IES POLITÉCNICO SORIA - (Dep. de Física y Química) REACCIONES DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN (REDOX) EJERCICIOS - 1

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1 REACCIONES DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN (REDOX) EJERCICIOS - 1 BLOQUE I. )QUÉ ES UNA REACCIÓN REDOX? I.1. Explica el número de oxidación del carbono en los compuestos: metano, metanol, metanal, ácido metanoico. Metano: -4; metanol: -; metanal: 0; ác. metanoico: + I.. Comprobar que la reacción de formación de hierro: Fe O 3 + 3CO Fe + 3CO es una reacción redox. Indicar los números de oxidación de todos los elementos antes y después de la reacción Fe O 3 + 3CO Fe + 3CO Reducción: El Fe disminuye su Nº de Ox. de +3 a 0 luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones). Oxidación: El C aumenta su Nº de.ox. de + a +4 luego se oxida (en este caso pasa de compartir e con el O a compartir los 4 electrones). I.3. Indicar los números de oxidación de todos los elementos de las siguientes moléculas o iones: a). NH 3 : b) ClO 3 - ; c) H 4 P O 7 ; d) KMnO 4 ; e) K Cr O 7 ; f) Na CO 3 ; g) Cl I.4. Formule, complete y ajuste las siguientes reacciones, justificando de que tipo son: a) Cloruro de hidrógeno más amoniaco. b) Carbonato cálcico más calor. c) Cloro más sodio. d) Ácido sulfúrico más zinc metal. a) HCl + NH 3 NH 4 Cl Ácido-base. No cambia ningún número de oxidación b) CaCO 3 CaO + CO ( H<0) Descomposición. No cambia ningún número de oxidación c) ½ Cl + Na NaCl Redox nº. O.: d) H SO 4 + Zn ZnSO 4 + H Redox nº.o.: I.5. Ajustar las reacciónes: Zn + AgNO 3 Zn(NO 3 ) + Ag Zn + AgNO 3 Zn(NO 3 ) + Ag KMnO 4 + H SO 4 + KI MnSO 4 + I + K SO 4 + H O. KMnO 4 + 8H SO 4 +10KI MnSO 4 + 5I + 6K SO 4 + 8H O Cr (SO 4 ) 3 + KClO 3 + KOH K CrO 4 + KCl + K SO 4 + H O Cr (SO 4 ) 3 + KClO KOH K CrO 4 + 5H O + KCl + 3K SO 4 Estequiometría REDOX I.6. a) Ajuste la siguiente reacción escribiendo las semirreacciones de oxido-reducción que se producen: HClO + NaCl NaClO + H O + Cl ; b) Calcule el volumen de disolución de ácido hipocloroso 0,1 M que sería necesario utilizar para obtener 10 gramos de cloro. Datos: Masas atómicas: Cl35,5 ; Na3 ; 016 y H1 a) Oxidación: Cl Cl + e Reducción: ClO + 4 H + + e Cl + H O R. global: Cl + ClO + 4 H + Cl + H O 4 HClO + NaCl Cl + NaClO + H O Se pueden dividir entre todos los coeficientes: HClO + NaCl Cl + NaClO + HO 10gCl 0, 141 mol Cl 71g Cl b) molhclo n n 0,8 mol n HClO 0,141 mol Cl 0, 8 mol M V, 8 L Cl V M 0, / L 1

2 Estequiometría REDOX I.7. Cuando se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido clorhídrico se obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II) y cloro molecular. a) Ajuste y complete la reacción. b) Calcule el volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico. Masas atómicas: K39,1; Mn54,9; O16,0; Cl35,5; H 1,0 Oxidación: 5x( Cl e Cl ) Reducción: x(mno H e Mn H O) R. global: MnO H Cl Mn Cl KMnO HCl MnCl + 8 H O + 5 Cl + KCl 100 KMnO 5mol Cl n Cl 0,633mol KMnO 1, 583mol Cl gkmno 4 0, 633mol ,9 g mol KMnO4,4 L 1,583 mol Cl 35, 5L decl mol Valoraciones REDOX I.8. Se valoran 50 ml de una disolución de FeSO 4 acidulada con sulfúrico, con 30 ml de KMnO 4 0,5M (el ión permanganato pasa a ion Mn(II)). Calcular la concentración de la disolución de sulfato de hierro (II)? Se ajusta la reacción para ver la estequiometría entre sulfato de hierro (II) y permanganato potásico. 5x(Fe + Fe e - 1x(MnO H + + 5e - Mn + + 4H O 5Fe + + MnO H + 5Fe 3+ + Mn + + 4H O esteq. 5 1 Como solo interesa la estequiometría entre el sultato de hierro (II) y el permanganato, no es necesario ajustar la reacción molecular Calculamos los moles de permanganato gastados: n MnO - 4 0, mol Por tanto, según estequiometría, los de sulfato ferroso: n Fe + 0, La molaridad es : 3 M mol MnO n V 4 0, molFe MnO 4 0,75M 0, ,0375mol Fe + en50ml Valoraciones REDOX I.9. De una disolución acuosa de sulfato de hierro (II) se toman 50 ml y una vez acidulados con sulfúrico, se valoran con dicromato potásico 0,35M (reduciéndose a ión Cr (III)), siendo necesarios 3, ml para alcanzar el punto de equivalencia. Calcular la M de la disolución del sulfato de hierro (II). Se ajusta la reacción para ver la estequiometría entre sulfato de hierro (II) y dicromato potásico. 6x(Fe + Fe e - 1x(Cr O H + +6e - Cr H O 6Fe Cr O H + Fe 3+ + Cr 3+ Como solo interesa la estequiometría entre el + 7H O sultato de hierro (II) y el dicromato, no es esteq. 6 1 necesario ajustar la reacción molecular Calculamos los moles de dicromato gastados: n Cr O - 7 0,35x3, 10-3 mol Por tanto, los de sulfato ferroso, según la estequiometría: n Fe + 0,35 3, 10 La molaridad es : M 3 mol Cr O n V 7 0, molFe Cr O 1,35M + 7 0,35 3, ,0676 mol Fe + en50ml

3 REACCIONES DE OXIDACIÓN REDUCCIÓN (REDOX) EJERCICIOS (Ampliación ajuste de reacciones) Ajustar por el método del cambio del número de oxidación: 1. KBr + KMnO 4 + H SO 4 Br + K SO 4 + MnSO 4 + H O. FeS + O SO + Fe O 3 3. PbS + O SO + PbO 4. Cu + HNO 3 Cu(NO 3 ) + NO + H O 5. Fe O 3 + C Fe + CO 6. ZnS + O SO + ZnO 7. K Cr O 7 + H S + H SO 4 K SO 4 + Cr (SO 4 ) 3 + S + H O 8. I + HNO 3 HIO 3 + NO + H O 9. H S + HNO 3 SO + N + H O Sol1: 10,,8 5,6,,8 4,11 8, Sol3:,3, Sol4: 3,8 3,,4 Sol5:,3 4,3 Sol6:,3, Sol7: 1,3,4 1,1,3,7 Sol8: 1,10,10,4 Sol9: 5,6 5,3,8 10. El Zn reacciona con nitrato potásico en medio ácido (H SO 4 ), formándose sulfato de cinc y sulfato amónico. Ajustar la reacción completa. 8Zn + KNO H SO 4 8ZnSO 4 + (NH 4 ) SO 4 +K SO 4 + 6H O 11. El nitrato de cromo (III) reacciona con el hipoclorito potásico en medio básico (NaOH), formándose cromato sódico (Na CrO 4 ) y cloruro potásico. Ajustar la reacción. Cr(NO 3 ) 3 + 3KClO + 10NaOH Na CrO 4 + 3KCl+ 6NaNO 3 + 5H O 1. Ajustar: KMnO 4 + HCl KCl + MnCl + Cl + H O KMnO HCl KCl + MnCl + 5Cl + 8H O 13. Ajustar: KMnO 4 + KI + H O MnO + I + KOH KMnO 4 + 6KI + 4H O MnO + 3I + 8KOH 14. En la reacción de oxidación de ioduro potásico a yodo mediante el clorato potásico en medio básico (pasando el clorato a cloruro). Cuánto clorato potásico se necesita para obtener 50 g de yodo? (Suponiendo reacción total) 6IK + KClO 3 + 3H O 3I + KCl + 6KOH; 40,5 g de KClO Ajustar: K Cr O 7 + Na SO 3 + H SO 4 Cr (SO 4 ) 3 + Na SO 4 + K SO 4 + H O K Cr O 7 + 3Na SO 3 + 4H SO 4 Cr (SO 4 ) 3 + 3Na SO 4 + K SO 4 + 4H O 16. El permanganato potásico reacciona con el agua oxigenada en medio ácido (H SO 4 ) generando sulfato de manganeso (II) y oxígeno. Ajustar la reacción. KMnO 4 + 5H O + 3H SO 4 MnSO 4 + K SO 4 + 5O + 8H O 17. El iodo se obtiene industrialmente a partir del iodato potásico (que acompaña al nitrato de chile, NaNO 3 ), mediante reducción con disolución acuosa de dióxido de azufre, el cual pasa a sulfato. Calcular el volumen de SO en C.N., que habría que usar para obtener un kg de yodo. KIO 3 + 5SO + 4H O I + K SO 4 + 4H SO 4 ; 441,3 L de SO en CN 18. Hacer los ejercicios 1, 4, 7 y 8 usando el método del ión-electrón. 3

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6 BLOQUE II. PILAS II.1. Una pila consta de un electrodo de Mg introducido en una disolución 1 M de Mg(NO 3 ) y un electrodo de Ag en una disolución 1 M de AgNO 3. a) Qué electrodo actuará de cátodo y de ánodo y cuál será el voltaje de la pila correspondiente? b) Escribe la notación de la pila. a) Qué especie se reduce? La que tenga mayor potencial de reducción. En este caso la Ag, +0,80 V frente a los,37 V del Mg. Reducción (cátodo): Ag + (aq) + 1e Ag(s) Ecátodo Ered 0,80V Oxidación (ánodo): Mg(s) Mg + (aq) + e Eánodo - Ered -(-,37),37V E pila 0,80 V (,37 V) 3,17 V b) Mg(s) Mg + (aq) Ag + (aq) Ag(s) II.. Indicar qué reacciones tienen en el ánodo y el cátodo y el voltaje de la pila correspondiente: a) Zn + Zn y Pb + Pb; b) Cl Cl y Cd + Cd; c) Ag + Ag y Pb + Pb. Datos: E 0 (Zn + /Zn) 0,76 V; E 0 (Pb + /Pb) -0,13 V; E 0 (Cl /Cl ) 1,36 V; E 0 (Cd + /Cd) 0,40 V; E 0 (Ag + /Ag) 0,80 V. a) Cátodo (+) (reducción): Pb + (ac) + e Pb(s) Ánodo ( ) (oxidación): Zn(s) e Zn + (ac) E PILA E cátodo E ánodo 0,13 V ( 0,76 V) 0,63 V b) Cátodo (+) (reducción): Cl + e Cl Ánodo ( ) (oxidación):. Cd e Cd + E PILA E cátodo E ánodo 1,36 V ( 0,40) 1,76 V a) Cátodo (+) (reducción): Ag e Ag Ánodo ( ) (oxidación): Pb e Pb + E PILA E cátodo E ánodo 0,80 V ( 0,13 V) 0,93 V Zn(s) Zn + (aq) Pb + (aq) Pb(s) Cd(s) Cd + (aq) Cl (g) Cl - (aq) Pb(s) Pb + (aq) Ag + (aq) Ag(s) II.3 Explica por qué: a) No puede introducirse una cucharilla de aluminio en una disolución de sulfato de cobre (II) b) Los iones Fe 3+ y Sn + no pueden coexistir en la misma disolución. c) El flúor no existe libre en la naturaleza d) El cobre no reacciona con el ácido clorhídrico, pero sí con el ácido nítrico. E reducción: Al 3+ /Al -1,67V; H + /H 0,00V; Sn 4+ /Sn + 0,15V; Cu + /Cu0,34V; Fe 3+ /Fe + 0,77V; F /F -,85V a) Al + Cu + Al 3+ + Cu E 0 pila E red cobre - E red aluminio 0,34 (-1,67),01V; E 0 pila positivo, luego es un proceso espontáneo. El aluminio de la cucharilla pasará a la disolución, y la cucharilla se recubrirá de una capa de cobre metálico. b) Fe 3+ + Sn + Fe + + Sn 4+ E 0 pila E red Fe3+ - E red Sn+ 0,77 0,15 0,6V; E 0 pila positivo, luego es un proceso espontáneo. Los iones Fe 3+ y Sn + no pueden coexistir en la misma disolución, se convertirán en Fe + y Sn 4+. c) El proceso F /F -,85V, está muy favorecido hacia el estado de fluoruro, esto es el F es muy oxidante (gran poder para coger electrones, muy EN. Diversas formas de decir una misma cosa), oxidará a los elementos con los que contacte formándose compuestos entre ellos. d) El E 0 cobre 0,34V, por lo que si se pone Cu metal en HCl, tiende a estar en forma reducida (como Cu metal), se recuerda que los potenciales de reducción se miden respecto al semisistema: H + + e - H ; E 0 0V Cu + H + Cu + + H E 0 Ered hidrógeno - Ered cobre 0 0,34-0,34V; E 0 pila negativo, luego el proceso NO es espontáneo. Dicho de otra forma, los metales con potencial de reducción positivo, tienden a estar como metales (no como iones oxidados) en disoluciones ácidas. Sin embargo si puede reaccionar con el ácido nítrico dado el carácter oxidante del nitrógeno de este ácido. Cu + 4HNO 3 Cu(NO 3 ) + NO + H O EENO - 3 /NO Ered cobre0,80-0,34 0,46V 3Cu + 8HNO 3 3Cu(NO 3 ) + NO + 4H O EENO - 3 /NO Ered cobre0,96-0,34 0,6V 4Cu + 10HNO 3 4Cu(NO 3 ) + N O + 5H O El que se de una u otra reacción, depende de la concentración del HNO 3 y de la temperatura. Habitualmente se da una mezcla de las reacciones anteriores. 6

7 BLOQUE III. ELECTRÓLISIS III. 1. Se realiza la electrólisis de un disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la cantidad de hierro depositado en el cátodo. cátodo: Fe e - Fe Un mol de Fe 3+ necesita 3 mol de electrones (3 faraday) q I q I t q culombios t e Fe 55,8 g Fe culombios 0, 8 g de Fe 96500C 3mol e Fe III.. Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio, a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas. b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu 63,54 y Al 7,0. Constante de Faraday: F C/mol e - cátodo1: Cu + +e - Cu cátodo: Al e - Al q I q I t q culombios t e Cu 63,5 g Cu culombios 5, 53g decu 96500C mol e Cu ésta cantidad de electricidad pasa por las dos células electrolíticas. cátodo1: Cu + +e - Cu; cátodo: Al e - Al e Al 7,0g Al culombios 1, 57g de Al 96500C 3mol e Al III.3. Calcular el tiempo necesario para obtener un kg de cobre por electrolisis usando una corriente de 3 amperios. Suponer que se está electrolizando CuSO 4. Hacer un esquema del proceso. Cuántos gramos de O se liberarán? Reacción anódica: electrodo inerte (Pt), H O/O Reacción catódica: electrodo inerte (Pt), Cu + /Cu ánodo: H O O + 4H + + 4e - cátodo: Cu + + e - Cu 1 mol Cu + necesita mol de electrones Cu 1000 g Cu 15, 74mol Cu 63,54 g Cu mol e C 15,74mol Cu , 7C mol Cu e La reacción ajustada es: H O + Cu + - O + Cu + 4H + q q ,7 I t ,6 s 81, horas t I 3 Los gramos de O que se liberan serán: O 3 go 15,74 mol Cu 51, 84 g deo mol Cu O O Cu + 7

8 EJERCICIOS DE REDOX (PAU) PAU CyL J004 ajustar una ácida y otra básica Ajustar y completar, por el método del ion-electrón, las reacciones: a) MnO SO Mn HSO 4 en disolución ácida. b) Bi(OH) 3 + SnO - SnO Bi en disolución básica. a) Mn O 4 + SO Mn + + HS O 4 en disolución ácida El manganeso se reduce desde Mn 7+ a Mn + y el azufre se oxida de S 4+ a S 6+ Las semirreacciones son: Oxidación: SO + H O HS O H + + e - Reducción: Mn O H e - Mn H O Multiplicando la primera ecuación por cinco, la segunda por dos y sumando se tiene la correspondiente reacción iónica. 5 SO + Mn O 4 + H O + H + 5 HS O 4 + Mn + b) Bi(OH) 3 + SnO - SnO Bi en disolución básica. El bismuto se reduce de Bi 3+ a Bi 0 y el estaño se oxida de Sn 4+ a Sn 6+. Como la reacción es medio básico se añade agua al medio que contiene exceso de oxígeno e iones hidróxido, OH -, al otro. Las semirreacciones son: Oxidación: SnO - + OH - SnO H O + e - Reducción: Bi e - Bi 0 Multiplicando la primera ecuación por tres, la segunda por dos y sumando se tiene la correspondiente reacción iónica. 3 SnO - + Bi OH - 3 SnO Bi H O Por tanto: 3 SnO - + Bi(OH) 3 3 SnO Bi H O PAU CyL S001 permanganato con sulfúrico y H O y oxígeno desprendido a) Ajuste la siguiente reacción por el método de ión electrón: KMnO 4 + H SO 4 + H O MnSO 4 + H O + O + K SO 4 b) Si en la reacción se consumen 3,6 g de permanganato, cuántos litros de oxígeno se desprenden medidos en las condiciones ambientales de laboratorio, que son: 698 mm Hg y 18ºC? El manganeso se reduce de de Mn 7+ a Mn + y el oxígeno se oxida de O - a O. Las semirreacciones correspondientes son: oxidación: H O O + H + + e - reducción: MnO H + + 5e - Mn + + 4H O Multiplicando la primera ecuación por 5, la segunda por y sumando, se tiene: - 5 H O + MnO H + 5 O + Mn H O La reacción molecular ajustada es: KMnO H SO H O MnSO H O + 5 O + K SO 4 Teniendo en cuanta la estequiometría de la reacción, resulta que los moles de oxígeno desprendidos son: 8

9 3,6 g KMnO4 5mol O n O 0,05 mol O 158 g / mol mol KMnO4 Aplicando la ecuación de los gases perfectos se calcula el volumen de oxígeno. 698mmHg atm L p V n R T; V 0,05mol 0,08 (73+ 18) K 760 mmhg mol K Despejando: V 1,3 L de O PAU CyL S000 ácido clorhídrico y cromato potásico La reacción entre ácido clorhídrico y cromato potásico genera cloruro de cromo (III), cloruro de potasio, cloro y agua. a) Ajuste la reacción por el método del ión electrón. b) Calcule el peso de cromato potásico necesario para obtener 15 g de cloruro de cromo (III) si el rendimiento de la operación es del 70%. a) Se escribe el proceso sin ajustar: HCl + K CrO 4 CrCl 3 + KCl + Cl + H O H + + Cl - + K + + CrO 4 - Cr 3+ + Cl - + K + + Cl + H O Se observa que el cloro se oxida de número de oxidación -1, Cl -, a número de oxidación 0 en el Cl. El cromo se reduce de número de oxidación +6, CrO 4 -, a número de oxidación Cr 3+. Las correspondientes semirreacciones son: Oxidación: Cl - Cl + e - Reducción: CrO H e - Cr H O Se multiplica la primera ecuación por 3, la segunda por y se suma: 6 Cl CrO H + 3 Cl + Cr H O Se pasa a forma molecular y se ajustan las especies que no aparecen. 16 HCl + K CrO 4 CrCl KCl + 3 Cl + 8 H O b) Teniendo en cuanta la estequiometría de la reacción y el rendimiento resulta que los moles de cromato que se precisan son: 15 g CrCl3 mol K CrO4 n cromato 0, 79 mol cromato de potasio 158,35 g / mol mol CrCl 3 Que su pone una masa de: m cromato 0,79 mol 194, g/mol 153,4 g de cromato de potasio Como el rendimiento de la reacción es del 70 % se precisa una cantidad mayor. 100 reales m real cromato 153,4g teóri cos 19,17 g decromatose precisan 70 teóricos PAU CyL S00 oxidación de ion ferroso con ácido nítrico, potenciales normales a) Determine si, en condiciones estándar, es posible oxidar el ion ferroso mediante ácido nítrico, que se reduciría hasta óxido nítrico (NO). b) Ajuste el proceso redox por el método del ión electrón. Datos: Potenciales estándar de reducción: Fe 3+ (ac) / Fe + (ac), E 0 0,77 V. NO 3 - (ac) / NO (g), E 0 0,96 V. La reacción será posible si: ε pila > 0. Las semirreacciones que se deben producir son: ánodo, oxidación: Fe + Fe e - E 0 ánodo - E 0 (Fe 3+ /Fe + ) - 0,77 V 9

10 cátodo, reducción: NO H e - NO + H O E 0 cátodo E 0 (NO - 3 /NO) 0,96 V Sumando ambas ecuaciones se observa que la reacción sí que es posible, ya que el E de la pila es >0 E pila E 0 ánodo + E 0 cátodo - 0,77 V + 0,96 V + 0,19 V > 0 La reacción global es: 3 Fe + + NO H + 3 Fe 3+ + NO + H O PAU CyL J003 electrólisis del cloruro de calcio Se hace pasar una corriente de 5 A durante horas a través de una celda electrolítica que contiene CaCl (fundido). a) Escriba las reacciones de electrodo. b) Calcule las cantidades, en gramos, de los productos que se depositan o desprenden en los electrodos. a) En el ánodo se produce la oxidación de los aniones cloruro, Cl -, y el cátodo la reducción de los cationes calcio, Ca +. (+) ánodo, oxidación: Cl - (l) Cl (g) + e - (-) cátodo, reducción: Ca + (l) + e - Ca (s) b) La cantidad de carga eléctrica que pasa por la celda es: Q I t 5 A h s/h C Aplicando la primera ley de Faraday y como en cada proceso se intercambian mol de electrones paras obtener un mol de producto, se tiene: Q MCl 36000C 71g / mol ánodo: m 13,g Cl F z 96500C/ mole e cátodo: Q M Ca 36000C 40 g / mol m F z 96500C/ mole e 7,5g Ca Calcula la E de la pila: Cu Cu + (0,1M) Ag + (0,1M) Ag, los potenciales normales son: Cu + /Cu +0,34V y Ag + Ag 0,80V. El proceso redox que tiene lugar en la pila es: Cu + Ag + Cu + + Ag E pila E reducción plata E reducción cobre 0,80 0,34 0,46V Como las concentraciones no son todas 1M, se debe de aplicar la ecuación de Nerst. Por tanto, resulta: + 0 0,059 0,059 [ Cu ] 0,059 0,1 E pila E pila logq 0,46 log 0,46 log 0, 43V n + Ag 0,1 [ ] 10