Reacciones Redox. Química General e Inorgánica Ingeniería Ambiental

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1 Reacciones Redox Hasta esta guía hemos aprendido a balancear ecuaciones químicas sencillas por tanteo, pero muchas ecuaciones son demasiado complejas para que este procedimiento de balanceo por tanteo resulte práctico. La gran mayoría de las reacciones de interés en electroquímica son reacciones de óxidoreducción que comprenden la transferencia de electrones de un reactivo a otro, y en estos casos, el balanceo se efectúa aplicando procedimientos sistemáticos. Definiciones importantes: Oxidación: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierden e Reducción: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos ganan e Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e ) provocando la oxidación. Ejemplo: NO 3 + 2H + + e NO 2 + H 2 O (Reducción) N +5 + e N +4 (Reducción) Agente Reductor: Es la sustancia que se oxida (pierde e ) provocando la reducción. Ejemplo: C + 2H 2 O C 2 O + 4H + + 4e (Oxidación) C C e (Oxidación) 1. Dadas las siguientes reacciones justifica si todas son de oxidación y reducción e identifica el agente oxidante y el reductor: a) NaOH + HNO 3 NaNO 3 + H2O b) Cu + Cl 2 CuCl 2 Rta: a) no es redox; b) redox, agente oxidante: coloro, agente reductor: cobre. 2. Considera las reacciones Cu + 2 Ag +1 Cu Ag. Zn + Cd +2 Zn +2 + Cd Escriba las semireacciones de oxidación y de reducción e indique el agente oxidante y el agente reductor. 3. Ajuste por el método ión electrón la siguiente reacción: Zn + AgNO 3 Zn(NO 3 ) 2 + Ag Rta: Zn + 2 AgNO 3 Zn(NO 3 ) Ag 4. Ajuste por el método ión electrón (en medio ácido) la siguiente reacción: a KMnO 4 + H 2 SO 4 + KI MnSO 4 + I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O. b I 2 + HNO 3 HIO 3 + NO + H 2 O c KMnO 4 + FeCl 2 + HCl MnCl 2 + FeCl 3 + KCl + H 2 O Rta: a 2 KMnO H 2 SO KI 2 MnSO I K 2 SO H 2 O. b3 I HNO 3 6 HIO NO + 2 H 2 O c KMnO FeCl HCl MnCl FeCl 3 + KCl + 4 H 2 O

2 5. Ajuste por el método ión electrón (en medio básico) la siguiente reacción: a ClO 3 + I Cl + I 2 b Cr 2 (SO 4 ) 3 + KClO 3 + KOH K 2 CrO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O. Rta: a ClO H2O + 6 I Cl + 6 (OH) + I 2 b Cr 2 (SO 4 ) 3 + KClO KOH 2 K 2 CrO 4 + KCl + 3 K 2 SO H 2 O. Química General e Inorgánica 6. Dada la reacción: K 2 Cr 2 O 7 (ac) + Na 2 SO 3 (ac) + H 2 SO 4 Cr 2 (SO 4 ) 3 (ac) + K 2 SO 4 (ac) + Na 2 SO 4 (ac) + H 2 O a) Ajuste por el método del iónelectrón esta reacción en sus formas iónica y molecular. b) Calcule la molaridad de una disolución de sulfito de sodio, si 15 ml de ésta reaccionan totalmente, en medio ácido, con 25,3 ml de disolución de dicromato potásico 0,06 M Rta: K 2 Cr 2 O 7 (ac) + 3 Na 2 SO 3 (ac) + 4 H 2 SO 4 Cr 2 (SO 4 ) 3 (ac) + K 2 SO 4 (ac) + 3 Na 2 SO 4 (ac) + 4 H 2 O. 0,034 M. 7. Dada la reacción: KMnO 4 + Na 2 C 2 O 4 + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + MnSO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O + CO 2 a) Ajuste por el método del iónelectrón esta reacción en sus formas iónica y molecular. b) Calcule la molaridad de una disolución de KMnO 4, sabiendo que 20 ml de la misma reaccionan por completo con 0,268 g de Na 2 C 2 O 4 Rta: 2 KMnO Na 2 C 2 O H 2 SO 4 K 2 SO MnSO Na 2 SO H 2 O + 10 CO 2. b) 0,04 M. 8. Dada la reacción: KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 MnSO 4 + K 2 SO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O a) Ajuste por el método del iónelectrón esta reacción, en su forma iónica y molecular. b) Qué volumen de disolución 0,02 M de permanganato de potasio se necesita para oxidar 30 ml de disolución de sulfato de hierro (II) 0,05 M, en presencia de ácido sulfúrico? Rta: 2 KMnO FeSO H 2 SO 4 2 MnSO 4 + K 2 SO Fe 2 (SO 4 ) H 2 O. 15 ml. 9. Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares E 0 (Ag + / Ag) = + 0,80 V y E 0 (Ni 2+ / Ni) = 0,25 V a) Cuál es la fuerza electromotriz, en condiciones estándar, de la pila que se podría construir?. b) Escriba la notación de esa pila y las reacciones que tienen lugar. Rta: a E 0 = 1,05 V. Ni/Ni +2 (1M) // Ag +1 (1M)/Ag (s) 10. Complete y ajuste, en medio ácido, las semirreacciones de oxidación y de reducción así como la reacción global. Indique si son espontáneas las reacciones globales en función de los potenciales redox. Datos. Eº Cr 2 O 7 2 /Cr 3+ = 1,33 V; Eº S/S 2 = 0,14 V; Eº MnO 4 /Mn 2+ = 1,51 V; Eº Sn 4+ /Sn 2+ = 0,15 V a) Cr 2 O S 2 + H + Cr b) KMnO 4 + HCl + SnCl 2 SnCl

3 Rta: a) Cr 2 O S H + 2 Cr S + 7H 2 O E 0 = 1,19 V (espontánea) b) 2 KMnO HCl + 5 SnCl 2 5 SnCl MnCl H 2 O + 2 KCl E 0 = 1,16 V (espontánea) 11. Conociendo los potenciales normales de reducción de los halógenos: a) Escriba las siguientes reacciones y determine cuáles serán espontáneas: i. Oxidación del ión bromuro por yodo ii. Reducción de cloro por ión bromuro iii. Oxidación de ioduro con cloro. b) Justifique cuál es la especie más oxidante y cuál es más reductora. Datos: EºF 2 /F =2,85 V, EºCl 2 /Cl =1.36 V, EºBr 2 /Br = 1,07 V, Eº I 2 /I = 0,54 V Rta: I No es espontánea. II es espontánea. III Es espontánea. IV es espontánea. 12. Considerando los siguientes metales: Zn, Mg, Pb y Fe a) Ordénelos de mayor a menor facilidad de oxidación. b) Cuáles de estos metales pueden reducir Fe 3+ a Fe 2+ pero no Fe 2+ a Fe metálico? Justifique las respuestas. Datos: Eº(Zn 2+ /Zn) = 0,76 V; Eº(Mg 2+ /Mg) = 2,37 V; Eº(Pb 2+ /Pb) = 0,13 V; Eº(Fe 2+ /Fe) = 0,44 V; Eº(Fe 3+ /Fe 2+ ) = 0,77 V Rta: a Se oxida más fácil el que tiene potencial de reducción más negativo. b El plomo. 13 En el laboratorio se han realizado los siguientes experimentos: Tubo 1: Hilo de plata sumergido en solución de sulfato de cinc. No se observó reacción. Tubo 2: Lámina de Cinc más disolución de sulfato de cobre. La solución pierde intensidad de su color azul. a Justificar utilizando potenciales estándar de solución. b escribir la ecuación iónica ajustada de la reacción del tubo 2, indicando que especie se oxida y cual se reduce. c Dibujar la pila que podría construirse usando la reacción del tubo 2. Señalar ánodo, cátodo, sentido del movimiento de electrones y el sentido del movimiento de los iones en el puente salino. Datos: Eº (Ag + /Ag) =0,80 V, Eº (Zn 2+ /Zn)=0,76 V, Eº (Cu 2+ /Cu) = 0,34 V 14. En el laboratorio se han realizado los siguientes experimentos en un tubo de ensayo: Tubo Experimento Observaciones 1 Aluminio metálico + ácido clorhídrico Comienza a desprenderse gas incoloro 2 Plata metálica + ácido clorhídrico No ocurre nada 3 Aluminio + Nitrato de cobre (II) acuoso El aluminio se recubre de un depósito de cobre 4 Plata + solución de nitrato de aluminio No ocurre nada a Escribir las reacciones iónicas de las reacciones químicas en las que ocurre algún fenómeno observable. b. Señalar en cada caso el oxidante y el reductor

4 c. Justificar las observaciones realizadas utilizando la tabla de potenciales de reducción. d. Dibujar un esquema de la pila que se podría formar a partir de la reacción del tubo 3 indicando el cátodo y el ánodo, el sentido de la corriente de los electrones por el circuito externo y el de migración de iones en las soluciones. Datos: Eº (Al 3+ /Al) =1,66 V, Eº (Cu 2+ /Cu)=0,34 V, Eº (Ag + /Ag) =0,80 V, Eº (H + /H 2 ) =0 V Rta: a Las ecuaciones iónicas que representan los procesos químicos que tienen lugar en los tubos 1 y 3 son: Tubo 1: 2 Al (s) + 6 H + 2 Al H 2 Tubo 3: 2 Al (s) + 3 Cu +2 2 Al Cu (s) b En el tubo 1, el oxidante es el protón del ácido clorhídrico y el reductor el aluminio metálico. En el tubo 3, el oxidante es el ión cuproso y el reductor es el aluminio. c Podemos justificar las observaciones calculando el potencial de los cuatro procesos. Sólo ocurre un proceso espontáneo cuando el potencial es positivo. d En el ánodo tiene lugar la reacción de oxidación y en el cátodo la de reducción. El ánodo estaría formado por una barra metálica de aluminio y el cátodo por una de cobre. Los electrones van del ánodo al cátodo. 15 Se hace pasar una corriente de 5 A durante 2 hs a través de una celda electrolítica que tiene CaCl 2 fundido. a Escribe las reacciones de electrodo b Calcule las cantidades (en gramos) que se depositan o se deprenden de los electrodos. Rta: a Ca e Ca 2 Cl Cl e b q = I x T = 5 A x 2 h x (60 min/h) x (60 seg / min) = 3600 C = 0,375 F 2 F 1 mol Ca 0,375 F x = 0,19 moles de Ca = 7,5 g 2 F 1 mol de Cl 2 0,375 F x = 0,19 moles de Cl 2 = 13,9 g de cloro 16. Se construye una pila galvánica con las siguientes dos semipilas: un electrodo de Al(s) sumergido en una disolución que contiene Al(NO 3 ) 3 0,06 M y una barra de Mn(s) introducida en una solución de Mn(NO 3 ) 2 0,8M. a) Dibujar el esquema de la pila indicando todos sus elementos. Escribir las semireacciones y la reacción global redox que tienen lugar. b) Calcular el potencial de la pila, así como la variación de energía libre de Gibbs del proceso que tiene lugar en ella. Datos: Eº(Al 3+ /Al)= 1,66 V ; Eº(Mn 2+ /Mn)= 1,18 V; F= C/mol e Rta: 2 Al 2 Al +3 3 Mn +2 3 Mn E = 1,18 + 1,66 = 0,48 V

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