Reacciones de transferencia de electrones

Transcripción

1 Reacciones de transferencia de electrones E S Q U E M A D E L A U N I D A D 1.1. El número de oxidación. Otro modo de ver los procesos de oxidación y reducción páginas 266/ Procesos en los que no interviene el oxígeno página Oxidantes y reductores página Pares redox conjugados página Tipos de pilas y baterías páginas 284/ Metalurgia página Procesos electrolíticos de importancia industrial páginas 292/ Conceptos de oxidación y reducción páginas 265/ Ajuste de las ecuaciones redox páginas 269/ Valoraciones redox páginas 273/ La energía eléctrica y los procesos químicos página Celdas electroquímicas páginas 276/ Predicción de reacciones redox espontáneas página La corrosión páginas 282/ Pilas y baterías páginas 284/ Cubas electrolíticas páginas 287/ Comparación entre una celda galvánica y una cuba electrolítica página Procesos redox de importancia industrial páginas 292/ Determinación del número de oxidación páginas 269/ Ajuste en medio ácido páginas 271/ Notación estándar de las pilas página Tipos de electrodos página Potenciales estándar de electrodo páginas 278/ La electrolisis página Electrolisis del agua página Electrolisis de una sal página Leyes de Faraday de la electrolisis página Recubrimientos por electrodeposición página Reacciones de transferencia de electrones 137

2 SOLUCIONES DE LAS ACTIVIDADES DEL LIBRO DEL ALUMNO Cuestiones previas (página 264) 1. En qué se transforma un metal cuando se oxida? En un ion positivo o catión. 2. Es imprescindible que exista oxígeno para que se produzca una oxidación? No, basta con que aumente el número de oxidación del elemento. 3. Es la combustión una oxidación o es la oxidación una combustión? Una combustión es siempre una oxidación, pues es una reacción con oxígeno. A excepción del flúor, todos los elementos químicos son menos electronegativos que el O, por lo que, cuando se combinan con él, su número de oxidación aumenta y, por tanto, se oxidan. Sin embargo, una oxidación no es necesariamente una combustión, ya que un elemento se oxida siempre que se combine con un elemento más electronegativo que él, aunque no sea el oxígeno; en sentido estricto, por combustión se entiende una reacción con oxígeno y con importante desprendimiento de energía. 4. Las pilas son una fuente de energía eléctrica. Qué otras fuentes conoces? Qué reacción química se produce en una pila? Energía eólica, térmica, maremotriz, cinética, potencial, etcétera. En una pila se produce una reacción química de oxidaciónreducción. 5. Por qué se agotan las pilas? Las pilas se agotan porque se consumen los reactivos que provocan la reacción de oxidación-reducción. En la práctica, no obstante, las pilas dejan de ser efectivas antes de que los reactivos se consuman totalmente. 6. Se parece la corriente que producen las pilas a la que circula por la instalación eléctrica de nuestros hogares? No. La corriente que se produce en las pilas es continua, y en nuestras casas es corriente alterna. Actividades (páginas 267/293) 1 Los procesos redox se denominan procesos de transferencia de electrones. Sabrías justificar por qué? En los procesos redox, la especie que se oxida pierde electrones, que son captados por la especie que se reduce. 2 PAU Determina el número de oxidación de todos los elementos en cada una de las especies que se indican a continuación: CO, CO 2 3,Ag 2 CrO 4, Si, Cr 2 O 2 7,KOH,AlH 3,MnO 2,I 2,Na 2 O 2 Para determinar el número de oxidación, hay que seguir las reglas que se indican en la página 269 del Libro del alumno. CO CO 3 2 Ag 2 CrO 4 Si Cr 2 O 7 2 O 2 O 2 Ag 1 Si 0 O 2 C 2 C 4 O 2 Cr 6 Cr KOH AlH 3 MnO 2 I 2 Na 2 O 2 K 1 Al 3 O 2 I 0 Na 1 O 2 H 1 Mn 4 O 1 H 1 PAU Determina cuáles de las siguientes ecuaciones representan procesos redox e indica los números de oxidación de los elementos: a) Zn CuSO 4 ZnSO 4 Cu b) CaCl 2 Na 2 CO 3 2 NaCl CaCO 3 c) MgO HBr MgBr 2 H 2 O d) MnO 4 NO 2 Mn 2 NO 3 e) 2 H 2 S H 2 SO 3 3 S 3 H 2 O f) 2 NaOH H 3 PO 4 Na 2 HPO 4 2 H 2 O Se determina en qué casos cambia el número de oxidación de algunos de los elementos presentes; para ello, seguimos las reglas que se indican en la página 269 del Libro del alumno. En los procesos redox, al menos se debe oxidar un elemento y reducirse otro. a) Proceso redox: Zn CuSO 4 ZnSO 4 Cu b) No es un proceso redox. c) No es un proceso redox. d) Proceso redox: e) Proceso redox: MnO 4 NO 2 Mn 2 NO H 2 S H 2 SO 3 3 S H 2 O f) No es un proceso redox. PAU Justifica si son procesos redox las siguientes reacciones: HCO 3 H CO 2 H 2 O CuO NH 3 N 2 H 2 O Cu Hay que determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos que participan: HCO 3 H CO 2 H 2 O No es un proceso redox, pues cada elemento tiene el mismo número de oxidación en los reactivos que en los productos CuO NH 3 N 2 H 2 O Cu Es un proceso redox: el cobre se reduce, pues pasa de tener n. de oxidación 2 a 0, mientras que el nitrógeno se oxida, pues su número de oxidación pasa d3 a 0. PAU Ajusta los siguientes procesos redox, indicando, en cada caso, cuál es la especie oxidante y cuál la reductora: a) Zn CuSO 4 ZnSO 4 Cu b) Cu HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 NO H 2 O c) MnO 4 NO 2 Mn 2 NO 3 d) H 2 S H 2 SO 3 S H 2 O En cada caso, hay que seguir el procedimiento que se indica en las páginas 271 y 272 del Libro del alumno a) Zn CuSO 4 ZnSO 4 Cu 138 Reacciones de transferencia

3 6 Oxidación (es el que se oxida; por tanto, es el reductor): Zn Zn 2 2 Reducción (es el que se reduce; es, pues, el oxidante): Cu 2 2 Cu La ecuación redox: Zn Cu 2 Zn 2 Cu Ecuación molecular: Zn CuSO 4 ZnSO 4 Cu b) Cu HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 NO H 2 O Ecuación iónica: Cu NO 3 Cu 2 NO Oxidación (especie reductora): 3 [Cu Cu 2 2 ] Reducción (especie oxidante): 2 [3 NO 3 4 H NO 2 H 2 O] 3 Cu 6 2 NO 3 8 H 3 Cu NO 4 H 2 O Ecuación molecular: 3 Cu 8 HNO 3 3 Cu(NO 3 ) 2 2 NO 4 H 2 O c) MnO 4 NO 2 Mn 2 NO 3 Reducción (especie oxidante): 5 8 H MnO 4 Mn 2 4 H 2 O Oxidación (especie reductora): 5 [H 2 O NO 2 NO 3 2 H 1 ] 5 8 H MnO 4 5 H 2 O5 NO 2 Mn 2 4 H 2 O 5 NO 3 10 H 5 Ecuación global: MnO 4 5 NO 2 H 2 O Mn 2 5 NO 3 2 H d) H 2 S H 2 SO 3 S H 2 O Ecuación iónica: S 2 SO 2 3 S 0 Oxidación (especie reductora): 2 [S 2 S 2 ] Reducción (especie oxidante): 4 SO H S 0 3 H 2 O 2 S 2 4 SO H 2 S 0 4 S 0 3 H 2 O Ecuación molecular: 2 H 2 S H 2 SO 3 3 S 3 H 2 O PAU El dicromato de potasio heptaoxodicromato(vi) de potasio, en presencia de ácido clorhídrico, oxida el nitrito de sodio dioxonitrato(iii) de sodio a nitrato de sodio trioxonitrato(v) de sodio, y se reduce a su vez a cloruro de cromo(iii); en la reacción se obtienen también agua y cloruro de potasio. a) Ajusta la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón. b) Calcula el volumen de dicromato de potasio 2 M necesario para oxidar 20 g de nitrito de sodio. Datos: Masas atómicas: N 14; Na 23; O 16 a) K 2 Cr 2 O 7 HCl NaNO 2 NaNO 3 CrCl 3 H 2 O KCl 6 Cr 2 O H 2 Cr 3 7 H 2 O 3 (H 2 O NO 2 NO 3 2 H 2 ) Cr 2 O H 3 H 2 O 3 NO 2 2 Cr 3 7 H 2 O 3 NO 3 6 H 7 8 0,29 mol NaNO 2 1 mol K2Cr 2 O7 0,1 mol K 3 mol N 2 Cr 2 O 7 ano2 n 0,1 V 0,05 L 500 ml M 2 PAU Una muestra de un mineral de hierro que pesa 1,2 g se disuelve en HCl (aq) y todo el hierro se transforma en Fe 2 (aq). A continuación, esta disolución se valora con 28,7 ml de K 2 Cr 2 O 7 (aq) de concentración 0,05 M, proceso en el que el cromo se convierte en Cr 3 (aq). Cuál es el porcentaje en masa del hierro en la muestra mineral? En primer lugar hay que establecer la ecuación química del proceso que tiene lugar. Como es un proceso redox, se ajusta siguiendo el procedimiento. Una vez ajustado, se estudia la estequiometría del proceso: Fe (mineral) HCl (aq) Fe 2 2 Cl H 2 Fe 2 Cr 2 O 7 2 Cr 3 Fe 3 6 (Fe 2 Fe 3 1 ) 6 Cr 2 O H 2 Cr 3 7 H 2 O 6 Fe 2 Cr 2 O H 6 Fe 3 2 Cr 3 7 H 2 O M n/v; n 2 Cr2 O 7 0,05 28, , mol 1, mol de Cr 2 O mol de Fe 2 /mol de Cr 2 O 2 7 8, mol de Fe 2 8, mol de F 55,8 g/mol 0,48 g de Fe en la muestra (0,48 g de Fe/1,2 g de muestra) % de Fe en la muestra Nos piden que valoremos una disolución de agua oxigenada que hay en el laboratorio. Para ello, tomamos 10 ml de la disolución y añadimos agua destilada hasta tener un volumen de 50 ml. Adicionamos al conjunto 10 ml de H 2 SO 4 5 M y lo valoramos frente a una disolución de KMnO 4 0,5 M. Comprobamos que se requieren 9,3 ml de la misma. Cuál es el volumen de oxígeno activo del agua oxigenada del laboratorio? Se ajusta el proceso siguiendo el procedimiento general: KMnO 4 H 2 SO 4 H 2 O 2 K 2 SO 4 MnSO 4 H 2 O O 2 2 (5 MnO 4 8 H Mn 2 4 H 2 O) 5 (H 2 O 2 O 2 2 H 2 ) 2 MnO 4 16 H 5 H 2 O 2 2 Mn 2 8 H 2 O 5 O 2 10 H 2 KMnO 4 3 H 2 SO 4 5 H 2 O 2 2 MnSO 4 8 H 2 O5 O 2 K 2 SO 4 Tenemos en cuenta la relación estequiométrica entre las sustancias reaccionantes: m oles KMnO4 2 3 moles H2O2 5 0, 5,3 10 MH 91 2O M H2 O 2 1,162 5 En 1 L de disolución hay 1,162 5 mol de H 2 O 2,que producen 1,162 5 mol de O 2 activo. Calculamos el volumen equivalente en condiciones normales: 1,162 5 mol 2 2,4 L 26,04 L 1 mol Es decir, se trata de una disolución de agua oxigenada de 26,04 volúmenes. K 2 Cr 2 O 7 8 HCl 3 NaNO 2 3 NaNO 3 2 CrCl 3 4 H 2 O 2 KCl b) Calculamos los moles que representan 20 g de NaNO 2 : M NaNO g/mol 20 g NaNO 2 1mol/69 g 0,29 mol NaNO 2 9 PAU Describe la pila que se podría construir utilizando un electrodo de plata y otro de cinc. Determina qué valor de la fem se obtiene si se trabaja en condiciones estándar. Se buscan los potenciales de reducción de cada elemento (tabla 8.2, página 280 del Libro del alumno). Se reduce el elemento con mayor potencial de reducción, mientras que se oxida el otro: 8. Reacciones de transferencia de electrones 139

4 10 Ag Ag (s) ε 0,80 V Zn 2 2 Zn (s) ε 0,76 V Según esto, la plata se reduce y el cinc se oxida: 2 [Ag Ag (s)] ε 0,80 V Zn (s) Zn 2 2 ε 0,76 V 2 Ag Zn (s) 2 Ag (s) Zn 2 ε 1,56 V Zn Zn 2 Ag Ag ε 1,56 V () Zn voltímetro puente salino Cl Na Zn 2 Ag () PAU Indica qué se reduciría y qué se oxidaría al combinar, de dos en dos, las siguientes semipilas en condiciones estándar: a) Hg 2 Hg (l) c) Ni 2 Ni (s) b) Cu Cu (s) d) Cl 2 (g) 2 Cl Se buscan los potenciales de reducción de cada elemento (tabla 8.2, página 280 del Libro del alumno). Para cada una de las parejas que se establezcan, se reducirá el elemento con mayor potencial de reducción y se oxidará el otro. Hg 2 2 Hg (l) ε 0,85 V se reduce Cu Cu (s) ε 0,52 V Hg 2 2 Hg (l) ε 0,85 V 2 [Cu (s) Cu ] ε 0,52 V Hg 2 2 Cu (s) Hg (l) 2 Cu ε 0,33 V Hg 2 2 Hg (l) ε 0,85 V se reduce Ni 2 2 Ni (s) ε 0,25 V Hg 2 2 Hg (l) ε 0,85 V Ni (s) Ni 2 2 ε 0,25 V Hg 2 Ni (s) Hg (l) Ni 2 ε 1,10 V Hg 2 2 Hg (l) ε 0,85 V Cl 2 (g) 2 2 Cl ε 1,36 V se reduce Hg (l) Hg 2 2 ε 0,85 V Cl 2 (g) 2 2 Cl ε 1,36 V Cl 2 (g) Hg (l) 2 Cl Hg 2 ε 0,51 V Cu Cu (s) ε 0,52 V se reduce Ni 2 2 Ni (s) ε 0,25 V 2 [Cu Cu (s)] ε 0,52 V Ni (s) Ni 2 2 ε 0,25 V 2 Cu Ni (s) Ni 2 2 Cu (s) ε 0,77 V Cu Cu (s) ε 0,52 V Cl 2 (g) 2 2 Cl ε 1,36 V se reduce 2 [Cu (s) Cu ] ε 0,52 V Cl 2 (g) 2 2 Cl ε 1,36 V Cl 2 (g) 2 Cu (s) 2 Cl 2 Cu ε 0,84 V Ni 2 2 Ni (s) ε 0,25 V Cl 2 (g) 2 2 Cl ε 1,36 V se reduce Ag Ni (s) Ni 2 2 ε 0,25 V Cl 2 (g) 2 2 Cl ε 1,36 V Ni (s) Cl 2 (g) Ni 2 2 Cl ε 1,61 V 11 PAU La reacción global (sin ajustar) que se produce en una pila es: Al (s) Fe 2 (1 M) Al 3 (1 M) Fe (s) a) Ajusta la reacción y escribe la pila utilizando la notación simplificada. b) Si la fem de esta pila es 1,27 V y el potencial estándar del electrodo de hierro es 0,41 V, cuál será el potencial estándar de reducción del electrodo de aluminio? Se escriben la semirreacción de oxidación y la de reducción con su potencial correspondiente. La fem de la pila es la suma de los potenciales de los dos semipares. a) 2 [Al Al 3 3 ] ε? 3 [Fe 2 2 Fe] ε 0,41 V 2 Al 3 Fe 2 2 Al 3 3 Fe ε 1,27 V b) 1,27 V ε 0,41; ε 1,27 0,41 1,68 V Al (s) Al 3 (1 M) Fe 2 (1 M) Fe (s) ε 1,27 V Al Al 3 3 ε 1,68 V ε [Al 3 /Al (s)] 1,68 V 12 PAU Se dispone de una espátula de aluminio para trabajar en nuestro laboratorio. Hay algún problema en utilizarla para manipular una disolución de cloruro de calcio? Y para manipular una disolución de sulfato de cinc? Se debe estudiar la posibilidad de que se produzcan las reacciones: 2 Al (s) 3 CaCl 2 (aq) 3 Ca (s) 2 AlCl 3 (aq) 2 Al (s) 3 ZnSO 4 (aq) 3 Zn (s) Al 2 (SO 4 ) 3 (aq) Tomamos los valores de los potenciales de reducción estándar de la tabla 8.2 (página 280 del Libro del alumno): Para la reacción del Al con el CaCl 2 : Al (s) Al 3 3 ε 1,68 V Ca 2 2 Ca (s) ε 2,76 V El ε global para este proceso es negativo, lo que indica que este proceso no transcurre de forma espontánea. Por tanto, la espátula de aluminio no sufre ninguna reacción al manipular la disolución de CaCl 2. Para el caso del Al con el ZnSO 4 : Al (s) Al 3 3 ε 1,68 V Zn 2 2 Zn (s) ε 0,76 V El ε global para este proceso es positivo; por tanto, transcurre de forma espontánea. Es decir, la espátula de Al se oxidará al manipular la disolución de ZnSO PAU Habitualmente, los objetos de plata se ensucian y pierden brillo porque se forma una capa de sulfuro de plata. Para limpiarla, se envuelven en papel de aluminio y se sumergen durante un tiempo en un recipiente que contenga agua con sal. Explica por qué es adecuado este método. Para explicarlo, es necesario estudiar la posibilidad de que se produzca la reacción: Al (s) 3 Ag 3 Ag (s) Al 3 Tomamos los valores de los potenciales de reducción estándar de la tabla 8.2, página 280 del Libro del alumno y, a continuación, operamos: Ag Ag (s) ε 0,80 V se reduce 140 Reacciones de transferencia

5 Al 3 3 Al (s) ε 1,68 V 3 [Ag Ag (s)] ε 0,80 V Al (s) Al 3 3 ε 1,68 V De forma espontánea, se produce el siguiente proceso: 3 Ag Al (s) 3 Ag (s) Al 3 17 Identifica en la pila de mercurio (tabla 8.3), la especie oxidante, la reductora, el, el y calcula la fem en condiciones estándar. Como información básica tomamos las reacciones que se producen en cada semipar y su ε. La fem de la pila es la suma de los potenciales de los dos semipares: PAU Predice lo que ocurrirá si: a) Una punta 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: ε (Cu 2 /Cu) 0,34 V; ε (Fe 2 /Fe) 0,44 V; ε (Ni 2 /Ni) 0,24 V; ε (K /K) 0,93 V a) Se estudia la posibilidad de que el hierro se oxide y el cobre se reduzca: F Fe 2 2 ε 0,44 V Cu 2 2 Cu ε 0,34 V ε global 0,78 0, luego este proceso transcurre de forma espontánea. b) Se estudia la posibilidad de que el níquel se oxide por acción del ácido: Ni Ni 2 2 ε 0,24 V El potencial de reducción del hidrógeno es 0; por tanto, la oxidación de la moneda de níquel por el ácido se producirá de forma espontánea. c) Se estudia la posibilidad de que el potasio se oxide y se reduzcan los protones del agua: K K ε 0,93 V El potencial de reducción del hidrógeno es 0; por tanto, al introducir en agua un trozo de potasio sólido, sufrirá oxidación a la vez que se desprende H 2 por reducción de los protones del agua. Utiliza la tabla de potenciales estándar de reducción para elegir tres metales que sean idóneos para proteger, actuando como s de sacrificio, una superficie de hierro. Hay que elegir tres metales que tengan más tendencia a oxidarse (menor potencial de reducción) que el Fe: Fe 2 2 Fe (s) ε 0,41 V Se puede elegir entre los siguientes: Zn, Al, Mg, Ca Ánodo (oxidación) Cátodo (reducción) Global Reacción Zn (s) Zn 2 (aq) 2 Hg 2 (s) 2 Hg (l) Zn (s)hg 2 (s)2 Hg (l)zn 2 (aq)2 Teniendo en cuenta la notación que se utiliza para las pilas, podemos representar así la reacción: Zn (s) Zn 2 (aq) Hg 2 (s) Hg (l) El Zn se oxida y aumenta su número de oxidación (de 0 a 2). Es, pues, el reductor. El Hg 2,por su parte, se reduce y disminuye su número de oxidación (d2 a 0). Se trata del oxidante. Sabiendo que la fem de una pila seca Leclanché es de unos 1,5 V, y suponiendo que no hay interferencias de ningún tipo, cuál es el potencial de reducción estándar de la semipila MnO 2 (s) Mn 2 O 3 (s)? Se escriben la semirreacción de oxidación y la de reducción con su potencial correspondiente (véase la tabla 8.3 del Libro del alumno). La fem de la pila es la suma de los potenciales de los dos semipares: Zn (s) Zn 2 2 ε 0,76 V 2 MnO 2 (s) 2 NH 4 2 Mn 2 O 3 (s) 2 NH 3 2 H 2 O ε? El potencial total es de ε total 1,5 V. ε [MnO 2 /Mn 2 O 3 ] 1,5 0,76 0,74 V PAU Qué fem ha de proporcionar una batería (fuente de corriente continua) para provocar la electrolisis de una disolución acuosa de yoduro de calcio? En la electrolisis de una disolución acuosa de una sal se puede producir la oxidación y la reducción de los iones de la sal y, también, la oxidación o reducción del agua. Tomamos los datos del ε de los iones de la tabla 8.2, página 280 del Libro del alumno. Los datos del potencial de oxidación y reducción del agua los tomamos de la página 288 del Libro del alumno,ya que esta sal proporciona un medio neutro (ph 7). Se oxidará y se reducirá la especie de menor potencial; las posibles oxidaciones son: 2 I I 2 2 ε 0,54 V 2 H 2 O (l) O 2 (g) 4 H 4 ε 0,81 V En consecuencia, se oxida el yoduro, ya que tiene menor potencial de reducción. Las posibles reducciones son: Ca 2 2 Ca ε 2,76 V 4 H 2 O (l) 4 2 H 2 (g) 4 OH (aq) ε 0,42 V Se reduce el H 2 O, porque tiene mayor potencial de reducción, luego las reacciones serán: 2 I I 2 2 ε 0,54 V ε 0,76 V 0,8 V 1,56 V 16 Por qué la galvanización (recubrimiento con Zn) es un método de protección eficaz para el hierro, mientras que el estañado no lo es y, en su caso, la hojalata (hierro estañado) se oxida con mucha facilidad? Teniendo en cuenta los valores de los potenciales de reducción estándar de la tabla 8.2 (página 280 del Libro del alumno): Zn 2 2 Zn (s) ε 0,76 V Fe 2 2 Fe (s) ε 0,41 V Sn 2 2 Sn (s) ε 0,14 V Observamos que el hierro tiene más tendencia a reducirse que el cinc; por eso, en el caso de que apareciese óxido de hierro, se produciría de forma espontánea la reacción Fe 2 Zn (s) Fe (s) Zn 2,que tiene ε 0. Esta reacción transformaría el óxido de hierro en hierro metálico. Por otra parte, el hierro tiene más tendencia a oxidarse que el estaño, por lo que se produce la siguiente reacción: Fe 2 Sn (s) Fe (s) Sn 2,que tiene ε 0. Es decir, de forma espontánea, el estaño no transforma el óxido de hierro en hierro metálico. 2 H 2 O (l) 2 H 2 (g) 2 OH (aq) ε 0,42 V 2 I 2 H 2 O (l) I 2 H 2 (g) 2 OH (aq) ε 0,96 V 8. Reacciones de transferencia de electrones 141

6 20 PAU Indica qué sustancia migraría al y cuál al Se reducirá el agua, ya que tiene mayor potencial. al introducir electrodos en disoluciones acuosas de las siguientes especies: a) Cloruro de magnesio (sal). b) Ácido nítrico (ácido muy fuerte, disolución diluida). c) Hidróxido de sodio (base muy fuerte, disolución diluida). Oxidación: 2 H 2 O (l) O 2 (g) 4 H 4 ε 0,81 V El SO 2 4 no se oxida, pues el azufre está en su estado de oxidación más alto: Ánodo: 2 H 2 O (l) O 2 (g) 4 H 4 ε 0,81 V Cátodo: d) Sulfato de sodio (sal). e) Sulfato de cobre(ii) (sal). 2 H 2 O (l) 2 H 2 (aq) 2 OH (aq) e) La sal se disocia en sus respectivos iones: ε 0,42 V En la electrolisis de una disolución acuosa de una sal se puede CuSO 4 (aq) Cu 2 (aq) SO 2 4 (aq) producir la oxidación y la reducción de los iones de la sal y, El medio resultante es neutro: ph 7. también, la oxidación o reducción del agua. Tomamos los datos del potencial de reducción de la tabla 8.2 (página 280 del Posibles reducciones: Libro del alumno). Los datos del potencial de oxidación y reducción del agua los Cu 2 2 Cu (s) ε 0,34 V 2 H 2 O (l) 2 H 2 (aq) 2 OH (aq) ε 0,42 V tomamos de la página 288 del Libro del alumno, ya que esta sal Se reducirá el Cu 2, porque tiene mayor potencial de proporciona un medio neutro (ph 7). reducción. a) Posibles oxidaciones: 2 Cl Cl 2 2 ε 1,36 V 2 H 2 O (l) O 2 (g) 4 H 4 ε 0,81 V Debería oxidarse el agua, pero por problemas de sobretensión (véase el margen de página 288 del Libro del alumno) se oxida el cloruro. Oxidación: 2 H 2 O (l) O 2 (g) 4 H 4 ε 0,81 V El SO 2 4 no se oxida, pues el azufre está en su estado de oxidación más alto: Ánodo: 2 H 2 O (l) O 2 (g) 4 H 4 ε 0,81 V Cátodo: 2 Cu Cu ε 0,34 V Posibles reducciones: 21 PAU Cuánta carga eléctrica en culombios se consumiría Mg 2 2 Mg (s) ε 2,36 V 2 H 2 O (l) 2 H 2 (g) 2 OH (aq) ε 0,42 V Por tanto, se reduce el agua. Ánodo: 2 Cl Cl 2 2 Cátodo: 2 H 2 O (l) 2 H 2 (g) 2 OH (aq) al depositar 25 g de Cu en la electrolisis del CuSO 4? Cuánto tiempo debería pasar una corriente de 1 A para obtenerla? Conocer la reacción de reducción que experimentan los iones de cobre nos permite calcular la carga eléctrica que ha tenido que pasar para que se depositen 25 g de este metal. b) Posibles oxidaciones: Dividir la carga entre la intensidad de la corriente nos servirá HNO 3 (aq) H para obtener el tiempo que tarda en pasar. (aq) NO 3 (aq) Cu 2 2 Cu (s) Como es un medio ácido, podemos suponer condiciones estándar para el H. M Cu 63,5 Cátodo: 2 H 2 H 2 ε 0 V 25 g de Cu ( C/63,5 g de Cu) C Ánodo: H 2 O (l) 1/2 O 2 (g) 2 H 2 ε 1,23 V I q El NO t ; tq I 3 no se puede oxidar, ya que el nitrógeno está en su estado de oxidación más alto. t C 1 h s 21,1 h 1 A 36 00s c) Posibles oxidaciones: NaOH (aq) Na (aq) OH (aq) 22 Si el precio industrial del kw h es de 3 céntimos de euro, qué coste supone la producción de 1 m 3 de Cl 2 gaseoso, medido en CN, a partir del proceso electrolítico del NaCl en disolución acuosa? Como es un medio muy básico, podemos suponer condiciones estándar para el OH. Ánodo: 4 OH (aq) O 2 (g) 2 H 2 O 4 ε 0,40 V Cátodo: 4 H 2 O 4 2 H 2 (aq) 4 OH (aq) ε 0,83 V Alternativamente podría ocurrir: Oxidación del H 2 O: 2 H 2 O O 2 (g) 4 H 4 ε 1,23 V Reducción del Na :Na Na ε 2,71 V Pero generalmente solo suceden los señalados en el y en el, porque sus potenciales de oxidación y de reducción, respectivamente, son menores en valor absoluto. d) La sal se disocia en sus respectivos iones: Na 2 SO 4 (aq) 2 Na 2 SO 4 El medio resultante es neutro: ph 7. Posibles reducciones: Na Na ε 2,71 V 2 H 2 O (l) 2 H 2 (aq) 2 OH (aq) ε 0,42 V Inicialmente calculamos la carga eléctrica que debe pasar para que se produzca 1 m 3 de Cl 2 gaseoso en CN. NaCl (l) Na (l) Cl (l) 2 Cl Cl 2 2 Puesto que el Cl 2 es gas, pv nrt. En condiciones normales, p 1 atm y T 0 C n 0, ; n 44,67 mol de Cl 2 44,67 mol de Cl 2 ( C/mol de Cl 2 ) 8, C En la página 289 del Libro del alumno vemos que, para que se produzca la electrolisis del NaCl en disolución, hacen falta, como mínimo, 2,19 V. La potencia eléctrica consumida es P IV, luego la energía eléctrica consumida es: E IVt qv E 8, C 2,19 V 18, J 1 kw h 10 3 W s J 18, J ( / J) 0, Reacciones de transferencia

7 Se conectan en serie tres pilas electrolíticas con disoluciones de AgNO 3,AlCl 3 y ZnSO 4. En la primera de ellas se depositaron 1,75 g de plata después de que hubiese circulado una corriente continua durante 90 min. Calcula: a) La intensidad de esa corriente. b) La masa de cada uno de los metales que se ha debido depositar en las otras dos pilas. La cantidad de plata que se deposita nos permite conocer cuánta carga circula por la pila. Como las tres pilas están en serie, esta carga es la misma que circula por cada una de ellas; por tanto, podremos calcular la masa de aluminio y de cinc que se deposita. Ag Ag (s) Al 3 3 Al (s) Zn 2 2 Zn (s) Calculamos la cantidad de carga que circula: 1,75 g de Ag ( C/107,9 g de Ag) C a) I q/t C/(90 min 60 s/min) 0,29 A b) C [27 g de Al/( C)] 0,146 g de Al C [65,4 g de Zn/( C)] 0,530 g de Zn Indica el esquema de los procesos de la izquierda en la forma a b c d. Celda galvánica: Cuba electrolítica: Zn Zn 2 Cu 2 Cu Zn Zn 2 2 Cu 2 2 Cu Cl Cl 2 Na Na 2 Cl Cl Na 2 2 Na PAU Representa cada uno de los siguientes procesos una celda galvánica o una electrolítica? Por qué? a) Cu (s) Cu 2 Zn 2 Zn (s) b) Fe (s) Fe 2 Co 2 Co (s) c) Cu (s) Cu Br 2 (l) Br En cada caso se escriben la reacción que tiene lugar en cada electrodo y la reacción global de la pila. Para determinar el potencial de la pila, tomamos el potencial de cada semirreacción de la tabla 8.2 de la página 280 del Libro del alumno. a) Cu (s) Cu 2 2 ε 0,34 V Zn 2 2 Zn (s) ε 0,76 V Cu (s) Zn 2 Cu 2 Zn (s) ε 1,10 V Cuba electrolítica, ya que ε 0. b) Fe (s) Fe 2 2 ε 0,41 V Co 2 2 Co (s) ε 0,28 V Fe (s) Co 2 Fe 2 Co (s) ε 0,13 V Celda galvánica, ya que ε celda 0. c) Cu (s) Cu ε 0,52 V 1/2 Br 2 (l) Br ε 1,08 V Cu (s) 1/2 Br 2 (l) Cu Br ε 0,56 V Celda galvánica, porque ε celda 0. Podríamos lograr la electrolisis del NaCl en estado fundido utilizando como fuente de energía una celda galvánica. Propón alguna que pueda hacerlo. Representa el montaje e indica qué reacciones tendrían lugar en cada electrodo de la celda galvánica y la electrolítica (figura 8.38). 27 Tal y como se explica en la página 289 del Libro del alumno, para que se produzca la electrolisis del NaCl fundido se necesita una pila que aporte una energía superior a 4,06 V. La pila podría estar formada por los semipares: Ce 4 Ce 3 ε 1,74 V Mg (s) Mg 2 2 ε 2,36 V Haz un esquema que represente un método válido de estañado del hierro. Indica qué elemento pondrías de, cuál de y qué disolución de electrolito. En el se utiliza una barra de estaño; en el, el objeto de hierro que se quiere recubrir. Disolución: SnSO 4. Reacción en el : Sn Sn 2 2 Reacción en el : Sn 2 2 Sn El efecto neto es como si no hubiera reacción. Los átomos de estaño pasan de la placa del a recubrir el objeto del. Técnicas experimentales (páginas 294/295) Celda galvánica. Pila Daniell 1 flujo de electrones Mg Cl Na NaCl celda galvánica flujo de electrones Sn celda galvánica batería Sn 2 SO 2 4 electrodo inerte (Pt) Se dispone una lámina de cinc en un vaso de precipitados que contiene una solución 1 M de sulfato de cobre(ii). Considerando que los siguientes valores de los potenciales Mg 2 Ce 4 Ce 3 Cl Na Fe cuba electrolítica celda electrolítica 8. Reacciones de transferencia de electrones 143

8 estándar de reducción a 25 C son: ε (Zn 2 /Zn) 0,76 V y ε (Cu 2 /Cu) 0,34 V, y que una disolución de sulfato de cobre(ii) es azulada mientras que una de sulfato de cinc es incolora: a) Escribe la reacción que tiene lugar en el vaso de precipitados y razona el aspecto que tomará la lámina de cinc a medida que avance la reacción. De qué color quedará la disolución cuando la reacción se haya completado? b) Dibuja el esquema de la pila que podemos construir con las dos láminas de Zn y Cu y dos disoluciones 1 M de sulfato de cinc y 1 M de sulfato de cobre(ii). Indica sobre el dibujo el sentido de la corriente de electrones de la pila y el movimiento de los iones en el puente salino. c) Calcula el valor de la fuerza electromotriz estándar de esta pila a 25 C e indica razonadamente qué electrodo actuará como en la pila. a) Se produce la oxidación del Zn y la reducción del Cu 2.Sobre la lámina de cinc se va depositando un metal amarillento (el cobre) a la vez que la disolución de cobre va siendo cada vez menos azulada: Zn Cu 2 Zn 2 Cu b) voltímetro La fem de la pila será: ε global 0,84 0,34 0,5 V c) Se oxida el Cu, luego es el agente reductor; se reduce el Ag,luego es el agente oxidante. Celda electrolítica. Electrolisis del agua 1 Cu voltímetro puente salino Cu 2 NO 3 Ag Realiza el esquema de la celda electrolítica y señala qué electrodo hace de, cuál de, cómo es el flujo de electrones y cómo el de iones. Ag 1,00 M CuSO 4 (aq) 1,00 M AgNO 3 (aq) K puente salino Zn NO 3 K Cu O 2 (g) 4 H 2 H 2 (g) Zn 2 Cu 2 1,00 M ZnSO 4 (aq) 1,00 M CuSO 4 (aq) 2 H 2 O 4 H 2 Los electrones van de la lámina de cinc (el ) a la de cobre (el ). En el puente salino, los cationes se dirigirán a la disolución de sulfato de cobre(ii), mientras que los aniones se dirigirán a la disolución de sulfato de cinc. c) Zn Zn 2 2 ε 0,76 V Cu 2 2 Cu ε 0,34 V ε global 0,76 0,34 1,1 V Describe la pila o celda galvánica formada por un electrodo de cobre sumergido en una disolución de sulfato de cobre(ii) 1 M y un electrodo de plata sumergido en una disolución de nitrato de plata 1 M. Determina: a) Cuál es la reacción que se produce en cada electrodo y la reacción total, indicando el y el. b) El sentido del flujo de electrones por el circuito externo y el ε de la pila. c) La especie que se oxida y la que se reduce, así como los agentes oxidante y reductor. Datos: ε (Cu 2 /Cu) 0,34 V; ε (Ag /Ag) 0,84 V a) En el se produce la oxidación: Cu Cu 2 2 ε 0,34 V En el se produce la reducción: Ag 1 Ag ε 0,84 V b) El sentido de flujo de los electrones se indica en el siguiente dibujo: Escribe la ecuación de las reacciones que tienen lugar en cada electrodo. (): 2 H 2 O O 2 (g) 4 H 4 ε 1,23 V (): 4 H 4 2 H 2 (g) ε 0 V Utiliza la tabla de potenciales redox y determina cuál ha de ser el valor mínimo del potencial de la fuente de tensión para que se produzca esta electrolisis. De acuerdo con lo que se indica en la cuestión anterior, para que se produzca la electrolisis del agua hace falta una fuente de tensión con un potencial mínimo de 1,23 V. Por qué se utiliza una disolución de H 2 SO 4 para hacer la electrolisis de H 2 O? La disolución de H 2 SO 4 se utiliza para aumentar la conductividad del agua. Cuestiones y problemas (páginas 299/301) Concepto de oxidación-reducción 1 Di por qué es más correcto hablar de procesos redox que de procesos de oxidación o procesos de reducción. 144 Reacciones de transferencia

9 Porque un proceso de oxidación conlleva uno de reducción, y viceversa. Para que una sustancia se oxide, necesita perder electrones, que deben ser captados por otra, la cual, al captarlos, se reduce. d) Proceso redox: e) Proceso redox: N 2 H 2 NH PAU Comenta si es cierta o falsa la siguiente afirmación: «Para que un elemento se oxide, debe combinarse con oxígeno». Es falsa. Un elemento se oxida cuando aumenta su número de oxidación, lo cual puede suceder cuando se combina con el O o con otro elemento que sea más electronegativo que él. Qué representa un par redox conjugado? Un par redox está formado por cierta sustancia y aquella otra en la que se convierte cuando se oxida, o bien por cierta sustancia y aquella otra en la que se convierte cuando se reduce. PAU Determina el número de oxidación de todos los elementos en cada una de las especies que se indican: a) Al, P 4,CH 4,CH 3 Cl, Fe 2 O MnO 4 Fe 2 MnO 2 Fe 3 PAU Para la reacción: Cu H 2 SO 4 CuSO 4 SO 2 H 2 O a) Determina la especie que se oxida y la que se reduce. b) Determina la especie oxidante y la reductora. c) Señala los pares redox conjugados. Determinamos el número de oxidación de cada uno de los elementos: Cu H 2 SO 4 CuSO 4 SO 2 H 2 O Cu 0 O 2 O 2 O 2 O 2 H 1 Cu 2 S 4 H 1 b) OH,MnO 4 2,HSO 3,TlCl 3 S 6 S 6 c) BrF 5,BaO 2,H 2 S 2 O 7,OF 2 Para determinar el número de oxidación, hay que seguir las reglas que se indican en la página 269 del Libro del alumno: a) Al P 4 CH 4 CH 3 Cl Fe 2 O 3 b) c) Al 0 P 0 C 4 C 2 O 2 OH MnO 4 2 H 1 H 1 F3 Cl HSO 3 1 TlCl 3 O 2 O 2 O 2 Cl 1 H 1 Mn 6 H 1 Tl 3 S 4 BrF 5 BaO 2 H 2 S 2 O 7 OF 2 7 a) Se oxida el Cu, pues aumenta su número de oxidación. Se reduce el SO 2 4,ya que disminuye el número de oxidación del S. b) La especie oxidante es el SO 2 4,porque se reduce a SO 2. La especie reductora es el Cu, pues se oxida a Cu 2. c) Pares redox conjugados: SO 2 4 /SO 2 y Cu/Cu 2. PAU Ajusta los siguientes procesos redox señalando, en cada caso, la especie oxidante y la reductora: a) Ca AlCl 3 CaCl 2 Al b) MnO 2 HCl MnCl 2 H 2 O Cl 2 c) Fe 2 O 3 H 2 F H 2 O d) I Br 2 H 2 O IO 3 H Br e) Fe 2 H 2 O 2 H Fe 3 H 2 O f) Cl 2 H 2 O HClO HCl g) HNO 3 Zn NH 4 NO 3 Zn(NO 3 ) 2 F 1 O 1 O 2 F 1 Br 5 Ba 2 H 1 O 2 S 6 h) I 2 HNO 3 HIO 3 NO 2 H 2 i) K 2 Cr 2 O 7 H 2 S HCl CrCl 3 S KCl H 2 O En cada caso, hay que seguir el procedimiento que se indica en las páginas 271 y 272 del Libro del alumno. 5 PAU Determina cuáles de las siguientes ecuaciones representan procesos redox: a) BaCO 3 BaO CO 2 b) KClO 3 KCl O 2 c) MnO 2 HCl MnCl 2 Cl 2 H 2 O d) N 2 H 2 NH 3 e) MnO 4 Fe 2 MnO 2 Fe 3 Hay que determinar en qué casos cambia el número de oxidación de algunos de los elementos presentes; para ello, seguimos las reglas que se indican en la página 269 del Libro del alumno. En los procesos redox, al menos debe oxidarse un elemento y reducirse otro. a) No es un proceso redox. b) Proceso redox: c) Proceso redox: KClO 3 KCl O MnO 2 HCl MnCl 2 Cl 2 H 2 O a) Ca AlCl 3 CaCl 2 Al Especie reductora (se oxida): [Ca Ca 2 2 ] 3 Especie oxidante (se reduce): [Al 3 3 Al] 2 3 Ca 2 Al 3 3 Ca 2 2 Al 3 Ca 2 AlCl 3 3 CaCl 2 2 Al b) MnO 2 HCl MnCl 2 H 2 O Cl 2 Especie reductora (se oxida): 2 Cl Cl 2 2 Especie oxidante (se reduce): 4 H MnO 2 2 Mn 2 2 H 2 O 4 H MnO 2 2 Cl Cl 2 Mn 2 2 H 2 O MnO 2 4 HCl MnCl 2 2 H 2 O Cl c) Fe 2 O 3 H 2 F H 2 O 8. Reacciones de transferencia de electrones 145

10 Especie reductora (se oxida): [H 2 2 H 2 ] 3 Especie oxidante (se reduce): 6 H Fe 2 O F 3 H 2 O 6 H Fe 2 O 3 3 H 2 2 F 3 H 2 O 6 H Fe 2 O 3 3 H 2 2 F 3 H 2 O d) I Br 2 H 2 O IO 3 H Br Especie reductora (se oxida): 3 H 2 O I IO 3 6 H 6 Especie oxidante (se reduce): [Br Br ] 3 I 3 Br 2 3 H 2 O IO 3 6 H 6 Br e) Fe 2 H 2 O 2 H Fe 3 H 2 O Especie reductora (se oxida): [Fe 2 Fe 3 ] 2 Especie oxidante (se reduce): H 2 O 2 2 H 2 H 2 O H 2 O 2 Fe 2 H 2 O 2 2 H 2 Fe 3 2 H 2 O f) Cl 2 H 2 O HClO HCl (Reacción de dismutación: el Cl 2 se oxida y se reduce.) Especie reductora (se oxida): Cl 2 2 H 2 O 2 ClO 4 H 2 Especie oxidante (se reduce): Cl Cl 2 Cl 2 2 H 2 O 2 ClO 4 H 2 Cl 2 Cl 2 2 H 2 O 2 HClO 2 HCl g) HNO 3 Zn NH 4 NO 3 Zn(NO 3 ) 2 H (NO 3 ) Zn 0 (NH 4 ) (NO 3 ) Zn 2 (NO 3 ) 2 Especie reductora (se oxida): [Zn Zn 2 2 ] 4 Especie oxidante (se reduce): 10 H NO 3 8 NH 4 3 H 2 O 10 H NO 3 4 Zn NH 4 3 H 2 O 4 Zn 2 10 HNO 3 4 Zn NH 4 NO 3 4 Zn(NO 3 ) 2 3 H 2 O h) I 2 HNO 3 HIO 3 NO 2 H 2 Especie reductora (se oxida): 6 H 2 O I 2 2 IO 3 12 H 10 Obtenemos el global de reducción de la suma de: especie oxidante (se reduce): 2 H NO 3 NO 2 H 2 O especie oxidante (se reduce): 2 H 2 H 2 10 [4 H NO 3 3 NO 2 H 2 O H 2 ] 3 [6 H 2 O I 2 2 IO 3 12 H 10 ] 40 H 10 NO 3 18 H 2 O 3 I 2 10 NO 2 10 H 2 O 10 H 2 6 IO 3 36 H 10 HNO 3 8 H 2 O 3 I 2 10 NO 2 6 HIO 3 10 H i) K 2 Cr 2 O 7 H 2 S HCl CrCl 3 S KCl H 2 O Especie reductora (se oxida): 3 [S 2 S 2 ] Especie oxidante (se reduce): Cr 2 O H 6 2 Cr 3 7 H 2 O 3 S 2 Cr 2 O H 3 S 2 Cr 3 7 H 2 O K 2 Cr 2 O 7 3 H 2 S 8 HCl 2 CrCl 3 3 S 2 KCl 7 H 2 O 8 PAU Dadas las reacciones: As 4 O 6 Cl 2 H 2 O H 3 AsO 4 HCl KCl KMnO 4 H 2 SO 4 MnSO 4 K 2 SO 4 Cl 2 H 2 O a) Indica en cada caso cuáles son los agentes oxidantes y reductores. b) Ajústalas por el método del ion-electrón. Se evalúa el número de oxidación de cada elemento en cada compuesto: As 4 O 6 Cl 2 H 2 O H 3 AsO 4 HCl Se oxida el As; la especie reductora es As 4 O 6.Se reduce el cloro; la especie oxidante es Cl H 2 O As 4 O 6 4 AsO H 8 4 (Cl Cl ) 10 H 2 O As 4 O 6 4 Cl 2 4 AsO H 8 Cl 10 H 2 O As 4 O 6 4 Cl 2 4 H 3 AsO 4 8 HCl Segundo proceso: KCl KMnO 4 H 2 SO 4 MnSO 4 K 2 SO 4 Cl 2 H 2 O Se oxida el ion cloro; es el agente reductor. Se reduce el manganeso; el permanganato es el agente oxidante. 5 (2 Cl Cl 2 2 ) 2 (5 MnO 4 8 H Mn 2 4 H 2 O) 10 Cl 2 MnO 4 16 H 5 Cl 2 2 Mn 2 8 H 2 O 10 KCl 2 KMnO 4 8 H 2 SO 4 5 Cl 2 2 MnSO 4 8 H 2 O 6 K 2 SO 4 D 9 PAU Escribe y ajusta las siguientes reacciones redox: a) La oxidación de NH 3 a NO por oxígeno molecular (en la reacción, el O 2 se reduce para dar H 2 O). b) La reacción de H 2 S con SO 2 para obtener azufre y agua (el H 2 S es reductor, mientras que el SO 2 se comporta como oxidante). c) La oxidación del ion NO 2 a NO 3 por MnO 4 en medio ácido (en la reacción se produce Mn 2 ). Primero se escribe la ecuación química del proceso y luego se ajusta siguiendo el procedimiento que se indica en las páginas 271 y 272 del Libro del alumno a) NH 3 O 2 NO H 2 O 4 [H 2 O NH 3 NO 5 H 5 ] 5 [4 4 H O 2 H 2 O H 2 O] 4 H 2 O 4 NH 3 20 H 5 O 2 4 NO 20 H 5 H 2 O 5 H 2 O 4 NH 3 5 O 2 4 NO 6 H 2 O b) H 2 S SO 2 S H 2 O 2 [S 2 S 0 2 ] SO 2 4 H 4 S 2 H 2 O SO 2 2 S 2 4 H 2 S S 2 H 2 O 2 H 2 S SO 2 3 S 2 H 2 O c) NO 2 MnO 4 NO 3 Mn 2 5 [NO 2 H 2 O NO 3 2 H 2 ] 2 [5 8 H MnO 4 Mn 2 4 H 2 O] 5 NO 2 5 H 2 O 2 MnO 4 16 H 5 NO 3 2 Mn 2 8 H 2 O 10 H 5 NO 2 2 MnO 4 6 H 5 NO 3 2 Mn 2 3 H 2 O 146 Reacciones de transferencia

11 Estequiometría y valoraciones redox 10 PAU La valoración en medio ácido de 50,0 ml de una disolución saturada de oxalato de sodio requiere 24,0 ml de permanganato de potasio 0,023 M. Sabiendo que la reacción que se produce es: C 2 O 2 4 MnO 4 Mn 2 CO 2 (g) a) Calcula los gramos de oxalato de sodio que habrá en 1,0 L de la disolución saturada. b) Calcula el volumen de CO 2 producido durante la valoración si se trabaja a 25 C y 1 atm. Datos: Masas atómicas: carbono: 12; oxígeno: 16; sodio: 23; R 0,082 atm L mol 1 K 1. En primer lugar, necesitamos ajustar el proceso redox: C 2 O 2 4 MnO 4 Mn 2 CO 2 (g) 5 (C 2 O CO 2 2 ) 2 (5 MnO 4 8 H Mn 2 4 H 2 O) 5 C 2 O MnO 4 16 H 10 CO 2 2 Mn 2 8 H 2 O a) Calculamos los moles de permanganato que se han utilizado. La estequiometría de la reacción nos permitirá conocer los moles de oxalato que había en los 50 ml de disolución, con lo que podremos conocer su molaridad: n KMnO4 M V 0, , mol KMnO mol C 5, mol KMnO 4 2O4 2 mol KMnO4 1, mol C 2 O 4 3 n 1,38 10 M 2 C2 O 4 V 3 2, mol/l La masa molar del oxalato de sodio permitirá conocer la concentración en g/l: M Na2 C 2 O g/mol 2, m ol g 134 3,7 g/l L m ol b) La estequiometría del proceso permite calcular los moles de CO 2 que se obtienen: 10 mol CO 1, mol C 2 O , mol CO 2 mol C2O4 V n RT 2, ,082 (273 25) 67,4 ml p 1 D 11 PAU El peróxido de hidrógeno se utiliza en muchas industrias relacionadas con el blanqueo o la decoloración (productos de limpieza y cosmética). Para valorar su concentración en una muestra, se hace que reaccionar con una disolución de permanganato de potasio de concentración conocida en un medio ácido (H 2 SO 4 ). En una ocasión hicieron falta 27,4 ml de una disolución 1 M de permanganato para reaccionar con 50 ml de la muestra. Suponiendo que el permanganato únicamente reaccione con el peróxido de hidrógeno y dé el ion Mn 2 y O 2,indica: a) Cuál es la concentración del H 2 O 2 en la muestra? b) Qué volumen de oxígeno se libera si trabajamos a 25 C y a la presión atmosférica? Primero se escribe la ecuación química del proceso y luego se ajusta siguiendo el procedimiento que se indica en las páginas 271 y 272 del Libro del alumno. H 2 O 2 KMnO 4 H 2 SO 4 Mn 2 O 2 5 [H 2 O 2 O 2 2 H 2 ] 2 [5 8 H MnO 4 Mn 2 4 H 2 O] 5 H 2 O 2 2 MnO 4 16 H 2 Mn 2 8 H 2 O 5 O 2 10 H D Para resolver los apartados a) y b), hay que tener en cuenta la estequiometría del proceso. a) 5 H 2 O 2 2 KMnO 4 3 H 2 SO 4 2 Mn H 2 O 5 O 2 3 SO 4 2 K M n/v; n KMnO4 1 27, , mol de KMnO 4 27, mol de KMnO 4 5 mol de H 2 O 2 /2 mol de KMnO 4 68, mol de H 2 O 2 M H2 O 2 68, mol/ ,37 mol/l b) n O2 n H2 O 2 68, mol pv nrt V n RT 68, mol 0,082 atm L/mol K 298 K 1,67 L p 1 atm PAU Para determinar la cantidad de hierro que hay en un mineral, se toma una muestra de 5 g del mismo y se transforma en cloruro de hierro(ii). La disolución resultante se valora con permanganato de potasio en medio ácido (HCl). Así, para completar la valoración, son necesarios 80 ml de una disolución 0,1 M de permanganato que se transforma en Mn 2 en este proceso. Calcula la riqueza de hierro en la muestra original. Primero se escribe la ecuación química del proceso y luego se ajusta siguiendo el procedimiento que se indica en las páginas 271 y 272 del Libro del alumno. 5 g de Fe (mineral de hierro) FeCl 2 FeCl 2 KMnO 4 HCl Mn 2 Fe 3 Dado que el MnO 4 se reduce a Mn 2,el Fe 2 solo se puede oxidar a Fe 3. 5 [Fe 2 Fe 3 ] 5 MnO 4 8 H Mn 2 4 H 2 O 5 Fe 2 MnO 4 8 H 5 Fe 3 Mn 2 4 H 2 O La estequiometría del proceso nos permite determinar la cantidad de FeCl 2 que se obtuvo en la primera transformación de la muestra y, a partir de él, la cantidad de Fe que había en la misma, lo que nos da a conocer la riqueza en hierro de la muestra original. 5 FeCl 2 KMnO 4 8 HCl 5 Fe 3 Mn 2 4 H 2 O 80 ml, 0,1 M M n/v; n KMnO4 0, mol mol de KMnO 4 5 mol de FeCl 2 /mol de KMnO mol de FeCl mol de FeCl 2 55,8 g de Fe/mol de FeCl 2 2,232 g de Fe (2,232 g de Fe/5 g de Fe) ,64 % de Fe en la muestra PAU El I 2 se puede comportar como oxidante o como reductor, dependiendo de la especie con la que reaccione. Cuando reacciona con el ion permanganato, se transforma en ion yodato y aparece el ion Mn 2. Cuando reacciona con gas hidrógeno, se transforma en yoduro de hidrógeno. a) Escribe el proceso que tiene lugar en cada caso. b) Identifica la especie oxidante y la especie reductora en cada uno de los procesos. c) Calcula la cantidad de permanganato a 0,5 M que se necesita para reaccionar con 8 g de I 2. d) Calcula el volumen de gas hidrógeno, a 700 mmhg y 25 C, que se necesita para reaccionar con 8 g de I 2. Escribimos la ecuación química de cada proceso y lo ajustamos siguiendo el procedimiento que se indica en la página 243 del Libro del alumno. Los cálculos estequiométricos sobre cada proceso nos permiten resolver los apartados c) y d). 8. Reacciones de transferencia de electrones 147

12 a) y b) I 2 MnO 4 IO 3 Mn 2 El I 2 es el reductor, y el MnO 4 es el oxidante I 2 H 2 2 HI El I 2 es el oxidante, y el H 2,el reductor. c) Se ajusta el primer proceso: I 2 MnO 4 IO 3 Mn 2 6 H 2 O I 2 2 IO 3 12 H 10 2 [5 8 H MnO 4 Mn 2 4 H 2 O] 6 H 2 O I 2 2 MnO 4 16 H 2 IO 3 2 Mn 2 12 H 8 H 2 O I 2 2 MnO 4 4 H 2 IO 3 2 Mn 2 2 H 2 O 8 g 0,5 M M I2 (126,9 2) 253,8 g/mol; 8 g de I 2 /253,8 g/mol 0,031 5 mol de I 2 0,031 5 mol de I 2 2 mol de MnO 4 /1 mol de I 2 0,063 mol de MnO 4 n n 0, 063 M ; VKMnO4 0,126 L 126 ml V M 0, 5 d) I 2 H 2 2 HI n H2 n I2 0,031 5 mol pv nrt 0,031 5 mol 0,082 atm L/mol K 298 K V 700 mmhg/760 mmhg/atm 0,836 L 836 ml Celdas electroquímicas 14 PAU Por qué es necesario colocar un puente salino en las celdas galvánicas? El puente salino sirve para cerrar el circuito y tener una corriente continua. 19 PAU Para construir una pila, se cuenta con los siguientes productos: cinta de magnesio, una barra de plomo, cloruro de magnesio, sulfato de plomo y cloruro de sodio. Además, se dispone del material de vidrio, balanzas, conexiones eléctricas y demás utensilios habituales en un laboratorio de química. a) Haz un esquema de la pila que se podría construir y la fem (ε) que se podría obtener con ella. b) Señala qué electrodo actúa como y cuál como e identifica las reacciones que tienen lugar en cada uno de ellos. c) Señala cuáles son los electrodos positivo y negativo. d) Indica el sentido del movimiento de los electrones y demás especies cargadas en la pila. Se escriben la reacción que tiene lugar en cada electrodo y la reacción global de la pila. Para determinar el potencial de la pila, tomamos el potencial de cada semirreacción de la tabla 8.2 de la página 280 del Libro del alumno. Mg 2 2 Mg ε 2,36 V Pb 2 2 Pb ε 0,13 V Se reduce el Pb 2,ya que tiene mayor potencial de reducción. Mg Mg 2 2 ε 2,36 V Pb 2 2 Pb ε 0,13 V Mg Pb 2 Mg 2 Pb ε 2,23 V a), b), c) y d) Cl V puente salino Cl Na NaCl Mg 2 Pb 2 SO Qué representa el potencial estándar de un electrodo? La tendencia que tiene un elemento a reducirse cuando se combina con un electrodo de hidrógeno. Es preciso combinar un electrodo de potencial estándar positivo con otro de potencial estándar negativo para construir una pila? No. También pueden ser los dos negativos o los dos positivos. Se reducirá el elemento que tenga mayor potencial de reducción. Es lo mismo un electrodo estándar que un electrodo inerte? Ilústralo con un ejemplo. No. Un electrodo estándar es aquel en el que las sustancias que intervienen están en condiciones estándar: si es una disolución, su concentración es 1 M; si son gases, su presión es 1 atm. Un electrodo inerte es aquel que permite el paso de electrones a través suyo, pero sin que él mismo sufra un proceso redox; un ejemplo de electrodo inerte es un electrodo de grafito o un hilo de platino en el proceso redox entre los iones Fe 2 /Fe 3. Electrodo estándar: figura 8.13 del Libro del alumno. Electrodo inerte: figura 8.14 del Libro del alumno. Vale 1,1 V el potencial de todas las pilas que se construyan con un electrodo de cinc y otro de cobre? No. Este es el valor del potencial en condiciones estándar, es decir, cuando las disoluciones tienen una concentración 1 M PAU Se desea construir una celda galvánica en la que el está constituido por el electrodo Cu 2 /Cu. Para el se dispone de los electrodos I 2 /I y Al 3 /Al. a) Indica razonadamente cuál de los dos electrodos se podrá utilizar como. b) Calcula la fuerza electromotriz estándar de la pila formada. Datos: ε (Cu 2 /Cu) 0,34 V; ε (I 2 /I ) 0,54 V; ε (Al 3 /Al) 1,67 V a) Se utilizará como el semipar que tenga menor potencial de reducción; en este caso, el de aluminio. b) La pila que resulta tiene como el electrodo de cobre: Cu 2 2 Cu ε 0,34 V Y, como, el electrodo de aluminio: Al Al 3 3 ε 1,67 V ε global 1,67 0,34 2,01 V PAU Se van a construir en el laboratorio las siguientes semiceldas: Fe 3 /Fe 2,Cl 2 /Cl,Cu 2 /Cu,Al 3 /Al (s) a) Cómo podrían combinarse para obtener una pila con el mayor potencial? Y una pila con el menor? b) En cada caso, describe los detalles de la construcción de la pila (tipo de electrodo que tienes que utilizar, conexiones entre ellos, etcétera). 148 Reacciones de transferencia

13 c) Indica en ambas pilas cuál es el electrodo positivo, cuál el que actúa como y en qué sentido circulan los electrones. d) Escribe la ecuación de la reacción química que se va a producir en cada pila y señala cuál es la especie que actúa de oxidante y cuál la que lo hace de reductor. En cada caso, para determinar el potencial de la pila, tomamos el potencial de cada semirreacción de la tabla 8.2 en la página 280 del Libro del alumno. Fe 3 Fe 2 ε 0,77 V Cl Cl ε 1,36 V Cu 2 Cu ε 0,16 V Al 3 3 Al (s) ε 1,68 V a) La pila de mayor potencial se obtendrá combinando la semicelda de mayor potencial de reducción y la de menor potencial de reducción: Se reduce (oxidante): Cl Cl Se oxida (reductor): Al Al 3 3 La pila de menor potencial se obtendrá combinando las dos semiceldas que presenten un potencial de reducción más próximo: Se oxida: Fe 2 Fe 3 Se reduce: Cl Cl b), c) y d) Para obtener la pila de mayor potencial: 3 [Cl Cl ] ε 1,36 V 2 [Al Al 3 3 ] ε 1,68 V 3 Cl 2 2 Al 6 Cl 2 Al 3 ε 3,04 V b), c) y d) Para obtener la pila de menor potencial: Procesos redox espontáneos Al 3 Cl Fe 3 Fe 2 V puente salino NaCl 2 [Fe 2 Fe 3 ] ε 0,77 V Cl Cl ε 1,36 V 2 Fe 2 Cl 2 2 Cl 2 Fe 3 ε 0,59 V Qué signo tiene la fem (ε) en un proceso redox espontáneo? Relaciónalo con el signo dg. Un proceso redox es espontáneo cuando ε 0 y G 0. La relación de ε con G es G nfε. Hay algún modo de realizar un proceso redox no espontáneo? V Cl puente salino Al Na NaCl Cl Na Cl Cl 2 Pt Cl 2 Pt Sí, utilizando una corriente eléctrica que aporte la fem que se requiere para llevarla a cabo. PAU Tradicionalmente se decía que los ácidos disuelven los metales; sin embargo, hoy sabemos que esto no sucede en todos los casos. De los siguientes metales, indica cuáles se disuelven en un ácido y cuáles no: Zn, Ag, Cu, Ni y Mg. Un ácido disuelve un metal cuando la reacción 2 H M M H 2 tiene ε 0. Esto sucede cuando el metal tiene un potencial de reducción negativo, ya que el potencial de reducción del H es 0. De la lista de metales que se propone, se disolverán en un ácido el cinc, el níquel y el magnesio. (Véase la tabla 8.2, página 280 del Libro del alumno.) PAU Con mayor o menor rapidez, los objetos metálicos se acaban oxidando. Para limpiarlos, se puede utilizar vinagre, que, como sabes, tiene una gran proporción de ácido acético. Indica si este método es igual de efectivo para limpiar el óxido de cobre, el de hierro y el de cinc. Limpiar estos objetos significa retirarles la capa de óxido que se ha formado; el medio ácido diluido, además, elimina otro tipo de suciedad y hace que muestren su brillo. Se podrán limpiar con una disolución de ácido diluido los metales que no sean atacados por el ácido, es decir, aquellos en los que no se va a producir de forma espontánea la reacción 2 H M M H 2,pues,de locontrario, tras retirar la capa de óxido, el ácido provocaría la disolución del metal. De los metales propuestos, solo se pueden limpiar con vinagre los objetos de cobre. (Véase la tabla 8.2, página 280 del Libro del alumno.) PAU A partir de los siguientes potenciales estándar de reducción a 298 K: ε (H /H 2 ) 0,00 V ε (Cu 2 /Cu) 0,15 V ε (NO 3 /NO) 0,96 V a) Escribe las semirreacciones de oxidación y reducción de los sistemas Cu/ácido clorhídrico y Cu/ácido nítrico. b) Indica cuál de los ácidos clorhídrico 1 M o nítrico 1 M oxidará el cobre metálico hasta Cu 2 en condiciones estándar e indica qué actúa como oxidante y qué como reductor. a) Para que un proceso redox se produzca de forma espontánea, ε global debe ser mayor que 0. Sistema Cu/HCl: Cu 2 2 Cu ε 0,34 V H 2 2 H 2 ε 0 Cu 2 H 2 2 H Cu ε global 0,34 V El hecho de que sea espontánea la reacción entre Cu 2 y H 2 (ε 0) determina que no es espontánea la inversa, es decir, la reacción correspondiente al sistema Cu (metal) HCl. Sistema Cu/HNO 3 : 2 (3 NO 3 4 H NO 2 H 2 O) ε 0,96 V 3 (Cu Cu 2 2 ) ε 0,34 V 2 NO 3 8 H 3 Cu 2 NO 4 H 2 O 3 Cu 2 ε global 0,62 V Como se ve, la reacción entre el Cu y el HNO 3 tiene ε 0, lo que indica que es una reacción espontánea. b) El HNO 3 oxida al Cu metálico hasta Cu 2 en condiciones estándar. Actúa como oxidante el HNO 3 y, como reductor, el Cu. 8. Reacciones de transferencia de electrones 149

14 27 PAU A una disolución que contiene los iones Cu 2,Zn 2, Pb 2,Ag y Mn 2 se le añade polvo de níquel. Se producirá alguna reacción? Justifica tu respuesta. La reacción supondría la oxidación del níquel, cuyo potencial es: Ni Ni 2 2 ε 0,25 V Se podrán producir las reacciones con los iones cuyo potencial de reducción, sumado al potencial de oxidación del níquel, dé un ε 0. Tomamos los datos de la tabla 8.2, página 280 del Libro del alumno: Cu 2 2 Cu ε 0,34 V Zn 2 2 Zn ε 0,76 V Pb 2 2 Pb ε 0,13 V Ag 1 Ag ε 0,80 V Mn 2 2 Mn ε 1,19 V De los iones presentes, podrá reaccionar con Cu 2,Pb 2 y Ag. 28 Por qué se produce la corrosión? Sugiere al menos dos métodos para evitar la corrosión de una tubería de hierro. Porque se oxida un metal, habitualmente por acción del oxígeno. Para evitarlo, hay que protegerlo con un metal que tenga más tendencia a oxidarse que el propio hierro: Recubrimiento superficial: por electrodeposición de cinc (galvanizado). Protección catódica: utilizando s de sacrificio, como el Mg. 29 PAU Para proteger de la corrosión los depósitos y las conducciones de hierro de las instalaciones comunitarias de agua caliente, se utilizan los denominados electrodos de sacrificio. Indica, razonadamente, qué metales de la siguiente lista podríamos utilizar con este fin: cobre, níquel, magnesio, estaño, aluminio, cinc o plomo. Y si el depósito fuese de cobre? Podrán actuar como s de sacrificio del hierro aquellos metales que tengan más tendencia a oxidarse que este, es decir, los que tengan un potencial de reducción menor que el del hierro (0,41 V). De los presentes, podrían ser el magnesio (2,36 V), el aluminio (1,68 V) y el cinc (0,76 V). Si el depósito fuese de cobre (potencial de reducción 0,34 V), se podrían utilizar como de sacrificio el plomo (0,13 V), el estaño (0,14 V), el níquel (0,25 V), el cinc (0,76 V), el aluminio (1,68 V) y el magnesio (2,36 V). Electrolisis 30 PAU Es lo mismo una celda electroquímica que una celda electrolítica? Y una galvánica? Una celda electroquímica, o celda galvánica, es aquella en la que se produce un proceso redox espontáneo y, como resultado, obtenemos una corriente eléctrica. Una celda electrolítica es aquella en la que, por acción de una corriente eléctrica, se produce un proceso redox no espontáneo. 31 PAU Indica cuál es el sentido del movimiento de los electrones en la celda galvánica y en la celda electrolítica. En la celda electroquímica, los electrones van del () al (). En la celda electrolítica, los electrones van del () al (). 32 Une con flechas en cada caso: a) Celda electroquímica b) Cuba electrolítica Ánodo Cátodo Oxidación Reducción Ánodo Cátodo Oxidación Reducción Ánodo Cátodo Ánodo Cátodo Celda electroquímica Cuba electrolítica Es el resultado de la electrolisis del NaCl el mismo, tanto si la sal está fundida como si está disuelta en agua? Razona tu respuesta. No. En una electrolisis de NaCl en estado fundido tienen lugar los siguientes procesos: Semirreacción de oxidación (): 2 Cl (l) Cl 2 (g) 2 ε 1,36 V Semirreacción de reducción (): 2 Na (l) 2 2 Na (l) ε 2,71 V La reacción de la cuba da un ε 4,07 V 2 NaCl (l) 2 Na (l) Cl 2 (g) Por su parte, en una electrolisis de NaCl en disolución acuosa se producirán estas reacciones: Semirreacción de oxidación (): 2 Cl (l) Cl 2 (g) 2 ε 1,36 V Semirreacción de reducción (): 2 H 2 O (l) 2 H 2 (g) 2 OH ε 0,83 V La reacción de la cuba da un ε 2,19 V 2 H 2 O (l) 2 Cl (l) Cl 2 (g) H 2 (g) 2 OH En disolución acuosa se reduce el agua en lugar del Na,ya que su potencial de reducción es mayor. Existe algún valor límite en lo que respecta al voltaje del generador de corriente que utilicemos a fin de que se produzca una electrolisis? El voltaje del generador de corriente debe ser, como mínimo, ligeramente superior al potencial redox de la reacción espontánea inversa a la que tratamos de producir mediante la electrolisis. Qué volúmenes relativos de hidrógeno y oxígeno se desprenderán en la electrolisis del agua? Por qué? Se desprenderá el doble de hidrógeno que de oxígeno. Cuando dos gases están en las mismas condiciones, la composición en volumen es la misma que la composición en número de partículas. La estequiometría del agua determina que, cuando se descompone, se produce el doble de moléculas de H 2 que de O 2. PAU Cuál es la fem mínima que debe tener una batería para lograr la electrolisis de las siguientes sustancias: a) KBr en estado fundido. b) CaI 2 en estado fundido. c) Hg 2 SO 4 en disolución acuosa. En cada caso, la batería debe tener una fem que supere el potencial del proceso redox espontáneo. Los electrones siempre van del al. a) K K (s) ε 2,92 V (reducción, ) 2 Br Br 2 2 ε 1,08 V (oxidación, ) ε 4,00 V Oxidación Reducción Oxidación Reducción 150 Reacciones de transferencia

15 b) Ca 2 2 Ca ε 2,76 V (reducción, ) 2 I I 2 2 ε 0,54 V (oxidación, ) ε 3,30 V c) Hg Hg (l) ε 0,80 V (reducción,) PAU 2 H 2 O O 2 4 H 4 ε 1,23 V (oxidación, ) ε 0,43 V En los ejemplos anteriores indica: a) Cuál es la oxidación y cuál la reducción. b) Qué se descarga en el y qué en el. c) De dónde a dónde fluyen los electrones. Está resuelta en la actividad 36. PAU En el de una pila se reduce el dicromato de potasio en medio ácido a cromo(iii). a) Cuántos moles de electrones deben llegar al para reducir 1 mol de dicromato de potasio? b) Calcula la cantidad de Faraday que se consume para reducir todo el dicromato presente en una disolución si ha pasado una corriente eléctrica de 2,2 A durante 15 min. c) Cuál será la concentración inicial de dicromato en la disolución anterior si el volumen es de 20 ml? Datos: 1 Faraday C mol 1 Escribimos la semirreacción del dicromato ajustada: 14 H Cr 2 O Cr 3 7 H 2 O a) 6 mol de electrones. b) 1 F C 1 F q I t 2,2 A s C 0,02 F C c) 0,02 F 1mo 2 lcr 2 O 7 3, mol Cr 2 O 7 6 F M 3, mol 3 0,17 mol/l L Qué costo supone la producción de 1 t de sodio metal a partir del proceso electrolítico del NaCl en estado fundido? Supón que el precio industrial del kw h es de 3 céntimos de euro. Tal y como se indica en la página 289 del Libro del alumno, para hacer la electrolisis del NaCl fundido se requiere un potencial mayor de 4,06 V. Na Na 1 t 10 6 g; 10 6 g 1 mol/23 g 43, mol de Na 43, mol de Na C/mol de Na 4, C 4,06 V 4, C 1, J 1 kw h 10 3 W s J 1, J 0,03 / J 142 PAU Calcula la cantidad de sulfato de cobre(ii) hexahidratado y el tiempo necesarios que ha de emplearse para recubrir una placa cuadrada de hierro, de 8 cm de lado y espesor despreciable, por electrodeposición de una película de cobre de un espesor de una milésima de milímetro. La intensidad de la corriente eléctrica empleada es de 1,5 A, y la densidad del cobre metal es 8,93 g/cm 3. Las reacciones que tienen lugar son: CuSO 4 6 H 2 O (aq) Cu 2 (aq) SO 2 4 (aq) Cu 2 (aq) 2 Cu (s) Hallamos la cantidad de cobre que se requiere para el recubrimiento: , cm 3 12, cm 3 de Cu m V 8,93 g/cm 3 12, cm 3 114,3 mg de Cu M CuSO4 6 H 2 O (63, ) 6 (2 1 16) 267,5 g/mol 267,5 g de CuSO 4 6 H 2 O 114,3 mg Cu 63,5 g de Cu 481,5 mg de CuSO 4 6 H 2 O que se necesitan Calculamos primero la carga y, a continuación, el tiempo: 114, gde Cu ( C/63,5 g de Cu) 347,4 C t Q/I 347,4 C/1,5 A 231,6 s (1 min/60 s) 3,86 min D 41 PAU Cuánto ácido clorhídrico al 37 % en masa se puede conseguir a partir del cloro obtenido por electrolisis del NaCl si se hace pasar una corriente de 25 A durante una jornada de 8 horas? Las reacciones que tienen lugar son: 2 Cl Cl 2 2 Cl 2 H 2 2 HCl q It C C 1 mol de Cl 2 / C 3,73 mol de Cl 2 Con esos moles de Cl 2,se pueden obtener 7,46 mol de HCl. 7,46 mol de HCl (1 35,5) g/mol 272,3 g de HCl 272,3 g de HCl puro 100 g de HCl com./37 g de HCl puro 736 g de HCl al 37 % 42 Cuál es el voltaje mínimo necesario que ha de tener una batería para lograr la electrolisis en las siguientes celdas? a) I I 2 (s) Cu 2 Cu (s) b) Hg (l) Hg 2 Bi 3 Bi (s) c) Pb (s) Pb 2 Mg 2 Mg (s) d) Tl (s) Tl Sn 4 Sn 2 a) 2 I I 2 2 ε 0,54 V Cu 2 2 Cu ε 0,34 V ε 0,2 V b) Hg (l) Hg 2 2 ε 0,85 V Bi 3 3 Bi (s) ε 0,29 V ε 0,56 V c) Pb (s) Pb 2 2 ε 0,13 V Mg 2 2 Mg (s) ε 2,36 V ε 2,23 V d) Tl (s) Tl ε 0,34 V Sn 4 2 Sn 2 ε 0,15 V ε 0,49 V Los datos han sido tomados de la tabla 8.2 de la página 280 del Libro del alumno. En a), b) y c) es necesario comunicar una energía que compense el potencial negativo. El caso d) es una celda galvánica. Actividades de respuesta múltiple Elige y razona la única respuesta correcta o, en su caso, la errónea: 43 PAU Dada la pila, a 298 K: Pt, H 2 (1 bar) H (1 M) Cu 2 (1 M) Cu (s) Indica cuál de las siguientes proposiciones es falsa: a) El potencial estándar de la pila es ε 0,34 V. b) El electrodo de hidrógeno actúa como. c) El ion cobre Cu 2 tiene más tendencia a captar electrones que el protón, H. 8. Reacciones de transferencia de electrones 151

16 44 45 d) En esta pila el hidrógeno sufre una oxidación. Datos: ε (H /H 2 ) 0,0 V; ε (Cu 2 /Cu) 0,34 V La proposición falsa es la b): en esta pila se oxida el hidrógeno, y la oxidación tiene lugar en el. PAU Cuando una pila electroquímica está en funcionamiento: a) La fem de la pila permanece constante. b) Los electrones circulan del al. c) Las reacciones anódica y catódica se encuentran en equilibrio. d) La G de la pila va aumentando. A medida que transcurre la reacción, la ε de la pila va disminuyendo hasta que se hace 0 (la pila se agota). Puesto que G nfε, a medida que la pila va funcionando, G va aumentando hasta hacerse 0. Por tanto, la proposición correcta es la d). PAU A una disolución que contiene iones Fe 2, Fe 3 y Cu 2,todos ellos en una concentración 1 M, se le añaden limaduras de hierro. Indica cuál de las siguientes respuestas es correcta sabiendo que los potenciales de reducción estándar son: ε (Cu 2 /Cu) 0,34 V ε (Fe 3 /Fe 2 ) 0,77 V ε (Fe 2 /Fe) 0,41 V a) Disminuye la concentración de Fe 2. b) Disminuye la concentración de Fe 3. c) Disminuye la concentración de Cu 2. d) El potencial de celda que resulta es 0,36 V. Si se añaden limaduras de hierro, existirá la posibilidad de que se oxide, produciendo Fe 2 : F Fe 2 2 ε 0,41 V Se reducirá la especie que tenga mayor potencial de reducción, en este caso el Fe 3 : Fe 3 Fe 2 ε 0,77 V La respuesta correcta es, por tanto, la b): disminuye la concentración de Fe PAU El magnesio es un metal muy ligero que forma parte de muchas aleaciones metálicas. Se obtiene por electrolisis de MgCl 2 fundido, un producto que se extrae del agua del mar. Teniendo en cuenta los datos que se indican, razona cuál de las siguientes afirmaciones es falsa: Datos: ε (Mg 2 /Mg) 2,36 V; ε (Cl 2 /Cl ) 1,36 V a) Para obtener Mg hay que utilizar una fem mayor de 5,08 V. b) Cada vez que circula 1 F se depositan 12,15 g de magnesio. c) Cada vez que circula 1 F se depositan 35,5 g de cloro. d) El magnesio se deposita en el. En la electrolisis se producen las siguientes reacciones: Mg 2 2 Mg ε 2,36 V 2 Cl Cl 2 2 ε 1,36 V ε global 3,72 V Puesto que cada dos mol de electrones que circulan dan lugar a un mol de magnesio y un mol de Cl 2,es fácil comprobar que las afirmaciones b) y c) son correctas, como también lo es la d). Por tanto, la proposición falsa es la a): para obtener magnesio, basta con utilizar una fem mayor que 3,72 V. 152 Reacciones de transferencia