redox 146KB Apr 05 2015 05:15:10 AM

7.-Reacciones de transferencia de electrones
7.-Reacciones de transferencia de electrones
PROBLEMAS RESUELTOS
7.0l. En los siguientes procesos: a) Determinar los números de oxidación de los elementos
b) Señalar los procesos que son de oxidación-reducción y, en ellos, indicar el oxidante y el reductor
1) LiAlH4 + HI → LiI + AlI3 + H2
2) BaCr2O7 + Ba(OH)2 → BaCrO4 + H2O
3) KCIO → KCI + KClO3
4) Al2 (SO4)3 + Na2CO3 + H2O → Al(OH)3 + Na2SO4 + CO2
5) Cu + H2SO4 → CuSO4+ SO2 + H2O
:
1) Los nºoxidación conocidos: I (-1,en los yoduros) Li (+1) Al (+3) H2 (0).
(+1)+(+3)+4(x)=0 ⇒ x =(-1), en efecto el
El nºox del H en el compuesto: LiAlH4
compuesto es un hidruro de aluminio y litio, y en ellos el H tiene de nºox. (-1)
+1 + 3 − 1
+1 −1
+1 −1
+ 3 −1
0
LiAlH 4 + HI → LiI + AlI 3 + H 2
Cambian los nºox.: H (-1→0) H (+1→0):
Por tanto: El HI (oxidante) oxida al LiAlH4(reductor)
2) Nºoxidación conocidos son: O(-2) H(+1) Ba(+2), a partir de ellos hallemos el del Cr:
En el BaCr2O7 ⇒ (+2)+2(x)+7(-2)= 0 ⇒ x = (+6)
En el BaCrO4 ⇒ (+2)+2(x)+4(-2)= 0 ⇒ x = (+6)
+1 − 2
+2 +6 −2
+2 −2 +1
+2 +6 − 2
⎛
⎞
Ba Cr2 O 7 + Ba ⎜ OH ⎟ → Ba CrO 4 + H 2 O
⎝
⎠2
No es de Redox (no hay cambio en los nºox).
3) Nºoxidación conocidos son: K(+1) O(-2), luego:
El nºox del Cl será:
En el KClO ⇒ (+1)+(x)+(-2)=0 ⇒ x = (+1)
En el KCl ⇒ (+1)+(x)=0 ⇒ x = (-1)
En el KClO3 ⇒ (+1)+(x)+3(-2)=0 ⇒ x = (+5)
+1 +1 − 2
+1 −1
+1 + 5 − 2
KClO → KCl + KClO 3
El nºox del Cl, cambia: Cl(+1→ -1) reduciéndose, y Cl (+1→+5) oxidándose:
El KClO es oxidante y reductor
Estos procesos de redox internos en los que la misma sustancia se oxida y se reduce se
llaman reacciones de dismutación
4) Los elementos con nº.oxidación establecido son: O(-2) H(+1) Na(+1) Al(+3):
+1 + 4 − 2
+1 − 2
+1
− 2 +6
+4 − 2
+3
+3 −2 +1
⎛ +6 − 2 ⎞
⎛
⎞
Al 2 ⎜ SO 4 ⎟ + Na 2 CO 3 + H 2 O → Al⎜ OH ⎟ + Na 2 S O 4 + CO 2
⎝
⎠3
⎝
⎠3
No es de Redox, pues no hay cambio en los nº.ox.
72
7.-Reacciones de transferencia de electrones
5) Nºox idación conocidos: Cu(0) H(+1) O(-2)
0
+1 + 6 − 2
+2 + 6 − 2
+4 − 2
+1
−2
Cu + H 2 SO 4 → CuSO 4 + SO 2 + H 2 O
Los cambios de nºox son:
Cu (0→+2) por tanto, se oxida
S (+6→+4) se reduce
Oxidante: H2SO4
Reductor: Cu
En consecuencia:
7.02. El ácido nítrico concentrado reacciona con el sulfuro de calcio produciéndose sulfato de calcio,
óxido de nitrógeno(IV) y agua. Ajustar la reacción mediante el método del ion-electrón.
+1 +5 −2
+2 − 2
+2 +6 −2
+4 − 2
+1
−2
H N O 3 + CaS → Ca S O 4 + NO 2 + H 2 O
Notemos que: el N se reduce (+5→+4) mientras que el S se oxida (-2→+6), luego:
El reductor es: CaS
El oxidante es: HNO3
1) Escribamos la reacción, con los nºox :
2) Disociemos ionicamente los electrolitos fuertes:
( H + + NO 3− ) + (Ca 2 + + S 2 − ) → (Ca 2 + + SO 24 − ) + NO 2 + H 2 O
3) Escribimos las semireacciones con las especies que contengan a los elementos que cambian de
nºox., y las ajustamos siguiendo las siguientes normas:
1ª) Ajustar los elementos distintos del hidrógeno y el oxígeno
2ª) Ajustar el oxígeno en forma de H2O.
+
3ª) Ajustar el hidrógeno en forma de H
4ª) Ajustar las cargas eléctricas con electrones (e ).
e − + 2 H + + NO 3− → NO 2 + H 2 O • 8
[
]
4 H 2 O + S 2 − → SO 24 − + 8H + + 8e −
16H + + 8NO 3− + 4 H 2 O + S 2 − → 8NO 2 + 8H 2 O + SO 4−2 + 8H +
Simplificando:
8H + + 8NO 3− + S 2 − → 8NO 2 + 4 H 2 O + SO 24 − ( REAC. IONICA AJUSTADA )
Ca 2 +
Ca 2 +
8HNO 3 + CaS → 8NO 2 + 4 H 2 O + CaSO 4
7.03.- En medio sulfúrico, KMnO4 ataca al H2O2 dando, entre otros productos, MnSO4 y O2(g).
Ajustar la reacción. Si tratamos 79 g de permanganato potásico con 250 ml de un agua oxigenada de
densidad 1,02 g/ml y del 20% en H2O2, ¿Qué volumen ocupa el oxigeno obtenido a 680 mmHg y
27ºC. (Ar: K=39 Mn=55 O=16 H=1).
1)Escribir la reacción, con los correspondientes nºox.
+1 + 7 − 2
+1
−1
+2 +6 − 2
0
KMnO 4 + H 2 O 2 → Mn SO 4 + O 2
El Mn (+7→+2), se reduce
El O (-1→0), se oxida
2) Disociación iónica: ( K + + MnO 4− ) + H 2 O 2 → ( Mn 2 + + SO 24 − ) + O 2
73
7.-Reacciones de transferencia de electrones
3) Ajuste de semireacciones:
( 5e − + 8H + + MnO 4− → Mn 2 + + 4 H 2 O ) • 2
( H 2 O 2 → O 2 + 2 H + + 2e − ) • 5
16H + + 2 MnO 4− + 5H 2 O 2 → 2 Mn 2 + + 8H 2 O + 5O 2 + 10H +
Simplificando:
6H + + 2 MnO 24 + 5H 2 O 2 → 2 Mn 2 + + 8H 2 O + 5O 2
3SO 24 − +
2K +
2SO 24 − + SO 24 − + 2 K +
3H 2 SO 4 + 2 KMnO 4 + 5H 2 O 2 → 2 MnSO 4 + 5O 2 + 8H 2 O + K 2 SO 4
Calculemos los moles de cada reaccionante:
g
20
51
250ml • 1,02
= 255 g disol. ⇒ 255 •
= 51 g H 2 O 2 ⇒
= 1,5moles H 2 O 2
ml
100
2 • 1 + 2 • 16
79
= 0,5 moles KMnO 4
39 + 55 + 4 • 16
5
Por cada 2 moles KMnO 4 necesitamos 5moles H 2 O 2 : • 0,5 = 1,25 moles H 2 O 2 :
2
El reactivo limitante es KMnO 4
5 molesO 2
680
• 0,5 moles KMnO 4 = 1,25 molesO 2 ⇒
• V = 1,25 • 0,082 • 300
2 moles KMnO 4
760
V = 34,37 litros
7.04. En medio ácido sulfúrico el trioxoarseniato(III) de potasio reacciona con el dicromato de
potasio dando tetraoxoarseniato(V) de potasio, sulfato de cromo(III), sulfato de potasio y agua.
Ajustar la reacción por el método del ion-electrón.
1)Expresemos los nºox.:
+1
+3 − 2
+1
+6
−2
+1
+6 − 2
+1
+5 − 2
+3
+6 − 2
+1 +6 − 2
+1 − 2
K 3 AsO 3 + K 2 Cr2 O 7 + H 2 SO 4 → K 3 AsO 4 + Cr2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
2) Disociación iónica:
+
+
+
+
+
(3K +AsO33 )+(2K +Cr2O72 )+(2H +SO42 )→(3K +AsO43 )+(2Cr3 +3SO42 )+(2K +SO42 )+H2O
+
3) Semireacciones:
-
-
+
-
( H2O + AsO33 → AsO43 + 2 H +2e )·3
+
+ 14 H+ +Cr2O72→
2 Cr3
+
6e
_____________________________________________________________
+
+
+
3 H2O +3 AsO33 + 14 H +Cr2O72 → 3 AsO43 + 6 H + 2 Cr3 + 7 H2O
Simplificando:
+
+
8 H + 3 AsO33 +Cr2O72 → 3 AsO43 + 4 H2O + 2 Cr3 Reac.iónica ajustada
+
+
+
+
9K
2K
9K
3SO42 SO42 +2K
4SO42
Reacción ajustada :
4 H2SO4 + 3 K3AsO3 + K2Cr2O7 → 3 K3AsO4 + 4 H2O + Cr2(SO4)3 + K2SO4
74
7
H2O
7.-Reacciones de transferencia de electrones
7.05. Ajustar por el método del Nº ox.:Ca3(PO4)2(s)+SiO2(s)+C(s)→CaSiO3(s)+CO(g)+P(s)
Determinación de los números de oxidación
+5 − 2
2+
+4 − 2
2 + +4 − 2
0
+2 − 2
0
Ca 3 ( PO 4 ) 2 + SiO 2 + C → Ca SiO 3 + CO + P
Oxidación: C (0→+2)
Reducción: P (+5→0)
Semireacciones:
+
.
( 5e +P 5 → P )·2
+
( C → C 2 + 2e )·5
+5
+2
→ 2P + 5C
5C+ 2P
+
3Si 4
8O 2
5O 2 + 3O-2 3Si+4
+
+
3Ca 2 6O 2
3Ca 2 6O 2
P
5 C + Ca3(PO4)2 + 3 SiO2 → 2 P + 5 CO + 3 CaSiO3
7.06. El nitrato de potasio(s) reacciona, en caliente, con cloruro amónico(s) dando lugar a cloruro
potásico(s), óxido de dinitrógeno(g) y agua(l). a) Escribir y ajustar la reacción 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 gas recogido sobre agua, medido a 30 ºC y 1 atm?.(DATOS: Presión de vapor de
agua a 30 ºC = 31'82 mmHg. Ar:K=39 N=14 O=16 Cl=35,45 H=1)
Determinación de los números de oxidación:
+1 +5 − 2
−3 +1 −1
+1 −1
+1
−2
+1 − 2
K NO 3 (s) + NH 4 Cl(s) → KCl(s) + N 2 O(g) + H 2 O(l)
Semireacciones:
-
+
+
4e + N 5 → N
+
N 3 → N + 4e
+
N 5+
3O 2
+
K
Reacción ajustada:
-
N3
Cl
+
4H
+
2N
O2
-
2O 2
+
4H
-
Cl
+
K
KNO3(s) + NH4Cl(s) → N2O(g) + KCl(s) + 2 H2O(l)
Cálculos:
I)
R)
F)
10
12
= 0,1 moles KNO 3
= 0,2245 moles NH 4 Cl
39 + 14 + 3 • 16
35,45 + 14 + 4 • 1
KNO3(s) + NH4Cl(s) → N2O(g) + KCl(s) + 2 H2O(l)
0,1
0,2245
-0,1
-0,1
0,1
0,1
0,2
0,1245
0,1
0,1
0,2
760 − 31,82
• V = 0,1 • 0,082 • 303 ⇒ V = 2,593 litros
760
75
7.-Reacciones de transferencia de electrones
+
7.07. Una pila consta de una semicelda con una barra de Pt en una disolución 1 M de Fe2 y 1 M de
+
+
Fe3 . La otra semicelda consiste en un electrodo de Tl en una disolución 1 M de Tl . Escribir las
semirreacciones en el cátodo y en el ánodo, la reacción iónica global y la notación de la pila.
+
+
+
Calcular la fem. (Datos: Eº (Fe3 /Fe2 ) = +0,77 V, Eº(TI /TI) = -0,34 V).
La forma oxidada del par de mayor Eº, oxida a la forma reducida del par de menor Eº, por
+
+
+
ello, el proceso redox espontáneo: Fe3 + Tl → Fe2 + Tl
+
+
+
+
CATODO: Fe3 / Fe2 porque sufre la REDUCCIÓN: Fe3 + e → Fe2
+
+
ÁNODO: Tl / Tl
porque sufre la OXIDACIÓN: Tl → Tl +e
+
+
+
NOTACIÓN DE LA PILA: BORNE (−) Tl /Tl // Fe3 / Fe2 (+)BORNE
F.e.m. = 0,77−(-0,34) = 1,11 V
+
+
+
7.08.- Los potenciales estándar de reducción de los pares redox (Zn2 /Zn), (Fe2 /Fe) y (Cu2 /Cu)
son respectivamente: -0,76 V, -0,44 V y +0,34 V.
a) ¿Qué ocurrirá si a una disolución de sulfato de hierro (II), le añadimos trocitos de Zn?
b) ¿Y si le añadimos, en cambio limaduras de Cu?. Razonar la respuesta.
+
+
+
Especies oxidantes por orden creciente de poder oxidante: Zn2 < Fe2 < Cu2
Especies reductoras por orden creciente de poder reductor: Cu < Fe < Zn
REACCIÓN ESPONTANEA: Oxidante de mayor Eº reacciona con Reductor de menor Eº
+
+
a) Fe + Zn ⇒ Reacción espontánea: Fe2 + Zn → Fe + Zn2
+
+
+
b)Fe2 + Cu ⇒NO reaccionan, Fe es más reductor que Cu, y Cu2 más oxidante que Fe2 .
+
+
La reacción espontánea sería la inversa: Fe + Cu2 → Fe2 +Cu
2+
7.09. ¿El cobre y el manganeso reaccionan con HCl 1 M, desprendiendo H2(g) a 1atm. En caso
+
+
afirmativo, escribir la reacción redox. (Eº(Mn2 /Mn) = −1,18 V; Eº(Cu2 /Cu) = +0,34 V).
El HCl es un ácido fuerte, en disolución está disociado completamente:
+
HCl(aq) → Cl (aq) + H (aq)
+
Luego en la disolución tendremos: [H ] = 1 M , o sea una disolución de pH = 0.
Si el HCl reacciona con el metal formando H2(g), tendríamos la semireacción:
1
+
H + (aq ) + e − ⇔ H 2 (g) Semireacción de reducción, en la que el oxidante es el H , y a
2
la que correspondería un potencial estándar: E º H + 21 H 2 (g) = 0,0 V
(
)
El metal que reaccione con esta disolución, sufrirá la oxidación, es decir, que el Eº de su par
redox deberá ser menor que el anterior, y por tanto negativo. En consecuencia:
El HCl no atacará al Cu, por ser su Eº >0
El ácido clorhídrico atacará al Mn, siendo el proceso redox iónico:
+
+
Mn + 2 H → H2 + Mn2
+
OXIDANTE: H (oxidante del par de mayor Eº)
REDUCTOR: Mn (reductor del par de menor Eº)
76
7.-Reacciones de transferencia de electrones
7.10.- La electrólisis de una disolución de cloruro de cromo(III) depositó 15 g de Cr en 2 horas.
¿Qué intensidad de corriente circuló?. En el otro electrodo se formó Cl2(g). Indicar los procesos
catódico y anódico. ¿Que volumen de Cl2(g) se formó, a 820 mmHg y 27ºC?.(Ar:Cr=52)
+
-
-
-
Ánodo: 2Cl → Cl2(g) + 2e
Cátodo: Cr3 + 3e → Cr
Según la reacción catódica, para que se deposite 1 mol de Cr se precisan 3 moles de e , como
cada mol de e son 96500 C, la carga eléctrica Q necesaria para que se depositen 15 g de Cr:
Q
15
83510
= 0,2885 moles Cr ⇒ Q = 0,2885 • 3 • 96500 = 83510 C ⇒ I = =
= 11,6 A
t 2 • 3600
52
Vamos a calcular el volumen de Cl2 desprendido:
La fórmula del cloruro de cromo(III): CrCl3 , nos dice que por cada mol de Cr hay 3
moles de Cl , de los cuales se formarán 1,5 moles de Cl2, luego:
0,2885 moles Cr⇒ 1,5·0,2885 = 0,43275 moles de Cl2
820
• V = 0,43275 • 0,082 (27 + 273) ⇒ V = 9,87 lit.
760
7.11.- Por dos voltámetros pasa la misma intensidad durante el mismo tiempo. Un voltámetro tiene
una disolución de cloruro de manganeso(II), y el otro una disolución de nitrato de plata. ¿Se
depositán los mismos gramos de Cr que de Ag ?. ¿Se depositarán los mismos moles?. ¿Guardan
alguna proporción entre sí las cantidades en gramos depositadas?, ¿y los moles depositados?. Si se
depositaron 44 g de Mn en el primer voltámetro,¿Cuántos moles y gramos de Ag se depositarán en
el segundo?¿Cuántos Faradays han circulado?. (Ar: Mn=55 Ag=108).
m
I•t
Q
=
⇒ nº moles =
Ar n • 96500
n•F
Donde:
Ar=masa atómica
m=masa depositada, en gramos
I=Intensidad de corriente, en Amperios (A)
t=tiempo durante el cual circula la corriente, en segundos
Q=Cantidad de carga que circula, en Culombios (C) = I·t
n=nº electrones que se descargan en el electrodo correspondiente
F=Faraday = 96500 C
m
Como I·t=Q, es constante para los dos: n •
= cte. ⇒ m = f ( n, Ar )
Ar
Las masas no guardan proporción entre si
De la expresión:
nºmoles·n = cte ⇒el nºmoles depositado es inversamente proporcional al nº e− que se
ganan o pierden en los electrodos (carga de los cationes metálicos que se descargan) :
44
= 0,8 moles Mn ⇒ 1,6 moles Ag ⇒ 1,6 • 108 = 172,8 g Ag
55
+
Según el proceso en el cátodo del primer voltámetro: Mn2 + 2e → Mn
1 mol de Mn se forma cuando se ganan 2 moles de e , como el Faraday es la carga de
un mol de electrones:
0,8 moles Mn ⇒ 2·0,8 = 1,6 Faradays
nºmoles Ag = 2·nºmoles Mn ⇒
77
7.-Reacciones de transferencia de electrones
7.12.- En 2 horas y con una corriente de 12 A, se electrolizó una disolución de cloruros de cinc y de
hierro(III), depositándose todo el cinc y todo el hierro que tenía la disolución, el depósito metálico
pesó 24 g. Hallar los gramos de cada metal en el depósito.(Ar: Fe=56 Zn=65,4).
Procesos catódicos:
+
Zn2 + 2e → Zn
+
Fe3 + 3e → Fe
-
para que se deposite 1 mol de Zn se precisan 2 moles de e
para que se deposite 1 mol de Fe se precisan 3 moles de e
2x
x
moles Zn ⇒
moles e −
65,4
65,4
24 − x
3(24 − x)
(24 − x) g Fe ⇒
moles Fe ⇒
moles e −
56
56
2x
3(24 − x) 12 • 2 • 3600
+
=
⇒ x = 16,783 g Zn
24 − 16,783 = 7,217 g Fe
65,4
56
96500
Sean x g de Zn:
7.13.- Una muestra, de 0,3 g, de mineral de hierro, se trató con exceso de ácido sulfúrico, con lo que
todo el hierro paso a sulfato de hierro(II), que se disolvió en agua. Esta disolución necesitó 42ml de
+
+
permanganato de potasio 0,02 M, para oxidar todo el Fe2 (aq) a Fe3 (aq), reduciéndose el
+
permanganato,a Mn2 .. Hallar el porcentaje de hierro en el mineral. (Ar:Fe=56)
Semireacciones iónicas:
+
+
-
5·( Fe2 → Fe3 + e )
+
+
5e +8 H + MnO4 → Mn2 +4H2O
8 H+ +5 Fe2+ + MnO4- → 5 Fe3+ + Mn2+ +4H2O
+
-
Por cada 5 moles de Fe2 se consume 1 mol de MnO4
0,042 • 0,02 = 8,4 • 10 −4 moles MnO 4− ⇒ 5 • 8,4 • 10 −4 • 56 = 0,2352 g Fe , en 0,3 g del mineral
0,2352
= 0,784 ⇒ 78,4%
0,3
78
7.-Reacciones de transferencia de electrones
EJERCICIOS Y PROBLEMAS PROPUESTOS
7.14. En los siguientes procesos:
Hallar los números de oxidación de los elementos, señalar los que son Redox y, en ellos, el oxidante
y el reductor
1) Al2O3 + NaOH → NaAlO2 + H2O
2) CuO + H2 → Cu + H2O
3) Cl2 + KOH → KCI + KCIO + H2O
+
+
4) Mg + H3O → Mg2 + H2 + H2O
5) H2S + SO2 →S + H2O
6) PbF2 + PCl3 → PF3 + PbCl2
R// 1) (+3)(-2) (+1)(-2)(+1)→(+1)(+3)(-2) (+1)(-2)
No es Redox
2) (+2)(-2) (0)→(0) (+1)(-2)
Ox.: CuO Red.:H2
3) (0) (+1)(-2)(+1)→(+1)(-1) (+1)(+1)(-2) (+1)(-2)
Ox. y Red.: Cl2
+
4) (0) (+1)(-2)→(+2) (0) (+1)(-2)
Ox.:H3O Red.: Mg
5) (+1)(-2) (+4)(-2)→(0) (+1)(-2)
Ox.: SO2 Red.: H2S
6) (+2)(-1) (+3)(-1)→(+3)(-1) (+2)(-1)
No es Redox
7.15.- Ajustar las siguientes reacciones por el método del ión-electrón:
a) Na2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + NaCl + Cl2 + H2O
b) HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO2 +H2O
c) H2SO4 + KMnO4 + H2S → MnSO4 + K2SO4 + S + H2O
R//
a) Na2Cr2O7 + 14 HCl → 2 CrCl3 + 2 NaCl + 3 Cl2 + 7 H2O
b) 4 HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
c) 3 H2SO4 + 2 KMnO4 + 5 H2S → 2 MnSO4 + K2SO4 + 5 S + 8 H2O
7.16.- Ajustar las siguientes reacciones por el método del número de oxidación:
a) MnO2 + KNO3 + KOH → KMnO4 + KNO2 + H2O
b) Cr(OH)3 + Zn(OH)2 + H2O2 → ZnCrO4 + H2O
c) FeCl2 + KOH + KClO3 → Fe2O3 + KCl + H2O
d) NH3 + CdO → N2 + Cd + H2O
R//
a) 2 MnO2 + 3 KNO3 + 2 KOH → 2 KMnO4 + 3 KNO2 + H2O
b) 2 Cr(OH)3 + 2 Zn(OH)2 + 3 H2O2 → 2 ZnCrO4 + 8 H2O
c) 6 FeCl2 + 12 KOH + KClO3 → 3 Fe2O3 + 13 KCl + 6 H2O
d) 2 NH3 + 3 CdO → N2 + 3 Cd + 3 H2O
7.17.- El ácido sulfúrico concentrado reacciona con yoduro de hidrógeno dando yodo, sulfuro de
hidrógeno y agua.(A) Escribir y ajustar la reacción redox. (B)¿Qué cantidad de yodo se obtendrá al
reaccionar 15 ml de disolución de ácido sulfúrico (densidad 1,72 g/ml y riqueza 92%) con 200 g de
yoduro de hidrógeno. (Ar: I=127 O=16 H=1 S=32).
R// (A) 8 HI + H2SO4 → 4 I2 +H2S + 4 H2O (B) 198,44 g
79
7.-Reacciones de transferencia de electrones
7.18.- En disolución acidificada con ácido sulfúrico el ion permanganato oxida al ion hierro(II) a ion
hierro(III), pasando él a ion manganeso(II). Ajustar la reacción iónica y hallar la molaridad de una
disolución de sulfato de hierro(II), si 10 ml de esta disolución han consumido 22'3 ml, de una
disolución de permanganato potásico de concentración 0,02 molar.
+
+
+
+
R// 8 H + MnO4 + 5 Fe2 → Mn2 + 4 H2O + 5 Fe3
0,223 mol/lit
7.19.- El ácido clorhídrico ataca al óxido de manganeso (IV) dando cloruro de manganeso (II), cloro
y agua. Escribir y ajustar la reacción. ¿Qué volumen de cloro se obtiene, medido a 700 mm de Hg y
30ºC al tratar 150 ml de ácido del 35 % de riqueza y densidad 1'17 g/ml, con óxido de manganeso
(IV) en exceso?. (Ar: Cl=35,45 H=1)
R// 4 HCl + MnO2 →Cl2 + MnCl2 + 2 H2O
11,36 litros
7.20.- Escribir las semirreacciones anódica y catódica, y la f.e.m. de la siguiente pila:
+
+
+
Pt(s)/H2(g,1 atm)/H (aq, 1M)//Ag (aq, 1M)/Ag(s). Siendo Eº(Ag /Ag) = +0,8 V.
+ + R// (Cátodo): Ag +e →Ag (ánodo): (1/2)H2→H +e
f.e.m.=0,8 V
+
+
7.21.- Indicar razonadamente si el Ni2 oxidará al metal Cr a ion Cr3 , si los potenciales redox
+
+
+
estándar son: Eº(Ni2 /Ni) =-0,25 V y Eº(Cr3 /Cr) =+0,74 V. R// Ni2 no oxida al Cr
-
+
7.22.- En condiciones estándar, ¿reaccionarán el NO3 y el Zn en medio ácido, para dar NH4 y
+
+
+
Zn2 ? . En caso afirmativo, ajústese la reacción. (Eº(NO3 /NH4 )=+0,89V y Eº(Zn2 /Zn)=-0,76V).
+
+
+
R// 10H + NO3 + 4Zn → NH4 + 3H2O + 4Zn2
7.23. ¿Qué sucederá si se añade bromo molecular a una disolución que contiene yoduro de sodio y
cloruro de sodio en condiciones estándar?. DATOS: Eº: (C12/Cl ) = +1,36 V; (Br2/Br ) = +1,07 V;
(I2/I ) = +0,53 V)
R// Se obtendrá I2
El Cl no reacciona
+
+
7.24. Siendo: Eº(Mg2 /Mg) = -2,36 V y Eº (Pb2 /Pb) = -0,126 V, deducir el sentido de la reacción:
+
+
Mg2 + Pb = Mg + Pb2 R// Sentido inverso.
7.25. Una pila está formada por un electrodo de Zn en una disolución 1 M de ZnSO4 y un electrodo
de cobre de una disolución 1 M de CuSO4 a 25ºC. Hallar: a) Semireacción que tiene lugar en cada
electrodo y reacción global. b) Las especies oxidante y reductora c) Nombre y signo de cada
+
+
electrodo. d) Diferencia de potencial de la pila? Eº(Zn2 /Zn) = -0,76 V; Eº(Cu2 /Cu) = +0,34 V.
+
+
+
+
R// (ánodo)(-) Zn→Zn2 +2e (cátodo)(+) Cu2 +2e →Cu (global) Zn+Cu2 →Zn2 +Cu
+
Reductor: Zn Oxidante: Cu2
f.e.m.=1,1 V
7.26.- Por una disolución de CuBr2 pasa una corriente durante 2 horas depositando 20 g de Cu.
Hallar la intensidad de la corriente y los gramos de Br2(g) obtenidos. (Ar: Cu=63,54 Br=80)
R//8,43 A 50,362 g
7.27.- Por dos disoluciones, una de sulfato de cobre(II) y otra de cloruro de aluminio, pasa la misma
carga eléctrica. Si se depositan 6,26 g de aluminio en una de ellas. ¿Cuántos gramos de cobre se
depositan en la otra?. (Ar: Al=27 Cu=63,5). R// 22,1 g
80
7.-Reacciones de transferencia de electrones
7.28.- La capacidad de un voltámetro es de 500 ml y está lleno de una disolución de sulfato de
hierro(II). Al pasar una corriente de 10 A durante 2 horas, se vio que se había depositado todo el
hierro de la disolución. ¿Cuál era la molaridad de la disolución inicial?. . R// 0,746 M
7.29.- En dos voltámetros en serie (por ambos pasa la misma carga eléctrica), se electrolizan: en el
primero una disolución de cloruro de bismuto(III), y en el otro cloruro de potasio fundido. Hallar el
volumen de cloro, medido en condiciones normales, desprendido en el ánodo del segundo
voltámetro y los átomos de Bi depositados en el primero, cuando se han depositado 0,39 g de K (Ar:
K=39).
R// 0,112 lit 2,008·1021 átomos de Bi
7.30.- Al pasar una corriente de 15 A durante 2 horas por una disolución de un cloruro de hierro, se
observa el deposito de 20,7 gramos de hierro en el cátodo. ¿Qué fórmula tiene el cloruro de hierro?
(Ar: Fe=55,5) R// FeCl3
7.31.- La electrólisis de una disolución de sulfato de cinc y sulfato de cadmio efectuada con una
I=10 A durante 2 horas, depositó todo el cinc y el cadmio de la disolución. El depósito catódico fue
de 35,44 g. Hallar el porcentaje de cinc en el depósito. (Ar: Zn=65,37 Cd=112,4. R// 25,4%
7.32.- Se conectan dos voltámetros de modo que por ambos pase la misma intensidad, durante el
mismo tiempo. El primero tiene una disolución de nitrato de plata y el segundo 500 ml de disolución
+
con 7 g de sulfato de cobre. Determinar la concentración de Cu2 (aq) en la segunda disolución,
cuando en la primera se han depositado 1,307 g de plata. (Ar: Cu=63,54 Ag=107,87 S=32 O=
16) R//0,0756 M
81
7.-Reacciones de transferencia de electrones
TABLA DE POTENCIALES NORMALES DE REDUCCIÓN
OX./RED
PROCESO DE REDUCCIÓN
+
K +e →K
+
Ba2 +2e ⇔ Ba
+
Ca2 + 2e ⇔ Ca
+
Na + e ⇔ Na
+
Mg2 + 2e ⇔ Mg
+
Al3 + 3e ⇔ Al
+
Mn2 + 2e ⇔ Mn
+
Zn2 + 2e ⇔Zn
+
Fe2 + 2e ⇔ Fe
+
Cd2 +2e ⇔ Cd
+
Ni2 + 2e ⇔ Ni
+
Sn2 + 2e ⇔ Sn
+
Pb2 + 2e ⇔ Pb
+
2H +e ⇔ H2
K /K
+
Ba2 / Ba
+
Ca2 / Ca
+
Na / Na
+
Mg2 / Mg
+
Al3 / Al
+
Mn2 /Mn
+
Zn2 / Zn
+
Fe2 /Fe
+
Cd2 / Cd
+
Ni2 / Ni
+
Sn2 / Sn
+
Pb2 / Pb
H /H2
+
+
Sn4 / Sn2
+
+
Cu2 / Cu
+
Bi3 /Bi
+
Cu2 / Cu
+
Cu / Cu
I2 / I
O2 /H2O2
+
Ag / Ag
+
Hg2 /Hg
Br2 / Br
Cl2 /Cl
+
Au3 /Au
+
Pt2 /Pt
+
Au /Au
+
+
Co3 /Co2
F2 / F
+
-
+
-
+
-
Eº (V)
−2,92
−2,90
−2,87
−2,71
−2,34
−1,67
−1,18
−0,76
−0,44
−0,40
−0,25
−0,14
−0,13
0,00
+
Sn4 2e ⇔ Sn2
+
+
Cu2 + e ⇔ Cu
+
Bi3 + 3e ⇔ Bi
+
Cu2 + 2e ⇔ Cu
+
Cu + e ⇔ Cu
I2 + 2e ⇔ 2I
+
O2 + 2H + 2e ⇔ H2O2
+
Ag + e ⇔ Ag
+
Hg2 +2e ⇔ Hg
Br2 + 2e ⇔ 2Br
Cl2 + 2e ⇔ 2Cl
+
Au3 + 3e ⇔ Au
+
Pt2 + 2e ⇔ Pt
+
Au +e ⇔ Au
+
+
Co3 + e ⇔ Co2
F2 + 2e ⇔ 2F
82
+0,15
+0,17
+0,20
+0,35
+0,52
+0,54
+0,68
+0,80
+0,85
+1,06
+1,36
+1,50
+1,60
+1,68
+1,84
+2,85