciones y funcionamiento. Solución

Problema721: Representa cada una de las pilas formadas por los electrodos siguiente: Fe2+/Fe y Al3+/Al; Cu2+/Cu y Sn2+/Sn; Ag+/Ag y Cu2+/Cu , escribe las correspondientes reacciones y la notación abreviada de la pila, y calcula la f.e.m. de la misma. Solución

Problema722: Usando la tabla de potenciales normales, calcula las constantes de equilibrio de las siguientes reacciones a 298K: Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) Cu(s) + I2(aq) → Cu2+(aq) + 2 I−(aq) Solución

Problema723: ¿Será un ácido como el HCl capaz de disolver a un metal? Analiza la reacción: H+(aq) + Metal(s) → Metaln+(aq) + H2(g) que es típica de los ácidos, con los metales siguientes: Pb, Sn, Fe, Cu, Ag. Solución

Problema724: Con la información contenida en la tablas explica si las especies químicas siguientes, H2(g), Fe2+(aq) y SO42−(aq), pueden ser: a) oxidantes, y si son buenos o malos oxidantes. b) reductores, y si son buenos o malos reductores. Solución

Problema725: Será capaz el Fe(s) de reducir al FeCl3 dando FeCl2 según la reacción: Fe(s) + 2 FeCl3(aq) → 3 FeCl2(aq) Solución

Problema726: Explica cuáles de las afirmaciones siguientes son verdaderas: a) Los cationes plata(I) son muy oxidantes. b) La plata es un metal oxidante. c) La plata se oxida fácilmente. d) Los cationes plata(I) se oxidan fácilmente. Solución

Problema727: a) ¿Cuáles son los productos esperados de la electrólisis de una sal fundida como AlCl3? b) ¿cuál es la f.e.m. externa mínima que se requiere para formar estos productos? Solución

Problema728: a) ¿Cuáles son los productos esperados de la electrólisis de una disolución ligeramente acidificada con ácido sulfúrico? b) ¿cuál es la f.e.m. externa mínima que se requiere para formar estos productos? Solución

Problema729: a) ¿Cuáles son los productos esperados de la electrólisis de una disolución acuosa de CuSO4? b) ¿cuál es la f.e.m. externa mínima que se requiere para formar estos productos? Solución

Problema730: Explica qué crees que sucederá en las electrólisis de los siguientes sistemas, en los que hay varios cationes y aniones que se pueden descargar: a) una disolución de NaCl muy diluida b) una disolución de NaCl muy concentrada. Solución

Problema731: Se electroliza ZnCl2 fundido mediante una corriente de 3A durante un tiempo determinado, depositándose 24,5g de Zn en el cátodo. ¿Cuál es la reacción química que tiene lugar en el mismo? ¿Y en el ánodo? ¿Cuánto tiempo dura el proceso y cuánto Cl2 medido en condiciones normales se desprende en el ánodo? Solución

Problema732: Cuando se hace pasar cierta cantidad de corriente a través de una disolución de AgNO3, se depositan 2g de plata en el cátodo. ¿Cuántos gramos de plomo se depositarán si se hace pasar la misma cantidad de electricidad a través de un disolución de PbCl2? Solución

Problema733: Se desea depositar sobre un objeto metálico plata metal, electrolizando una disolución que contiene Ag+. a) Indica el proceso químico que tendrá lugar. b) Si en 35 minutos el objeto ganó 0,174g de peso. ¿Cuál es la intensidad de la corriente a través de la celda? Solución

    

Ejercicios y cuestiones

a)      Definiciones y ajustes: 519.- Dadas las siguientes semirreacciones, calcular los equivalentes por mol y el peso equivalente de la sustancia indicada:a) IO3-         I-         (KIO3) b) Au     AuCl4-          (Au)c) H3AsO3             H3AsO4          (H3AsO3) d) C2O4-2     CO2                (H2C2O4.2H2O) 520.- Ajusta por el método del ion‑electrón las siguientes reacciones redox:a) ZnS + HNO3               ZnSO4 + NO2 + H2O b) AsO3 + Cr2O7-2 + H+             AsO4-3 + Cr+3 + H2O c) MnO4- + NO2 + H+            Mn+2 + NO3- + H2O d) MnO2 + PbO2 + HNO3            Pb(NO3)2 + HMnO4 + H2O e) Cr(OH)3 + Cl2 + OH-           CrO4-2 + Cl- + H2Of) Fe(OH)2 + SO3-2 + H2O            FeS + Fe(OH)3 + OH- 521.- El sulfito de sodio es oxidado por el permanganato en medio ácido. Ajustar la reacción e indicar los cambios que se producirán. 522.- El nitrito potásico es oxidado por el dicromato potásico en disolución ácida. Ajustar la reacción redox iónica e indicar los cambios físicos que se producirán. 523.- a) Definir: oxidante y reductor. b) De los siguientes procesos decir los que son de oxidación-reducción y señalar la especie oxidante y la especie reductora. Indicar el cambio en el número de oxidación.           i) Al2O3  +  2 NaOH  à  2 NaAlO2  +  H2O           ii) CuO  +  H2  à  Cu  +  H2O           iii) Cl2  +  2 KOH  à  KCl  +  KClO  + H2O 524.- a) Definir: oxidación y reducción, agente oxidante y agente reductor. b) En las siguientes reacciones señalar las sustancias oxidantes y reductoras, así como el cambio en el número de oxidación que experimentan en los procesos.          i)   Cu  +  H2SO4    Cu2+  +  SO42-  +  SO2  +  H2O          ii) Mg  +  H3O+    Mg2+  +  H2  +  H2O           iii) H2S  +  SO2  S  +  H2O 525.- a) ¿A qué se llama reacción redox? b) En la reacción: H2 (g)  +  Cl2 (g)    2 HCl (g) ¿Qué sustancia es el agente oxidante y cuál el agente reductor? ¿Qué sustancia es oxidada y cuál reducida? ¿Qué cambios experimentan los números de oxidación del cloro y del hidrógeno en el proceso? 526.- De los siguientes procesos identificar los que son de oxidación-reducción, indicando el cambio en el número de oxidación de los elementos que se oxiden y se reduzcan.a) Fe2O3  + 3 H2    2 Fe  +  3 H2O b) 3 PbF2  +  2 PCl3    2 PF3  +  3 PbCl2c) Al2(SO4)3  +  Na2CO3  +  3 H2O    2 Al(OH)3  +  3 Na2SO4  +  3 CO2 527.- ¿Cuál o cuáles de los siguientes procesos describe reacciones de oxidación-reducción?. Razónese en cada caso.a) LiAlH4  +  4 H+    Li+  +  Al3+  +  4 H2b) Cr2O72-  +  2 OH-    2 CrO42-  +  H2O c) 3 KClO      2 KCl  +  KClO3 528.- El ácido nítrico concentrado oxida al sulfuro de cinc a sulfato de cinc, pasando él a óxido de nitrógeno(IV) y agua. Ajustar la reacción mediante el método del ion-electrón. 529.- En medio ácido el arsenito (trioxoarseniato(III) de hidrógeno) es oxidado por el dicromato a arseniato (tetraoxoarseniato(V) de hidrógeno), pasando él a ion cromo(III) y agua. Ajustar la reacción por el método del ion-electrón. 530.- Dada la reacción, ajustarla por el método del ion electrón: MnO2 (s)+ PbO2 (s)+ HNO3 (aq)    Pb(NO3)2 (aq) + H+ (aq) + MnO4- (aq) + H2O (l) 531.- A 1200 ºC se produce la reacción: Ca3(PO4)2 (s) + SiO2 (s) + C (s)    CaSiO3 (s) + CO (g) + P (s) Ajustarla por el método del número de oxidación. 532.- El permanganato potásico, en medio ácido, es capaz de oxidar al sulfuro de hidrógeno a azufre elemntal (S) y el permanganato pasa a ion manganeso(II). Ajustar la reacción iónica de oxidación-reducción. A partir de ella, completar la reacción utilizando el ácido sulfúrico para el medio ácido. Indicar el agente oxidante, el agente reductor, así como la especie que se oxida y la especie que se reduce. 533.- Dada la reacción:      MnO4- (aq) + SO32- (aq)     MnO2 (s) + SO42- (aq), en medio ácido. a) Ajustarla por el método del ion-electrón. b) Indicar la especie que se oxida, la que se reduce, el oxidante y el reductor. 534.- Las siguientes reacciones transcurren en medio ácido. Ajustarlas, e  indicar las especies que se oxidan y las que se reducen. a) MnO2 (s) + Cl- (aq)      Mn2+ (aq) + Cl2 (g) b) I- (aq) + Br2 (l)      IO3- (aq) + Br - (aq) b)      Ajustes y cálculos estequiométricos: 535.- El ion permanganato oxida al ion oxalato en medio ácido, formándose dióxido de carbono y reduciéndose el permanganato a ion manganoso. Escribe la reacción ajustada y calcula los moles de CO2 que se podrán obtener con 3 moles de permanganato. 536.- El estaño metálico reacciona con el ácido nítrico para dar dióxido de estaño, dióxido de nitrógeno y agua. Ajusta la reacción y calcula cuántos ml de ácido nítrico de densidad 1'18 gr/ml y 30% de riqueza se consumirán en el ataque de 2'5 gr de estaño del 80% de riqueza. 537.- El estaño metálico es oxidado por el dicromato potásico en presencia de ácido clorhídrico a cloruro de estaño(IV), ¿Qué volumen de una disolución 0'1 M de dicromato sería reducida por 1 gr de estaño puro? 538.- En medio ácido, el aluminio reduce el ion clorato a ion cloruro, y él pasa a ion aluminio. a) Formula y ajustar la correspondiente reacción iónica. b) Formula ajustada la reacción sabiendo que se parte de clorato potásico y de ácido clorhídrico. c) Calcula los gr de Al en polvo que se necesitarán para reaccionar con 2 gr de clorato potásico. 539.- Un mineral de hierro es en realidad óxido de hierro(III) impurificado con sustancias no férreas. Cuando este mineral se calienta en presencia de carbono puro se obtiene hierro metal y monóxido de carbono. Por este procedimiento, a partir de una muestra de 7'52 gr de mineral se obtuvieron 4'53 gr de Fe puro.a) Ajustar la reacción redox de producción de hierro metal. b) calcular el porcentaje de óxido férrico en el mineral. 540.- El ion hierro(II) puede oxidarse a ion hierro(III) en disolución ácida por medio del ion permanganato que se reduce a sal manganosa. a) Ajustar la reacción redox iónica. b) Se disuelven 0'302 gr de un mineral de hierro de manera que todo el Fe del mineral quede en forma de hierro(II). La disolución así resultante se oxida completamente a hierro(III) utilizando 42'79 ml de una disolución 0'0025 M de permanganato potásico en medio ácido. Hallar el % de Fe en el mineral. 541.- En disolución ácida, el permanganato potásico reacciona con los iones oxalato (C2O4‑2), oxidándolos a CO2. El permanganato se reduce a sal manganosa. a) Ajusta la reacción redox. b) Para oxidar completamente 30'2 ml de una disolución de oxalato sódico se precisaron 21'6 cc. de una disolución 0'1 M de permanganato potásico. Hallar la concentración de la disolución de oxalato. 542.- Cuando el ion permanganato reacciona con el sulfuro de hidrógeno en medio ácido, se obtiene azufre y el permanganato se reduce a sal manganosa. a) ajusta la reacción redox iónica. b) Para reducir completamente 55 ml de una disolución de permanganato potásico se utilizaron 70 cc. de una disolución 0'05 M de sulfuro de hidrógeno. Hallar la concentración de la disolución de permanganato potásico. 543.- El cloro se produce cuando reacciona ácido clorhídrico concentrado sobre dióxido de manganeso que se reduce a sal manganosa. a) Escribir y ajustar la reacción redox completa. b) Hallar los cc. de una disolución de HCl de densidad 1'18 gr/cc y 36'23 % de riqueza necesario para producir un litro de gas cloro medido a 10 atm de presión y 25 ºC. 544.- Cuando se calienta el clorato potásico, se descompone mediante un proceso de dismutación, (el mismo elemento es el que se oxida y se reduce) en cloruro potásico y perclorato potásico. a) ajustar la reacción redox. b) Al descomponer 0'75 gr de clorato potásico se desprenden 246 Julios de calor. Hallar la cantidad de calor que se desprenderá en la descomposición del clorato potásico cuando se produzcan 0'15 moles de perclorato potásico. 545.- Al hacer pasar ácido nítrico 3 M sobre un exceso de cobre metálico se obtiene nitrato cúprico, monóxido de nitrógeno y agua. Ajusta la reacción redox, y halla la masa de nitrato cúprico que se producirá por la acción de 100 ml de ácido nítrico 3 M sobre 10 gr de cobre metálico. 546.- Calcular la concentración normal y molar de una disolución de permanganato potásico, de la cual se sabe que 40 cc oxidan 1'2 gr de sulfato ferroso heptahidratado. 547.- Calcular el peso de Nitrato Cérico Amónico, Ce(NH4)2(NO3)6 necesario para preparar 250 ml de una disolución 0'15 N, que se utilizará como agente oxidante en un medio ácido. 548.- Se tienen 283 mg de una sustancia reductora. Para hallar su peso equivalente, se valora con una disolución 0'1074 N de permanganato potásico, consumiéndose 37'8 ml. Sabiendo que el permanganato se reduce a ion manganoso en la reacción calcular el peso equivalente del agente reductor del problema. 549.- El ácido sulfúrico concentrado reacciona con yoduro de hidrógeno. En la reacción se forma yodo, sulfuro de hidrógeno y agua. Escribir y ajustar la reacción redox y calcular la cantidad de yodo obtenido al reaccionar 15 ml de ácido sulfúrico (d = 1,72 g/ml y riqueza del 92%) con 200 g de yoduro de hidrógeno. 550.- En disolución acuosa y acidificada con ácido sulfúrico el ion permanganato oxida al ion hierro(II) a ion hierro(III), pasando él a ion manganeso(II). a) Ajustar la reacción iónica por el método del ion-electrón. b) Calcular la concentración de una disolución de sulfato de hierro(II), expresada en mol/l, si 10 ml de esta disolución han consumido 22,3 ml de una disolución de permanganato potásico de concentración 0,02 mol/l 551.- La reacción de ácido clorhídrico con óxido de manganeso(IV) genera cloruro de manganeso(II), cloro y agua. a) Escribir y ajustar la reacción estequiométrica por el método del ion-electrón. b) ¿Qué volumen de Cl2 se obtiene, medido a 700 mmHg y 30 ºC al reaccionar 150 ml de ácido del 35 % de riqueza y densidad 1,17 g/ml, con la cantidad necesaria de MnO2 552.- El nitrato de potasio(s) reacciona, en caliente, con cloruro amónico(s) dando lugar a cloruro potásico(s), óxido de nitrógeno(I)(g) y agua(g). a) Escribir y ajustar la reacción red-ox por el método del número de oxidación. b) Se calientan 10 g de nitrato potásico con 12 g de cloruro amónico. ¿Cuál es el volumen de óxido de nitrógeno(I) gas recogido sobre agua, medido a 30 ºC y 1 atm? .             Presión de vapor de agua a 30 ºC = 31,82 mm de Hg. 553.- El ácido clorhídrico concentrado reduce al óxido de manganeso(IV) a ion manganeso(II), oxidándose él a gas cloro y agua. a) Escribir y ajustar la reacción red-ox correspondiente, por el método del ion-electrón. b) Calcular la cantidad de pirolusita, con una riqueza de un 72,6 % en MnO2, necesaria para obtener por reacción con un exceso de ácido clorhídrico concentrado 25 g de cloro.        c) Electrolisis y potenciales de reducción: 554.- ¿Qué volumen de H2 a 20ºC y 740 mmHg se libera cuando una corriente de 0'25 A se hace pasar a través de electrodos de platino, sumergidos en una disolución acuosa diluida de ácido sulfúrico durante dos horas?. 555.- Se efectúa la electrólisis del NaCl fundido. ¿Qué cantidad de Na metálico se depositará en el cátodo en 1'5 horas si se pasa una corriente de 45 A?. 556.- Calcular la intensidad de corriente que se requerirá para recuperar todo el oro de una disolución conteniendo 6'07 gr de cloruro aúrico en 3 horas. 557.- Se hace pasar una intensidad de 10 A durante una hora por un vaso electrolítico que contiene una sal de cerio disuelta, comprobándose por pesada que se han recogido 13'05 gr de ese metal. Determinar la carga del ion de ese metal. Solución 558.- Se hizo pasar una corriente eléctrica a través de una disolución de nitrato de plata. Al cabo de 30 minutos se depositaron 1'307 gr de Ag sobre el cátodo. Se hizo pasar la misma corriente durante el mismo tiempo por una disolución de 7 gr de sulfato de cobre en 500 cc. de agua. ¿Cuál es la concentración de iones cobre(II) en la disolución después del paso de la corriente? 559.- En la electrólisis del sulfato de sodio, la reacción que tiene lugar en el ánodo puede escribirse como:                                        2 H2O  4 H+  + O2 + 4 e‑                           Se hace pasar una corriente constante de 2'4 A durante 1 hora. Hallar el volumen de O2, medido a 25 ºC y 1 atm de presión, que se desprenderá. 560.- Se electroliza una disolución que contiene sulfato de cinc y de cadmio, hasta que se deposita todo el cinc y todo el cadmio existente, para lo cual se hizo pasar una corriente de 10 A durante 2 horas, obteniéndose una mezcla de ambos metales de 35'44 gr. Hallar el % en peso de cinc en la mezcla. 561.- Se introducen barras de plomo en cada una de las disoluciones siguientes: nitrato de plata, sulfato de cobre (II), sulfato ferroso y cloruro magnésico. En cuál de ellas es de esperar que se forme un recubrimiento metálico sobre la barra de plomo? ¿Cuál de los metales plata, cinc o magnesio podría recubrirse de plomo al sumergirlo en una disolución de nitrato de plomo(II)? ¿qué ocurrirá si una disolución de sulfato de cobre(II) se guarda en un recipiente de hierro?¿ y si una disolución de sulfato de hierro(II) se guarda en un recipiente de cobre? Toma como datos los potenciales normales de reducción. 562.- ¿Puede agitarse una disolución de nitrato ferroso con una cucharilla de plomo? Justifica la respuesta. Toma como datos los potenciales normales de reducción. 563.- Calcula el potencial del electrodo de Ni para una concentración de iones Ni(II) de 0'1 y 0'0003 M (Eº Ni+2/Ni) = ‑ 0'250 V) 564.- El potencial normal del electrodo de Zn es ‑O'763 V. Calcula el potencial de un electrodo de Zn sumergido en una disolución de sulfato de cinc 0'01 M. 565.- Calcula la diferencia de potencial de la siguiente pila química en la que cada metal se encuentra inmerso en una disolución de sus iones con las siguientes concentraciones:             [Ni+2] = 0'8 M y [Ag+] = 0'1 M. Indicar qué metal se oxida. 566.- Una barra de Cu está sumergida en una disolución de CuSO4 de concentración 0'005 M y se conecta a un electrodo de estaño donde la [Sn+2] = 0'001 M. Calcular la d.d.p. de la pila formada. Toma como datos los potenciales normales de reducción. 567.- Hallar la diferencia de potencial de una pila construida con un electrodo de Zn, ([Zn+2]=0'2 M) y otro de Cu, ([Cu+2 ]=0'045 M). Si se diluye la concentración de Zn a la mitad y se sustituye la de Cu por otra 0'0001 M, ¿cuál será la nueva diferencia de potencial?. Toma como datos los potenciales normales de reducción del cobre y del cinc. 568.- Se sumerge una barra de Ag en una disolución de Ni+2. Calcular la constante de equilibrio de la reacción que tiene lugar y determinar si será posible guardar disoluciones de Níquel en recipientes de plata. Toma como datos los potenciales normales de reducción del níquel y de la plata. 569.- Una pila consta de una semicelda que contiene una barra de platino sumergida en una disolución 1 M  de Fe2+ y 1 M  de Fe3+. La otra semicelda consiste en un electrodo de talio sumergido en una disolución 1 M de Tl+. a) Escribir las semirreacciones en el cátodo y en el ánodo y la reacción iónica global. b) Escribir la notación de la pila y calcular la fem. Datos: Eo(Fe3+/Fe2+) = +0,77 V; Eo(Tl+/Tl) = -0,34 V. 570.- a) Escribir las semirreacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo, así como la reacción global en la siguiente pila voltaica:                                                Pt(s)/H2(g, 1 atm)/H+(aq, 1M)//Ag+(aq, 1M)/Ag(s). b) Calcular la fem de la pila.  Datos: Eo(Ag+/Ag) = +0,80 V. Solución 571.- Indicar razonadamente si el ion Ni2+ tiene capacidad para oxidar al metal Cr al estado de ion crómico (Cr3+), sabiendo que los potenciales redox estándar valen: Eo(Ni2+/Ni) = -0,25 V y Eo(Cr3+/Cr) = +0,74 V. 572.- Suponiendo condiciones estándar, ¿reaccionarán el NO3- y el Zn en medio ácido, para dar NH4+ y Zn2+? Razonar la respuesta. En caso afirmativo, ajuste la reacción que tiene lugar entre ellos. Datos: Eo(NO3-/NH4+) = +0,89 V y Eo(Zn2+/Zn) = -0,76 V. 573.- Predecir qué sucederá si se añade bromo molecular a una disolución acuosa que contenga yoduro de sodio y cloruro de sodio a 25 ºC y escribir la(s) reacción(es) química(s) espontánea(s). Datos: Potenciales estándar: (Cl2/Cl-) = +1,36 V; (Br2/Br-) = +1,07 V; (I2/I-) = +0,53 V 574.- Los potenciales estándar de reducción de los pares redox Zn2+/Zn y Fe2+/Fe son respectivamente -0,76 V y -0,44 V. a) ¿Qué ocurrirá si a una disolución de sulfato de hierro(II), FeSO4, le añadimos trocitos de Zn? b) ¿Y si le añadimos, en cambio limaduras de Cu? (Eo(Cu2+/Cu) = +0,34 V). Razone la respuesta.    575.- Dados los potenciales redox estándar: Eo(Mg2+/Mg) = - 2,36 V y Eo(Pb2+/Pb) = -0,126 V, justificar en qué sentido se producirá la reacción:     Mg2+ + Pb    Mg + Pb2+ 576.- Explicar razonadamente si los metales cobre y manganeso reaccionarán con ácido clorhídrico 1,0 M. En caso afirmativo, escriba la correspondiente reacción redox. Datos: Eo(Mn2+/Mn) = -1,18 V; Eo(Cu2+/Cu) = +0,34 V. 577.- Una pila voltaica está formada por un electrodo de Zn en una disolución 1 M  de sulfato de cinc y un electrodo de cobre de una disolución de sulfato de cobre(II) a 25 ºC. Se pide: a) Semirreacción que tiene lugar en cada electrodo y reacción global. ¿Cuáles son las especies oxidante y reductora? b) Nombre y signo de cada uno de los electrodos. ¿Qué diferencia de potencial proporcionará la pila? Eo(Zn2+/Zn) = -0,76 V; Eo(Cu2+/Cu) = +0,34 V. 578.- 578.‑ Comparar las constantes de equilibrio de las dos reacciones siguientes:a) I2 +2 Br -            2 I- + Br2b) F2 +2 Br -           2 F- + Br2determinar cuál de los dos halógenos será más fácilmente oxidado por el ion Bromuro. 579.- Calcular las constantes de equilibrio de las siguientes reacciones químicas:           a) Fe+3 + I‑     Fe+2 + I2                         DATOS:          Eº (Fe+3/Fe+2) = 0'771 V                                        Eº ( I2 / I‑ ) = 0'536 V           b) Fe+2 + Ag+        Fe+3 + Ag                         DATOS:          Eº (Fe+3/Fe+2) = 0'771 V                                        Eº (Ag+ / Ag ) = 0'799 V           c) Ce+4 + Cl‑         Ce+3 + Cl2                         DATOS:          Eº (Ce+4/Ce+3) = 1'610 V                                        Eº (Cl2 / Cl‑) = 1'360 V           d) H2O2 + Br‑ + H+                 H2O + Br2                         DATOS:          Eº (H2O2/ H2O) = 1'770 V                                        Eº (Br2 / Br‑) = 1'060 V           e) Sn+2 + Hg+2      Sn+4 + Hg2+2                         DATOS:          Eº (Sn+4/Sn+2) = ‑0'136 V                                        Eº (Hg+2/Hg2+2) = 0'920 V

Número de oxidación y conceptos generales.

1.-       Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones. En la reacción: 2 AgNO₃(ac) + Fe(s) ® Fe(NO₃)₂(ac) + 2 Ag(s). a) Los cationes Ag⁺ actúan como reductores; b) Los aniones NO₃^– actúan como oxidantes; c) el Fe(s) es el oxidante; d) el Fe(s) se ha oxidado a Fe²⁺; e) los cationes Ag⁺ se han reducido a Ag(s).

2.-       Indica el nº de oxidación de cada elemento en los siguientes compuesto e iones: a) NH₄ClO₄; b) CaH₂; c) HPO₄^2–; d) ICl₃; e) HCOOH; f) CH₃‑CO‑CH₃.

3.-       Determina los estados de oxidación de todos los elementos químicos presentes en las siguientes sustancias: ácido sulfúrico, ácido nítrico, ácido fosfórico, ácido hipocloroso, cloruro de calcio, sulfato de hierro (III). 

4.-       Determina los estados de oxidación de todos los elementos químicos presentes en las siguientes sustancias: yoduro de plata, trióxido de azufre, ion sulfito, ion cromato, ion perclorato, ion nitrito. 

Ajuste redox

5.-       El zinc reacciona con el ácido nítrico para dar nitrato de zinc y nitrato de amonio en disolución a) Escribe y ajusta la reacción por el método del ion electrón; b) calcula los gramos de ácido nítrico que se necesitan para disolver 10 g de zinc.

6.-       Ajusta por el método del ion-electrón las siguientes reacciones en medio ácido:[iii]
a) K₂Cr₂O₇ + HI + HClO₄ ® Cr(ClO₄)₃ + KClO₄ + I₂ + H₂O
b) Sb₂S₃ + HNO₃ ® Sb₂O₅ + NO₂ + S + H₂O
c) KIO₃ + KI + H₂SO₄  ® I₂ + K₂SO₄ + H₂O        
d) K₂Cr₂O₇ + HCl ® CrCl₃ + Cl₂ + KCl + H₂O
e) I₂ + HNO₃ ® NO + HIO₃ + H₂O
f) KMnO₄ + FeCl₂ + HCl ® MnCl₂ + FeCl₃ + KCl + H₂O

7.-       Ajusta por el método del ion electrón las siguientes reacciones en medio básico:
a) MnO₂ + KClO₃ + KOH ®  K₂MnO₄ + KCl + H₂O;
b) Br₂ + KOH ® KBr + KBrO₃ + H₂O;
c) KMnO₄ + NH₃ ® KNO₃ + MnO₂ + KOH + H₂O 

8.-       Ajusta la siguiente ecuación redox: FeS₂ + Na₂O₂ ® Fe₂O₃ + Na₂SO₄ + Na₂O [v] 

9.-       Escribe y ajusta la siguiente reacción redox, indicando la especie que se oxida y la que se reduce, así como la oxidante y la reductora: el permanganato de potasio y el ácido sulfhídrico, en medio ácido sulfúrico forman azufre y sulfato de manganeso (II).

10.-    Sabiendo que la reacción del dicromato de potasio (K₂Cr₂O₇) con cloruro de estaño (II) en presencia de ácido clorhídrico conduce a la obtención de cloruro de estaño (IV) y cloruro de cromo (III), escribe y ajusta la correspondiente reacción redox.

11.-    Ajustar por el método del ion-electrón, la reacción de oxidación de yoduro de potasio a yodo mediante clorato de potasio en medio básico (pasando a cloruro de potasio). ¿Cuánto clorato de potasio se necesitará para obtener 250 g de yodo suponiendo que la reacción es total?

12.-    Completar y ajustar, por el método del ion-electrón, las siguientes reacciones: a) ácido sulfhídrico con dicromato de potasio en medio ácido clorhídrico para dar azufre y Cr³⁺; b) dióxido de azufre con permanganato de potasio en medio ácido sulfúrico para dar ácido sulfúrico y Mn²⁺; c) arsenito de potasio con permanganato de potasio en disolución de KOH para dar arseniato y dióxido de manganeso.

Valoración redox.

13.-    Ponemos en un vaso de precipitados 175 ml de cloruro de hierro (II), acidulados con HCl, que se valoran con 47 ml. de una disolución de dicromato de potasio (K₂Cr₂O₇) 0,20 M, a) Formula y ajusta la reacción redox sabiendo que se forman cloruro de hierro (III) y cloruro de cromo (III); b) calcular la masa de cloruro de hierro (II) contenida en el vaso.

Pilas y Potenciales de reducción.

14.-    En las dos pilas formadas por siguientes electrodos: a) cobre-plomo y b) plomo-hierro, predecir la polaridad de los electrodos (ánodo y cátodo) en cada caso, la f.e.m. de la pila, las notaciones de las mismas y las reacciones que tienen lugar en cada una. Potenciales de reducción (V): Cu²⁺/Cu: 0,34; Pb²⁺/Pb: –0,13; Fe²⁺/Fe: –0,44.

15.-    Los potenciales normales de reducción en condiciones estándar de los pares Cu²⁺/Cu, Pb²⁺/Pb y Zn²⁺/Zn son respectivamente, 0,34 V, –0,13 V y –0,76 V. a) Explica, escribiendo las reacciones correspondientes qué metal/es producen desprendimiento de hidrógeno al ser tratados con un ácido b) Haz un esquema y escribe las reacciones de ánodo y cátodo de la pila formada por electrodos de Zn y Pb.

16.-    Deduce razonadamente y escribiendo la ecuación ajustada: a) Si el hierro en su estado elemental puede ser oxidado a Fe(II) con MoO₄^2– b) Si el hierro(II) puede ser oxidado a Fe(III) con NO₃^–. Datos: E_o(MoO₄^2–/Mo³⁺) = 0,51 V; E_o(NO₃^–/NO) = 0,96 V; E_o(Fe³⁺/Fe²⁺) = 0,77 V; E_o(Fe²⁺/Fe⁰) = –0,44 V. (Selectividad Madrid. Junio 1999).

17.-    De los siguientes metales: Al, Fe, Ag, Au y Ni, justifica cuales reaccionarán espontáneamente con iones Cu²⁺. Escribe las reacciones que se produzcan. (E₀(reducción) (V): Al³⁺ ® Al = –1,66; Fe²⁺ ® Fe = –0,44; Ag⁺ ® Ag = 0,80; Au³⁺ ® Au = 1,50; Ni²⁺ ® Ni = –0,25; Cu²⁺ ® Cu = 0,34)

18.-    Considera la reacción: HNO₃ + Cu ® Cu(NO₃)₂ + NO(g) + H₂O a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. b) ¿Qué volumen de NO (medido a 1 atm y 273 K) se desprenderá si se oxidan 2,50 g de cobre metálico?

19.-    Una muestra de 20 g de latón (aleación de cinc y cobre) se trata con ácido clorhídrico, desprendiéndose 2,8 litros de hidrógeno gas medidos 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 como % en peso. Datos: R = 0,082 atm·l·K^–1·mol^–1; E₀(Zn²⁺/Zn) = –0,76 V; E₀(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V; E₀(H⁺/H₂) = 0,00 V; (Selectividad Madrid. Septiembre 1999).[xvi] Ö

20.-    Razona cual de las siguientes reacciones será posible y completa éstas: a) Cu²⁺+ H⁺ ® ; b) Cu²⁺+H₂ ® ; c) Cu⁰ + H⁺ ® ; d) Cu⁰ + H₂ ®. Datos: [Cu²⁺ + 2e^- ® Cu (E₀ = 0,34 V); 2 H⁺ + 2e^- ® H₂  (E₀ = 0,00 V)].

21.-    Dados los datos de potencial estándar de reducción de los siguientes sistemas: E_o(I₂/I^–) = 0,53 V; E_o(Br₂/Br^–) = 1,07 V Eo(Cl₂/Cl^–) = 1,36 V. Indica razonadamente: a) ¿Cuál es la especie química más oxidante entre otras las mencionadas anteriormente? b) ¿Cuál es la forma reducida con mayor tendencia a oxidarse? c) ¿Es espontánea la reacción entre el cloro molecular y el ion ioduro? d) ¿Es espontánea la reacción entre el ion cloruro y el bromo molecular? (Cuestión Selectividad Madrid. Septiembre 1999)

22.-    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 cuál será el cátodo b) Calcule la fuerza electromotriz 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: Potenciales normales; Al³⁺/ Al = –1,67 V Cu²⁺/Cu = 0,35 V; H⁺/ H₂ = 0,00 V. (Ejercicio Selectividad. Madrid Septiembre 1998).

23.-    Razone: a) Si el cobre metal puede disolverse en HCl 1 M para dar cloruro de cobre (II) e hidrógeno molecular  (H₂).  b) ¿Podría disolverse el Zn? Datos: E₀  (V) Cu²⁺/Cu⁰ = 0,34;  2H⁺/H₂   = 0,00 ;  Zn²⁺/Zn  = – 0,76 (Ejercicio Selectividad. Madrid Reserva 1997).

24.-    Dados los equilibrios: KMnO₄ + FeCl₂ + HCl Á MnCl₂ + FeCl₃ + KCl + H₂O; KMnO₄ + SnCl₂ + HCl Á MnCl₂ + SnCl₄ + KCl + H₂O a) Ajuste ambas reacciones y justifique si están desplazadas a la derecha; b) Calcule el volumen de KMnO₄ 0,1 M necesario para oxidar el Fe²⁺ y el Sn²⁺ contenidos en 100 g de una muestra que contiene partes iguales en peso de sus cloruros. Datos: (E₀):MnO₄^- /Mn²⁺ = 1,56; E_o Fe³⁺/ Fe²⁺ = 0,77; E_o Sn⁴⁺/ Sn²⁺ = 0,13. (Ejercicio Selectividad. Madrid Junio 1997).

25.-    El ácido nítrico en disolución 1 M reacciona con níquel metálico produciendo nitrato de níquel y monóxido de nitrógeno. Calcule el potencial normal de la reacción y deduzca si se produciría esta reacción con el oro metal. Indique los agentes oxidante y reductor en cada caso: Datos: E_o(NO₃^–/NO) = 0,96 V ; E_o (Ni²⁺/Ni) = ‑0,25 V ; E_o  (Au³⁺/Au) =1,50 V. (Ejercicio Selectividad. Madrid Previo 1997).

Ce4+/Ce3+	1,61 V
Cl2/Cl–	1,36 V
Fe3+/Fe2+	0,77 V
Cu2+/Cu	0,34 V
Pb2+/Pb	–0,13 V
Fe2+/Fe	–0,44 V
Zn2+/Zn	–0,76 V
Be2+/Be	–1,85 V

26.-    Dada la siguiente tabla de potenciales normales: a) Escriba la notación de una pila en la que ambos  electrodos sean metálicos, eligiendo los dos pares redox que den lugar a una fuerza electromotriz máxima y calcule el valor de la misma. b) Calcule la diferencia de potencial mínima que se debe aplicar  a una celda electrolítica que contiene cloruro ferroso fundido para que se deposite el metal. (Ejercicio Selectividad. Madrid Previo 1998).

27.-    Indicar qué reacciones tienen en el ánodo y el cátodo y el voltaje de la pila correspondiente: a) Zn²⁺ ® Zn y Pb²⁺ ® Pb; b) Cl₂ ® 2 Cl^– y Cd²⁺ ® Cd; c) Ag⁺ ® Ag y Pb²⁺ ® Pb. Datos: E₀(Zn²⁺/Zn) = –0,76 V; E₀(Pb²⁺/Pb) = ‑0,13 V; E₀(Cl₂/Cl^–) = 1,36 V; E₀(Cd²⁺/Cd) = –0,40 V; E₀(Ag⁺/Ag) = 0,80 V.

Electrólisis.

28.-    Electrolizamos una disolución de sulfato de cinc (II) usando corriente de 15 A: durante 5 minutos, la cantidad de metal depositada en el cátodo es de 1,53 g; a) escribe la reacciones que se producen en ánodo y cátodo (sabemos que el ánodo se desprende O₂ y que disminuye el pH de la disolución); b) calcula la masa atómica del Zn.

29.-    Se montan en serie dos cubas electrolíticas que contienen disoluciones de AgNO₃ y de CuSO₄, respectivamente. Calcula los gramos de plata que se depositarán en la primera si en la segunda se depositan 6 g de Cu.

30.-    Durante la electrólisis del cloruro de magnesio fundido: a) ¿cuántos gramos de Mg se producen cuando pasan 5,80·10³ Culombios a través de la célula? b) ¿cuánto tiempo se tarda en depositar 1,50 g de Mg con una corriente de 15 A?

31.-    ¿Qué volumen de cloro se obtiene a 27 °C y 700 mm de Hg de presión en una electrólisis de NaCl, haciendo pasar una corriente de 100 A durante 10 horas?

32.-    Deseamos recubrir de plata un tenedor metálico mediante la electrólisis de una disolución de nitrato de plata. ¿Actuará como ánodo o como cátodo el tenedor? ¿Durante cuánto tiempo tiene que pasar una corriente de 2 A para platear la superficie de 20 cm² si se desea que la capa depositada sea de 0,1 mm de espesor sabiendo que la densidad de la plata es de 10,5 g/cm³?

33.-    El cinc metálico puede reaccionar con los iones hidrógeno oxidándose a cinc(II). a) ¿Qué volumen de hidrógeno medido a 700 mm de mercurio y 77ºC se desprenderá si se disuelven completamente 0,5 moles de cinc? b) Si se realiza la electrolisis de una disolución de cinc(II) aplicando una intensidad de 1,5 amperios durante 2 horas y se depositan 3,66 g de  metal, calcule la masa atómica del cinc. Datos: F = 96500 C. (Problema Selectividad Madrid Previo 2000).

soluciones (Redox).

Número de oxidación y conceptos generales.

1.-       

a)      FALSO,  actúan como oxidantes pues oxidan al Fe(s).

b)     FALSO,  no actúan ni como oxidantes ni como reductores, pues no cambian de estado de oxidación.

c)      FALSO,  actúa como reductor pues reduce a la Ag⁺ a Ag(s).

d)     VERDADERO,  pues aumenta su E.O.

e)      VERDADERO,  pues disminuye su E.O.

2.-       

a)      NH₄ClO₄: N = –3; H = +1; Cl = +7; O = –2.

b)     CaH₂: Ca = +2; H = –1. 

c)      HPO₄^2–: H = +1; P = +5; O = –2.

d)     ICl₃: I = +3; Cl = –1.

e)      HCOOH: H = +1; C = +2; O = –2.

f)       CH₃‑CO‑CH₃: H = +1; C (CH₃) = –3; C (CO) = +2; O = –2.

3.-       

H₂SO₄: H = +1; S = +6; O = –2.          HNO₃: H = +1; N = +5; O = –2.      
H₃PO₄: H = +1; P = +5; O = –2.          HClO: H = +1; Cl = +1; O = –2.      
CaCl₂: Ca = +2; Cl = –1                       Fe₂(SO₄)₃: Fe = +3; S = +6; O = –2.

4.-       

AgI: Ag = +1; I = –1.                          SO₃: S = +6; O = –2.
SO₃^2–:  S = +4; O = –2.                        CrO₄^2–:; Cr = +6; O = –2.
ClO₄^–:  Cl = +7; O = –2.                      NO₂^–: N = +3; O = –2.

5.-       

a)      (Zn –2 e^– ® Zn²⁺) · 4.
NO₃^– + 10 H⁺ + 8 e^– ® NH₄⁺ + 3 H₂O
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
  4 Zn   +  10 HNO₃ ® 4 Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3 H₂O

b)  4·65,4 g       10·63 g
     ––––––   = –––––––– Þ m(HNO₃) = 24,1 g
      10 g           m(HNO₃)   

      

6.-       

a)      Cr₂O₇^2– + 14 H⁺ + 6 e^– ® 2 Cr³⁺ + 7 H₂O
(2 I^– – 2 e^– ® I₂) · 3
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
Cr₂O₇^2– + 14 H⁺ + 6 I^– ® 2 Cr³⁺ + 7 H₂O + 3 I₂
K₂Cr₂O₇ + 6 HI + 8 HClO₄ ® 2 Cr(ClO₄)₃ + 2 KClO₄ + 3 I₂ + 7 H₂O

b)     Sb₂S₃ + 5 H₂O – 10 e^–® Sb₂O₅ + 3 S + 10 H⁺
(NO₃^– + 2 H⁺ + 1 e^– ® NO₂ + H₂O) · 10
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
Sb₂S₃ + 5 H₂O + 10 NO₃^– + 20 H⁺  ® Sb₂O₅ + 3 S + 10 H⁺ + 10 NO₂ + 10 H₂O
Sb₂S₃ + 10 NO₃^– + 10 H⁺  ® Sb₂O₅ + 3 S  + 10 NO₂ + 5 H₂O (eliminando H⁺ y H₂O)
Sb₂S₃ + 10 HNO₃  ® Sb₂O₅ + 10 NO₂ + 3 S  + 5 H₂O

c)      2 IO₃^– + 12 H⁺  + 10 e^– ® I₂ + 6 H₂O
(2 I^– – 2 e^– ® I₂) · 5
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2 IO₃^– + 12 H⁺  + 10 I^– ® I₂ + 6 H₂O + 5 I₂
2 KIO₃ + 10 KI + 6 H₂SO₄  ® 6 I₂ + 6 K₂SO₄ + 6 H₂O

d)     Cr₂O₇^2– + 14 H⁺ + 6 e^– ® 2 Cr³⁺ + 7 H₂O
(2 Cl^– – 2 e^– ® Cl₂) · 3
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
Cr₂O₇^2– + 14 H⁺ + 6 Cl^–® 2 Cr³⁺ + 7 H₂O + 3 Cl₂
K₂Cr₂O₇ + 14 HCl ® 2 CrCl₃ + 3 Cl₂ + 2 KCl + 7 H₂O

e)      (I₂ + 6 H₂O – 10 e^– ® 2 IO₃^– + 12 H⁺) · 3
(NO₃^– + 4 H⁺ + 3 e^– ® NO + 2 H₂O) ·10
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
3 I₂ + 18 H₂O + 10 NO₃^– + 40 H⁺ ® 6 IO₃^– + 36 H⁺ + 10 NO + 20 H₂O
3 I₂ + 10 NO₃^– + 4 H⁺ ® 6 IO₃^– + 10 NO + 2 H₂O (eliminando H⁺ y H₂O)
3 I₂ + 10 HNO₃ ® 10 NO + 6 HIO₃ + 2 H₂O

f)       MnO₄^– +  8 H⁺ + 5 e^– ® Mn²⁺ + 4 H₂O
(Fe²⁺ – 1 e^–® Fe³⁺) · 5
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
MnO₄^– +  8 H⁺ + 5 Fe²⁺ ® Mn²⁺ + 4 H₂O + 5 Fe³⁺
KMnO₄ + 5 FeCl₂ + 8 HCl ® MnCl₂ + 5 FeCl₃ + KCl + 4 H₂O

7.-       

a)      (MnO₂ + 4 OH^– – 2 e^– ® MnO₄^2– + 2 H₂O) · 3
ClO₃^– + 3 H₂O + 6 e^– ® Cl^– + 6 OH^–
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
3 MnO₂ + 12 OH^– + ClO₃^– + 3 H₂O ® 3 MnO₄^2–- + 6 H₂O + Cl^– + 6 OH^–
3 MnO₂ + 6 OH^– + ClO₃^– ® 3 MnO₄^2– + 3 H₂O + Cl^– (eliminando OH^– y H₂O)
3 MnO₂ + KClO₃ + 6 KOH ®  3 K₂MnO₄ + KCl + 3 H₂O

b)     (Br₂ + 2 e^– ® 2 Br^–  ) · 5
Br₂ + 12 OH^– – 10 e^– ® 2 BrO₃^– + 6 H₂O
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
5 Br₂ + Br₂ + 12 OH^– ® 10 Br^– + 2 BrO₃^– + 6 H₂O
6 Br₂ + 12 KOH ® 10 KBr + 2 KBrO₃ + 6 H₂O

c)      (MnO₄^– + 2 H₂O + 3 e^– ® MnO₂ + 4 OH^–) · 8
(NH₃ + 9 OH^– – 8 e^– ® NO₃^– + 6 H₂O) ·3
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
8 MnO₄^– + 16 H₂O  + 3 NH₃ + 27 OH^– ® 8 MnO₂ + 32 OH^– + 3 NO₃^– + 18 H₂O
8 MnO₄^– + 3 NH₃ ® 8 MnO₂ + 5 OH^– + 3 NO₃^– + 2 H₂O (eliminando OH^– y H₂O)
8 KMnO₄ + 3 NH₃ ® 3 KNO₃ + 8 MnO₂ + 5 KOH + 2 H₂O

8.-       

Al no ser en medio ácido ni básico y formarse especies químicas con O (SO₄^2–) no podemos usar el método del ion-electrón, por lo que usaremos el de cambio en el estado de oxidación.

(S₂^2–  – 14 e^– ® 2 S⁶⁺) · 2
(Fe²⁺ – 1 e^– ® Fe³⁺) · 2
(O₂^2– + 2 e^– ® 2 O^2–) · 15
––––––––––––––––––––––––––––––
2 S₂^2–  + 2 Fe²⁺ + 15 O₂^2–® 4 S⁶⁺ + 2 Fe³⁺ + 30 O^2–
2 FeS₂ + 15 Na₂O₂ ® Fe₂O₃ + 4 Na₂SO₄ + 11 Na₂O
ya que de los 30 O^2– se gastan 3 en el Fe₂O₃ y 16 en los 4 SO₄^2–, con lo que quedan sólo 11.

9.-       

KMnO₄ + SH₂ + H₂SO₄ ®  S + MnSO₄ + H₂O + K₂SO₄

Oxidación: S^2–  – 2 e^– ® S (El S^2– se oxida y es, por tanto, la especie reductora)
Reducción: MnO₄^– + 8 H⁺ + 5 e^– ® Mn²⁺ + 4 H₂O (El MnO₄^– se reduce, y es, por tanto, la especie oxidante)
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
5 S^2–  + 2 MnO₄^– + 16 H⁺ ® 5 S  + 2 Mn²⁺ + 8 H₂O
2 KMnO₄ + 5 SH₂ + 3 H₂SO₄ ®  5 S + 2 MnSO₄ + 8 H₂O + K₂SO₄

10.-    Õ

K₂Cr₂O₇ + SnCl₂ + HCl ® SnCl₄ + CrCl₃ + H₂O + KCl

Cr₂O₇^2– + 14 H⁺ + 6 e^– ® 2 Cr³⁺ + 7 H₂O
(Sn²⁺ – 2 e^– ® Sn⁴⁺) · 3
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
Cr₂O₇^2– + 14 H⁺ + 3 Sn²⁺ ® 2 Cr³⁺ + 7 H₂O + 3 Sn⁴⁺
K₂Cr₂O₇ + 3 SnCl₂ + 14 HCl ® 3 SnCl₄ + 2 CrCl₃ + 7 H₂O + 2 KCl

11.-    

KI + KClO₃ (OH^–) ® I₂ + KCl

(2 I^– – 2 e^– ® I₂) · 3
ClO₃^– + 3 H₂O + 6 e^– ® Cl^– + 6 OH^–
––––––––––––––––––––––––––––––––––
6 I^– + ClO₃^– + 3 H₂O ® 3 I₂ + Cl^– + 6 OH^–
6 KI + KClO₃ + 3 H₂O ® 3 I₂ + KCl + 6 KOH

          122,55 g               3 · 253,8 g
         –––––––––  =  ––––––––––––– Þ m(KClO₃) = 40,2 g
          m(KClO₃)               250 g

12.-    

a)      (S^2–  – 2 e^– ® S ) · 3
Cr₂O₇^2– + 14 H⁺ + 6 e^– ® 2 Cr³⁺ + 7 H₂O
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
3 S^2–  + Cr₂O₇^2– + 14 H⁺ ® 3 S + 2 Cr³⁺ + 7 H₂O
3 SH₂  + K₂Cr₂O₇ + 8 HCl ® 3 S + 2 CrCl₃ + 7 H₂O + 2 KCl

b)     (MnO₄^– + 8 H⁺ + 5 e^– ® Mn²⁺ + 4 H₂O) · 2
(SO₂ + 2 H₂O – 2 e^– ® SO₄^2– + 4 H⁺) · 5
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2 MnO₄^– + 16 H⁺ + 5 SO₂ + 10 H₂O ® 2 Mn²⁺ + 8 H₂O + 5 SO₄^2– + 20 H⁺
2 MnO₄^– + 5 SO₂ + 2 H₂O ® 2 Mn²⁺ + 5 SO₄^2– + 4 H⁺  (eliminando H⁺ y H₂O)
2 KMnO₄ + 5 SO₂ + 2 H₂O ® 2 MnSO₄  + 2 H₂SO₄ + K₂SO₄

c)      (AsO₂^– + 2 OH^– – 2 e^– ®  AsO₃^– + H₂O) · 3
(MnO₄^– + 2 H₂O + 3 e^– ® MnO₂ + 4 OH^–) · 2
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
3 AsO₂^– + 6 OH^– + 2 MnO₄^– + 4 H₂O ®  3 AsO₃^– + 3 H₂O + 2 MnO₂ + 8 OH^–
3 AsO₂^–+ 2 MnO₄^– + H₂O ® 3 AsO₃^– + 2 MnO₂ + 2 OH^– (eliminando OH^– y H₂O)
3 KAsO₂+ 2 KMnO₄ + H₂O ® 3 KAsO₃ + 2 MnO₂ + 2 KOH

13.-    

a) Cr₂O₇^2– + 14 H⁺ + 6 e^– ® 2 Cr³⁺ + 7 H₂O
    (Fe²⁺ – 1 e^– ® Fe³⁺) · 6
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
Cr₂O₇^2– + 14 H⁺ + 6 Fe²⁺ ® 2 Cr³⁺ + 7 H₂O + 6 Fe³⁺

      6 FeCl₂ + K₂Cr₂O₇ + 14 HCl ® 6 FeCl₃ + 2 CrCl₃ + 7 H₂O + 2 KCl;

b) 6·126,75 g             1 mol
    ––––––––– = ––––––––––––––––– Þ m(FeCl₂) = 7,15 g
     m(FeCl₂)      0,047 L · 0,2 mol·L^–1

14.-    

a)      Cátodo (+) (reducción): Cobre Þ Cu²⁺(ac) + 2 e^–  ® Cu(s)
Ánodo (–) (oxidación): Plomo. Þ Pb(s) – 2 e^–  ® Pb²⁺(ac)
DE_PILA = E_cátodo – E_ánodo = 0,34 V – (–0,13 V) = 0,47 V;
Pb(s)|Pb²⁺(ac) ||Cu²⁺(ac)|Cu(s)

b)     Cátodo (+) (reducción): Plomo Þ Pb²⁺(ac) + 2 e^–  ® Pb(s)
Ánodo (–) (oxidación):. HierroÞ Fe(s) – 2 e^–  ® Fe²⁺(ac)
DE_PILA = E_cátodo – E_ánodo = –0,13 V –(–0,44) = 0,31 V;
Fe(s)|Fe²⁺(ac) || Pb²⁺(ac)|Pb (s)

15.-    

a)      Para desprender H₂ es necesario que los H⁺ del ácido se reduzcan a H₂ (2 H⁺ + 2 e^–  ®  H₂). Como el potencial de dicha reacción es 0,00 V, los metales que al oxidarse liberan los e^– necesarios son los que tienen un potencial de reducción menor que el del H₂, es decir, los que tienen potencial de reducción negativos como el Pb y el Zn.
Ánodo (oxidación): Pb(s) – 2 e^–  ® Pb²⁺(ac); Cátodo (+) (reducción): 2 H⁺(ac)  + 2 e^–  ®  H₂(g)
Reac. Global: Pb(s) + 2 H⁺(ac) ® Pb²⁺(ac) + H₂(g);
Ánodo (oxidación): Zn(s) – 2 e^–  ® Zn²⁺(ac); Cátodo (+) (reducción): 2 H⁺(ac)  + 2 e^–  ®  H₂(g)
Reac. Global: Zn(s) + 2 H⁺(ac)  ® Zn²⁺(ac) + H₂(g);

b)     Cátodo (+) (reducción): Plomo Þ Pb²⁺(ac) + 2 e^–  ® Pb(s)
Ánodo (–) (oxidación):. Cinc Þ Zn(s) – 2 e^–  ® Zn²⁺(ac)
DE_PILA = E_cátodo – E_ánodo = –0,13 V –(–0,76) = 0,63 V;
Zn(s)|Zn²⁺(ac) || Pb²⁺(ac)|Pb (s)

16.-    

a)      SÍ puede ser oxidado, pues E_o(MoO₄^2–/Mo³⁺) > E_o(Fe²⁺/Fe⁰)
Reducción: MoO₄^2–(ac) + 8 H⁺ + 3 e^–  ® Mo³⁺(ac) + 4 H₂O
Ánodo (oxidación): Fe(s) – 2 e^–  ® Fe²⁺(ac);
Reac. Global: 2 MoO₄^2–(ac) + 16 H⁺ + 3 Fe(s) ® 2 Mo³⁺(ac) + 8 H₂O + 3 Fe²⁺(ac);

b)     SÍ puede ser oxidado, pues E_o(NO₃^–/NO) > E_o(Fe³⁺/Fe²⁺)
Reducción: NO₃^–(ac) + 4 H⁺ + 3 e^–  ® NO(g) + 2 H₂O
Ánodo (oxidación): Fe²⁺(ac) – 1 e^–  ® Fe³⁺(ac);
Reac. Global: NO₃^–(ac) + 4 H⁺ + 3 Fe²⁺(ac) ® NO(g) + 2 H₂O + 3 Fe³⁺(ac).

17.-    

Sólo reaccionarán (y se oxidarán) los que tengan un potencial de reducción inferior a 0,34 V, es decir, Al, Fe y Ni.
Oxidaciones: Al(s) – 3 e^– ® Al³⁺(ac); Fe(s) – 2 e^–  ® Fe²⁺(ac); Ni²⁺(ac) – 2 e^–  ® Ni(s);
Reducción: Cu²⁺(ac) + 2 e^–  ® Cu(s).

18.-    

a)      Reducción: NO₃^–(ac) + 4 H⁺ + 3 e^–  ® NO(g) + 2 H₂O
Oxidación: Cu(s) – 2 e^–  ® Cu²⁺(ac)
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2 NO₃^–(ac) + 8 H⁺ + 3 Cu(s)  ® 2 NO(g) + 4 H₂O + 3 Cu²⁺(ac)
8 HNO₃ + 3 Cu ® 3 Cu(NO₃)₂ + 2 NO(g) + 4 H₂O

b)               3 · 63,55 g                    2 · 22,4 L
                ––––––––––––   =  ––––––––––––– Þ V(NO)  = 0,59 L
                      2,50 g                        V(NO) 

19.-    

a)      Ánodo (oxidación): Zn(s) – 2 e^–  ® Zn²⁺(ac); Cátodo (reducción): 2 H⁺(ac)  + 2 e^–  ®  H₂(g)
Reac. Global: Zn + 2 HCl  ® H₂(g) + ZnCl₂;
El Cu no se oxida con H⁺ pues tiene un potencial de reducción positivo. Tampoco se puede reducir con el H₂ desprendido en la reacción anterior, puesto que ya está en estado reducido.

b)         p · V                 1 atm · 2,8 L
      n = –––– = ––––––––––––––––––––––– = 0,115 mol de H₂
            R · T     0,082 atm·l·K^–1·mol^–1 · 298 K

      65,38 g            1 mol                                                         7,49 g
      –––––––   =  –––––––– Þ m(Zn) = 7,49 g;   % (peso) = –––––– · 100 = 37,46 % de Zn
       m(Zn)            0,115 mol   

                                                  20 g

20.-    

a)      NO ES POSIBLE, pues ambas formas están en estado oxidado.

b)     SÍ ES POSIBLE, pues el Cu²⁺ se reducirá (Cu²⁺ + 2e^- ® Cu) al tener un potencial de reducción mayor que el del par H⁺/H₂, de manera que el H₂ se oxidará  (H₂  – 2e^- ® 2 H⁺). Reac. Global: Cu²⁺ + H₂ ® Cu + 2 H⁺

c)      NO ES POSIBLE, pues el par Cu²⁺/Cu tiene un potencial de reducción mayor que el del par H⁺/H₂, de manera que el Cu permanece en su estado reducido (Cu⁰) y el H₂ en su estado oxidado (H⁺).

d)     NO ES POSIBLE, pues ambas formas están en estado reducido.

21.-    

a)      El Cl₂, pues es el. que tiene un potencial de reducción mayor y tenderá más que nadie a pasar a su forma reducida (Cl^–) oxidando a cualquier forma reducida cuya par tenga un E₀  menor que el del Cl₂/Cl^–.

b)     El I^–, pues es el. que tiene un potencial de reducción menor y tenderá más las otras formas reducidas a pasar a su forma oxidada (I₂).

c)      SÍ, pues tal y como se ha visto en los apartados anteriores el Cl₂ tiene mayor tendencia que las demás formas oxidadas a reducirse, y el I^– es la forma reducida de las tres que mayor tiene tendencia a oxidarse. La reacción global será: Cl₂ + 2 I^– ® 2 Cl^– + I₂.

d)     NO, pues el Cl^– tiende a permanecer en la forma reducida y el Br₂ en la oxidada al ser Eo(Cl₂/Cl^–) > E_o(Br₂/Br^–).

22.-    

a)      Cátodo (+) (reducción): Cobre Þ Cu²⁺(ac) + 2 e^–  ® Cu(s)
Ánodo (–) (oxidación):. Aluminio Þ Al(s) – 3 e^–  ® Al³⁺(ac)

b)     DE_PILA = E_cátodo – E_ánodo = 0,35 V – (–1,67 V) = 2,02 V.

c)      Al(s)|Al³⁺(ac) || Cu²⁺(ac)|Cu (s)

d)     El ALUMINIO, pues E₀(Al³⁺/ Al ) < E₀(H⁺/ H₂) con lo que los H⁺ tendrán tendencia a reducirse y el Al a oxidarse.  La reacción global será: 2 Al + 6 H⁺ ® 2 Al³⁺ + 3 H₂.

23.-    

a)      NO, pues E₀(Cu²⁺/Cu⁰) > E₀(2 H⁺/H₂) con lo que el Cu tiende a continuar en su forma reducida.

b)     SÍ,   pues E₀(Zn²⁺/Zn⁰) < E₀(2 H⁺/H₂) con lo que el Zn tiende a pasar a su forma oxidada (Zn²⁺) y los H⁺ a su forma reducida. La reacción global será: Zn + 2 H⁺ ® Zn²⁺ +  H₂.

24.-    

a)      MnO₄^– +  8 H⁺ + 5 e^– ® Mn²⁺ + 4 H₂O
(Fe²⁺ – 1 e^– ® Fe³⁺) · 5
––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
MnO₄^– +  8 H⁺ + 5 Fe²⁺ ® Mn²⁺ + 4 H₂O + 5 Fe³⁺
KMnO₄ + 5 FeCl₂ + 8 HCl ® MnCl₂ + 5 FeCl₃ + KCl + 4 H₂O

(MnO₄^– +  8 H⁺ + 5 e^– ® Mn²⁺ + 4 H₂O) · 2
(Sn²⁺ – 2 e^– ® Sn⁴⁺) · 5
–––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––––
2 MnO₄^– +  16 H⁺ + 5 Sn²⁺ ® 2 Mn²⁺ + 8 H₂O + 5 Sn⁴⁺
2 KMnO₄ + 5 SnCl₂ + 16 HCl ® 2 MnCl₂ + 5 SnCl₄ + 2 KCl + 8 H₂O

Ambas reacciones estarán desplazadas a la derecha debido al carácter oxidante el ion MnO₄^– (E₀(MnO₄^–/Mn²⁺ es mayor que E₀(Fe³⁺/ Fe²⁺) y que E_o(Sn⁴⁺/Sn²⁺) por lo que el el ion MnO₄^– pasará a su forma reducida (Mn²⁺) y los iones Fe²⁺ y Sn²⁺ se oxidarán a Fe³⁺ y Sn⁴⁺ respectivamente.

b)    1 mol KMnO₄    5 · 126,75 g FeCl₂
       ––––––––––– = ––––––––––––––– Þ n (KMnO₄) = 0,0789 mol
          n (KMnO₄)                 50 g

        2 mol KMnO₄    5 · 189,6 g SnCl₂
       ––––––––––– = –––––––––––––– Þ n (KMnO₄) = 0,1055 mol
          n (KMnO₄)                 50 g

        n_TOTAL (KMnO₄) = 0,0789 mol + 0,1055 mol = 0,1844 mol

               n_TOTAL (KMnO₄)    0,1844 mol
        V = ––––––––––––– = ––––––––– = 1,844 litros
                  Molaridad             0,1 mol/l

25.-    

DE_PILA = E_cátodo – E_ánodo = 0,96 V – (–0,25) = 1,21 V.

El NO₃^– en medio ácido NO es capaz de oxidar al oro puesto que el potencial de reducción del par Au³⁺/Au es superior al de NO₃^–/NO, con lo que el oro permanecerá en su forma reducida, es decir, en su forma metálica.

Oxidante: NO₃^–; Reductor: Ni

26.-    

a)      Be(s)|Be²⁺(ac) || Cu²⁺(ac)|Cu (s)
DE_PILA = E_cátodo – E_ánodo = 0,34 V – (–1,85 V) = 2,19 V.

b)     Si se trata de suministrar una d.d.p desde el exterior (electrolisis), la menor d.d.p se obtendrá usando el otro electrodo de Zn y suministrando los 0,33 V necesarios [–0,44 V –(–0,76 V].
Por supuesto, no sería necesario suministrar ninguna corriente externa si usáramos electrodos cuyo potencial de reducción fuera superior a –0,44 V, ya que entonces la reacción sería espontánea y formaría una pila que produciría una diferencia de potencial.

27.-    

a)      Cátodo (+) (reducción):  Pb²⁺(ac) + 2 e^–  ® Pb(s)
Ánodo (–) (oxidación):  Zn(s) – 2 e^–  ® Zn²⁺(ac)
DE_PILA = E_cátodo – E_ánodo = –0,13 V – (–0,76 V) = 0,63 V

b)     Cátodo (+) (reducción): Cl₂ + 2 e^–  ® 2 Cl^–
Ánodo (–) (oxidación):. Cd – 2 e^–  ® Cd²⁺
DE_PILA = E_cátodo – E_ánodo = 1,36 V –(–0,40) = 1,76 V

c)      Cátodo (+) (reducción): Ag⁺ + 1 e^–  ® Ag
Ánodo (–) (oxidación): Pb – 2 e^–  ® Pb²⁺
DE_PILA = E_cátodo – E_ánodo = 0,80 V – (–0,13 V) = 0,93 V

28.-    

a)      Cátodo (reducción):  Zn²⁺ + 2 e^– ® Zn⁰
Ánodo (oxidación): 4 OH^– – 4 e^– ® 2 H₂O + O₂ (con lo que la disolución se acidifica)         O la equivalente 2 H₂O – 4 e^–® O₂ + 4 H⁺

El anión SO₄^2–  ya tiene el máximo estado de oxidación y no puede oxidarse más.

b)                  M_eq · I · t        [M_at(g/mol)/2 eq/mol ] · 15 A · 300 s
      m (g) = ————— = –––––––––––––––––––––––––––––– = 1,53 g
                   96500 C/eq                      96500 C/eq

Þ M_at(Zn) = 65,6 g/mol

29.-    

        m · 96500 C/eq       6 g · 96500 C/eq
Q = —————––– = ––––––––––––––– = 18222 C
              M_eq                      (63,55/2) g/eq  

               M_eq · Q         (107,87/1) g/eq · 18222 C
m (g) = ————— = –––––––––––––––––––– = 20,4 g
            96500 C/eq                 96500 C/eq

30.-    

a)                M_eq · Q          (24,31/2) g/eq · 5,80 · 10³ C
     m (g) = ————— = –––––––––––––––––––––– = 0,73 g de Mg
                 96500 C/eq                 96500 C/eq

b)        m · 96500 C/eq      1,50 g · 96500 C/eq
     t = —————––– = ––––––––––––––––– = 794 s
               M_eq · I                (24,31/2) g/eq · 15 A

31.-    

La formación de cloro viene dada por: 2 Cl^– – 2 e^– ® Cl₂

      96500 C           ½ mol Cl₂
––––––––––––– = –––––––– Þ n = 18,65 mol de Cl₂
100 A · 36000 s          n

        n · R · T     18,65 mol · 0,082 atm·L·mol^–1·K^–1 · 300 K
V = ––––––– = ––––––––––––––––––––––––––––––––––– = 498 litros
            p                           (700/760) atm

32.-    

Actuará como cátodo puesto que es el lugar a donde deben acudir los cationes Ag⁺.

m = V · d = 20 cm² · 0,01 cm · 10,5 g/cm³ = 2,1 g

      m · 96500 C/eq      2,1 g · 96500 C/eq
t = —————––– = ––––––––––––––––– = 939 s
             M_eq · I             (107,87/1) g/eq · 2 A

33.-    

a)      Zn + 2 H⁺ ® H₂ + Zn²⁺.

Si por cada mol de Zn se producen 1 mol de H₂, con 0,5 moles de Zn se producirán 0,5 moles de H₂.

       n · R · T      0,5 mol · 0,082 atm·L·mol^–1·K^–1 · 350 K
V = ––––––– = ––––––––––––––––––––––––––––––––– = 15,58 litros de H₂
            p                         (700/760) atm

b)             m · 96500 C/eq · v     3,66 g · 96500 C/eq · 2 eq/mol
      M_at = —————––––– = ––––––––––––––––––––––––– = 65,4 g/mol
                          I · t                            1,5 A · 7200 s

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