EJERCICIOS RESUELTOS DE REDOX

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1 EJERCICIOS RESUELTOS DE REDOX 1. Al hacer reaccionar cobre metálico con ácido nítrico diluido se obtiene monóxido de nitrógeno y nitrato de cobre (II). Plantee, iguale y complete la ecuación redox correspondiente, tanto la ecuación iónica como la molecular. Cu + NO 3 Cu 2+ + NO nº.o Etapa 1 Cu se oxida, NO 3 se reduce Etapa 2 Cu 0 Cu 2+ (semireacción de oxidación) NO 3 NO (semireacción de reducción) Etapa 3 a. Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia 0 +2 Cu Cu e NO 3 + 3e NO b. Agregar H + para igualar las cargas generadas 0 +2 Cu Cu e (ecuación igualada) NO 3 + 3e + 4H + NO c. Agregar moléculas de agua para equilibrar la reacción 0 +2 Cu Cu e (ecuación igualada) NO 3 + 3e + 4H + NO + 2H 2 O (ecuación igualada) Etapa 4 a. Igualar número de electrones Cu 0 Cu e / 3 NO e + 4H + NO + 2 H 2 O / 2 b. Sumar miembro a miembro 3 Cu 0 3 Cu e 2 NO e + 8 H + 2 NO + 4 H 2 O 3 Cu NO H e 3 Cu NO + 4 H 2 O + 6 e Pág. 1

2 Ecuación iónica: 3 Cu NO H + 3 Cu NO + 4 H 2 O Ecuación molecular: 3 Cu HNO 3 3 Cu(NO 3 ) NO + 4 H 2 O 2. El sulfuro de hidrógeno es oxidado a azufre elemental, en medio ácido, por el permanganato de potasio, obteniéndose, además, dióxido de manganeso. Plantee, iguale y complete la ecuación química correspondiente, tanto en forma iónica como molecular, suponiendo que el ácido utilizado es el ácido clorhídrico. H 2 S + MnO 4 S + Mn 2+ nº.o Etapa 1: S 2 se oxida, MnO 4 se reduce Etapa 2: S 2 S 0 (semireacción de oxidación) MnO 4 Mn 2+ (semireacción de reducción) Etapa 3: a. Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia: S 2 S 0 + 2e (ecuación igualada) MnO 4 + 5e Mn 2+ b. Agregar H + para igualar las cargas generadas S 2 S 0 + 2e (ecuación igualada) MnO 4 + 5e + 8H + Mn 2+ c. Agregar moléculas de agua para equilibrar la reacción S 2 S 0 + 2e (ecuación igualada) MnO 4 + 5e + 8 H + Mn H 2 O (ecuación igualada) Etapa 4: Igualar número de electrones: S 2 S + 2 e / 5 MnO 4 + 5e + 8 H + Mn H 2 O / 2 b. Sumar miembro a miembro 5 S 2 5 S + 10 e 2 MnO e + 16 H + 2 Mn H 2 O 5 S MnO H + 5 S + 2 Mn H 2 O Pág. 2

3 Ecuación iónica: 5 S MnO H + 5 S + 2 Mn H 2 O Ecuación molecular: 5 H 2 S + 2 KMnO HCl 5 S + 2 MnCl KCl + 8 H 2 O 3. Plantee, iguale y complete la ecuación química, tanto la forma iónica como la molecular, correspondiente a la dismutación del cloro gaseoso a cloruro y clorato en medio básico. Suponga que la base utilizada es hidróxido de sodio. Cl 2 Cl nº.o ClO 3 (a esta ecuación se le llama ecuación de dismutación, porque una misma especie se oxida y se reduce simultáneamente.) Etapa 1: Cl 2 0 se oxida y Cl 2 0 se reduce 0 +5 Etapa 2: a. Cl 2 ClO 3 (semireacción de oxidación) 0-1 b. Cl 2 Cl (semireacción de reducción) Etapa 3 a. Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia: 0 +5 Cl 2 2ClO e 0-1 Cl 2 + 2e 2 Cl (ecuación igualada) Etapa 3 b. Agregar OH para igualar las cargas generadas 0 +5 Cl OH 2ClO e 0-1 Cl 2 + 2e 2 Cl (ecuación igualada) Etapa 3 c Agregar H 2 O para igualar la ecuación 0 +5 Cl OH 2ClO e + 6 H 2 O (ecuación igualada) 0-1 Cl 2 + 2e 2 Cl (ecuación igualada) Etapa 4 a Igualar número de electrones: 0 +5 Cl OH 2ClO Cl 2 + 2e 2 Cl / e + 6 H 2 O Pág. 3

4 Etapa 4 b. Sumar miembro a miembro Cl OH 2ClO e + 6 H 2 O 5 Cl e 10 Cl - 6 Cl OH 2 ClO Cl + 6 H 2 O y dividiendo por 2 para que los coeficientes estequiométricos sean los menores posibles: Ecuación iónica: 3 Cl OH ClO Cl + 3 H 2 O Ecuación molecular: 3 Cl NaOH NaClO NaCl + 3 H 2 O 4. Al completar e igualar la siguiente ecuación, en medio básico, con coeficientes enteros: Pb(OH) 2 4 (ac) + ClO (ac) PbO 2 (s) + Cl (ac) Indique cuántos iones hidróxido, OH (ac), se necesitan y en qué lado de la ecuación deben aparecer Pb(OH) ClO PbO 2 + Cl Etapa 1: Pb(OH) 4 2 se oxida y ClO se reduce Etapa Pb(OH) 4 PbO 2 (semireacción de oxidación) +1-1 ClO Cl (semireacción de reducción) Etapa 3. a. Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia: Pb(OH) 4 PbO 2 + 2e +1-1 ClO + 2e Cl Etapa 3.b. Agregar OH para igualar las cargas generadas Pb(OH) 2 4 PbO 2 + 2e +1-1 ClO + 2e Cl + 2 OH Etapa 3. c. Agregar H 2 O para igualar la ecuación Pb(OH) 2 4 PbO 2 + 2e + 2 H 2 O ClO + 2e + H 2 O Cl + 2 OH Pág. 4

5 Etapa 4 Igualar número de electrones y sumar ambas ecuaciones Pb(OH) 2 4 PbO H 2 O + 2 e 2 e + H 2 O + ClO Cl + 2 OH - Pb(OH) H 2 O + ClO PbO H 2 O + Cl + 2 OH Pb(OH) ClO PbO 2 + H 2 O + Cl + 2 OH 2 OH, en el lado derecho 5. Determine el número de oxidación del S en los siguientes compuestos: a) H 2 S b) H 2 SO 3 c) H 2 SO 4 d) SO 2 e) SO 3 a) 2 b) +4 c) +6 d) +4 e) Determine los cambios en los números de oxidación de las especies participantes en las siguientes ecuaciones de óxido reducción: a) MnO 4 (ac) + Cl (ac) Mn 2+ (ac) + Cl 2 (g) Mn: +7 +2, Cl: 1 0 b) Cr 2 O 7 2 (ac) + NO 2 (ac) NO 3 (ac) + Cr 3+ (ac) Cr: +6 +3, N: c) Hg(l) + 2 Fe 3+ (ac) Hg 2+ (ac) + 2Fe 2+ (ac) Hg: 0 +2, Fe: d) Pb(OH) 4 2 (ac) + ClO (ac) PbO 2 (s) + Cl (ac) Pb: +2 +4, Cl: +1 1 Pág. 5

6 7. Al hacer reaccionar sulfuro de plomo (II) con el oxígeno del aire a altas temperaturas, se forma óxido de plomo (II) y dióxido de azufre. a) Escriba e iguale la ecuación correspondiente. PbS + O 2 PbO + SO 2 b) Determine cuál es el agente oxidante y cuál es el agente reductor Agente oxidante O 2 y agente reductor PbS 8. Iguale las siguientes reacciones que ocurren en medio acuoso y ph ácido: a) KBiO 3 (ac) + Mn 2+ (ac) Bi(s) + MnO 4 (ac) Oxidación: Mn H 2 O MnO e + 8 H + Reducción: BiO e + 6 H + Bi (s) + 3 H 2 O Ec. Molecular: KBiO 3 (ac) + Mn 2+ (ac) + H 2 O Bi (s) + KMnO 4 (ac) + 2H + (ac) b) NiSO 4 + Na 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 Ni 2 (SO 4 ) 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + Na 2 SO 4 Oxidación: 6 Ni 2+ 6 Ni e / 6 Reducción: Cr 2 O e + 14 H + 2Cr H 2 O Ec. Iónica: 6 Ni 2+ + Cr 2 O H + 6 Ni Cr H 2 O Ec. Molecular: 6 NiSO 4 + Na 2 Cr 2 O H 2 SO 4 3 Ni 2 (SO 4 ) 3 + Cr 2 (SO 4 ) + Na 2 SO H 2 O 9. Iguale las siguientes reacciones que ocurren en medio acuoso y ph básico: a) ClO (ac) + Cr(OH) 4 (ac) Cl (ac) + CrO 4 2 (ac) Oxidación: Cr(OH) OH CrO e + 4 H 2 O / 2 Reducción: ClO + 2 e + H 2 O Cl + 2 OH / 3 Ec. Iónica: 3 ClO (ac) + 2 Cr(OH) OH 3Cl + 2 CrO H 2 O b) Br 2 (l) Br (ac) + BrO 3 (ac) Pág. 6

7 Oxidación: Br 2 (l) + 12 OH 2 BrO e + 6 H 2 O Reducción: Br 2 (l) + 2 e 2 Br / 5 Ec. Iónica: 6 Br 2 (l) + 12 OH 10 Br + 2 BrO H 2 O c) KMnO 4 + KBr MnO 2 (s) + KBrO 3 Reducción: 3 e + MnO H 2 O MnO OH /. 2 Oxidación: Br + 6 OH BrO H 2 O + 6 e Ec. Iónica: 2 MnO 4 + Br + H 2 O 2 MnO 2 + BrO OH Ec. Molecular: 2 KMnO 4 + KBr + H 2 O 2 MnO 2 + KBrO KOH 10. Iguale las siguientes reacciones que ocurren en medio acuoso y ph ácido e indique el agente oxidante y el agente reductor en cada caso: a) As 2 O 3 (s) + NO 3 (ac) H 3 AsO 4 (ac) + N 2 O 3 (ac) As 2 O 3 (s) + 2 NO 3 (ac) + 2 H 2 O 2 AsO 3 4 (ac) + N 2 O 3 (ac) + 4 H + (ac) Agente Oxidante: NO 3 (ac) Agente Reductor: As 2 O 3 (s) b) Cr 2 O 7 2 (ac) + I (ac) Cr 3+ (ac) + IO 3 (ac) Cr 2 O 2 7 (ac) + I (ac) + 8 H + (ac) 2 Cr 3+ (ac) + IO 3 (ac) + 4 H 2 O Agente Oxidante: Cr 2 O 2 7 (ac) Agente Reductor: I (ac) c) I 2 (s) + ClO (ac) IO 3 (ac) + Cl (ac) I 2 (s) + 5 ClO (ac) + H 2 O 2 IO 3 (ac) + 5 Cl (ac) + 2 H + (ac) Agente Oxidante: ClO (ac) Agente Reductor: I 2 (s) 11. Se construye una celda voltaica poniendo en uno de los compartimientos de electrodo una tira de cinc metálico en contacto con una solución de Zn(NO 3 ) 2, y en el otro una tira de níquel metálico en contacto con una solución de NiCl 2. Indique cuál de las siguientes reacciones ocurre en el ánodo y cuál ocurre en el cátodo? i) Ni e Ni Pág. 7

8 ii) Zn e Zn iii) Ni Ni e iv) Zn Zn e Si consideramos los potenciales de reducción: Ni 2+ (ac) + 2 e Ni (s) - 0,25 V Zn 2+ (ac) + 2 e Zn (s) - 0,76 V Se producirán las reacciones i) en el cátodo, iv) en el ánodo 12. Considerando la siguiente tabla de potenciales estándar de reducción, se podría afirmar que el ión Cu 2+ oxidará a: Ag + + e Ag (s) Eº = + 0,80 V Cu e Cu (s) Eº = + 0,34 V Pb e Pb (s) Eº = 0,13 V Fe e Fe (s) Eº = 0,44 V Cr e Cr (s) Eº = 0,90 V El ión Cu 2+ oxidará a Pb(s), Fe(s) y Cr(s) porque en esos casos el ΔEº pila es positivo 13. Si la siguiente reacción es espontánea tal cual está escrita, entonces se puede deducir que: Cdº + Cu 2+ Cd 2+ + Cuº A. El cadmio es el ánodo B. El cobre es el cátodo C. El cadmio se oxida D. Los electrones van del Cd al Cu E. Todas las anteriores E 14. Utilizando la tabla de potenciales estándar de reducción determine cuál de las siguientes especies es el agente oxidante más fuerte y cuál es el más débil, en solución ácida o neutra?: AgF, HClO, H 2 O 2, Cu 2+. F 2 (g) + 2 e 2 F 2,87 V Pág. 8

9 H 2 O H e 2 H 2 O 1,76 V 2 HClO + 2 H+ + 2 e Cl 2 (g) + 2 H 2 O 1,63 V Ag+ + e Ag (s) 0,80 V Cu e Cu (s) 0,34 V Agente oxidante más fuerte: H 2 O 2 Agente oxidante más débil: Cu Para la siguiente celda voltaica: PdCl Cd(s) Pd(s) + 4Cl (ac) + Cd 2+ (ac) Determine: a) Es espontánea la reacción tal cual está escrita? ΔE = 1,03 V Sí, porque el ΔE es positivo b) Qué especie se oxida y cuál se reduce? Se oxida el Cd y se reduce el Pd 2+ c) Escriba e iguale las semi-ecuaciones correspondientes Pd 2+ (ac) + 2e Pd(s) Reducción 0,951 V Cd(s) Cd 2+ (ac) + 2e Oxidación ( 0,403) V d) Determine el ΔEº de la pila. ΔEº = 0,951 ( 0,403) = 1,354 V 16. Dados los siguientes potenciales estándar de reducción: Cr e Cr(s) Eº= 0,744 V Al e Al(s) Eº= 1,662 V Cu e Cu(s) Eº= 0,3419 V Pág. 9

10 ClO H e 1/2Cl H 2 O Eº= 1,47 V Cr 2 O H e 2 Cr H 2 O Eº= 1,232 V Determine: a) Cuál es el mejor agente oxidante y cuál es el mejor agente reductor? ClO 3 es el mejor agente oxidante, Al(s) es el mejor agente reductor b) Cuál es la mejor pila que puede formar? Al 3+ /Al(s) con ClO 3 / Cl 2 c) Cuál es la reacción global de la celda? 10 Al(s) + 6 ClO H + 10 Al Cl H 2 O d) Haga el diagrama resumido de la pila. Al(s) / Al 3+ (1 M) // ClO 3 (1 M) / Cl 2 (g) / Pt(s) 17. Cuántos faradays se necesitan para producir 1 mol de metal libre a partir de los siguientes cationes: a) Hg 2+, b) K +, c) Al 3+? 2+ a) Hg e 2 Hg (l) 2 Faraday b) K + + e K (s) 1 Faraday c) Al e Al (s) 3 Faraday Pág. 10

11 18. La cantidad de carga necesaria para depositar 8,43 g de un metal a partir de una disolución que contiene iones 2+ es C. De qué metal se trata? m = I t E Eq F = q M carga F Masa molar = C mol 2 8,43 g C = 112,4 g mol Esta masa molar corresponde al Cd 19. Una disolución acuosa de una sal de paladio se electroliza durante 2 horas con una corriente de 1,5 Å. Calcular la carga del ión paladio en la disolución, sabiendo que en el cátodo se han depositado 2,977 g de paladio metálico durante la electrólisis. m = I t M carga F carga = g 1,5 Å 7200 s 106,4 mol C 2,977 g mol = 4 La carga del Pd es Se hace pasar una corriente de 4 Å durante 30 min, a través de una solución de ácido clorhídrico. Determine el volumen de oxígeno e hidrógeno obtenido en CNPT. n = m M = I. t carga F n = 4 Å 1800 s C mol = 0,0373 mol Se producen 0,836 L de cada gas V = 0,0373 mol 22,4 L mol = 0,836 L Pág. 11