PROFESOR JANO

Transcripción

1 FICHA REDOX QUI Ajusta las siguientes reacciones redox: a) I HNO NO HIO H O (transcurre en medio ácido). b) KNO Al KOH NH KAlO (transcurre en medio básico). NOTA: el KAlO es el aluminato potásico formado por el anión AlO - y el catión K. a) Forma iónica de la ecuación e identificación de los átomos que se oxidan y se reducen: se reduce I H N O N O H I O H O se oxida Las semireacciones de oxidación reducción ajustadas son: oxidación: I 6H O I O 1 H 1e - reducción: N O H e - NO H O Ajuste de electrones y ecuación iónica ajustada: ( I 6HO IO 1H 1 e ) ( NO H e NO H O) 1 I 18 HO 1 NO H e 6IO 1 NO 6 H H O e Se puede eliminar e -, 6H queda: y 18 H O que aparezcan en los dos miembros, con lo que I 1 NO H 6IO 1 NO HO

2 Ecuación molecular ajustada: I 1 HNO 6HIO 1 NO HO se han introducido 6H en el primer miembro para completar los segundo, para formar las moléculas de ácido iódico (HIO ). NO y 6H, en el b) Forma iónica de la ecuación e identificación de los átomos que se oxidan y se reducen: se reduce 1 K 5 N O 1 Al K 1 O H 1 N H 1 K Al se oxida Semirreacciones de oxidación - reducción ajustadas: oxidación: reducción: Al OH AlO HO e NO 6HO 8 e NH 9 OH Ajuste de electrones y ecuación iónica ajustada: ) 8 ( Al OH AlO HO e ( NO 6HO 8 e NH 9 OH ) NO 8 Al 18 HO OH e NH 8 AlO 16 H O 7 OH e Se puede eliminar e -, 16 H O y 7 OH - queda: NO Ecuación molecular ajustada: que aparecen en los dos miembros, con lo que 8 Al HO 5 OH NH 8 AlO KNO 8 Al 5KOH HO NH 8KAlO Se han introducido 8 K en cada miembro.

3 En presencia de ácido sulfúrico, el permanganato de potasio reacciona con el sulfato de hierro (II) transformándole en sulfato de hierro (III), al mismo tiempo que se forma sulfato de manganeso (II), sulfato de potasio y agua. a) Escriba las semirreacciones correspondientes de oxidación-reducción b) Escriba la reacción molecular ajustada Selectividad UPV Julio La reacción pedida es: KMn(7)O H SO Fe()SO ()Fe (SO ) Mn()SO K SO H O RED: MnO - 8 H 5e Mn H O OX: Fe - 1 e - Fe (x5, para igualar electrones) e - Global: MnO 8 H 5 Fe Mn H O 5 Fe ωredox1 Ten en cuenta un par de detalles antes de pasar a la reacción molecular. Hay 8 H y cada ácido sulfúrico tiene dos H, por lo que su coeficiente será y no 8. Como hay 5 iones Fe y en sulfato de hierro (III) hay dos átomos de hierro, le corresponde el coeficiente 5/. Luego ya se multiplicará por dos. El sulfato de potasio se deja para el final pues no aparece. KMnO H SO 5 FeSO 5/ Fe (SO ) MnSO ½ K SO H O x KMnO 8 H SO 1 FeSO 5 Fe (SO ) MnSO K SO 8 H O

4 QUI Ajusta las siguientes ecuaciones redox: a) K Cr O 7 HI H SO K SO Cr (SO ) I H O b) KMnO SO H O H SO MnSO K SO a) se reduce 6 1 ( SO ) I H O K Cr O7 H I HSO KSO Cr se oxida Cambio en el número de oxidación de cromo y yodo: oxidación : reducción : Cr O I 7-1 I Cr - 1 I Cr O 7 I Cr Ajustamos los oxígenos con H O y H : 1H Cr O7 Cr 7HO -1 I I Ajuste de electrones y ecuación iónica ajustada: 1 I I e 1H Cr O7 6 e Cr 7HO 1H 7 1 Cr O 6 I 6e Cr 7H O I 6e Simplificando: I Cr 7HO I 1 H Cr O

5 El ajuste final será: K Cr O 7 6HI H SO K SO Cr (SO ) I 7H O Los 1 H procederán de H SO que contiene 8H, pero como en total son 1, los seis restantes provienen de 6 HI. b) se reduce 7 KMnO S O H O H 6 S O 6 Mn S O K 6 S O se oxida Cambio en el número de oxidación del manganeso y el azufre: oxidación : reducción : MnO SO Mn SO Hay que tener sumo cuidado porque en realidad aparecen SO. Ajustamos los átomos de la reacción: 8H MnO 6H O SO Mn SO H O 1H Ajuste de electrones y ecuación iónica ajustada: ( MnO 5e Mn H O) 6 8H 5 ( 6H O SO SO 1H 6e ) 8H 6MnO H O 15SO e 6Mn H O 15 SO 6H e Simplificando: 6MnO 6H O 15SO 6Mn 15 SO 1H Dividimos toda la ecuación por tres: MnO H O 5SO Mn 5 SO H

6 Las 5 SO se reparten de la siguiente manera: Dos de H SO por los H que corresponden al mismo compuesto. Dos de MnSO por los Uno de K SO que es el que queda. El ajuste final será: Mn que corresponden al mismo compuesto. KMnO 5SO H O H SO MnSO K SO QUI El ácido nítrico oxida al ácido sulfhídrico a azufre mientras que él se reduce a ion amonio: HNO HS H NH S HO a) Ajuste dicha reacción por el método ion electrón. b) Calcule qué volumen de ácido nítrico,1 M será necesario para oxidar,5 g. de ácido sulfhídrico. c) Calcule el peso equivalente de ácido sulfhídrico y de ácido nítrico. Masas atómicas: S = ; O = 16 ; N = 1 ; H =1 Una vez ajustada la ecuación por el método ion-electrón tenemos un problema de cálculo estequiométrico. a) Ajuste: El planteamiento está referido al ácido nítrico (HNO ) y el ácido sulfhídrico (H S) y se puede elegir resolverlo en moles o en equivalentes. Lo resolveré utilizando equivalentes y recordando que: nº eq H S = nº eq HNO ( S e ) S NO 1H 8e NH H O NO S 1H NH HO S HNO HS H NH S HO

7 b) nº eq HNO = nº eq H S [ N v ] N HNO HNO = = m Peq,1 N H S Peq H S = M molec = = 17 g/eq Sustituyendo:,5,1 v = v =,5 v = 5ml 17 c) Calculado en el apartado anterior. Peq H S = M molec = = 17 g/eq M molec 6 Peq HNO = = = 7, g/eq

8 QUI Dada la siguiente tabla de potenciales normales de reducción expresados en voltios: Par redox εº Cl / Cl - ClO / ClO ClO / ClO Cu / Cu SO SO / S / S Sn / Sn Sn / Sn 1,5 1,19 1,16,5,,15,15 -,1 a) Escriba el nombre de : La forma reducida del oxidante más fuerte. Un catión que pueda ser oxidante y reductor. La especie más reductora. Un anión que puede ser oxidante y reductor. b) Escriba y ajuste dos reacciones que sean espontáneas entre las especies que figuren en la tabla que correspondan a cada una de estas reacciones redox: Una oxidación de un catión por un anión. Una reducción de un catión por un anión. Escriba la f.e.m. estándar de cada una de las pilas así formadas. a) El oxidante más fuerte es el que más se reduce: Cl e Cl La forma reducida del oxidante más fuerte (Cl ) es el Cl -. El catión Sn puede ser oxidante y reductor: Sn Sn e Sn e Sn

9 La especie más reductora es la que más se oxida, será la del potencial normal de electrodo más bajo. Puede comportarse como oxidante y como reductor el anión clorato, ClO / ClO actúa como oxidante reduciéndose a ion clorito, ClO : ClO. El par ClO H e ClO HO El par ClO / ClO actúa como reductor oxidándose a anión clorato: ClO HO ClO H e b) El único catión que puede oxidarse es el Sn ε =,15 V. Para que esto sea así se puede elegir entre los presentes cualquier par aniónico cuya ε >,15: ε ε ε / S SO =,8 V. / ClO / ClO ClO = 1,1 V. ClO = 1, V. por ejemplo: SO 6H ( Sn e ) Sn 6e S H O Sn SO 6H Sn S HO En el segundo caso nos piden una reducción espontánea de un catión por un anión. Por ejemplo: El potencial de reducción de anión que se oxide ha de tener un potencial normal menor que el catión que se reduce (para conseguir f.e.m. pila > O). p. ej: reducción : Cu Cu oxidación : S SO Con lo que el ajuste sería: S H O SO ( Cu e Cu) 8H 8e S H O Cu SO 8H Cu

10 QUI19991 Ajusta las siguientes ecuaciones redox: a) HNO I HIO NO H O b) Zn NaNO NaOH NH Na ZnO H O a) oxidación N O H I I O H N O H O reducción Cambian de número de oxidación el iodo y el nitrógeno, con lo que las ecuaciones REDOX son: oxidación : reducción : I NO IO NO Ajuste atómico: H 6H O I NO NO IO H O 1H Ajuste con electrones: H NO 1e 6H O I NO IO H O 1H 1e Multiplicando por diez la primera ecuación: H 1NO 1e 6H O I 1NO IO 1H O 1H 1e 8 H 1NO I 1NO HO IO

11 Como tenemos 1 NO necesitamos 1H. Como tenemos IO necesitamos H. Sumamos por tanto H a cada miembro de la ecuación obteniendo finalmente: b) reducción 1HNO I HIO 1NO H O 5 Zn Na N O Na OH NH Na ZnO HO oxidación Cambian de número de oxidación el cinc y el nitrógeno, con lo que las ecuaciones REDOX son: oxidación : reducción : Zn NO ZnO NH Ajustamos con H O y H : H O Zn 9H NO ZnO NH H H O Ajustamos con los electrones que sean necesarios: 9H H O Zn NO 8e ZnO NH H H O e Multiplicamos la primera ecuación por cuatro: 9H 8H O Zn NO 8e ZnO NH 16H H O 8e Zn 8HO 9H NO ZnO 16H NH HO Faltan OH - en el primero y sobran H en el segundo. Añadimos 16OH - para neutralizar los H del mayor para dar OH -. Hacemos esto porque nos encontramos en medio básico. Zn 8HO (9H 16OH ) NO ZnO (16H 16OH ) NH HO

12 De esta ecuación deducimos: Zn 8HO 9H O NO 7 OH ZnO 16HO NH HO Simplificando: Zn 7 OH NO ZnO NH HO Ecuación ajustada: Zn NaNO 7NaOH NH Na ZnO H O QUI El yodo reacciona con el dióxido de azufre en presencia de agua para producir yoduro de hidrógeno y trióxido de azufre. a) Ajuste la reacción por el método ión electrón. b) Calcule el peso equivalente del oxidante y del reductor en esta ecuación. c) Calcule la normalidad, para esta reacción, de una disolución de yodo,5 M. DATOS: O = 16; S = ; I = 17 a) Las dos semirreacciones son: Reducciones: I e - I - Oxidación: SO H O SO H e - I SO H O SO HI b) Las masas equivalentes son: eq I = 5 = 17 g. eq (SO ) = (16 ) = g.

13 c) En un proceso redox, la normalidad se define teniendo en cuenta el número de electrones puestos en juego en la reacción, y está relacionada con la molaridad mediante la expresión: nº gramos nº gramos nºe nº eqgr N = = Pm/nº e = Pm = M nº e volumen V V N =,5 =,1 M El clorato potásico en medio básico oxida al yoduro potásico disuelto en agua a yodo reduciéndose él a cloruro (también se obtiene KOH). a) Cuánto clorato potásico se necesitará para obtener 5 gramos de yodo? (Supóngase que la reacción es total). b) Halle también el peso equivalente del clorato de potasio y del yoduro de potasio en esta reacción. DATOS: Cl = 5,5 ; K = 9,1 ; I = 16,9 ; O = 16 ; H = 1 a) Lo primero es ajustar la reacción para lo que empleamos el método ion electrón, con lo que las reacciones de oxidación y reducción que se producen son: OXIDACIÓN: x (I - I e - ) REDUCCIÓN: ClO HO 6e Cl - 6OH - 6I ClO HO I Cl 6OH La reacción ajustada será: 6KI KClO H O I KCl 6KOH Una vez ajustada la reacción calculamos los gramos de KClO necesarios para obtener 5 gramos de yodo:

14 Masa de I = 5,8 gramos. Masa KClO = 1,5 gramos. 5,8 g I 1,5 g KClO = 5 x x =, gramos de KClO 1,5 b) P equiv KClO = =, P equiv KI = = 7,66 6