REDOX. Número de oxidación y conceptos generales. Ajuste redox

Transcripción

1 REDOX. Número de oxidación y conceptos generales. 1.- Razona si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones. En la reacción: 2 AgNO 3 (ac) + Fe(s) Fe(NO 3 ) 2 (ac) + 2 Ag(s). a) Los cationes Ag + actúan como reductores; b) Los aniones NO 3 actúan como oxidantes; c) el Fe(s) es el oxidante; d) el Fe(s) se ha oxidado a Fe 2+ ; e) los cationes Ag + se han reducido a Ag(s). i 2.- Indica el nº de oxidación de cada elemento en los siguientes compuesto e iones: a) NH 4 ClO 4 ; b) CaH 2 ; c) HPO 4 2 ; d) ICl 3 ; e) HCOOH; f) CH 3 CO CH 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. ii 6.- Ajusta por el método del ion-electrón las siguientes reacciones en medio ácido: iii a) K 2 Cr 2 O 7 + HI + HClO 4 Cr(ClO 4 ) 3 + KClO 4 + I 2 + H 2 O b) Sb 2 S 3 + HNO 3 Sb 2 O 5 + NO 2 + S + H 2 O c) KIO 3 + KI + H 2 SO 4 I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O d) K 2 Cr 2 O 7 + HCl CrCl 3 + Cl 2 + KCl + H 2 O e) I 2 + HNO 3 NO + HIO 3 + H 2 O f) KMnO 4 + FeCl 2 + HCl MnCl 2 + FeCl 3 + KCl + H 2 O 7.- Ajusta por el método del ion electrón las siguientes reacciones en medio básico: iv a) MnO 2 + KClO 3 + KOH K 2 MnO 4 + KCl + H 2 O; b) Br 2 + KOH KBr + KBrO 3 + H 2 O; c) KMnO 4 + NH 3 KNO 3 + MnO 2 + KOH + H 2 O 8.- Ajusta la siguiente ecuación redox: FeS 2 + Na 2 O 2 Fe 2 O 3 + Na 2 SO 4 + Na 2 O 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). vi 10.- Sabiendo que la reacción del dicromato de potasio (K 2 Cr 2 O 7 ) 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. vii 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? viii

2 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 Cr 3+ ; b) dióxido de azufre con permanganato de potasio en medio ácido sulfúrico para dar ácido sulfúrico y Mn 2+ ; c) arsenito de potasio con permanganato de potasio en disolución de KOH para dar arseniato y dióxido de manganeso. ix Valoración redox 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 (K 2 Cr 2 O 7 ) 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. x Pilas y Potenciales de reducción En las dos pilas formadas por siguientes electrodos: a) cobre-plomo y b) plomohierro, 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): Cu 2+ /Cu: 0,34; Pb 2+ /Pb: 0,13; Fe 2+ /Fe: 0,44. xi 15.- Los potenciales normales de reducción en condiciones estándar de los pares Cu 2+ /Cu, Pb 2+ /Pb y Zn 2+ /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. xii 16.- Deduce razonadamente y escribiendo la ecuación ajustada: a) Si el hierro en su estado elemental puede ser oxidado a Fe(II) con MoO 4 2 b) Si el hierro(ii) puede ser oxidado a Fe(III) con NO 3. Datos: E o (MoO 4 2 /Mo 3+ ) = 0,51 V; E o (NO 3 /NO) = 0,96 V; E o (Fe 3+ /Fe 2+ ) = 0,77 V; E o (Fe 2+ /Fe 0 ) = 0,44 V. (Selectividad Madrid. Junio 1999). xiii 17.- De los siguientes metales: Al, Fe, Ag, Au y Ni, justifica cuales reaccionarán espontáneamente con iones Cu 2+. Escribe las reacciones que se produzcan. (E 0 (reducción) (V): Al 3+ Al = 1,66; Fe 2+ Fe = 0,44; Ag + Ag = 0,80; Au 3+ Au = 1,50; Ni 2+ Ni = 0,25; Cu 2+ Cu = 0,34) xiv 18.- Considera la reacción: HNO 3 + Cu Cu(NO 3 ) 2 + NO(g) + H 2 O 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? xv 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 ; E 0 (Zn 2+ /Zn) = 0,76 V; E 0 (Cu 2+ /Cu) = +0,34 V; E 0 (H + /H 2 ) = 0,00 V; (Selectividad Madrid. Septiembre 1999). xvi

3 20.- Razona cual de las siguientes reacciones será posible y completa éstas: a) Cu 2+ + H + ; b) Cu 2+ +H 2 ; c) Cu 0 + H + ; d) Cu 0 + H 2. Datos: [Cu e - Cu (E 0 = 0,34 V); 2 H + + 2e - H 2 (E 0 = 0,00 V)]. xvii 21.- Dados los datos de potencial estándar de reducción de los siguientes sistemas: E o (I 2 /I ) = 0,53 V; E o (Br 2 /Br ) = 1,07 V Eo(Cl 2 /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) xviii 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; Al 3+ / Al = 1,67 V Cu 2+ /Cu = 0,35 V; H + / H 2 = 0,00 V. (Ejercicio Selectividad. Madrid Septiembre 1998). xix 23.- Razone: a) Si el cobre metal puede disolverse en HCl 1 M para dar cloruro de cobre (II) e hidrógeno molecular (H 2 ). b) Podría disolverse el Zn? Datos: E 0 (V) Cu 2+ /Cu 0 = 0,34; 2H + /H 2 = 0,00 ; Zn 2+ /Zn = 0,76 (Ejercicio Selectividad. Madrid Reserva 1997). xx 24.- Dados los equilibrios: KMnO 4 + FeCl 2 + HCl Á MnCl 2 + FeCl 3 + KCl + H 2 O; KMnO 4 + SnCl 2 + HCl Á MnCl 2 + SnCl 4 + KCl + H 2 O a) Ajuste ambas reacciones y justifique si están desplazadas a la derecha; b) Calcule el volumen de KMnO 4 0,1 M necesario para oxidar el Fe 2+ y el Sn 2+ contenidos en 100 g de una muestra que contiene partes iguales en peso de sus cloruros. Datos: (E 0 ):MnO 4 - /Mn 2+ = 1,56; E o Fe 3+ / Fe 2+ = 0,77; E o Sn 4+ / Sn 2+ = 0,13. (Ejercicio Selectividad. Madrid Junio 1997). xxi 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 (NO 3 /NO) = 0,96 V ; E o (Ni 2+ /Ni) = -0,25 V ; E o (Au 3+ /Au) =1,50 V. (Ejercicio Selectividad. Madrid Previo 1997). xxii 26.- Dada la siguiente tabla de potenciales normales: a) Escriba Ce 4+ /Ce 3+ 1,61 V la notación de una pila en la que ambos electrodos sean Cl 2 /Cl 1,36 V metálicos, eligiendo los dos pares redox que den lugar a Fe 3+ /Fe 2+ 0,77 V una fuerza electromotriz máxima y calcule el valor de la Cu 2+ /Cu 0,34 V misma. b) Calcule la diferencia de potencial mínima que se Pb debe aplicar a una celda electrolítica que contiene cloruro 2+ /Pb 0,13 V ferroso fundido para que se deposite el metal. (Ejercicio Fe 2+ /Fe 0,44 V Selectividad. Madrid Previo 1998). xxiii Zn 2+/ Zn 0,76 V Be 2+ /Be 1,85 V 27.- Indicar qué reacciones tienen en el ánodo y el cátodo y el voltaje de la pila correspondiente: a) Zn 2+ Zn y Pb 2+ Pb; b) Cl 2 2 Cl y Cd 2+ Cd; c) Ag + Ag y Pb 2+ Pb. Datos: E 0 (Zn 2+ /Zn) = 0,76 V; E 0 (Pb 2+ /Pb) = -0,13 V; E 0 (Cl 2 /Cl ) = 1,36 V; E 0 (Cd 2+ /Cd) = 0,40 V; E 0 (Ag + /Ag) = 0,80 V. xxiv

4 Electrólisis 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 O 2 y que disminuye el ph de la disolución); b) calcula la masa atómica del Zn. xxv 29.- Se montan en serie dos cubas electrolíticas que contienen disoluciones de AgNO 3 y de CuSO 4, respectivamente. Calcula los gramos de plata que se depositarán en la primera si en la segunda se depositan 6 g de Cu. xxvi 30.- Durante la electrólisis del cloruro de magnesio fundido: a) cuántos gramos de Mg se producen cuando pasan 5, Culombios a través de la célula? b) cuánto tiempo se tarda en depositar 1,50 g de Mg con una corriente de 15 A? xxvii 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? xxviii 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 cm 2 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/cm 3? xxix 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 = C. (Problema Selectividad Madrid Previo 2000). xxx SOLUCIONES DE EJERCICIOS i EJERCICIO 1: a) FALSO; b) FALSO; c) FALSO; d) VERDADERO; e) VERDADERO. ii EJERCICIO 5: a) 4 Zn + 10 HNO 3 4 Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO H 2 O; b) 24,1 g iii EJERCICIO 6: a) K 2 Cr 2 O HI + 8 HClO 4 2 Cr(ClO 4 ) KClO I H 2 O; b) Sb 2 S HNO 3 Sb 2 O NO S + 5 H 2 O; c) 2 KIO KI + 6 H 2 SO 4 6 I K 2 SO H 2 O; d) K 2 Cr 2 O HCl 2 CrCl Cl KCl + 7 H 2 O; e) 3 I HNO 3 10 NO + 6 HIO H 2 O; f) KMnO FeCl HCl MnCl FeCl 3 + KCl + 4 H 2 O iv EJERCICIO 7: a) 3 MnO 2 + KClO KOH 3 K 2 MnO 4 + KCl + 3 H 2 O; b) 6 Br KOH 10 KBr + 2 KBrO H 2 O; c) 8 KMnO NH 3 3 KNO MnO KOH + 2 H 2 O v EJERCICIO 8: 2 FeS Na 2 O 2 Fe 2 O Na 2 SO Na 2 O vi EJERCICIO 9: 2 KMnO SH H 2 SO 4 5 S + 2 MnSO H 2 O + K 2 SO 4

5 vii EJERCICIO 10: K 2 Cr 2 O SnCl HCl 3 SnCl CrCl H 2 O + 2 KCl viii EJERCICIO 11: 6 KI + KClO H 2 O 3 I 2 + KCl + 6 KOH; 40,2 g ix EJERCICIO 12: a) 3 SH 2 + K 2 Cr 2 O HCl 3 S + 2 CrCl H 2 O + 2 KCl; b) 2 KMnO SO H 2 O 2 MnSO H 2 SO 4 + K 2 SO 4 ; c) 3 KAsO KMnO 4 + H 2 O 3 KAsO MnO KOH. x EJERCICIO 13: a) 6 FeCl 2 + K 2 Cr 2 O HCl 6 FeCl CrCl H 2 O + 2 KCl; b) 3,15 g. xi EJERCICIO 14: a) 0,47 V; Pb(s) Pb 2+ (ac) Cu 2+ (ac) Cu(s); b) 0,21 V; Fe(s) Fe 2+ (ac) Pb 2+ (ac) Pb (s). xii EJERCICIO 15: a) Pb y Zn; b) Cátodo: Pb 2+ (ac) + 2 e Pb(s); Ánodo: Zn(s) 2 e Zn 2+ (ac). xiii EJERCICIO 16: a) Sí; b) Sí. xiv EJERCICIO 17: Al, Fe y Ni; Al 3 e Al 3+ ; Fe 2 e Fe 2+ ; Ni 2+ 2 e Ni; Cu e Cu. xv EJERCICIO 18: a) 8 HNO Cu 3 Cu(NO 3 ) NO(g) + 4 H 2 O; b) 1,06 L. xvi EJERCICIO 19: a) Zn + 2 HCl H 2 (g) + ZnCl 2 ; b) 37,46 % de Zn. xvii EJERCICIO 20: a) No; b) Sí; c) No; d) No. xviii EJERCICIO 21: a) Cl 2 ; b) I ; c) Sí; d) No. xix EJERCICIO 22: a) Cátodo: Cu e Cu; Ánodo: Al 3 e Al 3+ ; b) 2,02 V; c) Al(s) Al 3+ (ac) Cu 2+ (ac) Cu (s); d) Al. xx EJERCICIO 23: a) No; b) Sí. xxi EJERCICIO 24: a) KMnO FeCl HCl MnCl FeCl 3 + KCl + 4 H 2 O; 2 KMnO SnCl HCl 2 MnCl SnCl KCl + 8 H 2 O; b) 1,844 L. xxii EJERCICIO 25: 1,21 V; No; Oxidante: NO 3 ; Reductor: Ni. xxiii EJERCICIO 26: a) 2,19 V; b) 0,33 V. xxiv EJERCICIO 27: a) 0,63 V; b) 1,76 V; a) 0,93 V. xxv EJERCICIO 28: a) Cátodo: Zn e Zn 0 ; Ánodo: 4 OH 4 e 2 H 2 O + O 2 ; b) 65,6 g/mol. xxvi EJERCICIO 29: 20,4 g. xxvii EJERCICIO 30: a) 0,73 g; b) 794 s. xxviii EJERCICIO 31: 498 L. xxix EJERCICIO 32: 939 s. xxx EJERCICIO 33: a) 15,58 L; b) 65,4 g/mol.

6 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) NH 4 ClO 4 : N = 3; H = +1; Cl = +7; O = 2. b) CaH 2 : Ca = +2; H = 1. c) HPO 4 2 : H = +1; P = +5; O = 2. d) ICl 3 : I = +3; Cl = 1. e) HCOOH: H = +1; C = +2; O = 2. f) CH 3 CO CH 3 : H = +1; C (CH 3 ) = 3; C (CO) = +2; O = H 2 SO 4 : H = +1; S = +6; O = 2. HNO 3 : H = +1; N = +5; O = 2. H 3 PO 4 : H = +1; P = +5; O = 2. HClO: H = +1; Cl = +1; O = 2. CaCl 2 : Ca = +2; Cl = 1 Fe 2 (SO 4 ) 3 : Fe = +3; S = +6; O = AgI: Ag = +1; I = 1. SO 3 : S = +6; O = 2. SO 2 3 : S = +4; O = 2. CrO 2 4 :; Cr = +6; O = 2. ClO 4 : Cl = +7; O = 2. NO 2 : N = +3; O = a) (Zn 2 e Zn 2+ ) 4. NO H e NH H 2 O 4 Zn + 10 HNO 3 4 Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO H 2 O b) 4 65,4 g g = m(hno 3 ) = 24,1 g 10 g m(hno 3 ) 6.- a) Cr 2 O H e 2 Cr H 2 O (2 I 2 e I 2 ) 3 Cr 2 O H I 2 Cr H 2 O + 3 I 2 K 2 Cr 2 O HI + 8 HClO 4 2 Cr(ClO 4 ) KClO I H 2 O

7 b) Sb 2 S H 2 O 10 e Sb 2 O S + 10 H + (NO H e NO 2 + H 2 O) 10 Sb 2 S H 2 O + 10 NO H + Sb 2 O S + 10 H NO H 2 O Sb 2 S NO H + Sb 2 O S + 10 NO H 2 O (eliminando H + y H 2 O) Sb 2 S HNO 3 Sb 2 O NO S + 5 H 2 O c) 2 IO H e I H 2 O (2 I 2 e I 2 ) 5 2 IO H I I H 2 O + 5 I 2 2 KIO KI + 6 H 2 SO 4 6 I K 2 SO H 2 O d) Cr 2 O H e 2 Cr H 2 O (2 Cl 2 e Cl 2 ) 3 Cr 2 O H Cl 2 Cr H 2 O + 3 Cl 2 K 2 Cr 2 O HCl 2 CrCl Cl KCl + 7 H 2 O e) (I H 2 O 10 e 2 IO H + ) 3 (NO H e NO + 2 H 2 O) 10 3 I H 2 O + 10 NO H + 6 IO H NO + 20 H 2 O 3 I NO H + 6 IO NO + 2 H 2 O (eliminando H + y H 2 O) 3 I HNO 3 10 NO + 6 HIO H 2 O f) MnO H e Mn H 2 O (Fe 2+ 1 e Fe 3+ ) 5 MnO H Fe 2+ Mn H 2 O + 5 Fe 3+ KMnO FeCl HCl MnCl FeCl 3 + KCl + 4 H 2 O 7.- a) (MnO OH 2 e MnO H 2 O) 3 ClO H 2 O + 6 e Cl + 6 OH 3 MnO OH + ClO H 2 O 3 MnO H 2 O + Cl + 6 OH 3 MnO OH + ClO 3 3 MnO H 2 O + Cl (eliminando OH y H 2 O) 3 MnO 2 + KClO KOH 3 K 2 MnO 4 + KCl + 3 H 2 O b) (Br e 2 Br ) 5 Br OH 10 e 2 BrO H 2 O 5 Br 2 + Br OH 10 Br + 2 BrO H 2 O 6 Br KOH 10 KBr + 2 KBrO H 2 O c) (MnO H 2 O + 3 e MnO OH ) 8 (NH OH 8 e NO H 2 O) 3 8 MnO H 2 O + 3 NH OH 8 MnO OH + 3 NO H 2 O 8 MnO NH 3 8 MnO OH + 3 NO H 2 O (eliminando OH y H 2 O) 8 KMnO NH 3 3 KNO MnO KOH + 2 H 2 O

8 8.- Al no ser en medio ácido ni básico y formarse especies químicas con O (SO 4 2 ) no podemos usar el método del ion-electrón, por lo que usaremos el de cambio en el estado de oxidación. (S e 2 S 6+ ) 2 (Fe 2+ 1 e Fe 3+ ) 2 (O e 2 O 2 ) 15 2 S Fe O S Fe O 2 2 FeS Na 2 O 2 Fe 2 O Na 2 SO Na 2 O ya que de los 30 O 2 se gastan 3 en el Fe 2 O 3 y 16 en los 4 SO 4 2, con lo que quedan sólo KMnO 4 + SH 2 + H 2 SO 4 S + MnSO 4 + H 2 O + K 2 SO 4 Oxidación: S 2 2 e S (El S 2 se oxida y es, por tanto, la especie reductora) Reducción: MnO H e Mn H 2 O (El MnO 4 se reduce, y es, por tanto, la especie oxidante) 5 S MnO H + 5 S + 2 Mn H 2 O 2 KMnO SH H 2 SO 4 5 S + 2 MnSO H 2 O + K 2 SO K 2 Cr 2 O 7 + SnCl 2 + HCl SnCl 4 + CrCl 3 + H 2 O + KCl Cr 2 O H e 2 Cr H 2 O (Sn 2+ 2 e Sn 4+ ) 3 Cr 2 O H Sn 2+ 2 Cr H 2 O + 3 Sn 4+ K 2 Cr 2 O SnCl HCl 3 SnCl CrCl H 2 O + 2 KCl 11.- KI + KClO 3 (OH ) I 2 + KCl (2 I 2 e I 2 ) 3 ClO H 2 O + 6 e Cl + 6 OH 6 I + ClO H 2 O 3 I 2 + Cl + 6 OH 6 KI + KClO H 2 O 3 I 2 + KCl + 6 KOH 122,55 g 3 253,8 g = m(kclo 3 ) = 40,2 g m(kclo 3 ) 250 g 12.- a) (S 2 2 e S ) 3 Cr 2 O H e 2 Cr H 2 O 3 S 2 + Cr 2 O H + 3 S + 2 Cr H 2 O 3 SH 2 + K 2 Cr 2 O HCl 3 S + 2 CrCl H 2 O + 2 KCl b) (MnO H e Mn H 2 O) 2 (SO H 2 O 2 e SO H + ) 5

9 2 MnO H SO H 2 O 2 Mn H 2 O + 5 SO H + 2 MnO SO H 2 O 2 Mn SO H + (eliminando H + y H 2 O) 2 KMnO SO H 2 O 2 MnSO H 2 SO 4 + K 2 SO 4 c) (AsO OH 2 e AsO 3 + H 2 O) 3 (MnO H 2 O + 3 e MnO OH ) 2 3 AsO OH + 2 MnO H 2 O 3 AsO H 2 O + 2 MnO OH 3 AsO MnO 4 + H 2 O 3 AsO MnO OH (eliminando OH y H 2 O) 3 KAsO KMnO 4 + H 2 O 3 KAsO MnO KOH 13.- a) Cr 2 O H e 2 Cr H 2 O (Fe 2+ 1 e Fe 3+ ) 6 Cr 2 O H Fe 2+ 2 Cr H 2 O + 6 Fe 3+ 6 FeCl 2 + K 2 Cr 2 O HCl 6 FeCl CrCl H 2 O + 2 KCl; b) 6 126,75 g 1 mol = m(fecl 2 ) = 7,15 g m(fecl 2 ) 0,047 L 0,2 mol L a) Cátodo (+) (reducción): Cobre Cu 2+ (ac) + 2 e Cu(s) Ánodo ( ) (oxidación): Plomo. Pb(s) 2 e Pb 2+ (ac) ΔE PILA = E cátodo E ánodo = 0,34 V ( 0,13 V) = 0,47 V; Pb(s) Pb 2+ (ac) Cu 2+ (ac) Cu(s) b) Cátodo (+) (reducción): Plomo Pb 2+ (ac) + 2 e Pb(s) Ánodo ( ) (oxidación):. Hierro Fe(s) 2 e Fe 2+ (ac) ΔE PILA = E cátodo E ánodo = 0,13 V ( 0,44) = 0,31 V; Fe(s) Fe 2+ (ac) Pb 2+ (ac) Pb (s) 15.- a) Para desprender H 2 es necesario que los H + del ácido se reduzcan a H 2 (2 H e H 2 ). 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 H 2, es decir, los que tienen potencial de reducción negativos como el Pb y el Zn. Ánodo (oxidación): Pb(s) 2 e Pb 2+ (ac); Cátodo (+) (reducción): 2 H + (ac) + 2 e H 2 (g) Reac. Global: Pb(s) + 2 H + (ac) Pb 2+ (ac) + H 2 (g); Ánodo (oxidación): Zn(s) 2 e Zn 2+ (ac); Cátodo (+) (reducción): 2 H + (ac) + 2 e H 2 (g) Reac. Global: Zn(s) + 2 H + (ac) Zn 2+ (ac) + H 2 (g); b) Cátodo (+) (reducción): Plomo Pb 2+ (ac) + 2 e Pb(s) Ánodo ( ) (oxidación):. Cinc Zn(s) 2 e Zn 2+ (ac) ΔE PILA = E cátodo E ánodo = 0,13 V ( 0,76) = 0,63 V; Zn(s) Zn 2+ (ac) Pb 2+ (ac) Pb (s)

10 16.- a) SÍ puede ser oxidado, pues E o (MoO 4 2 /Mo 3+ ) > E o (Fe 2+ /Fe 0 ) Reducción: MoO 4 2 (ac) + 8 H e Mo 3+ (ac) + 4 H 2 O Ánodo (oxidación): Fe(s) 2 e Fe 2+ (ac); Reac. Global: 2 MoO 4 2 (ac) + 16 H Fe(s) 2 Mo 3+ (ac) + 8 H 2 O + 3 Fe 2+ (ac); b) SÍ puede ser oxidado, pues E o (NO 3 /NO) > E o (Fe 3+ /Fe 2+ ) Reducción: NO 3 (ac) + 4 H e NO(g) + 2 H 2 O Ánodo (oxidación): Fe 2+ (ac) 1 e Fe 3+ (ac); Reac. Global: NO 3 (ac) + 4 H Fe 2+ (ac) NO(g) + 2 H 2 O + 3 Fe 3+ (ac) 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 Al 3+ (ac); Fe(s) 2 e Fe 2+ (ac); Ni 2+ (ac) 2 e Ni(s); Reducción: Cu 2+ (ac) + 2 e Cu(s) a) Reducción: NO 3 (ac) + 4 H e NO(g) + 2 H 2 O Oxidación: Cu(s) 2 e Cu 2+ (ac) 2 NO 3 (ac) + 8 H Cu(s) 2 NO(g) + 4 H 2 O + 3 Cu 2+ (ac) 8 HNO Cu 3 Cu(NO 3 ) NO(g) + 4 H 2 O b) 3 63,55 g 2 22,4 L = V(NO) = 0,59 L 2,50 g V(NO) 19.- a) Ánodo (oxidación): Zn(s) 2 e Zn 2+ (ac); Cátodo (reducción): 2 H + (ac) + 2 e H 2 (g) Reac. Global: Zn + 2 HCl H 2 (g) + ZnCl 2 ; El Cu no se oxida con H + pues tiene un potencial de reducción positivo. Tampoco se puede reducir con el H 2 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 H 2 R T 0,082 atm l K 1 mol K 65,38 g 1 mol 7,49 g = 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 Cu 2+ se reducirá (Cu e - Cu) al tener un potencial de reducción mayor que el del par H + /H 2, de manera que el H 2 se oxidará (H 2 2e - 2 H + ). Reac. Global: Cu 2+ + H 2 Cu + 2 H + c) NO ES POSIBLE, pues el par Cu 2+ /Cu tiene un potencial de reducción mayor que el del par H + /H 2, de manera que el Cu permanece en su estado reducido (Cu 0 ) y el H 2 en su estado oxidado (H + ).

11 d) NO ES POSIBLE, pues ambas formas están en estado reducido a) El Cl 2, 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 E 0 menor que el del Cl 2 /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 (I 2 ). c) SÍ, pues tal y como se ha visto en los apartados anteriores el Cl 2 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: Cl I 2 Cl + I 2. d) NO, pues el Cl tiende a permanecer en la forma reducida y el Br 2 en la oxidada al ser Eo(Cl 2 /Cl ) > E o (Br 2 /Br ) a) Cátodo (+) (reducción): Cobre Cu 2+ (ac) + 2 e Cu(s) Ánodo ( ) (oxidación):. Aluminio Al(s) 3 e Al 3+ (ac) b) ΔE PILA = E cátodo E ánodo = 0,35 V ( 1,67 V) = 2,02 V. c) Al(s) Al 3+ (ac) Cu 2+ (ac) Cu (s) d) El ALUMINIO, pues E 0 (Al 3+ / Al ) < E 0 (H + / H 2 ) con lo que los H + tendrán tendencia a reducirse y el Al a oxidarse. La reacción global será: 2 Al + 6 H + 2 Al H a) NO, pues E 0 (Cu 2+ /Cu 0 ) > E 0 (2 H + /H 2 ) con lo que el Cu tiende a continuar en su forma reducida. b) SÍ, pues E 0 (Zn 2+ /Zn 0 ) < E 0 (2 H + /H 2 ) con lo que el Zn tiende a pasar a su forma oxidada (Zn 2+ ) y los H + a su forma reducida. La reacción global será: Zn + 2 H + Zn 2+ + H a) MnO H e Mn H 2 O (Fe 2+ 1 e Fe 3+ ) 5 MnO H Fe 2+ Mn H 2 O + 5 Fe 3+ KMnO FeCl HCl MnCl FeCl 3 + KCl + 4 H 2 O (MnO H e Mn H 2 O) 2 (Sn 2+ 2 e Sn 4+ ) 5 2 MnO H Sn 2+ 2 Mn H 2 O + 5 Sn 4+ 2 KMnO SnCl HCl 2 MnCl SnCl KCl + 8 H 2 O Ambas reacciones estarán desplazadas a la derecha debido al carácter oxidante el ion MnO 4 (E 0 (MnO 4 /Mn 2+ es mayor que E 0 (Fe 3+ / Fe 2+ ) y que E o (Sn 4+ /Sn 2+ ) por lo que el el ion MnO 4 pasará a su forma reducida (Mn 2+ ) y los iones Fe 2+ y Sn 2+ se oxidarán a Fe 3+ y Sn 4+ respectivamente. b) 1 mol KMnO ,75 g FeCl 2 = n (KMnO 4 ) = 0,0789 mol n (KMnO 4 ) 50 g

12 2 mol KMnO ,6 g SnCl 2 = n (KMnO 4 ) = 0,1055 mol n (KMnO 4 ) 50 g n TOTAL (KMnO 4 ) = 0,0789 mol + 0,1055 mol = 0,1844 mol n TOTAL (KMnO 4 ) 0,1844 mol V = = = 1,844 litros Molaridad 0,1 mol/l 25.- ΔE PILA = E cátodo E ánodo = 0,96 V ( 0,25) = 1,21 V. El NO 3 en medio ácido NO es capaz de oxidar al oro puesto que el potencial de reducción del par Au 3+ /Au es superior al de NO 3 /NO, con lo que el oro permanecerá en su forma reducida, es decir, en su forma metálica. Oxidante: NO 3 ; Reductor: Ni 26.- a) Be(s) Be 2+ (ac) Cu 2+ (ac) Cu (s) ΔE 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 a) Cátodo (+) (reducción): Pb 2+ (ac) + 2 e Pb(s) Ánodo ( ) (oxidación): Zn(s) 2 e Zn 2+ (ac) ΔE PILA = E cátodo E ánodo = 0,13 V ( 0,76 V) = 0,63 V b) Cátodo (+) (reducción): Cl e 2 Cl Ánodo ( ) (oxidación):. Cd 2 e Cd 2+ ΔE PILA = E cátodo E ánodo = 1,36 V ( 0,40) = 1,76 V c) Cátodo (+) (reducción): Ag e Ag Ánodo ( ) (oxidación): Pb 2 e Pb 2+ ΔE PILA = E cátodo E ánodo = 0,80 V ( 0,13 V) = 0,93 V 28.- a) Cátodo (reducción): Zn e Zn 0 Ánodo (oxidación): 4 OH 4 e 2 H 2 O + O 2 (con lo que la disolución se acidifica) O la equivalente 2 H 2 O 4 e O H + El anión SO 4 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 C/eq C/eq M at (Zn) = 65,6 g/mol

13 29.- m C/eq 6 g C/eq Q = = = C M eq (63,55/2) g/eq M eq Q (107,87/1) g/eq C m (g) = = = 20,4 g C/eq C/eq 30.- a) M eq Q (24,31/2) g/eq 5, C m (g) = = = 0,73 g de Mg C/eq C/eq b) m C/eq 1,50 g 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 Cl C ½ mol Cl 2 = n = 18,65 mol de Cl A s n n R T 18,65 mol 0,082 atm L mol 1 K 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 cm 2 0,01 cm 10,5 g/cm 3 = 2,1 g m C/eq 2,1 g C/eq t = = = 939 s M eq I (107,87/1) g/eq 2 A 33.- a) Zn + 2 H + H 2 + Zn 2+. Si por cada mol de Zn se producen 1 mol de H 2, con 0,5 moles de Zn se producirán 0,5 moles de H 2. n R T 0,5 mol 0,082 atm L mol 1 K K V = = = 15,58 litros de H 2 p (700/760) atm b) m C/eq v 3,66 g C/eq 2 eq/mol M at = = = 65,4 g/mol I t 1,5 A 7200 s

14 Soluciones a los ejercicios de los apuntes: A.- B.- a) HCl + NH 3 NH 4 Cl Ácido-base. No cambia ningún E.O. b) CaCO 3 CaO + CO 2 (ΔH<0) Descomposición. No cambia ningún E.O. c) ½ Cl 2 + Na NaCl E.O.: Redox d) H 2 SO 4 + Zn ZnSO 4 + H 2 E.O.: Redox a) Oxidación: 2 Cl 2 e Cl 2 Reducción: 2 ClO + 4 H e Cl H 2 O R. global: 2 Cl + 2 ClO + 4 H + 2 Cl H 2 O 4 HClO + 2 NaCl 2 Cl NaClO + 2 H 2 O Obviamente, se pueden dividir por 2 todos los coeficientes: 2 HClO + NaCl Cl 2 + NaClO + H 2 O b) 4 mol 142 g = nhclo ( ) = 0,28 mol nhclo ( ) 10 g n 0,28 mol V = = = 2,8M Molaridad 0,1 mol l 1 C.- D.- E.- a) Oxidación: (2 Cl 2 e Cl 2 ) x 5 Reducción: (MnO H e Mn H 2 O) x 2 R. global: 2 MnO H Cl 2 Mn Cl 2 2 KMnO HCl 2 MnCl H 2 O + 5 Cl 2 +2 KCl Las masas equivalentes son: Oxidante: KMnO 4 Reductor: HCl (158/5) g/eq = 31,6 g/eq (36,5/1) g/eq = 36,5 g /eq b) 2 KMnO HCl 5 Cl MnCl H 2 O +2 KCl g 5 22,4 L = 100 g V(Cl ) 2 V (Cl 2 ) = 35,44 L Qué especie se reduce?: La que tenga mayor potencial de reducción. En este caso la Ag (+0,80 V) frente a los 2,37 V del Mg. Red. (cátodo): Ag + (aq) + 1e Ag(s) Oxid. (ánodo): Mg(s) Mg 2+ (aq) + 2e ΔE pila = E catodo E ánodo = +0,80 V ( 2,37 V) = 3,17 V a) I: Cl ; II: Sn 2+ ; III: Sn 0 ; IV: ClO 3

15 F.- b) I: ClO 3 + Sn H + ClO 2 + Sn 4+ + H 2 O II: S Cu H 2 O SO H Cu a) Cu e Cu ; Al e Al b) 63,5 g 4 A 4200 s Meq I t 2 eq m(cu) = = = 5,53g C C eq eq 27,0 g 4 A 4200 s Meq I t 3 eq m(al) = = = 1,57g C C eq eq G.- a) Ánodo: 2 Cl (aq) Cl 2 (g) + 2 e (1) Cátodo: 2 H + (aq) + 2 e H 2 (g) (2) b) Oxidación: ánodo (1). Reducción: cátodo (2). c) Al ir disminuyendo [H + ], el ph va aumentando. d) Porque el potencial de reducción del H 2 es mayor que el del Na. y se precisa menos voltaje para que se produzca la electrólisis. El del H 2 [2 H + (aq) + 2e H 2 (g)] es 0,0 V y se toma como unidad, mientras que el del Na [Na + (aq) + 1e Na (s)] es negativo (el Na, al ser un metal alcalino es muy fácilmente oxidable).