Transcripción

1 REDOX 1. Dada la ecuación redox KMnO 4 + K 2 SO 3 + HCl > MnO 2 + K 2 SO 4 + KCl + H 2 O 1. a) Deduce razonadamente la sustancia oxidante y la reductora, la que oxida y la que se reduce. b) Escribe y ajusta las semirreaciones de oxidaciónreducción y la reacción global. 2. Dada la reacción: I 2 + KMnO 4 + H 2 SO 4 > KIO 3 + MnSO 4 + H 2 O: a) Ajustar por el método del ión electrón e indicar la sustancia oxidante y la reductora. b) Sabiendo que Eº red (MnO 4 /Mn 2+ ) = 1.52 V y Eº red (IO 3 /I 2 )= 1.20 V, justifíquese el sentido espontáneo de la reacción anterior. 3. Sabiendo que Eº red ( Ag + /Ag) = 0.80 V y Eº red (Ni 2+ /Ni) = 0.28 V, a) Podría construirse una pila con ambos electrodos? En caso afirmativo, hacer un esquema de la misma. b) Qué electrodo actúa de ánodo y cuál de cátodo?; c) Cuál es la fuerza electromotriz de la pila? d) Indicar las semireacciones en cada electrodo y la reacción global. 4. Tenemos una pila formada por un electrodo de Ni 2+ /Ni y otro de Zn 2+ /Zn cuyos potenciales estándar de reducción son, respectivamente, 0.25 V y V. a) Justificar la reacción espontánea que se produce y f.e.m. estándar que genera; b) Hacer un esquema de dicha pila. Para qué sirve el puente salino? En qué sentido circulan los e? Por qué? 5. a) Dibujar un esquema de una cuba electrolítica: indicar sus elementos constitutivos y explicar la función que desempeña cada elemento en el proceso electrolítico. b) Qué nos dicen las leyes de Faraday sobre el proceso? 6. a) Ajustar, por el método iónelectrón, la siguiente ecuación química: K 2 Cr 2 O 7 + HCHO + H 2 SO 4> Cr 2 (SO 4 ) 3 + HCOOH + K 2 SO 4 + H 2 O a) Cuál es la especie oxidante? Cuál es la especie reductora? Por qué? 7. Dados los potenciales estándar de reducción: Cr 3+ /Cr = 0.74 V y Cu 2+ /Cu = V, a) Cuál sería la reacción espontánea en una pila formada por estos dos electrodos? Por qué?; b) En qué sentido, y por dónde, circulan los electrones? Cuál es el cometido del puente salino? 8. Sabiendo que el Eº red (Ag + /Ag) = 0.80 V y Eº red (Cu 2+ /Cu) = 0.34 V, justificar si son válidas, o no, las siguientes afirmaciones: a) El Cu reduce a la Ag +. b) El polo negativo de una pila formada por ambos electrodos sería Ag + /Ag. c) De las especies señaladas, el ión Ag + es el oxidante más fuerte. d) La reacción 2 Ag + Cu 2+ >2 Ag + + Cu se produce espontáneamente. 9. a) Sabiendo que los potenciales estándar de reducción para los pares Al 3+ /Al y Fe 2+ / Fe son, respectivamente, 1.67 V y 0.44 V, describir lo que observaríamos al utilizar una cuchara de aluminio para agitar una disolución de Fe (NO 3 ) 2, justificando la respuesta. Indicar la reacción global que se produce. b) Justificar si el anión NO 3 se puede reducir a NH 3, con Zn o con Sn, sabiendo que los potenciales estándar de reducción para los pares NO 3 / NH 3, Zn 2+ /Zn y Sn 2+ /Sn, son 0.13 V, 0.76 V y 0.12 V, respectivamente. Indicar la reacción global que tiene lugar en caso positivo. 10. Dados los siguientes potenciales estándar de reducción: Ag +/ Ag:0,80 V; Mg 2+ /mg: 2,37 V; Fe 3+ /Fe: 0,44 V; Al 3+ /Al: 1,62 V; Ca 2+ /Ca: 2,87 V; Sn 2+/ Sn: 0,14 V

2 a) Indicar cuáles de estos metales se oxidan más fácilmente que el Fe y por qué; b) Justificar qué especie iónica es la más fácil de reducir y cuál es el reductor más fuerte entre todas las especies químicas señaladas, c) Indicar qué dos electrodos de los señalados formarían la pila que proporciona mayor f.e.m, cuál actuaría como ánodo (polo negativo)? 11. Una disolución de Cd(NO 3 ) se somete a electrólisis, haciendo pasar una corriente de 2,5 A hasta que se depositan 4,50 g de metal, a) Cuántos minutos estuvo pasando la corriente por dicha disolución?; b) Si la misma cantidad de carga se hace atravesar una disolución de FeCl 3, qué cantidad de Fe se obtiene? Datos: R= 0,082 atm. l/molºk; m.a (I)= 126,9; m.a. (H) = 1,008 m.a (Cd) = 112,1; m.a. (Fe) = 55,851 F = C. 12. a) Ajustar la siguiente ecuación redox: K 2 Cr 2 O 7 + FeCl 2 + HCl> CrCl 3 + FeCl 3 + KCl + H 2 O Cuál es la especie oxidante? Cuál es la especie reductora? b) Explicar qué es la electrólisis. Indicar la diferencia fundamental entre lo que ocurre en una cuba electrolítica y en una célula galvánica. 13. Ajustar la siguiente reacción por el método del ionelectrón, indicando cuál es el oxidante y cuál el reductor: Zn + HNO 3 Zn(N0 3 H + N H Utilizando una corriente constante durante 3 horas, se electroliza una disolución de Cu SO 4, depositándose 12,5 g de cobre metálico. a) En qué electrodo se depositará el cobre? b) Cuál es la intensidad de corriente? Datos: M.a. : Cu: :: 63,5 1 F = C/ mol 14. Se tienen los siguientes potenciales estándar de reducción: E 0 ( Mg 2+ / Mg) 2,36 V y E 0 (Pb 2 /Pb) 0,13 V. a) Justifique en qué sentido tendría lugar la reacción: Mg 2~ + Pb Mg + Pb 2+ b) Indique las reacciones que tendrían lugar en cada uno de los electrodos de la pila que construiría con ellos y la reacción total de la misma. Dibuje un esquema de la pila, describiendo los procesos que tienen lugar y cómo funciona. u) lndique la especie que se oxida, la que se reduce, la especie oxidante y la especie reductora. d) Calcule la f.e.m. de la pila. 15. a) Qué entiende por número de oxidación? b) Ajuste por el método del ionelectrón la siguiente reacción, indicando el oxidante y el reductor: FeSO 4 + HNO 3 + H 2 S0 4 Fe 2 (SO 3 ) 3 + +NO + H Dados los potenciales normales de reducción estandar de Cu ++ /Cu (0,34 voltios) y de Ag + /Ag (0,80 voltios) a) Cuál será la reacción espontánea que tendrá lugar en una pila formada por estos dos electrodos? Por qué? Calcule la f.e.m. de la pila (0,7 puntos) b) En qué sentido y por donde circularán los electrones? Cuál es el cometido del puente salino? Haga un esquema de dicha pila. Escriba la notación de la pila. (0,9 puntos) c) Establezca la diferencia entre el funcionamiento de una pila y de una cuba electrolítica. 17. Dada la siguiente reacción: K 2 Cr 2 O 7 + HI + H 2 SO 4 K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + I 2 + H 2 O a) Ajústela mediante el método del iónelectrón. (0,7 puntos)

3 b) Indique la especie química que se reduce y la que se oxida. (0,2 puntos) c) Si quisiera construir una pila con esta reacción, indique la semirreación que tiene lugar en el ánodo y la que ocurre en el cátodo. (0,7 puntos) d) Calcule el potencial normal de la pila formada por estos dos electrodos. (0,4 puntos) = Datos: E 0 (Cr 2 O 7 / Cr +3 ) = 1,33 V E 0 (I 2 / I ) = 0,54V 18. Dada la ecuación: KMnO 4 + K 2 SO 3 + HCl MnO 2 + K 2 SO 4 + KCl + H 2 O a) Deduzca razonadamente la sustancia oxidante y la reductora, la que se oxida y la que se reduce. b) Escriba y ajuste las semireacciones de oxidaciónreducción y la reacción global. 19. Para platear una pulsera colocada como cátodo, se hace pasar durante dos horas una corriente de 0,5 Amperios a través de un litro de una disolución de nitrato de plata 0,1 M. Calcula a) El peso de plata metálica depositada en la pulsera b) La concentración de ión plata que queda finalmente en la disolución. Datos: F= C. Masa atómica: Ag:107, a) Dibuje un esquema de una cuba electrolítica. Indique sus elementos constituyentes y explique la función que cada uno de ellos desempeña en el proceso electrolítico. b) Enuncie las leyes de Faraday 21. En la reacción siguiente: K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + HCl CrCl 3 + S + KCl + H 2 O a) Deduzca razonadamente cuál es la sustancia oxidante y la reductora, la que se oxida y la que se reduce. b) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidaciónreducción y la reacción global. En primer lugar procedemos a determinar el número de oxidación de los elementos más característicos: K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + HCl CrCl 3 + S + KCl + H 2 O Vemos que el elemento que se reduce es el Cr mientras que el elemento que se oxida es el S, en consecuencia tendremos: a) La especie reductora sería el H 2 S ya que el S se oxida al pasar de S a S 0 liberando los electrones que reducen el Cr 7+ a Cr 3+, por lo cual al especie oxidante sería el K 2 Cr 2 O 7. Sustancia oxidante: K 2 Cr 2 O 7 ; Sustancia que se oxida: H 2 S S. Sustancia reductora: H 2 S; Sustancia que se reduce: K 2 Cr 2 O 7 CrCl 3. b) Una vez que hemos establecido quien es la especie oxidante y cual es la especie reductora procedemos a escribir las correspondientes semirreacciones. Cr 2 O 7 Cr 3+ S S 0 Procedemos a ajustarlas, primero en masas: Cr 2 O H + 2 Cr H 2 O S S 0 Y luego en cargas: Cr 2 O H e 2 Cr H 2 O S S e Finalmente ajustando nos quedaría:

4 Cr 2 O H e 2 Cr H 2 O 3 x (S S e ). Cr 2 O H S 2 Cr S + 7 H 2 O Luego nos quedaría la reacción ajustada: K 2 Cr 2 O H 2 S + 8 HCl 2 CrCl S + KCl + 7 H 2 O Hay que tener en cuenta que el ajuste ionelectrón indica 14 protones de los cuales 6 corresponderían al ácido sulfhidrico (H 2 S) y el resto al ácido clorhídrico (HCl). 22. Una pila consta de una semicelda que contiene una barra de Ag sumergida en una disolución 1M de Ag + y otra que contiene una barra de Zn sumergida en una disolución 1 M de Zn 2+. Ambas están unidas por un puente salino. a) Escriba las reacciones que tienen lugar en el cátodo, en el ánodo y la reacción global de la pila. b) Escriba la notación de la pila y calcule el potencial estándar. c) Dibuje un esquema identificando cada uno de los elementos de la pila y la dirección del flujo de electrones. Cuál es el objetivo del puente salino?. Datos: E 0 [Zn 2+ /Zn(s)] = 0,76 V; E 0 (Ag + /Ag) = + 0,80. a) En el Ánodo: Zn Zn e En el Cátodo: Ag e Ag La reacción global sería: Zn Zn e 2 x (Ag e Ag ). 2 Ag + + Zn Zn Ag b) La notación de la pila sería: Zn/ Zn 2+ (1 M) // Ag + (1M) /Ag Y el potencial estándar es: E 0 = E 0 cátodo E 0 ánodo = 0,80 (0,76) = 1,56 V. c) Sentido de los electrones (e) V Puente salino Zn Ag Zn2+ Ag+ 23. Ajuste por el método el iónelectrón, la reacción: HNO 3 + Cu Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O

5 Indicando, de forma justificada, las semirreacciones de oxidación y reducción, cuál es la especie oxidante y cuál la reductora. Qué volumen de NO, medido a 1 atmósfera de presión y a 273ºK, se desprenderá si se oxidan 3 g de Cu metálico?. Datos: Masa atómica: Cu = 63,5; R = 0,082 atm.l.mol 1.ºK 1. Procedemos a determinar los estados de oxidación de las distintas especies químicas para ver cuales son los elementos que presentan cambios en su número de oxidación HNO 3 + Cu Cu(NO 3 ) + 2 NO + H 2 O Vemos que los elementos que cambian su número de oxidación son el nitrógeno que pasa desde +5 a +2 y el cobre que pasa desde 0 a +2. Las semirreacciones correspondientes serían: NO 3 NO Cu 0 Cu 2+ A continuación procedemos a ajustar primero en masa: NO H + NO + 2 H 2 O Cu 0 Cu 2+ Y luego en carga: NO H e NO + 2 H 2 O Cu 0 Cu e Ajustamos y nos queda: 2 x (NO H e NO + 2 H 2 O) 3 x (Cu 0 Cu e ). 2 NO H Cu 2 NO + 3 Cu H 2 O de donde resulta: 8 HNO Cu 3 Cu(NO 3 ) NO + 4 H 2 O La especie oxidante es la que captura los electrones reduciéndose, es decir, el HNO 3, mientras que la especie reductora es la que proporciona los electrones que provocan la reducción de la otra especie, mientras que ella se oxida, es decir el cobre (Cu). Finalmente nos piden calcular el volumen de NO en condiciones normales (0ºC = 273ºK y 1 atm de presión) se desprenderá al oxidar 3 g de Cu metálico. Nº de moles de Cu = 3/63,5 = 0,047 moles De acuerdo con la ecuación ajustada, los cálculos esquiométricos serían: 3 moles de Cu 2 moles de NO = 0,047 moles de Cu x moles de NO De donde resulta que: x = 0,031 moles de NO. El volumen que ocupan estos 0,031 moles de NO en las condiciones indicadas sería: P.V = n. R.T, de donde, V = n.r.t./p = 0,031.0, /1 = 0,69 litros