1 EJERCICIOS 1.- Utilizando las reglas del estado de oxidación

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EJERCICIOS
1.- Utilizando las reglas del estado de oxidación, determinar el número de oxidación del
P en (a) P4O6, (b) H3PO4, (c) Na3P; (d) (PH4)+, (e) POCl3.
2.- Utilizando las reglas del estado de oxidación, determinar el número de oxidación del
Cl en (a) ClF3 , (b) Cl2O, (c) Cl2O7 , (d) HCl.
3.- Ajustar las reacciones siguientes:
a) MnO4- + Cl- Mn2+ + ClOb) ClO- + CrO2- CrO42- + Cl-
(medio básico)
(medio básico)
c) Bi + HNO3 Bi2O5 + NO + H2O (medio ácido)
4.- Construir una ecuación balanceada para la oxidación de Sn2+ usando permanganato,
(MnO4)-.
5.- Entre los pares redox de la tabla 7.1 es el ión permanganto, (MnO4)-, el reactivo
analítico ordinariamente utilizado para la valoración redox del hierro.¿A cuáles de los
iones Fe2+, Cl-, Ce3+ puede oxidar el permanganto en disolución ácida?.
6.- Para las dos semirreacciones:
Al3+(aq) + 3e Al(s)
E0= -1.67 V
Au3+(aq) + 3e Au(s)
E0= +1.46 V
a) Identificar la semirreacción que proporciona el par mas fuerte oxidante.
b) Identificar la semirreacción que proporciona el par mas fuerte reductor.
7.- Calcular el potencial de semirreacción para la reacción
Au3+(aq) + 2e Au+(aq)
Conocido que
Au3+(aq) + 3e Au(s)
Au+(aq) +e Au(s)
E0= +1.46 V
E0= +1.69 V
8.- Demostrar que Mn(VI) es inestable (desproporciona) con respecto a Mn(VII) y al
Mn(II) en solución acuosa ácida.
DATOS :
HMnO4-(aq) + 7 H+(aq) + 4e Mn2+(aq) + 4 H2O(l)
4 MnO4-(aq) + 4H+(aq) + 4e 4 HMnO4-(aq)
E0= +1.63 V
E0= +0.90 V
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9.- En general, CN- forma complejos termodinámicamente más estables que aquellos
formados por Br-. ¿Qué complejo, [Ni(CN)4]2- o [NiBr4]2-, se espera que tenga el
potencial estándar más negativo para la reducción a Ni(s)?.
10.- El siguiente diagrama de potencial de Latimer muestra las especies de bromo que
existen en condiciones ácidas:
a) Identificar qué especies son estables con respecto a la desproporción.
b) Determinar el E0 para la reducción de bromato, BrO3-(aq), a bromuro.
+7
+1.82 V
BrO4
+5
+1.49 V
BrO3
+1
+1.59 V 0
HBrO
Br2
+1.07 V
-1
Br-
11.- El siguiente diagrama de potencial de Latimer muestra las especies de bromo que
existen en condiciones básicas:
a) Identificar qué especies son estables con respecto a la desproporción.
b) Determinar el E0 para la reducción de bromato, BrO3-(aq), a bromuro.
+7
+0.99 V
BrO4- +5
+0.54 V
BrO3
+1
+0.45 V
(BrO)
0
Br2
+1.07 V
-1
Br-
12.- Utilizar el siguiente diagrama de Latimer en solución ácida para discutir si (a)
Pu(IV) se desproporciona a Pu(III) y Pu(V) en solución acuosa; (b) Pu(V) se
desproporciona en Pu(VI) y Pu(IV).
+1.02
+1.04
+1.01
+
4+
(PuO2) (PuO2) Pu Pu3+
2+
13.- El siguiente diagrama de Frost muestra las especies de plomo (conectadas por una
línea continua) y las de silicio (conectadas por una línea punteada):
a) Identificar el agente fuertemente oxidante
b) Cuál es la especie de plomo más estable termodinámicamente
c) Cuál es la especie de silicio más estable termodinámicamente
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d) Qué especies podrán potencialmente desproporcionarse
14.- Construir un diagrama de Frost partiendo del diagrama de Latimer del Tl
+1.25 V
-0.34 V
+
Tl
Tl
Tl
-------------------------------------+0.72 V
3+
15.- Construir un diagrama de Frost para el cerio.
Ce3+(aq) + 3e Ce(s)
E0= -2.33 V
Ce4+(aq) + e Ce3+(aq)
E0= +1.70 V
16.- Dibujar un diagrama de Frost para el mercurio en disolución ácida a partir del
siguiente diagrama de Latimer:
0.911
0.796
Hg Hg22+ Hg
2+
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