R E S O L U C I Ó N. 2MnO 16H 10I 5I 8H O 2Mn. 2KMnO4 8H2SO4 10KI 5I2 8H2O 2MnSO4 6K2SO4. moles I 1'57 moles KMnO moles I

Transcripción

1 Dada la siguiente reacción redox en disolución acuosa: KMnO4 KI HSO4 I MnSO4 K SO4 HO Ajustar la reacción por el método del ión-electrón. b) Calcule los litros de disolución M de permanganato de potasio necesarios para obtener 1 Kg de yodo. Masas atómicas: I = 17; K = 9; O = 16; Mn = 55 QUÍMICA JUNIO EJERCICIO 6. OPCIÓN A (MnO 8H 5e Mn 4HO) 4 5(I e I ) MnO 16H 10I 5I 8H O Mn 4 Una vez que tenemos la ecuación iónica ajustada, añadimos los iones espectadores necesarios hasta completar la ecuación molecular ajustada, que será: KMnO4 8HSO4 10KI 5I 8HO MnSO4 6KSO4 b) Por la estequiometría de la reacción vemos que: 1000 moleskmno moles I 1'57 moles KMnO 54 5 moles I 4 4 n n 1'57 M V 0' 785 L disolución KMnO V M 4

2 Dada la reacción redox en disolución acuosa: KI HSO4 K CrO 7 K SO4 HO Cr (SO 4) I Ajuste por el método del ión-electrón la reacción. b) Calcule la molaridad de la disolución de dicromato de potasio, si 0 ml de la misma reaccionan con 60 ml de una disolución que contiene 80 g/l de yoduro de potasio. Masas atómicas: O = 16; K = 9; Cr = 5; I = 17 QUÍMICA RESERVA 1. EJERCICIO 5. OPCIÓN B Cr O 14H 6e Cr 7 H O 7 (I e I) Cr O 14H 6I Cr 7 H O I 7 Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, añadimos los iones espectadores necesarios para obtener la ecuación molecular. 6KI 7HSO4 KCrO7 4KSO4 7HO Cr (SO 4) I b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 94 g K CrO 7 800'06 g KI 1'41 g K Cr O g KI 7 1'41 Molaridad 94 0'16 M 0'0

3 El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio según la reacción: HSO 4 KBrKSO 4 Br SO HO Ajuste, por el método del ión-electrón, la reacción anterior. b) Calcule el volumen de bromo líquido (densidad 9 g/cm ) que se obtendrá al tratar 90 1 g de bromuro de potasio con suficiente cantidad de ácido sulfúrico. Masas atómicas: K = 9; Br = 80 QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO 5. OPCIÓN A SO 4H e SO H O 4 Br e Br SO 4H Br SO H O Br 4 Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, añadimos los iones espectadores necesarios para obtener la ecuación molecular. HSO 4 KBr SO HO Br KSO4 b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 160 g Br 90'1 g KBr 60'57 g Br 119 g KBr m 60'57 V 0'74 ml d '9

4 Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con hierro metálico? b) Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con cobre? c) Qué ocurrirá si se añaden limaduras de hierro a una disolución de Cu?. Justifique las respuestas Datos: E (Cu / Cu) 0'4 v ; E (Fe / Fe) 0'44 v ; E(H /H) 0v QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO. OPCIÓN A H e H 0 Fe e Fe 0'44 H Fe H Fe fem 0'44 Como fem > 0 Si se produce la reacción. b) H e H 0 Cu e Cu 0'4 H Cu H Cu fem 0'4 Como fem < 0 No se produce la reacción. c) Cu e Cu 0'4 Fe e Fe 0'44 Cu Fe Cu Fe fem 0'44 0'4 0'78 V Como fem > 0 Si se produce la reacción.

5 De las siguientes reacciones: HCO H CO H O CuO NH N H O Cu KClO KCl O Justifique si son todos procesos redox. b) Escriba las semireacciones redox donde proceda. QUÍMICA RESERVA 4. EJERCICIO. OPCIÓN A La primera no es de oxidación-reducción porque no cambian los estados de oxidación. La segunda y tercera si son. b) En la segunda las semirreacciones son: Cu e Cu NH 6e N 6H en la tercera las semireacciones son: ClO 6H 6e Cl H O 1 O e O

6 Al hacer la electrolisis del cloruro de sodio, se depositan 1 g de sodio en el cátodo. Calcule: Los moles de cloro gaseoso liberados en el ánodo. b) El volumen que ocupa el cloro del apartado anterior a 700 mm de Hg y 100 ºC. Masas atómicas: Na = ; Cl = 5 5 QUÍMICA RESERVA 4. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Aplicamos la ª ley de Faraday. Eq g It I t m 1 It 5047'8 culombios '8 Eq g It m 18'5 g 0'6 moles b) n R T 0'60'087 V 8'6 L P

7 0 0 Dados los potenciales normales de reducción E (Pb / Pb) 0'1V y E(Cu /Cu) 0'4V Escriba las semirreacciones y la reacción ajustada de la pila formada. b) Calcule su fuerza electromotriz e indique qué electrodo actúa como ánodo y cuál como cátodo. QUÍMICA SEPTIEMBRE. EJERCICIO. OPCIÓN A Pb e Pb 0'1 Cu e Cu 0'4 Pb Cu Pb Cu fem 0'1 0'4 0'47 v El ánodo es el electrodo de Pb que es donde se produce la oxidación y el cátodo es el electrodo de Cu que es donde se produce la reducción.

8 Al pasar una corriente eléctrica por una disolución acuosa de nitrato de cobalto (II) se desprende oxígeno en el ánodo y se deposita cobalto en el cátodo. Calcule: La intensidad de la corriente que se necesita para depositar 8 4 g de Co de una disolución acuosa de Co(NO ) en 5 minutos. b) El volumen de oxígeno gaseoso, medido en condiciones normales, que se desprende en el ánodo. Datos: F = C. Masas atómicas: N = 14; O = 16; Co = 59 QUÍMICA SEPTIEMBRE. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Aplicamos la ª ley de Faraday: 59 I100 Eq g It m 8'4 I 1'1 Amperios b) Calculamos primero la masa de cloro que se desprende 71 1'1 100 Eq g It m 10'14 g A continuación, calculamos el volumen en condiciones normales. 10'14 PV nrt 1V 0'087 V 'L 71

9 El KMnO 4, en medio ácido sulfúrico, reacciona con el HO para dar MnSO 4, O, HO y KSO 4. Ajuste la reacción molecular por el método del ion-electrón. b) Qué volumen de O medido a 150 mm de mercurio y 15 ºC se obtiene a partir de 100 g de KMnO 4? 1 1 R = 0 08 atm L K mol. Masas atómicas: C = 1; O = 16; K = 9; Mn = 55. QUÍMICA JUNIO. EJERCICIO 5. OPCIÓN A (MnO 8H 5e Mn 4HO) 4 5(HO e O H ) MnO 16H 5H O Mn 8H O 5O 10H 4 Simplificando y pasando a la reacción molecular, se tiene: KMnO 4 HSO4 5HO MnSO4 8HO 5O KSO4 b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 5molesO 100 g KMnO 1'58 moles O 4 158g KMnO4 n R T 1'580'0898 V 5'78 L de O P

10 Por una cuba electrolítica que contiene cloruro de cobre (II) fundido, circula una corriente eléctrica de A durante 45 minutos. Calcule: La masa de cobre que se deposita. b) El volumen de cloro que se desprende, medido en condiciones normales. Datos: F = C; Masa atómica: Cu = 6 5. QUÍMICA RESERVA 1. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Aplicamos la ª ley de Faraday. 6'5 700 Eq g It m '66 g b) Eq g It m '98 g Calculamos el volumen en condiciones normales: '4 L '98 g Cl 0'94 L 71 g Cl

11 En una valoración, 1 5 ml de una disolución 0 1 M de NaCO 4 (oxalato de sodio) en medio ácido consumen 17 8 ml de una disolución de KMnO 4 de concentración desconocida. Sabiendo que el oxalato pasa a CO y el permanganato a Mn. Ajuste la ecuación iónica por el método del ión-electrón. b) Calcule la concentración de la disolución de 4 KMnO. Datos: Masas atómicas: O = 16; K = 9; Mn = 55. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO 5. OPCIÓN A (MnO 8H 5e Mn 4HO) 4 5 (C O e CO ) 4 MnO 16H 5C O Mn 8H O 10CO 4 4 b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: moleskmno '1510 moles de Na C O 1'5 10 moles KMnO molesdeNaCO4 1'510 KMnO 4 0'071 M 17'810

12 Dadas las siguientes reacciones (sin ajustar): CaO H O Ca(OH) Ag HNO AgNO NO HO Razone: Si son de oxidación-reducción. b) Qué especies se oxidan y qué especies se reducen? QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO. OPCIÓN A La segunda reacción si es de oxidación-reducción. b) El ácido nítrico es el oxidante y se reduce. La plata es el reductor y se oxida.

13 El principal método de obtención del aluminio comercial es la electrolisis de las sales de Al fundidas. Cuántos culombios deben pasar a través del fundido para depositar 1kg de aluminio?. b) Si una célula electrolítica industrial de aluminio opera con una intensidad de corriente de A. Cuánto tiempo será necesario para producir 1 kg de aluminio? Datos: Faraday = C. Masa atómica: Al = 7. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Aplicamos la ª ley de Faraday. Eq g It 96500m m I t 107' Culombios Eq g 7 b) Eq g It 96500m m t 68 segundos Eq g I

14 Se construye una pila, en condiciones estándar, con un electrodo de cobre y un electrodo de aluminio. Indique razonadamente cuál es el cátodo y cuál el ánodo. b) Calcule la f.e.m de la pila. Datos: Potenciales estándar de reducción: Cu / Cu 0'4V ; Al / Al 1'65V. QUÍMICA RESERVA 4. EJERCICIO. OPCIÓN A El cátodo es donde ocurre la reducción, es decir, el cobre. El ánodo es donde ocurre la oxidación, es decir, el aluminio. b) Reducción: Oxidación: Cu e Cu E 1 0'4 Al e Al E 1'65 Cu Al Cu Al fem 0'41'65 1'99 v

15 En medio ácido sulfúrico, el permanganato de potasio reacciona con Fe (II) según: KMnO4 FeSO4 HSO4 MnSO4 Fe (SO 4) K SO4 HO Ajuste la reacción por el método del ión-electrón. b) Calcule el número de moles de sulfato de hierro (III) que se obtienen cuando reaccionan 79 g de permanganato de potasio con la cantidad necesaria de Fe (II). Masas atómicas: O = 16; K = 9; Mn = 55. QUÍMICA RESERVA 4. EJERCICIO 6. OPCIÓN B (MnO 8H 5e Mn 4HO) 4 5(Fe e Fe ) MnO 16H 10 Fe Mn 8H O 10 Fe 4 Simplificando y pasando a la reacción molecular, se tiene: KMnO 4 8HSO4 10 FeSO4 MnSO4 8HO 5Fe (SO 4) KSO4 b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 5 moles 79 g KMnO 4 1' 5 moles 158 g KMnO 4

16 Una muestra de un metal se disuelve en ácido clorhídrico y se realiza la electrólisis de la disolución. Cuando han pasado por la célula electrolítica 15 C, se encuentra que en el cátodo se han depositado 1 74 g de metal. Calcule: La carga del ión metálico. b) El volumen de cloro desprendido medido en condiciones normales. Datos: F = C; Masa atómica del metal = 157. QUÍMICA SEPTIEMBRE. EJERCICIO 6. OPCIÓN A Por las leyes de Faraday se sabe que la cantidad de metal depositada en el cátodo de una celda electrolítica, es directamente proporcional a la carga que circula por ella, luego: 157' 15 1'74 n n b) La reacción de electrolisis que tiene lugar, una vez conocida la carga del metal, es la siguiente: MCl M Cl Sabemos que los moles de metal obtenidos son: 1'74 0'011 moles 157' Los moles de cloro gas desprendidos en el ánodo serán: 0'011 0'0165 moles Calculamos el volumen: '4 L 0'0165 moles Cl 0'7 L de Cl 1 mol Cl

17 Sabiendo que: Zn(s) Zn Zn(s) Zn (1M) H (1M) (1M) Cu (1M) H(1atm) Pt(s) Cu(s) 0 E pila Calcule los siguientes potenciales estándar de reducción: E(Zn QUÍMICA SEPTIEMBRE. EJERCICIO. OPCIÓN B 0 E pila 1'10V 0 0'76V. /Zn). b) E(Cu 0 /Cu). Reducción: H e H E1 0 Oxidación: Zn e Zn E Zn H Zn H 0'76 0 E E 0'76 v b) Reducción: Cu e Cu E 1 Oxidación: Zn e Zn 0'76 Zn Cu Zn Cu 1'10 E 10'76 E 1 0'4 v

18 La siguiente reacción redox tiene lugar en medio ácido: MnO4 Cl H Mn Cl HO Indique, razonando la respuesta, la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: El Cl es el agente reductor. b) El MnO experimenta una oxidación. 4 c) En la reacción, debidamente ajustada, se forman también 4 moles de HO por cada mol de 4 MnO. QUÍMICA. 00. JUNIO. EJERCICIO. OPCIÓN A Verdadero, se oxida de cloruro a cloro: Cl e Cl. b) Falso, es el oxidante y se reduce de permanganato a ión manganoso: MnO 8 H 5 e Mn 4 H O 4 c) Verdadero. Si se ajusta la reacción con el método ión-electrón: (MnO 8H 5e Mn 4HO) 4 5(Cl e Cl) MnO 16 H 10 Cl Mn 8 H O 5 Cl 4

19 El bromuro sódico reacciona con el ácido nítrico, en caliente, según la siguiente ecuación: NaBr HNO Br NO NaNO HO Ajuste esta reacción por el método del ión electrón. b) Calcule la masa de bromo que se obtiene cuando 100 g de bromuro de sodio se tratan con ácido nítrico en exceso. Masas atómicas: Br = 80; Na =. QUÍMICA. 00. JUNIO. EJERCICIO 6. OPCIÓN B (NO H 1e NO HO) Br e Br NO 4 H Br NO H O Br Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, añadimos los iones espectadores necesarios para obtener la ecuación molecular. NaBr4HNO Br NO NaNO HO b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 160 g Br 100 g 77'67 g Br 10 g NaBr

20 Para cada una de las siguientes electrolisis, calcule: La masa de cinc metálico depositada en el cátodo al pasar por una disolución acuosa de Zn una corriente de 1 87 amperios durante 4 5 minutos. b) El tiempo necesario para que se depositen 0 58 g de plata tras pasar por una disolución acuosa de AgNO una corriente de 1 84 amperios. Datos: F = C. Masas atómicas: Zn = 65 4; Ag = 108. QUÍMICA. 00. RESERVA 1. EJERCICIO 6. OPCIÓN B 65'4 1' Eq g It m 1'615 g b) 108 1'84 t 0'58 1 t 8 segundos 96500

21 A partir de los valores de potenciales normales de reducción siguientes: (Cl / Cl ) 1'6 V ; (I / I ) 0'54 V ; (Fe / Fe ) 0'77 V,, indique, razonando la respuesta: Si el cloro puede reaccionar con iones Fe y transformarlos en Fe. b) Si el yodo puede reaccionar con iones Fe y transformarlos en Fe. QUÍMICA. 00. RESERVA. EJERCICIO. OPCIÓN A Para que el ión ferroso se oxide, el cloro se tiene que reducir según la reacción: Cl e Cl 1'6 (Fe 1e Fe ) 0'77 Cl Fe Cl Fe fem 1'6 0'77 0'59 Como fem > 0 Si se produce la reacción. b) Para que el ión ferroso se oxide, el iodo se tiene que reducir según la reacción: I e I 0'54 (Fe 1e Fe ) 0'77 I Fe I Fe fem0'540'77 0' Como fem < 0 No se produce la reacción.

22 Dos cubas electrolíticas, conectadas en serie, contienen una disolución acuosa de AgNO, la primera, y una disolución acuosa de HSO 4, la segunda. Al pasar cierta cantidad de electricidad por las dos cubas se han obtenido, en la primera, g de plata. Calcule: La carga eléctrica que pasa por las cubas. b) El volumen de H, medido en condiciones normales, que se obtiene en la segunda cuba. Datos: F = C. Masa atómica: Ag = 108; H = 1. QUÍMICA. 00. RESERVA. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Si las cubas están conectadas en serie, la carga que circula por ellas será la misma. Con la cantidad de plata depositada se calcula la carga que circulado en la primera cuba mediante una de las leyes de Faraday: 108q 0'09 q 80'4 culombios b) Ahora, el proceso es el inverso. Como la carga que ha circulado en la segunda cuba es la misma que en la primera, se pueden calcular los equivalentes gramos de hidrógeno que se han desprendido y con ellos el volumen en condiciones normales. O también teniendo en cuenta que número de equivalentes-gramo desprendidos de hidrógeno ha de ser el mismo que se ha depositado de plata en la primera cuba: b) 180' m 8' 10 g de H Calculamos el volumen: '4 L 8'10 g H 9' 10 L 4 gh

23 La siguiente reacción redox tiene lugar en medio ácido: MnO4 Ag H Mn Ag HO Ajuste esta reacción por el método del ión electrón. b) Calcule los gramos de plata metálica que podría ser oxidada por 50 ml de una disolución acuosa de MnO 0 M. 4 Masa atómica: Ag = 108. QUÍMICA. 00. RESERVA. EJERCICIO 5. OPCIÓN A MnO 8H 5e Mn 4H O 4 5(Ag 1e Ag ) MnO 8H 5Ag Mn 4 H O 5Ag 4 b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 540 g Ag 0'050' moles 5'4 g Ag 1 mol MnO 4

24 El ácido nítrico (HNO ) reacciona con el sulfuro de hidrógeno (HS) dando azufre elemental (S), monóxido de mononitrógeno (NO) y agua. Escriba y ajuste por el método del ión electrón la reacción correspondiente. b) Determine el volumen de HS, medido a 60º C y 1 atm, necesario para que reaccione con 500 ml de HNO 0 M. 1 1 Datos: R = 0 08 atm L K mol. QUÍMICA. 00. RESERVA 4. EJERCICIO 5. OPCIÓN A (NO 4H e NO HO) (HS e S H ) NO H H S NO 4H O S HNO HS NO 4HO S b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: molesh S 0'50' moles HNO 0'15 moles H S moles HNO n R T 0'150'08 V 4'1L P 1

25 Razone la certeza o falsedad de las siguientes afirmaciones: Todas las reacciones de combustión son procesos redox. b) El agente oxidante es la especie que dona electrones en un proceso redox. c) El ánodo, en una pila, es el electrodo en el que se lleva a cabo la oxidación. QUÍMICA. 00. SEPTIEMBRE. EJERCICIO. OPCIÓN B Verdadero: el oxígeno se reduce (cambia su estado de oxidación de 0 a ) y el elemento que se quema se oxida aumentando su estado de oxidación. b) Falso, el oxidante se reduce y gana electrones. c) Verdadero: la oxidación en el ánodo y la reducción en el cátodo.

26 Dada la siguiente reacción redox: HCl K CrO 7 CrCl KCl Cl HO Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. b) Calcule la molaridad de la disolución de HCl si cuando reaccionan 5 ml de la misma con exceso de KCrO 7 producen 0 L de Cl medidos en condiciones normales. QUÍMICA JUNIO. EJERCICIO 5. OPCIÓN A Cr O 14H 6e Cr 7 H O 7 (Cl e Cl ) Cr O 14H 6Cl Cr 7 H O Cl 7 Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, añadimos los iones espectadores necesarios para obtener la ecuación molecular. K CrO7 14HCl CrCl 7H O Cl KCl b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 14 moles HCl 0' L Cl 0'065 moles HCl '4 L Cl 0'065 M '5 M 0'05

27 Al realizar la electrolisis de ZnCl fundido, haciendo pasar durante cierto tiempo una corriente de A a través de una celda electrolítica, se depositan 4 5 g de cinc metálico en el cátodo. Calcule: El tiempo que ha durado la electrolisis. b) El volumen de cloro liberado en el ánodo, medido en condiciones normales. Datos: F = C. Masa atómica: Zn = QUÍMICA RESERVA 1. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Aplicamos la ª ley de Faraday. 65'4 t 4'5 t 4100 segundos b) Aplicamos la ª ley de Faraday m 6'59 g Calculamos el volumen: 1 mol '4 L 6'59 g 8'9 litros 71 g Cl 1 mol

28 Se hace pasar una corriente eléctrica de 1 5 A a través de 50 ml de una disolución acuosa 0 1 M en iones Cu. Cuánto tiempo tiene que transcurrir para que todo el cobre de la disolución se deposite como cobre metálico? b) Qué intensidad de corriente eléctrica hay que hacer pasar a través de una disolución acuosa de iones Au si se quiere obtener 1 gramo de oro metálico en 0 minutos? Datos: F = C. Masas atómicas: Au = 197; Cu = 6 5. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO 6. OPCIÓN A Calculamos el número de equivalentes-gramo que se depositarán de cobre a partir de los datos de la disolución: 0'10'5 0'05 moles 0'056'5 g 1'5875 g Aplicamos la ª ley de Faraday. 6'5 1'5 t 1'5875 t 17 segundos b) Como antes, se calculan los equivalentes-gramo que hay en el gramo de oro, con éstos la carga necesaria y con ella y el tiempo se calcula intensidad: 197 I I 0'8 Amperios

29 Indique, razonadamente, si cada una de las siguientes transformaciones es una reacción de oxidación-reducción, identificando, en su caso, el agente oxidante y el reductor: Al6HCl AlCl H b) HO SO HSO 4 c) NaBr Cl NaCl Br QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO. OPCIÓN B Primera: se reduce el hidrógeno (oxidante) y se oxida el aluminio (reductor). Al e Al H e H b) La segunda no es de oxidación reducción ya que ningún elemento cambia su estado de oxidación. c) Tercera: se reduce el cloro (oxidante) y se oxida el bromuro (reductor). Br e Br Cl e Cl

30 Una pila electroquímica se representa por: Mg Mg (1M) Sn (1M) Sn. Dibuje un esquema de la misma indicando el electrodo que hace de ánodo y el que hace de cátodo. b) Escriba las semirreacciones que tienen lugar en cada semipila. c) Indique el sentido del movimiento de los electrones por el circuito exterior. 0 0 E(Mg /Mg) '7v; E (Sn / Sn) 0'14 v QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO. OPCIÓN A Actuará como cátodo (polo positivo) el de mayor potencial de reducción, o sea, el par 0 E (Sn /Sn) 0'14 v y como ánodo (polo negativo) el de menor potencial, el 0 E (Mg /Mg) '7 v. Los electrones fluirán del electrodo de magnesio al de estaño (siempre del ánodo al cátodo); se disolverá el magnesio metálico pasando a la disolución y se depositará el estaño de la disolución en el electrodo de estaño en forma metálica. Las reacciones que tiene lugar serán: Mg e Mg '7 Sn e Sn 0'14 Mg Sn Mg Sn fem '7 0'14 ' v

31 Dada la siguiente reacción redox: HSO 4 KBrKSO 4 Br SO HO Ajuste la reacción por el método del ión-electrón. b) Calcule el volumen de SO, medido a 700 mm de Hg y 5 ºC, que se puede obtener a partir de 50 g de KBr y exceso de HSO Datos: R = 0 08 atm L K mol. Masas atómicas: K = 9; Br = 80. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO 6. OPCIÓN B SO 4H e SO H O 4 Br e Br SO 4H Br SO H O Br 4 Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, añadimos los iones espectadores necesarios para obtener la ecuación molecular. HSO 4 KBr SO HO Br KSO4 b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 1 mol SO 50 g 0'1 moles SO 119 g KBr n R T 0'10'0898 P V n R T V 5'57 L P

32 Dada la siguiente reacción redox: Cu HNO Cu(NO ) NO H O Ajústela por el método del ión-electrón. b) Calcule el volumen de NO, medido en condiciones normales, que se obtiene a partir de 7 5 g de Cu. Masa atómica: Cu = 6 5. QUÍMICA RESERVA 4. EJERCICIO 5. OPCIÓN A (NO 4H e NO HO) (Cu e Cu ) NO 8H Cu NO 4H O Cu Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, añadimos los iones espectadores necesarios para obtener la ecuación molecular. 8HNO Cu NO 4HO Cu(NO ) b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: moles NO 7 '5 g 0'079 moles NO 6'5gCu nrt 0'0790'087 PV nrt V 1'77L de NO P 1

33 La notación de una pila electroquímica es: Mg Mg (1M) Ag (1M) Ag. Calcule el potencial estándar de la pila. b) Escriba y ajuste la ecuación química para la reacción que ocurre en la pila. c) Indique la polaridad de los electrodos. 0 0 Datos: E(Ag /Ag) 0'80V; E(Mg /Mg) '6V QUÍMICA SEPTIEMBRE. EJERCICIO. OPCIÓN B a y b) Se reducirá el ión plata que tiene un potencial estándar de reducción mayor: Reducción: Ag e Ag 0'80 Oxidación: Mg e Mg '6 Mg Ag Mg Ag fem '6 0'80 '16 v c) El ánodo (polaridad negativ es donde ocurre la oxidación: el magnesio. El cátodo (polaridad positiv donde ocurre la reducción: plata.

34 El monóxido de nitrógeno se puede obtener según la siguiente reacción: Cu HNO Cu(NO ) NO HO Ajuste por el método del ión-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular. b) Calcule la masa de cobre que se necesita para obtener 5 litros de NO medidos a 750 mm de Hg y 40ºC 1 1 Datos: R = 0 08 atm L K mol. Masa atómica: Cu 6'5 QUÍMICA JUNIO. EJERCICIO 5. OPCIÓN A (NO 4H e NO HO) (Cu e Cu ) NO 8H Cu NO 4H O Cu Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, añadimos los iones espectadores necesarios para obtener la ecuación molecular. 8HNO Cu NO 4HO Cu(NO ) b) Vamos a calcular los moles que son 5 L de NO en esas condiciones PV PV nrt n 760 0'19moles RT 0'081 Por la estequiometría de la reacción, vemos que: moles Cu 6'5 g 0'19 moles NO 18'9 g Cu moles NO 1 mol Cu

35 La siguiente reacción tiene lugar en medio ácido: MnO Fe Mn Fe 4 Ajuste la reacción iónica por el método del ión-electrón. b) Calcule la molaridad de una disolución de KMnO 4, sabiendo que a partir de 50 ml de la misma se pueden obtener 0 4 moles de Fe. QUIMICA RESERVA 1. EJERCICIO 5. OPCIÓN A MnO 8H 5e Mn 4H O 4 5(Fe 1e Fe ) MnO 8H 5Fe Mn 4H O 5 Fe 4 b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 1mol MnO4 0'4 moles 0'068 moles MnO 5moles Fe 4 0'068 M 1'6 0'05

36 Se hace pasar una corriente eléctrica de 6 5 amperios a través de una celda electrolítica que contiene NaCl fundido hasta que se obtienen 1 litros de Cl, medido en condiciones normales. Calcule: El tiempo que ha durado la electrolisis. b) La masa de sodio depositado en el cátodo durante ese tiempo. Datos: F = C. Masa atómica: Na =. QUIMICA RESERVA EJERCICIO 6 OPCIÓN B Calculamos los gramos de cloro Aplicamos la ª ley de Faraday. 71 g de cloro 1' L '8 g de cloro '4 L 71 6'5 t '8 t 1589 segundos b) 6'51589 m '46 g de sodio 96500

37 Tiene el respuesta. Datos: Zn capacidad para oxidar el Br a Br en condiciones estándar? Razone la 0 E(Zn /Zn) 0'76v 0 ; E(Br/Br ) 1'06v. b) Escriba, según el convenio establecido, la notación simbólica de la pila que se puede formar 0 0 con los siguientes electrodos: Zn / Zn (E 0'76 v) ; Cu / Cu (E 0'4 v). QUIMICA RESERVA EJERCICIO OPCIÓN A Oxidación: Br e Br E1 1'06 Reducción: Zn e Zn E 0'76 Zn Br Zn Br fem 1'06 0'76 1'8 v Luego el Zn no puede oxidar al Br a Br. b) Oxidación: Reducción: Zn e Zn E 1 0'76 Cu e Cu E 0'4 Zn Cu Zn Cu fem 0'76 0'4 1'10 v Para escribir la notación de la pila se empieza siempre escribiendo a la izquierda el proceso de oxidación (ánodo) y a continuación el de reducción (cátodo). La doble barra indica que los dos semielementos están separados por un puente salino. Zn(s) Zn (ac) Cu (ac) Cu(s)

38 Dada la siguiente reacción redox: KI H SO 4 K SO 4 I H S H O Ajuste la reacción por el método del ión-electrón. b) Calcule los moles de I que se obtienen cuando 1 L de una disolución M de KI se ponen a reaccionar con L de una disolución 0 5 M de 4 HSO QUIMICA RESERVA EJERCICIO 6 OPCIÓN B SO 10H 8e H S 4H O 4 4(I e I) SO 10H 8I H S 4H O 4I 4 Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, añadimos los iones espectadores necesarios para obtener la ecuación molecular. 5HSO 4 8KI HS 4HO 4I 4KSO4 b) El reactivo limitante es el ácido sulfúrico. Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 4molesI 1mol 0'8molesI 5 moles H SO 4

39 Se hace pasar durante 5 horas una corriente eléctrica de 5 amperios a través de una celda electrolítica que contiene SnI. Calcule: La masa de estaño metálico depositado en el cátodo. b) Los moles de I liberados en el ánodo. Datos: F = C. Masa atómica: Sn = QUIMICA RESERVA 4 EJERCICIO 6 OPCIÓN A Aplicamos la ª ley de Faraday. 118' m 7'67 g b) Los moles de yodo liberados en el ánodo son los mismos que los moles de estaño depositados en el cátodo, luego: 7 '67 0' moles de I 118'7

40 Dada la reacción: Cu 8HNO Cu(NO ) NO 4H O Justifique la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: El Cu acepta electrones experimentando, por tanto, una reducción. b) El número de oxidación del nitrógeno en el ácido nítrico es +5. c) El ácido nítrico es el reductor y el cobre el oxidante. QUIMICA RESERVA 4 EJERCICIO OPCIÓN B Falso, ya que el Cu pierde electrones. b) Cierto. c) Falso, el ácido nítrico es el oxidante y el cobre el reductor.

41 Se dispone de una pila con dos electrodos de Cu y Ag sumergidos en una disolución 1 M de sus respectivos iones, Cu y Ag. Conteste sobre la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: El electrodo de plata es el cátodo y el de cobre el ánodo. b) El potencial de la pila es 0 46 V. c) En el ánodo de la pila tiene lugar la reducción del oxidante. 0 0 Datos: E(Ag /Ag) 0'80V; E (Cu / Cu) 0'4 V QUÍMICA SEPTIEMBRE. EJERCICIO. OPCIÓN B Cierta. El cátodo es donde ocurre la reducción, es decir, la plata. El ánodo es donde ocurre la oxidación, es decir, el cobre. b) Cierta. Oxidación: Cu e Cu E 1 0'4 Reducción: Ag e Ag E 0'80 Cu Ag Cu Ag fem 0'4 0'80 0'46 v c) Falsa. En el ánodo se produce la oxidación del reductor.

42 Para la reacción: HNO C CO NO HO Justifique la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: El número de oxidación del oxígeno pasa de a 0. b) El carbono se oxida a CO c) El HNO se reduce a NO. QUÍMICA JUNIO. EJERCICIO. OPCIÓN A Falso. No varía. b) Cierto. c) Cierto.

43 Se realiza la electrolisis completa de litros de una disolución de AgNO durante 1 minutos, obteniéndose 1 5 g de plata en el cátodo. Qué intensidad de corriente ha pasado a través de la cuba electrolítica?. b) Calcule la molaridad de la disolución inicial de AgNO. Datos: F=96500 C. Masas atómicas: Ag 108 ; N 14 ; O 16 QUÍMICA JUNIO. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Aplicando la ª ley de Faraday, tenemos: Eq g It 108I70 m 1'5 I 1'86 Amperios b) 1'5 moles soluto L disolución M 6'94 10 M

44 Razone si los enunciados siguientes, relativos a una reacción redox, son verdaderos o falsos: Un elemento se reduce cuando pierde electrones. b) Una especie química se oxida al mismo tiempo que otra se reduce. c) En una pila, la oxidación tiene lugar en el electrodo negativo. QUÍMICA RESERVA 1. EJERCICIO. OPCIÓN A Falso. Un elemento se reduce cuando gana electrones. b) Verdadera. c) Verdadera.

45 La siguiente reacción redox tiene lugar en medio ácido: Zn BrO Zn Br 4 Ajuste la reacción iónica por el método del ión-electrón. b) Calcule la riqueza de una muestra de cinc si 1 g de la misma reacciona con 5 ml de una disolución 0 1 M en iones BrO 4. Masa atómica: Zn = QUÍMICA RESERVA 1. EJERCICIO 6. OPCIÓN B BrO 8H 8e Br 4H O 4 4(Zn e Zn ) BrO 8H 4 Zn Br 4H O 4 Zn 4 b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 465'4 g Zn 0'10'05 moles BrO 4 0'654 g Zn 1 mol BrO '654 g Zn puros 65'4% 1 g muestra

46 Dada la siguiente reacción redox: Cu HNO Cu(NO ) NO H O Ajústela por el método del ión-electrón. b) Calcule el volumen de NO, medido en condiciones normales, que se obtiene cuando reaccionan 7 5 g de Cu con 1 litro de disolución 0 M de HNO. Masa atómica: Cu = 6 5. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO 5. OPCIÓN A (NO 4H e NO HO) (Cu e Cu ) NO 8H Cu NO 4H O Cu Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, añadimos los iones espectadores necesarios para obtener la ecuación molecular. 8HNO Cu NO 4HO Cu(NO ) b) El reactivo limitante es el ácido nítrico, luego por la estequiometría de la reacción, vemos que: moles NO 0' moles 0'05 moles NO 8 moles HNO nrt 0'050'087 PV nrt V 1'1L de NO P 1

47 La fórmula de un cloruro metálico es MCl 4. Se realiza la electrolisis a una disolución de dicho cloruro haciendo pasar una corriente eléctrica de 1 81 amperios durante 5 6 minutos, obteniéndose 0 5 g del metal. Calcule: La masa atómica del metal. b) El volumen de Cl que se obtendrá en el ánodo, medido en condiciones normales. Dato: F = C. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Aplicamos la ª ley de Faraday. P.at. 1' '5 4 P.at. 7' b) 71 1' mol '4L m 1'0 g 0' litros g 1 mol

48 Cuando se introduce una lámina de aluminio en una disolución de nitrato de cobre (II), se deposita cobre sobre la lámina de aluminio y aparecen iones Al en la disolución. Escriba las semirreacciones de oxidación y de reducción que tienen lugar. b) Escriba la reacción redox global indicando el agente oxidante y el reductor. c) Por qué la reacción es espontánea? 0 0 Datos: E (Cu / Cu) 0'4 V ; E(Al /Al) 1'66V. QUÍMICA RESERVA 4. EJERCICIO. OPCIÓN B Al e Al 1'66 Cu e Cu 0'4 Al Cu Al Cu fem 1'660'4 v El oxidante es el que gana electrones (Cu ) La reacción es espontánea ya que la fem es positiva. y el reductor el que cede electrones (Al)

49 La siguiente reacción tiene lugar en medio ácido: CrO 7 CO4 Cr CO Ajuste por el método del ión-electrón esta reacción en su forma iónica. b) Calcule el volumen de CO, medido a 700 mm de Hg y 0 ºC que se obtendrá cuando reaccionan 5 8 ml de una disolución de KCrO M con exceso de ión CO Dato: R 0'08 atm L K mol QUÍMICA SEPTIEMBRE. EJERCICIO 5. OPCIÓN A Cr O 14H 6e Cr 7 H O 7 (C O e CO ) 4 Cr O 14H C O Cr 7 H O 6CO 7 4 b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 6 moles CO 0'00'058 ' moles de CO 1 mol K Cr O 7 nrt ' '080 V P 700 0'08 L 760

50 La siguiente reacción tiene lugar en medio ácido: BrO Zn Br Zn 4 Ajuste la reacción iónica por método del ión-electrón b) Calcule la riqueza de una muestra de Zn si 1 g de la misma reacciona con 5 ml de una disolución 0 1 M de iones BrO 4. Masa atómica: Zn = 65 4 QUÍMICA JUNIO EJERCICIO 5. OPCIÓN A BrO 8H 8e Br 4H O 4 4(Zn e Zn ) BrO 8H 4 Zn Br 4H O 4 Zn 4 b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 4moles Zn 65'4 g 0'050'1 moles BrO 4 0'654g Zn 1mol BrO 1 mol Zn 4 0'654 g puros Zn 100 g muestra 65' 4% de riqueza 1g muestra

51 Se realiza la electrolisis de litros de una disolución de nitrato de plata 0 M haciendo pasar una corriente eléctrica de 0 5 amperios durante 4 horas. Calcule: La masa de plata que se deposita en el cátodo. b) La concentración de iones Ag que queda en la disolución una vez finalizada la electrolisis. Datos: F = C. Masas atómicas: Ag = 108. QUÍMICA RESERVA 1. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Con la intensidad de corriente y el tiempo se calcula la carga que ha circulado por la disolución y aplicando la ª ley de Faraday se calculan los equivalentes-gramos de plata depositados. Con ellos y, teniendo en cuenta que la plata sólo transfiere 1 electrón, se calculan los gramos de plata. Eq g I t 108 0' m 8'05 g b) Si a los moles iniciales se le restan los que se ha depositado en el cátodo, quedarán los que permanecen disueltos en el volumen de 1 litro: 8'05 0'4 Ag 108 0'16 M litros

52 Cuando el I reacciona con gas hidrógeno, se transforma en yoduro de hidrógeno: Escriba el proceso que tiene lugar, estableciendo las correspondientes semirreacciones redox. b) Identifique, razonando la respuesta, la especie oxidante y la especie reductora. c) Cuántos electrones se transfieren para obtener un mol de yoduro de hidrógeno según el proceso redox indicado? Razone la respuesta. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO. OPCIÓN A I e I reducción H e H oxidación I H IH b) El oxidante es la especie que se reduce, es decir el I y el reductor es la que se oxida, es decir el H. c) En las reacciones vemos que se transfieren moles de electrones para obtener moles de HI, luego, para obtener 1 mol se transferirá 1 mol de electrones.

53 Se hace pasar una corriente eléctrica de 5 amperios durante 5 horas a través de una celda electrolítica que contiene una disolución acuosa de CuCl. Calcule: La masa de cobre metálico depositado en el cátodo. b) El volumen de Cl medido en condiciones normales que se genera en el ánodo. Datos: F = C. Masa atómica: Cu = 6 5. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Con la intensidad de corriente y el tiempo se calcula la carga que ha circulado por la disolución y aplicando la ª ley de Faraday se calculan los equivalentes-gramos de plata depositados. Con ellos y, teniendo en cuenta que la plata sólo transfiere 1 electrón, se calculan los gramos de plata. 6' Eq g It m 14'8 g b) Teniendo en cuenta que por cada mol de cobre se desprende 1 mol de cloro. 14'8 n Cl n Cu 0' moles 6'5 V0''4 5' L

54 Se dispone de una pila formada por un electrodo de cinc y otro de plata sumergidos en una disolución 1 M de sus respectivos iones, Zn y Ag. Razone la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: La plata es el cátodo y el cinc el ánodo. b) El potencial de la pila es 0 04 V. c) En el ánodo de la pila tiene lugar la reducción del oxidante. 0 0 Datos: E(Zn /Zn) 0'76V; E(Ag /Ag) 0'80V. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO. OPCIÓN A Verdadera. Como el potencial de la plata es mayor que el del cinc, es la plata la que se reduce y, por lo tanto es el cátodo, mientras que el cinc se oxida y es el ánodo. b) Falsa. 0 E pila 0'760'8 1'56 v c) Falsa. En el ánodo de la pila tiene lugar la oxidación del reductor.

55 Una muestra que contiene sulfuro de calcio, CaS, se trata con ácido nítrico concentrado hasta reacción completa, según: CaS HNO NO SO Ca(NO ) H O Ajuste por el método del ión-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular. b) Sabiendo que al tratar 5 g de la muestra con exceso de ácido se obtienen 0 L de NO, medidos a 0 ºC y 780º mm de Hg, calcule la riqueza en CaS de la muestra. 1 1 Datos: R0'08 atmlk mol. Masas atómicas: Ca = 40; S =. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO 6. OPCIÓN B S HO 6e SO 4H oxidación (NO 4H e NO HO) reducción S HO 8H NO SO 4H 4HO NO Simplificando, tenemos que: S 4H NO SO HO NO Ajustamos la ecuación molecular: CaS 4HNO SO H O NO Ca(NO ) b) Calculamos los moles de NO ' PV n 760 0'88 moles RT 0'080 Por la estequiometría de la reacción sabemos que: Calculamos la riqueza de la muestra: 7 gr CaS 0'88 moles 0'168 g CaS moles NO 0'168 g CaS puros '19 % 5 gr muestra

56 El proceso global de una reacción redox es: Cu HNO Cu(NO ) NO H O Escriba las semirreacciones de oxidación y de reducción de este proceso, indicando el agente oxidante y el agente reductor. b) El potencial de reducción estándar del Mg / Mg es 4 V. Razone cuál será el electrodo que actúa como ánodo y cuál como cátodo cuando se construye una pila con el electrodo de magnesio y un electrodo normal de hidrógeno. QUÍMICA RESERVA 4. EJERCICIO. OPCIÓN B (Cu e Cu ) oxidación (NO 4H e NO HO) reducción Cu 8H NO Cu 4H O NO El oxidante es el ácido nítrico y el reductor el cobre. b) El potencial del electrodo normal de hidrógeno es cero. Al ser mayor que el potencial del magnesio, el hidrógeno se reduce y actúa como cátodo y el magnesio se oxida y actúa como ánodo.

57 El ácido nítrico reacciona con el sulfuro de hidrógeno según la ecuación: HNO (ac) H S(g) NO(g) SO (g) H O(l) Ajuste por el método del ión-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular. b) Calcule el volumen de sulfuro de hidrógeno, medido a 700 mm de Hg y 60ºC, necesario para reaccionar con 500 ml de una disolución de ácido nítrico 0 5 M. 1 1 Dato: R 0'08 atm L K mol QUÍMICA SEPTIEMBRE. EJERCICIO 5. OPCIÓN A (NO 4H e NO HO) HSHO 6e SO 6H NO H H S NO H O SO HNO HS NO HO SO b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 1molHS 0'50'5 moles 0'15 moles HS mol HNO n R T 0'150'08 V '70 L P

58 Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares 0 0 E Ag /Ag 0'80 V E Ni /Ni 0'5 V y 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. QUÍMICA JUNIO EJERCICIO. OPCIÓN A La reacción global es: Ni Ag Ni Ag fem 0'80 0'5 1'05 V b) ( ) Ni Ni (1M) Ag (1M) Ag ( ). En el ánodo se oxida el Ni: Ni e Ni 0'5 V En el cátodo se reduce el ión plata: Ag e Ag 0'80V

59 Dada la reacción: KCrO(ac) NaSO(ac) HSO Cr(SO)(ac) KSO(ac) NaSO(ac) H O Ajuste por el método del ión-electrón 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 5 ml de disolución de dicromato potásico 0 06 M QUÍMICA JUNIO EJERCICIO 6. OPCIÓN B Cr O 14H 6e Cr 7 H O 7 (SO HO e SO H ) 4 Cr O 14H SO H O Cr 7 H O SO 6H 7 4 Ecuación iónica ajustada: Cr O 8H SO Cr 4H O SO 7 4 Ecuación molecular ajustada: KCrO(ac) 7 NaSO(ac) 4HSO 4 Cr(SO)(ac) 4 KSO(ac) 4 NaSO(ac) 4 4HO b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: moles Na SO 0'060'5 4' moles Na SO 1 mol K Cr O 7 4'55410 M 0'0 M 0'015

60 La siguiente reacción transcurre en medio ácido: MnO SO MnO SO 4 4 Razone qué especie se oxida y cuál se reduce. b) Indique cuál es el oxidante y cuál el reductor, justificando la respuesta. c) Ajuste la reacción iónica. QUÍMICA RESERVA 1 EJERCICIO OPCIÓN A a y b) La especie oxidante es la que se reduce, es decir, gana electrones para disminuir su estado de oxidación, en este caso el permanganato. La especie reductora es la que se oxida, es decir, pierde electrones para aumentar su estado de oxidación. En este caso el sulfito. c) (MnO 8H e Mn 4HO) 4 4 (SO H O e SO H ) 4 MnO 16H SO H O Mn 8H O SO 6H Simplificando, tenemos que la ecuación iónica ajustada es: MnO 10H SO Mn 5H O SO 4 4 4

61 Una corriente de 6 amperios pasa a través de una disolución acuosa de ácido sulfúrico durante horas. Calcule: La masa de oxígeno liberado. b) El volumen de hidrógeno que se obtendrá, medido a 7ºC y 740 mm de Hg. 1 1 Datos: R0'08 atmlk mol. F = C. Masa atómica: O 16. QUÍMICA RESERVA 1 EJERCICIO 6 OPCIÓN B Aplicamos la ª ley de Faraday m '58 g b) Calculamos la masa: 6700 m 0'447 g de H Calculamos el volumen: 0'447 0'08 00 nrt V 5'64 L de H P

62 El ácido nítrico reacciona con el cobre generando nitrato de cobre (II), monóxido de nitrógeno (NO) y agua. Escriba la ecuación iónica del proceso. b) Asigne los números de oxidación y explique qué sustancia se oxida y cuál se reduce. c) Determine la ecuación molecular y ajústela mediante el método del ión-electrón. QUÍMICA RESERVA EJERCICIO. OPCIÓN B NO H Cu NO H O Cu b) Los estados de oxidación son: NO H Cu NO H O Cu El cobre se oxida pasando a Cu según la ecuación: Cu e Cu El nitrato se reduce pasando a NO según la ecuación: NO 4H e NO H O c) (NO 4H e NO HO) (Cu e Cu ) NO 8H Cu NO 4H O Cu Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, añadimos los iones espectadores necesarios para obtener la ecuación molecular. 8HNO Cu NO 4HO Cu(NO )

63 Dada la reacción: KMnO Na C O H SO K SO MnSO Na SO H O CO Ajuste por el método del ión-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular. b) Calcule la molaridad de una disolución de KMnO 4, sabiendo que 0 ml de la misma reaccionan por completo con 0 68 g de Na C O 4 Masas atómicas: C1;O16; Na. QUÍMICA RESERVA EJERCICIO 5. OPCIÓN A (MnO 8H 5e Mn 4HO) 4 5 (C O e CO ) 4 MnO 16H 5 C O Mn 8H O 10 CO 4 4 Simplificando y pasando a la reacción molecular, se tiene: KMnO4 8HSO4 5 Na CO4 MnSO4 8HO 5Na SO4 KSO4 10CO b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 0'68 moles KMnO moles Na C O 8 10 moles KMnO 14 5 moles Na C O M 0'04 0'0

64 Calcule el tiempo necesario para que una corriente de 6 amperios deposite g de cobre de una disolución de CuSO 4 b) Cuántos moles de electrones intervienen? Datos: F C. Masa atómica: Cu 6'5. QUÍMICA RESERVA 4. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Aplicamos la ª ley de Faraday. 6'5 6t 190'5 t segundos b) 190'5 electrones moles 6 moles de electrones 6,5 1 mol de Cu

65 Dada la reacción: KMnO FeSO H SO MnSO K SO Fe (SO ) H O Ajuste por el método del ión-electrón esta reacción, en su forma iónica y molecular. b) Qué volumen de disolución 0 0 M de permanganato de potasio se necesita para oxidar 0 ml de disolución de sulfato de hierro (II) 0 05 M, en presencia de ácido sulfúrico?. QUÍMICA SEPTIEMBRE. EJERCICIO 5. OPCIÓN A (MnO 8H 5e Mn 4HO) 4 5(Fe e Fe ) MnO 16H 10 Fe Mn 8H O 10 Fe 4 Simplificando y pasando a la reacción molecular, se tiene: KMnO 4 8HSO4 10 FeSO4 MnSO4 8HO 5Fe (SO 4) KSO4 b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: moleskmno4 4 0'00'05 moles 10 moles KMnO 10 moles FeSO moles 10 V 0'015L 15 ml de disolución de KMnO M 0'0 4

66 El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio según la reacción: HSO KBr KSO Br SO HO 4 4 Ajústela por el método del ión-electrón y escriba las dos semiecuaciones redox. b) Calcule el volumen de bromo liquido (densidad 9 g/ml) que se obtendrá al tratar 90 1 g de bromuro de potasio con suficiente cantidad de ácido sulfúrico. Masas atómicas: Br 80 ; K 9 QUIMICA JUNIO. EJERCICIO 5. OPCIÓN A SO 4H e SO H O 4 Br e Br SO 4H Br SO H O Br 4 La ecuación molecular ajustada será: HSO4 KBr SO HO Br KSO4 b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 160 g Br 90'1 g 60'57 g Br 119 g KBr m 60'57 v 0'74 ml d '9

67 Sea una pila constituida, en condiciones estándar, por un electrodo de plata sumergido en una disolución de nitrato de plata y un electrodo de cadmio sumergido en una disolución de nitrato de cadmio. Escriba la reacción química que se produce en esta pila. b) Escriba la notación de la pila formada. c) Calcule la fuerza electromotriz de la pila. 0 0 Datos: E(Ag /Ag) 0'80V; E (Cd / Cd) 0'40 V. QUÍMICA RESERVA 1. EJERCICIO. OPCIÓN B Oxidación: Cd e Cd E 1 0'40 Reducción: (Ag 1e Ag) E 0'80 Cd Ag Cd Ag fem 0'40 0'80 1'0 V Para escribir la notación de la pila se empieza siempre escribiendo a la izquierda el proceso de oxidación (ánodo) y a continuación el de reducción (cátodo). La doble barra indica que los dos semielementos están separados por un puente salino. Cd(s) Cd (ac) Ag (ac) Ag(s)

68 El ácido nítrico concentrado reacciona con mercurio elemental en presencia de ácido clorhídrico produciendo cloruro de mercurio (II), monóxido de nitrógeno y agua. Ajuste la ecuación iónica y molecular por el método del ión-electrón. b) Calcule el volumen de ácido nítrico M que se debe emplear para oxidar completamente g de mercurio elemental. Masa atómica: Hg = 00'6. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO 5. OPCIÓN A (NO 4H e NO H O) (Hg e Hg ) NO 8H Hg NO 4H O Hg Añadiendo los iones que faltan pasamos a la ecuación molecular HNO 6HCl Hg NO 4HO HgCl b) Por la estequiometria de la reacción, vemos que: moles HNO g 9'9710 moles 00'6 g de Hg 9'9710 V V4'9810 L 4'98 ml

69 Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares E(Hg /Hg) 0'7V 0 0 y E (Cu / Cu) 0'4 V : Cuál es la fuerza electromotriz, en condiciones estándar, de la pila que se podría construir? b) Escriba las semireacciones y la reacción global de esa pila. c) Indique cuál es el cátodo, el ánodo y sus signos. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO. OPCIÓN A Oxidación: Reducción: Hg e Hg E 0'7 1 Cu e Cu ) E 0'4 Hg Cu Hg Cu fem 0'40'7 0'07 V Para escribir la notación de la pila se empieza siempre escribiendo a la izquierda el proceso de oxidación (ánodo)(polo negativo) y a continuación el de reducción (cátodo)(polo positivo). La doble barra indica que los dos semielementos están separados por un puente salino. Hg(s) Hg (ac) Cu (ac) Cu(s)

70 Se electroliza una disolución acuosa de ácido sulfúrico y se desprende hidrógeno y oxígeno. Qué cantidad de carga eléctrica se ha de utilizar para obtener 1 L de oxígeno medido en condiciones normales? b) Cuántos moles de hidrógeno se obtienen en esas condiciones? Dato: F = C. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO 6. OPCIÓN B g 1 L 1'48 g '4 L Aplicamos la ª ley de Faraday. 16 q 1'48 q 17.5'5 C b) 175'5 m 0'1785 g de H 0'0895 moles 96500

71 Razone si se produce alguna reacción, en condiciones estándar, al añadir: Cinc metálico a una disolución acuosa de iones Pb b) Plata metálica a una disolución acuosa de iones Pb Datos: E(Ag /Ag) 0'80V; E(Zn /Zn) 0'76V; E(Pb /Pb) 0'1V QUÍMICA RESERVA 4. EJERCICIO. OPCIÓN A Pb e Pb 0'1V Zn e Zn 0'76 V Pb Zn Pb Zn fem 0'76 0'1 0'6 V Como fem > 0 Si se produce la reacción. b) Pb e Pb 0'1V (Ag 1e Ag ) 0'80 V Pb Ag Pb Ag fem 0'80 0'1 0'9 V Como fem < 0 No se produce la reacción.

72 El estaño metálico es oxidado por el ácido nítrico produciendo óxido de estaño (IV), dióxido de nitrógeno y agua. Ajuste las ecuaciones iónica y molecular del proceso por el método del ión-electrón. b) Calcule los gramos de estaño que reaccionan con L de disolución de ácido nítrico M. Masa atómica: Sn = 118'7. QUÍMICA RESERVA 4. EJERCICIO 6. OPCIÓN B 4(NO H 1e NO HO) Sn H O 4e SnO 4H 4NO 4H Sn 4NO H O SnO Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, pasamos a la ecuación molecular. 4HNO Sn 4NO HO SnO b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 118'7 g Sn moles 118'7 g Sn 4 moles HNO

73 Para platear un objeto se ha estimado que es necesario depositar 40 g de plata. Si se realiza la electrolisis de una disolución acuosa de sal de plata con una corriente de amperios cuánto tiempo se tardará en realizar el plateado?. b) Cuántos moles de electrones han sido necesarios para ello?. Datos: F 96500C ; Masa atómica: Ag = 108. QUÍMICA SEPTIEMBRE. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Eq g It m m t '7 segundos4'96 horas Eq g I 108 b) Como la reacción es: Ag 1e Ag, se cumple que: 40 Moles de plata moles de electrones 0'7 108

74 El gas cloro se puede obtener por reacción de ácido clorhídrico con ácido nítrico, produciéndose simultáneamente dióxido de nitrógeno y agua. Ajuste la ecuación iónica y molecular por el método del ión-electrón. b) Calcule el volumen de cloro obtenido, a 17 ºC y 70 mm de mercurio, cuando reaccionan 100 ml de una disolución de ácido clorhídrico 0 5 M con ácido nítrico en exceso. 1 1 Dato: R 0'08 atm L K mol QUÍMICA JUNIO. EJERCICIO 5. OPCIÓN A (NO H 1e NO HO) Reducción Cl e Cl Oxidación NO 4H Cl NO H O Cl Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, pasamos a la ecuación molecular. b) Calculamos los moles de Cl HNO HCl NO HO Cl 0'5 moles HCl 1 mol Cl 0'1 L disolución 0'05 moles Cl 1 L disolución moles HCl n R T 0'050'0890 P V n R T V 0'67 L P

75 Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares 0 E(Cu /Cu) 0'4V: Escriba la reacción global de la pila que se podría construir. b) Indique cuál es el cátodo y cuál el ánodo. c) Cuál es la fuerza electromotriz de la pila, en condiciones estándar? QUÍMICA RESERVA 1. EJERCICIO. OPCIÓN A 0 E (Cl / Cl ) 1'6 V y Cl e Cl 1'6 Cu e Cu 0'4 Cl Cu Cl Cu b) El ánodo es el electrodo de Cu que es donde se produce la oxidación y el cátodo es el electrodo de Cl que es donde se produce la reducción. c) fem 1'6 0'4 1' 0 v

76 Por dos cubas electrolíticas que contienen disoluciones de nitrato de plata y sulfato de cobre (II), respectivamente, pasa la misma cantidad de corriente. Calcule: Los gramos de cobre depositados en la segunda cuba, si en la primera se han depositado 10 g de plata. b) El tiempo que dura el proceso si la corriente que circula es de 5 amperios. Datos: F C. Masas atómicas: Cu 6'5 ; Ag 108. QUÍMICA RESERVA 1. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Aplicamos la ª ley de Faraday a la primera cuba. Eq g It 108It m 10 It 8.95'18 C Calculamos los gramos de cobre depositados en la segunda cuba. 6'5 8.95'18 Eq g It m It '94 g b) 8.95'18 It 8.95'18 t segundos 5

77 Ajuste por el método del ión-electrón la siguiente reacción: KClO KI H O KCl I KOH b) Calcule la masa de clorato de potasio que se necesitará para obtener 1 gramo de yodo. Masas atómicas: Cl 5'5 ; K 9 ; O 16 ; I 17. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO 5. OPCIÓN A ClO 6 H 6e Cl H O (I e I) ClO 6H 6 I Cl H O I Como la reacción transcurre en medio básico: ClO 6 H 6 I 6OH Cl H O I 6OH Simplificando, tenemos: ClO 6 I H O Cl I 6OH La ecuación molecular ajustada sería: KClO 6 KI H O KCl I 6 KOH b) Como queremos obtener 1 g de yodo, tenemos: 1gI 1molI 1molKClO 1'5gKClO 0'16g KClO 54 g I mol I 1 mol KClO

78 Se realiza la electrodeposición completa de la plata que hay en L de una disolución de AgNO Si fue necesaria una corriente de 1 86 amperios durante 1 minutos, calcule: La molaridad de la disolución de AgNO b) Los gramos de plata depositados en el cátodo. Datos: F C. Masa atómica: Ag 108 QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO 6. OPCIÓN B b) Se calcula la carga que ha circulado y, con ella, los equivalentes-gramo y la masa de plata depositada: Q It 1' ' C 1eqg Ag 108g Ag 1.9' C 1'49 g Ag C 1 eq g Ag Esta es toda la plata contenida en la disolución. Con ella se calculan los moles de Ag, que serán los mismos que de nitrato de plata y con estos moles y el volumen, se calcula la molaridad. 1'49 g Ag 1 mol Ag 1 mol AgNO 6'89 10 M L 108 g Ag 1 mol Ag

79 Se dispone de una disolución acuosa de AgNO 1 M. Si se sumerge un alambre de cobre, se oxidará? Justifique la respuesta. b) Si el alambre fuese de oro, se oxidaría? Justifique la respuesta. c) Si se produce reacción, escriba y ajuste la ecuación correspondiente Datos: E(Ag /Ag) 0'80V; E(Cu /Cu) 0'4V; E(Au /Au) 1'50V QUÍMICA RESERVA 4. EJERCICIO. OPCIÓN A La plata tiene más tendencia a reducirse que el cobre (su potencial estándar de reducción es mayor). Por lo tanto, la plata ganará un electrón y se reducirá a cambio de que el cobre pierda dos y se oxide. b) Si el alambre es de oro no ocurrirá nada, ya que el oro posee mayor potencial estándar de reducción. c) Para el apartado a: Cu e Cu (Ag 1e Ag) Cu Ag Cu Ag

80 El permanganato de potasio oxida al sulfato de hierro (II) en medio ácido sulfúrico, para dar sulfato de manganeso (II), sulfato de hierro (III), sulfato de potasio y agua. Ajuste la ecuación iónica y la molecular del proceso por el método del ión-electrón. b) Calcule el volumen de una disolución de permanganato de potasio 0 0 M que se requiere para oxidar 40 ml de disolución de sulfato de hierro (II) 0 1 M. QUÍMICA RESERVA 4. EJERCICIO 6. OPCIÓN B (MnO 8H 5e Mn 4HO) 4 5(Fe e Fe ) MnO 16H 10 Fe Mn 8H O 10 Fe 4 Simplificando y pasando a la reacción molecular, se tiene: KMnO 4 8HSO4 10 FeSO4 MnSO4 8HO 5Fe (SO 4) KSO4 b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 0'1 mol FeSO moles KMnO 1 L disolución 4 4 0'04 L disolución FeSO 4 1 L disolución 10 moles FeSO 4 0'0 moles KMnO 4 0'04 L disolución KMnO 40 ml disolución KMnO 4 4

81 Justifique si los siguientes procesos son redox: HCO H CO H O I HNO HIO NO H O b) Escriba las semiecuaciones de oxidación y de reducción en el que corresponda. QUÍMICA SEPTIEMBRE. EJERCICIO. OPCIÓN B El primero no es, ya que ningún elemento cambia su estado de oxidación. El segundo sí, se oxida el yodo que pasa de yodato y se reduce el nitrato que pasa a monóxido de nitrógeno. b) La semireacción de oxidación es: I 6 HO 10e IO 1 H Se reduce el nitrato: NO 4 H e NO H O

82 En la tabla siguiente se indican los potenciales estándar de distintos pares en disolución acuosa: Fe / Fe 0'44 V ; Cu /Cu 0'4 V ; Ag /Ag 0'80 V ;Pb /Pb 0'14V Mg / Mg '4 V De esta especies, razone: Cuál es la más oxidante?. Cuál es la más reductora?. b) Si se introduce una barra de plomo en una disolución acuosa de cada una de las siguientes sales: AgNO, CuSO 4, FeSO 4 y MgCl, en qué casos se depositará una capa de otro metal sobre la barra de plomo?. Justifique la respuesta. QUÍMICA JUNIO. EJERCICIO. OPCIÓN B Si ordenamos los pares de acuerdo con su potencial, tenemos: Ag / Ag 0'80 V Cu / Cu 0'4 V Pb / Pb 0'14 V Fe / Fe 0'44 V Mg / Mg '4 V La especie más oxidante es la que tiene mayor potencial, es decir, Ag / Ag 0'80 V, mientras que la especie más reductora es la que tiene menor potencial, es decir, Mg / Mg '4 V b) Las sales de AgNO y CuSO 4 contienen iones con mayor potencial que el plomo, por lo tanto, se depositará Ag y Cu. (Ag 1e Ag) 0'80V Reducción (Cátodo) Pb e Pb 0'14 V Oxidación (Ánodo) Ag Pb Ag Pb fem 0'800'14 0'66 V Cu e Cu 0'4 V Reducción (Cátodo) Pb e Pb 0'14 V Oxidación (Ánodo) Cu Pb Cu Pb fem 0'4 0'14 0'0 V

83 Un método de obtención de cloro gaseoso se basa en la oxidación del HCl con HNO produciéndose simultáneamente NO y HO Ajuste la reacción molecular por el método del ión-electrón. b) Calcule el volumen de cloro obtenido, a 5ºC y 1 atm, cuando reaccionan 500 ml de una disolución acuosa M de HCl con HNO en exceso, si el rendimiento de la reacción es del 80 %. 1 1 Datos: R 0'08 atm L K mol QUÍMICA RESERVA 1. EJERCICIO 5. OPCIÓN A (NO H 1e NO HO) Reducción Cl e Cl Oxidación NO 4H Cl NO H O Cl Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, pasamos a la ecuación molecular. b) Calculamos los moles de Cl HNO HCl NO HO Cl moles HCl 1 mol Cl 0'5 L disolución 0'5 moles Cl 1 L disolución moles HCl Como el rendimiento de la reacción es del 80%, realmente los moles de cloro obtenidos serán: Calculamos el volumen: 80 0'5 0'4 moles de Cl 100 nrt 0'40'0898 P V n R T V 9'77 L de Cl P 1

84 En la valoración de una muestra de nitrito de potasio ( KNO ) impuro, disuelto en 100 ml de agua acidulada con ácido sulfúrico, se han empleado 5 0 ml de KMnO M. Sabiendo que se obtiene KNO, KSO y MnSO 4 4 : Ajuste las ecuaciones iónica y molecular por el método del ión-electrón. b) Calcule la riqueza en nitrito de la muestra inicial, si su masa era 0 15 g. Masas atómicas: K = 9; O = 16; N = 14. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO 5. OPCIÓN A Ajustamos la reacción por el método del ión-electrón: (MnO 8H 5e Mn 4HO) 4 5(NO HO e NO H) MnO 16H 5 H O 5NO Mn 8H O 10 H 5NO 4 Simplificando y pasando a la reacción molecular, se tiene: 5KNO KMnO 4 HSO4 5KNO MnSO 4 HO KSO4 b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 5moles KNO 85gKNO 510 0'1molesKMnO4 0'1065grKNO moleskmno4 1mol KNO Calculamos la riqueza de la muestra inicial 0'1065 gr KNO % 0'15 gr muestra

85 Se construye una pila conectando dos electrodos formados introduciendo una varilla de cobre en una disolución 1 0 M de Cu y otra varilla de aluminio en una disolución de Al 1 0 M. Escriba las semirreacciones que se producen en cada electrodo, indicando razonadamente cuál será el cátodo y cuál el ánodo. b) Escriba la notación de la pila y calcule el potencial electroquímico de la misma, en condiciones estándar 0 0 Datos: E(Al /Al) 1'67V; E (Cu / Cu) 0'5 V QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO. OPCIÓN A El ánodo es el electrodo de aluminio que es donde se produce la reacción de oxidación Al e Al El cátodo es el electrodo de cobre que es donde se produce la reacción de reducción Cu e Cu b) Para escribir la notación de la pila se empieza siempre escribiendo a la izquierda el proceso de oxidación (ánodo) y a continuación el de reducción (cátodo). La doble barra indica que los dos semielementos están separados por un puente salino. Al(s) Al (ac) Cu (ac) Cu(s) Calculamos el potencial de la pila: Oxidación: Reducción: (Al e Al ) E1 1'67 v (Cu e Cu) E 0'5 Al Cu Al Cu fem 1'670'5 '0 v

86 Calcule: Los gramos de cinc depositados en el cátodo al pasar una corriente de 1 87 amperios durante 4 5 minutos por una disolución acuosa de Zn. b) El tiempo necesario para producir 79 g de I en el ánodo al pasar una corriente de 1 75 amperios por una disolución acuosa de KI. Datos: F = C. Masas atómicas: Zn = 65 4; I = 17. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Aplicamos la ª ley de Faraday. 65'4 1' Eq g It m 1'615 g b) Aplicamos la ª ley de Faraday. 54 1'75 t Eq g It m '79 t 1.11'4 segundos

87 En el cátodo de una cuba electrolítica se reduce la especie CrO 7 a Calcule: Cuántos moles de electrones deben llegar al cátodo para reducir un mol de Cr, en medio ácido. CrO 7? b) Para reducir toda la especie CrO 7 presente en 0 ml de disolución, se requiere una corriente eléctrica de amperios durante 15 minutos. Calcule la carga que se consume, expresada en Faraday, y deduzca cuál será la concentración inicial de Cr O. Datos: F = C. QUÍMICA RESERVA 4. EJERCICIO 6. OPCIÓN B 7 El proceso de reducción ajustado es: Cr O 14 H 6e Cr 7 H O 7 vemos que por cada mol que se reduce de dicromato se necesitan 6 moles de electrones. b) La carga que ha circulado, por definición, es: QIt ' C Con la carga se calculan los eq-gramo de dicromato: 1eq g dicromato C 0' 0 eq g dicromato C 0'0 eq g N 1 N 0'167 M 0'0 L

88 Dados los valores de potencial de reducción estándar de los sistemas: Cl / Cl 1'6 V ; Br / Br 1'07 V y l /l 0'54 V Cuál es la especie química más oxidante entre las mencionadas anteriormente?. b) Es espontánea la reacción entre el cloro molecular y el ión yoduro?. c) Es espontánea la reacción entre el yodo y el ión bromuro?. QUÍMICA SEPTIEMBRE. EJERCICIO. OPCIÓN A Si ordenamos los pares de acuerdo con su potencial, tenemos: Cl / Cl Br / Br I /I 1'6 V 1'07 V 0'54 V La especie más oxidante es la que tiene mayor potencial, es decir, Cl / Cl la especie más reductora es la que tiene menor potencial, es decir, I /I 1'6 V, mientras que 0'54 V b) Cl e Cl 1'6 V Reducción I e I 0'54V Oxidación Cl I Cl I fem 1'6 0'54 0'8 V Luego, la reacción es espontánea. c) I e I 0'54 V Reducción Br e Br 1'07V Oxidación I Br I Br fem0'541'07 0'5 V Luego, la reacción no es espontánea.

89 En disolución acuosa y en medio ácido sulfúrico el sulfato de hierro (II) reacciona con permanganato de potasio para dar sulfato de manganeso (II), sulfato de hierro (III) y sulfato de potasio. Escriba y ajuste las correspondientes reacciones iónicas y la molecular del proceso por el método del ión-electrón. b) Calcule la concentración molar de una disolución de sulfato de hierro (II) si 10 ml de esta disolución han consumido ml de una disolución acuosa de permanganato de potasio 0 0 M. QUÍMICA SEPTIEMBRE. EJERCICIO 6. OPCIÓN B (MnO 8H 5e Mn 4HO) 4 5(Fe e Fe ) MnO 16H 10 Fe Mn 8H O 10 Fe 4 Simplificando y pasando a la reacción molecular, se tiene: KMnO 4 8HSO4 10 FeSO4 MnSO4 8HO 5Fe (SO 4) KSO4 b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 10 moles de FeSO 0'00'0 moles de KMnO ' 10 moles de FeSO molesdekmno4 La concentración molar es: '10 M 0' M 0'01

90 El dióxido de manganeso reacciona en medio de hidróxido de potasio con clorato de potasio para dar permanganato de potasio, cloruro de potasio y agua. Ajuste la ecuación molecular por el método del ión-electrón. b) Calcule la riqueza en dióxido de manganeso de una muestra si 1 g de la misma reacciona exactamente con 0 5 g de clorato de potasio. Masas atómicas: O16;Cl 5'5; K 9; Mn 55. QUÍMICA. 01. JUNIO. EJERCICIO 5. OPCIÓN A (MnO HO e MnO 4H) 4 ClO 6 H 6e Cl H O MnO 4H O ClO 6H MnO 8H Cl H O 4 Simplificando, tenemos: MnO HO ClO MnO4 H Cl. Esta es la ecuación iónica ajustada en medio ácido, pero el problema nos dice que estamos en medio básico ( KOH ), entonces añadimos a los dos términos los OH necesarios para neutralizar los H. MnO H O ClO OH MnO H Cl OH 4 Simplificando, nos queda: MnO ClO OH MnO4 HO Cl Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica en medio básico, pasamos a la molecular, sumando en los dos términos los iones que faltan. MnO KClO KOH KMnO 4 HO KCl b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 0'5g de KClO 1moldeKClO molesdemno 87gMnO 0'497 g de MnO 1'5 g KClO 1 mol de KClO 1 mol de MnO La riqueza es: 0'497 g de MnO '7% 1 g muestra

91 Ajuste las siguientes ecuaciones iónicas, en medio ácido, por el método del ión-electrón: MnO I Mn I b) 4 VO Fe VO Fe 4 Cl I Cl I c) QUIMICA. 01. RESERVA 1. EJERCICIO. OPCIÓN A (MnO 8H 5e Mn 4HO) 4 5(I e I) MnO 16H 10I Mn 8H O 5I 4 b) VO 6 H 1e VO H O 4 Fe 1e Fe VO 6 H Fe VO H O Fe 4 c) Cl e Cl I e I Cl I Cl I

92 Una corriente de 8 A atraviesa durante dos horas dos celdas electrolíticas conectadas en serie que contienen sulfato de aluminio la primera y un sulfato de cobre la segunda. Calcule la cantidad de aluminio depositada en la primera celda. b) Sabiendo que en la segunda celda se han depositado g de cobre, calcule el estado de oxidación en que se encontraba el cobre. Datos: F C. Masas atómicas: Al 7 ; Cu 6'5. QUIMICA. 01. RESERVA 1. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Aplicamos la ª ley de Faraday a la primera celda Eq g It m 5'7 g Al b) 6' Eq g It m 18'95 n n El estado de oxidación del cobre era.

93 La notación de una pila electroquímica es: Mg / Mg (1M) Ag (1M) / Ag Calcule el potencial estándar de la pila. b) Escriba y ajuste la ecuación química para la reacción que ocurre en la pila. c) Indique la polaridad de los electrodos. 0 0 E Ag /Ag 0'80 V E Mg /Mg '6 V. Datos: ; QUIMICA. 01. RESERVA. EJERCICIO. OPCIÓN B. a y b) Se reducirá el ión plata que tiene un potencial estándar de reducción mayor: Reducción: Ag e Ag 0'80 Oxidación: Mg e Mg '6 Mg Ag Mg Ag fem '6 0'80 '16 v c) El ánodo (polaridad negativ es donde ocurre la oxidación: el magnesio. El cátodo (polaridad positiv donde ocurre la reducción: plata.

94 Una celda electrolítica contiene un litro de una disolución de sulfato de cobre (II). Se hace pasar una corriente de A durante dos horas depositándose todo el cobre que había. Calcule: La cantidad de cobre depositado. b) La concentración de la disolución de sulfato de cobre inicial. Datos: F C. Masas atómicas. Cu 6'5. QUIMICA. 01. RESERVA. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Aplicamos la ª ley de Faraday a la primera celda. 6'5 700 Eq g It m 4'74 g Cobre b) 4'74 moles de soluto M 6'5 0'07 M 1 L disolución 1

95 Considerando condiciones estándar a 5 ºC, justifique cuáles de las siguientes reacciones tienen lugar espontáneamente y cuáles sólo pueden llevarse a cabo por electrólisis: Fe Zn Fe Zn b) I Fe I Fe c) Fe Cr Fe Cr 0 0 Datos: E Fe /Fe 0'44 V; E Zn /Zn 0'77 V; E Cr /Cr 0'4 V; E I /I 0'5 V. QUIMICA. 01. RESERVA 4. EJERCICIO. OPCIÓN A E Fe /Fe 0'77 V; Fe e Fe 0'44 Zn e Zn 0'77 Fe Zn Fe Zn fem 0' Como fem > 0 Si se produce la reacción. b) I e I 0'5 Fe e Fe 0'77 I Fe I Fe fem 0'4 Como fem < 0 No se produce la reacción. c) Cr e Cr 0'4 Fe e Fe 0'44 Cr Fe Cr Fe fem 0'0 Como fem > 0 Si se produce la reacción.

96 El clorato de potasio reacciona en medio ácido sulfúrico con el sulfato de hierro (II) para dar cloruro de potasio, sulfato de hierro (III) y agua: Escriba y ajuste la ecuación iónica y molecular por el método del ión-electrón. b) Calcule la riqueza en clorato de potasio de una muestra sabiendo que 1g de la misma han reaccionado con 5 ml de sulfato de hierro 1M. Masas atómicas: O = 16; Cl = 5 5; K = 9. QUIMICA. 01. RESERVA 4. EJERCICIO 6. OPCIÓN B ClO 6 H 6e Cl H O (Fe e Fe ) ClO 6H 6Fe Cl H O 6 Fe Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, añadimos los iones espectadores necesarios para obtener la ecuación molecular. KClO 6FeSO 4 H SO 4 KCl H O Fe (SO 4) b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 1'5 g KClO 0'05 moles FeSO 0'51 g KClO 4 6 moles FeSO 4 0'51 g KClO % 1 g muestra

97 El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio para dar bromo, dióxido de azufre, sulfato de potasio y agua. Escriba y ajuste la ecuación molecular por el método del ión-electrón. b) Calcule los gramos de bromo que se producirán cuando se traten 50 g de bromuro de potasio con exceso de ácido sulfúrico. Masas atómicas: K 9 ; Br 80 QUÍMICA. 01. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 5. OPCIÓN A SO 4H e SO H O 4 Br e Br SO 4H Br Br H O SO 4 Añadimos los iones que faltan y pasamos a la reacción molecular: HSO4 KBr Br HO SO KSO4 b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 1moldeKBr 1moldeBr 160gde Br 50 g de KBr '61 g de Br 119 g de KBr moles de KBr 1 mol de Br

98 Una muestra de un mineral que contiene cobre, además de impurazas inertes, se disuelve con ácido nítrico concentrado según la siguiente reacción sin ajustar: Cu HNO Cu(NO ) NO H O. Ajuste por el método del ión-electrón la ecuación molecular. b) Calcule el contenido en cobre de la muestra si 1 g de la misma reacciona totalmente con 5 ml de ácido nítrico 1 M. Masas atómicas: Cu 6, 5. QUÍMICA. 01. JUNIO. EJERCICIO 5. OPCIÓN A (NO 4H e NO HO) (Cu e Cu ) NO 8H Cu NO 4H O Cu Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, añadimos los iones espectadores necesarios para obtener la ecuación molecular. 8HNO Cu NO 4HO Cu(NO ) b) Calculamos los moles de ácido nítrico que reaccionan 1mol 5 ml 0'05 moles HNO 1000 ml Por la estequiometría de la reacción, vemos que: moles Cu 6'5 g Cu 0'05 moles HNO 0'595 g Cu 8 moles HNO 1 mol Cu Calculamos el % de cobre en la muestra 0'595 g Cu '5% de cobre en la muestra 1 g muestra

99 Al burbujear sulfuro de hidrógeno a través de una disolución de dicromato de potasio, en medio ácido sulfúrico, el sulfuro de hidrógeno se oxida a azufre elemental según la siguiente reacción: HS KCrO 7 HSO 4 Cr(SO) 4 S HO KSO 4 Ajuste la ecuación molecular por el método del ión-electrón. b) Qué volumen de sulfuro de hidrógeno, medido a 5ºC y 740 mm Hg de presión, debe pasar para que reaccionen exactamente con 0 ml de disolución de dicromato de potasio 0,1 M. 1 1 Dato: R0'08 atmlk mol. QUÍMICA. 01. RESERVA 1. EJERCICIO 5. OPCIÓN A Cr O 14H 6e Cr 7 H O 7 (S e S) Cr O 14H S Cr 7 H O S 7 Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, añadimos los iones espectadores necesarios para obtener la ecuación molecular. KCrO 7 4HSO 4 HS Cr(SO) 4 7HO S KSO 4 b) Calculamos los moles de dicromato: n VM0'00'1 0'00 moles moles H S 0'00 moles de K Cr O 9 10 moles de H S 7 1molde KCrO 7 Calculamos el volumen: nrt 910 0'0898 V P 740 0'5 L de HS 760

100 Al pasar una corriente durante el tiempo de una hora y cincuenta minutos a través de una disolución de Cu(II), se depositan 1,8 g de cobre. Calcule la intensidad de la corriente que ha circulado. b) Calcule la carga del electrón. Datos: F = C. Masa atómica Cu = 6,5. QUÍMICA. 01. RESERVA. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Aplicamos la ª ley de Faraday. 6'5 I6600 Eq g It m 1'8 I 0'88 A b) La carga total es: QIt 0' '8 C Calculamos el número de electrones: 1 mol 6' 010 átomos electrones 1'8 g ' electrones 6'5 g 1 mol 1 átomo Q 550'8 nº electrones ' Q nº electrones q q 1' 6 10 C e e

101 Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar: 0 E(Cu /Cu) 0'4V ; 0 0 E(Fe /Fe) 0'44Vy E(Cd /Cd) 0'40V, justifique cuál o cuáles de las siguientes reacciones se producirá de forma espontánea: Fe Cu Fe Cu b) Cu Cd Cu Cd c) Fe Cd Fe Cd QUÍMICA. 01. RESERVA. EJERCICIO. OPCIÓN B Fe e Fe 0'44 Cu e Cu 0'4 Fe Cu Fe Cu fem 0'78 Como fem < 0 No se produce la reacción. b) Cu e Cu 0'4 Cd e Cd 0'40 Cu Cd Cu Cd fem 0'74 Como fem > 0 Si se produce la reacción. c) Fe e Fe 0'44 Cd e Cd 0'40 Fe Cd Fe Cd fem 0'04 Como fem < 0 No se produce la reacción.

102 0 0 Dados los potenciales normales de reducción: E(Na /N '71V; E (Cl / Cl ) 1'6 V ; 0 0 E(K /K) '9V; E(Cu /Cu) 0'4V. Justifique cuál será la especie más oxidante y la más reductora. b) Elija dos pares para construir la pila de mayor voltaje. c) Para esa pila escriba las reacciones que tienen lugar en el cátodo y en el ánodo. QUÍMICA. 01. RESERVA 4. EJERCICIO. OPCIÓN A Si ordenamos los pares de acuerdo con su potencial, tenemos: Cl / Cl 1'6 V Cu / Cu 0'4 V Na / Na '71 V K /K '9 V La especie más oxidante es la que tiene mayor potencial, es decir, Cl / Cl la especie más reductora es la que tiene menor potencial, es decir, K /K '9 V 1'6 V, mientras que b) Cl / Cl 1'6 V y K /K '9 V c) Cl e Cl 1'6 V Reducción (Cátodo) (K 1e K ) '9V Oxidación (Ánodo) Cl K Cl K fem 1'6 '9 4'8 V

103 El yodo molecular en medio básico reacciona con el sulfito de sodio según la reacción: I Na SO NaOH NaI H O Na SO 4 Ajuste la ecuación molecular según el método del ión-electrón. b) Qué cantidad de sulfito de sodio reaccionará exactamente con,54 g de yodo molecular? Datos: Masas atómicas O = 16; Na = ; S = ; I = 17. QUÍMICA. 01. RESERVA 4. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Ajustamos la reacción que está en medio básico SO OH e SO H O 4 I e I SO OH I SO H O I 4 Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, añadimos los iones espectadores necesarios para obtener la ecuación molecular. Na SO NaOH I Na SO 4 H O NaI b) Calculamos los gramos de sulfito de sodio que reaccionan: 1 moli 1 mol Na SO 16 g Na SO '54 g I 1'6 g Na SO 54 g I 1 mol I 1 mol Na SO

104 Dada la reacción de oxidación-reducción: I HNO HIO NO H O Escriba y ajuste las semireacciones de oxidación y reducción por el método del ión-electrón. b) Escriba la reacción molecular ajustada. c) Identifique, justificando la respuesta, el agente oxidante y el reductor. QUÍMICA. 01. SEPTIEMBRE. EJERCICIO. OPCIÓN A 10 (NO 4H e NO H O) Reducción (I 6HO 10e IO 1H ) Oxidación 10 NO 4H I 10 NO H O 6 IO b) Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, añadimos los iones espectadores necesarios para obtener la ecuación molecular. 10HNO I 10 NO H O 6 HIO c) El oxidante es el HNO ya que gana electrones, y el I es el reductor ya que pierde electrones.

105 Una corriente de 5 A circula durante 0 min por una disolución de una sal de cinc, depositando,048 g de cinc en el cátodo. Calcule: La masa atómica del cinc. b) Los gramos de cinc que se depositarán al pasar una corriente de 10 A durante 1 hora. Dato: F C QUÍMICA. 01. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Aplicamos la ª ley de Faraday. p.at Eq g It m '048 P.at. 65' b) Aplicamos la ª ley de Faraday. 65' Eq g It m 1'19 g

106 Qué cantidad de electricidad es necesaria para que se deposite en el cátodo todo el oro contenido en un litro de disolución 0 1 M de cloruro de oro(iii)? b) Qué volumen de dicloro, medido a la presión de 740 mmhg y 5ºC, se desprenderá del ánodo?. 1 1 Datos: F = C. R0'08 atmlk mol.masas atómicas: Au 197;Cl 5'5. QUÍMICA JUNIO. EJERCICIO 6. OPCIÓN B De acuerdo con la ª ley de Faraday, la cantidad de electricidad necesaria para depositar un equivalente de una sustancia es C. 197 I t Eq g It '1197 m 0'1197 It 8950 C b) Calculamos los moles de cloro 1mol e 1 mol Cl 8950 C 0'15 moles Cl C moles e Calculamos el volumen: nrt 0'150'0898 V '76 L de Cl P

107 Responda razonadamente: Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con hierro metálico? b) Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con cobre metálico? c) Qué ocurrirá si se añaden limaduras de hierro a una disolución Cu? Datos: E (Cu /Cu) 0'4 V; E (Fe / Fe) 0'44 V y E (H /H ) 0'0 V. QUÍMICA RESERVA 1. EJERCICIO. OPCIÓN B H e H 0 Fe e Fe 0'44 H Fe H Fe fem 0'44 Como fem > 0 Si se produce la reacción. b) H e H 0 Cu e Cu 0'4 H Cu H Cu fem 0'4 Como fem < 0 No se produce la reacción. c) Cu e Cu 0'4 Fe e Fe 0'44 Cu Fe Cu Fe fem 0'44 0'4 0'78 V Como fem > 0 Si se produce la reacción.

108 El ácido nítrico reacciona con el sulfuro de hidrógeno dando azufre elemental (S), monóxido de nitrógeno y agua. Escriba y ajuste por el método del ion-electrón la reacción molecular correspondiente. b) Determine el volumen de sulfuro de hidrógeno, medido a 60ºC y 1 atm, necesario para que reaccione con 500 ml de ácido nítrico 0, M. 1 1 Dato: R0'08 atmlmol K. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO 5. OPCIÓN A (NO 4H e NO HO) (S e S) NO 8H S NO 4H O S La ecuación molecular ajustada es: HNO HS NO 4HO S b) Calculamos los moles de HNO Por la estequiometría de la reacción, vemos que: 0'1mol de HNO moles 0' 0'1 mol de HNO 0'5 molesdeh S molesdehno 0'15 moles de H S Calculamos el volumen nrt 0'150'08 V 4'09 L de H S P 1

109 Justifique qué ocurrirá cuando: Un clavo de hierro se sumerge en una disolución acuosa de CuSO 4. b) Una moneda de níquel se sumerge en una disolución de HCl. c) Un trozo de potasio sólido se sumerge en agua Datos: E (Cu /Cu) 0'4 V; E (Fe / Fe) 0'44 V ; E (Ni /Ni) 0'4 V; 0 E (K /K) '9 V 0 ; E (H /H ) 0'00 V. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO. OPCIÓN A Cu e Cu 0'4 Fe e Fe 0'44 Cu Fe Cu Fe fem 0'78 Como fem > 0 Si se produce la reacción, por lo tanto, el clavo de hierro se disuelve. b) H e H 0'00 Ni e Ni 0'4 H Ni H Ni fem 0'4 Como fem > 0 Si se produce la reacción, por lo tanto, la moneda de niquel se disuelve. c) H e H 0'00 (K 1e K ) '9 H K H K fem '9 Como fem > 0 Si se produce la reacción.

110 Se hace pasar durante,5 horas una corriente de 5 A a través de una celda electroquímica que contiene una disolución de SnI. Calcule: La masa de estaño metálico depositada en el cátodo. b) Los moles de I liberados en el ánodo. Datos: F C. Masas atómicas Sn 118'7 ; I 17. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Aplicamos la ª ley de Faraday: 118' Eq g It m 7'68 g b) Aplicamos la ª ley de Faraday: Eq g It 1molI m 59, g 0' moles de I g I

111 Se construye una pila electroquímica con los pares Hg / Hg y Cu / Cu normales de reducción son 0,95 V y 0,4 V, respectivamente. Escriba las semirreacciones y la reacción global. b) Indique el electrodo que actúa como ánodo y el que actúa como cátodo. c) Calcule la fuerza electromotriz de la pila. QUÍMICA RESERVA 4. EJERCICIO. OPCIÓN A cuyos potenciales a y c) Oxidación: Reducción: Cu e Cu E 1 0'4 Hg e Hg E 0'95 Hg Cu Hg Cu fem 0'95 0'4 0'61 V b) El electrodo de cobre actúa como ánodo y el electrodo de mercurio como cátodo.

112 Dada la siguiente reacción: As KBrO KOH K AsO 4 KBr H O Ajuste la ecuación molecular según el método del ión-electrón. b) Calcule los gramos de arsénico que habrán reaccionado cuando se hayan consumido 60 ml de hidróxido de potasio 0,5 M. Datos: Masas atómicas H1; As74'9;O16; K 9. QUÍMICA RESERVA 4. EJERCICIO 6 OPCIÓN B (As 4HO 5e AsO 8H) 4 5(BrO H e Br HO) As 8H O 5BrO 10H AsO 16H 5Br 5H O 4 Simplificando, tenemos: As H O 5BrO AsO 6H 5Br. 4 Esta es la ecuación iónica ajustada en medio ácido, pero el problema nos dice que estamos en medio básico ( KOH ), entonces añadimos a los dos términos los OH necesarios para neutralizar los H. As H O 5BrO 6OH AsO 6H 5Br 6OH 4 Simplificando, nos queda: As 5BrO 6OH AsO 5Br H O 4 Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica en medio básico, pasamos a la molecular, sumando en los dos términos los iones que faltan. As 5KBrO 6KOH K AsO4 5KBr HO b) Calculamos los gramos de hidróxido de potasio Por la estequiometría de la reacción, vemos que: g g M Pm 0'5 56 0'84 g de KOH V 0'06 74'9 g As 0'84g de KOH 656g de KOH 0'745 g de As

113 Se hace reaccionar una muestra de 10 g de cobre con ácido sulfúrico obteniéndose,86 g de sulfato de cobre(ii), además de dióxido de azufre y agua. Ajuste la reacción molecular que tiene lugar por el método del ión-electrón. b) Calcule la riqueza de la muestra inicial en cobre. Datos: Masas atómicas: H1;O16;S ;Cu 6,5. QUÍMICA SEPTIEMBRE. EJERCICIO 5. OPCIÓN A SO 4H e SO H O Reducción 4 Cu e Cu Oxidación SO 4H Cu SO H O Cu 4 Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, añadimos los iones espectadores necesarios para obtener la ecuación molecular. H SO4 Cu SO HO CuSO4 b) Según la estequiometría de la reacción vemos que: 1 mol CuSO 4 1 mol Cu 6'5 g Cu '86 g CuSO 4 9'5 g Cu 159'5 g CuSO 1 mol CuSO 1 mol Cu 4 4 Calculamos la riqueza de la muestra: 9'5 g Cu % 10 g muestra

114 100 g de bromuro de sodio, NaBr, se tratan con ácido nítrico concentrado, HNO de densidad 1 9 g/ml y riqueza del 70% en masa, hasta reacción completa. En esta reacción se obtienen Br, NO, NaNO y agua como productos de la reacción. Ajuste las semireacciones de oxidación y reducción por el método del ión electrón y ajuste tanto la reacción iónica como la molecular. b) Calcule el volumen de ácido nítrico necesario para completar la reacción. Datos: Masas atómicas: Br 80,Na,O 16,N 14,H 1. QUÍMICA JUNIO. EJERCICIO 5. OPCIÓN A (NO H 1e NO HO) Reducción Br e Br Oxidación NO 4H Br NO H O Br La ecuación molecular ajustada es: 4HNO NaBr NO HO Br NaNO b) Calculamos el volumen de HNO 1mol 100 g NaBr 0'97 moles NaBr 10 g NaBr Por la estequiometría de la reacción, vemos que, por cada mol de NaBr reaccionan moles de HNO, es decir, en nuestro caso, 1 94 moles de HNO. Calculamos la molaridad de la disolución que nos dan. g 1900'7 Pm 6 moles 1'94 M 15'44 M V0'15 L 15'64 ml 1L 1 V V

115 Dados los siguientes electrodos: ; y Razone qué electrodos combinaría para construir una pila galvánica que aportara el máximo potencial. Calcule el potencial que se generaría en esta combinación. b) Escriba la reacción redox global para la pila formada con los electrodos de plata y plomo. c) Justifique qué especie es la más oxidante. Datos: ; ;. QUÍMICA RESERVA 1. EJERCICIO. OPCIÓN A (Ag 1e Ag) 0'80V Reducción (Cátodo) Fe e Fe 0'44 V Oxidación (Ánodo) Ag Fe Ag Fe fem 0'800'44 1'4 V b) (Ag 1e Ag) 0'80V Reducción (Cátodo) Pb e Pb 0'1 V Oxidación (Ánodo) Ag Pb Ag Pb fem 0'800'1 0'9 V c) Si ordenamos los pares de acuerdo con su potencial, tenemos: Ag / Ag 0'80 V Pb / Pb 0'1 V Fe / Fe 0'44 V La especie más oxidante es la que tiene mayor potencial, es decir, Ag / Ag 0'80 V, mientras que la especie más reductora es la que tiene menor potencial, es decir, Fe / Fe 0'44 V

116 Durante la electrolisis del fundido se depositan g de Na. Calcule: La cantidad de electricidad necesaria para ello. b) El volumen de medido a 5ºC y 780 mmhg. Datos: ; Masas atómicas.. QUÍMICA RESERVA 1. EJERCICIO 6. OPCIÓN B Aplicamos la ª ley de Faraday. Eq g It It m It culombios b) Calculamos los moles de cloro Eq g It m 497 g 7 moles Calculamos el volumen n R T 7 0'0808 V 17'5 L P

117 Dada la reacción: Ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción por el método de ión electrón y ajuste tanto la reacción iónica como la molecular. b) Calcule el volumen de una disolución de ácido nítrico del 65% de riqueza en peso y densidad de 1 4 g/ml que se necesitan para que reaccionen 0 g de sulfuro de cobre(ii). Datos: Masas atómicas. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO 5. OPCIÓN A (S e S) oxidación (NO 4H e NO HO) reducción S 8H NO S 4H O NO Ajustamos la ecuación molecular: CuS 8HNO S 4HO NO Cu(NO ) b) Teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción calculamos los gramos de ácido nítrico que reaccionan: 1mol CuS 8moles HNO 6 g HNO 0 g CuS 5'18 g HNO 95'5 g CuS moles CuS 1mol HNO Calculamos el volumen de disolución que necesitamos: 1000 ml disolución 100 g disolución 5'18 g HNO 8' 65 ml disolución 1400 g disolución 65 g HNO

118 Dada la reacción: Identifique y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción. b) Indique la especie oxidante y reductora. c) Razone si la reacción es espontánea en condiciones estándar, a 5ºC. Datos: ;. QUÍMICA RESERVA. EJERCICIO. OPCIÓN B (MnO 8H 5e Mn 4HO) Reducción 4 5(HO e HO H ) Oxidación MnO 16H 10H O Mn 8H O 5H O 10H 4 Simplificamos la ecuación iónica: MnO 6H H O Mn 5H O 4 Pasamos a la ecuación molecular: KMnO 4 6HF HO KF MnF 5HO b) El oxidante es el permanganato y el reductor el agua. c) No es espontánea, ya que: fem 1'511' 76 0' 5 V