OPCIÓN A Unidad 7 Redox 1. Indique cual es el oxidante y cual es el reductor en los siguientes procesos de oxidación-reducción, sin ajustar: (2 p) El oxidante será aquel elemento que gane electrones (se reduzca) y por lo tanto provoque que otro elemento participante en la reacción global se oxide (pierda electrones). El reductor, por un razonamiento análogo, será el que pierda electrones. a) PbS + H 2 O 2 PbSO 4 + H 2 O Oxidante: H +1 2 O 1 2 H +1 2 O 2 el oxígeno del agua oxigenada (se reduce) Reductor: S 2 [S +6 O 2 4 ] 2 el azufre del sulfuro de plomo (se oxida) b) I 2 + Cl 2 ICl Oxidante: Cl 0 2 Cl 1 el cloro de la écula de Cl 2 (se reduce) Reductor: I 0 2 I +1 el iodo de la écula de I 2 (se oxida) 2. Al hacer reaccionar el dicromato de potasio con ácido clorhídrico se forma cloruro potásico, cloruro de cromo (III), cloro ecular y agua. Cuántos mililitros de ácido clorhídrico del 37 % y densidad 1,19 g/ml se necesitarán para reaccionar con 7 g de dicromato de potasio? (2 p) La reacción que tiene lugar es: K 2 Cr 2 O 7 + HCl KCl + CrCl 3 + Cl 2 + H 2 O La ecuación iónica sin ajustar con los números de oxidación: K +1 + [Cr 2 +6 O 7 2 ] 2 + H +1 + Cl 1 K +1 + Cl 1 + Cr +3 + Cl 1 + Cl 2 0 + H 2 +1 O 2 En la misma podemos ver que el cromo se va a reducir y el cloro se va a oxidar, por lo que podemos establecer las semireacciones de oxidación y reducción para ajustar la reacción por el método de ion-electrón. S. R. Oxidación: S. R. Reducción: Cl Cl 2 ajustamos elementos 2Cl Cl 2 [Cr 2 O 7 ] 2 Cr3+ [Cr 2 O 7 ] 2 2Cr 3+ ajustamos oxígenos 2Cl Cl 2 ajustamos hidrógenos [Cr 2 O 7 ] 2 2Cr 3+ + 7H 2 O 2Cl Cl 2 ajustamos carga [Cr 2 O 7 ] 2 + 14H + 2Cr 3+ + 7H 2 O 2Cl Cl 2 + 2e ajustamos e [Cr 2 O 7 ] 2 + 14H + + 6e 2Cr 3+ + 7H 2 O 3) 2Cl Cl 2 + 2e x1) [Cr 2 O 7 ] 2 + 14H + + 6e 2Cr 3+ + 7H 2 O 6Cl 3Cl 2 + 6e [Cr 2 O 7 ] 2 + 14H + + 6e 2Cr 3+ + 7H 2 O
Sumamos las dos ecuaciones 6Cl + [Cr 2 O 7 ] 2 + 14H + 3Cl 2 + 2Cr 3+ + 7H 2 O Trasladando los coeficientes a la ecuación original nos queda: K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl 2KCl + 2CrCl 3 + 3Cl 2 + 7H 2 O En rojo, el compuesto que hemos tenido que ajustar a tanteo porque no intervenía en los procesos redox. A partir de ésta reacción ajustada podemos hacer los cálculos estequimétricos: Primeramente calculamos las masas eculares de los dos compuestos que intervienen: MM K2 Cr 2 O 7 = 2 39 + 2 52 + 7 16 = 294 g MM HCl = 1 + 35,5 = 36,5 g Seguidamente calculamos los gramos que obtendríamos de ácido clorhídrico a partir de los 7 gramos de dicromato y la estequimetría de la reacción: 7g K 2 Cr 2 O 7 1 K 2Cr 2 O 7 14 es de HCl 36,5 g de HCl = 12,17 g de HCl 294 g K 2 Cr 2 O 7 1 K 2 Cr 2 O 7 1 HCl Finalmente aplicando la riqueza y la densidad, calculamos el volumen obtenido de ácido clorhídrico: 12,17 g 100 37 d = g ml = 32,88 g en la disolución al 37 % 1,19 = 32,88 V V = 32,88 1,19 = 27,63 ml (Si el ácido fuese puro, sólo necesitaríamos 12,17 g para tener los mismos es que de dicromato. Como el ácido no es puro, necesitamos más cantidad de ácido; por eso el factor de conversión es 100 37). 3. Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de una célula electrolítica que contiene cloruro de aluminio. Calcule los gramos de aluminio metálico que se depositaran. (1 p) Para aplicar la ecuación de Faraday tenemos que conocer el número de electrones que intervienen en el proceso, por lo que calculamos la semireacción de reducción: Determinamos los gramos depositados: I Q es depositados = F nºe Ver teoría S. R. reducción: Al 3+ + 3e Al g MA Al = I t F nºe g = MA Al I t F nºe 27 4 (70 60) g = = 1,57 g 96500 3 Pasivación (1 p)
4. Se construye una pila galvánica conectando una barra de cobre sumergida en una disolución de Cu 2+ 1 M con una barra de cadmio sumergida en una disolución de Cd 2+ 1 M. Realice el esquema de la pila y calcule la fem de la misma. (2 p) Para realizar el esquema de la pila es necesario conocer cuál es la reacción de oxidación (que ocurrirá en el ánodo) y cuál la de reducción (en el cátodo). Para determinarlas, debemos fijarnos en los potenciales de reducción de los elementos que forman la celda electroquímica. Aquel que tenga mayor potencial de reducción será el que se reduzca y el de menor potencial el que se oxide. A éste último, debemos cambiarle el signo del valor del potencial, puesto que la reacción que ocurrirá en la pila es la contraria que la que viene definida en el potencial. S.R. Reducción (cátodo): Cu 2+ + 2e Cu S.R. Oxidación ( ánodo ): Cd Cd 2+ + 2 e ε o = 0,34 V ε o = ( 0,40V) Reacción global de la pila : Cu 2+ + Cd Cu + Cd 2+ f. e. m. pila: ε o = 0,34 + 0,40 = 0,74V Esquema de la pila: Cd Cd 2+ (1M) Cu 2+ (1M) Cu 5. La batería de los coches es un tipo especial de celda galvánica en la cual el ánodo está formado por un grupo de láminas en forma de reja cuyos espacios están llenos de plomo gris esponjoso (plomo en estado sólido). El cátodo está formado por otro grupo de láminas idénticas, pero con los espacios llenos de óxido de plomo (IV). Las láminas del cátodo y las que forman el ánodo están intercaladas dentro de la batería y bañadas por una disolución acuosa de ácido sulfúrico como electrólito. Si tanto en el ánodo como en el cátodo se forma sulfato plumboso cuando ocurre la reacción, establezca la reacción redox global que tendría lugar. (1 p) S.R. Reducción (cátodo): PbO 2 + 4H + + 2e Pb 2+ + 2H 2 O S.R. Oxidación ( ánodo ): Pb Pb 2+ + 2 e Suma de las semireacciones: Reacción redox global: PbO 2 + Pb + 4H + Pb 2+ + Pb 2+ + 2H 2 O PbO 2 + Pb + 2H 2 SO 4 2PbSO 4 + 2H 2 O La pila deja de funcionar cuando se sulfata, qué ocurre en la pila cuando se produce esta sulfatación? (1 p) La sulfatación es el proceso en el cual se forma sulfato potásico. Como tanto en la oxidación como en la reducción se forma PbSO 4 en este proceso va a desaparecer los reactivos de las semireacciones de reducción y oxidación, por eso cuando la pila se sulfata deja de funcionar pues desaparece el PbO 2 y el Pb
Datos: Masas atómicas: K = 39 Cr = 52 O = 16 H = 1 Cl = 35,5 Al = 27 Constante de Faraday : F = 96500 C E 0 (Cu 2+ Cu) = 0,34 V E 0 (Cd 2+ Cd) = 0,40 V
OPCIÓN B 1. Indique qué procesos son de oxidación-reducción: (2 p) Para que ocurra un proceso redox, como mínimo uno de los elementos participantes en la reacción química debe oxidarse (aumentar su estado de oxidación) y otro debe reducirse (disminuirlo). a) P + KOH + H 2 KH 2 PO 2 + PH 3 La ecuación iónica sin ajustar de esa reacción es: P 0 + K +1 + O 2 H +1 + H 2 0 K +1 + H +1 + [P +1 O 2 2 ] 3 + P 3 + H +1 Se trata de un proceso de oxidación reducción, ya que tanto el P como el H cambian su número de oxidación, pues ambos tienen 0" como reactivos y como productos el H tiene +1, mientras que el P tiene +1 en el KH 2 PO 2 y -3 en el PH 3. b) CaCO 3 + HCl CO 2 + CaCl 2 + H 2 O Si planteamos la ecuación iónica sin ajustar: Ca 2+ + [C +4 O 2 2 ] 2 + H + + Cl C +4 O 2 2 + Ca 2+ + Cl 1 + H +1 O 2 2 Podemos apreciar que no se trata de un proceso redox ya que ninguno de los elementos modifica su número de oxidación. 2. Al reaccionar 20 g de sulfato de cobre (II) con 30 g de yoduro potásico se obtiene yodo, yoduro cuproso y sulfato de potasio. Calcule el peso de yoduro cuproso que se formará. (2 p) La reacción sin ajustar que tiene lugar es: CuSO 4 + KI I 2 + CuI + K 2 SO 4 Como es un proceso redox, planteamos la ecuación iónica sin ajustar: Cu 2+ + [S 6+ O 4 2 ] 2 + K 1+ + I 1 I 2 0 + Cu +1 + I 1 + K 1+ + [S 6+ O 4 2 ] 2 Cómo se puede apreciar, el cobre se va a reducir y el iodo a oxidar. Se podrá entonces, plantear las semireacciones de oxidación y reducción: S. R. Oxidación S. R. Reducción I I ajustamos elementos 2 Cu 2+ Cu + 2I I 2 Cu 2+ Cu + ajustamos carga 2I I 2 + 2e ajustamos e Cu 2+ + 1e Cu + 1) 2) 2I I 2 + 2e Cu 2+ + 1e Cu + sumamos las dos ecuaciones 2I + 2Cu 2+ I 2 + 2Cu + 2I I 2 + 2e 2Cu 2+ + 2e 2Cu + Trasladamos los coeficientes a la ecuación del problema y ajustando, en rojo, aquellos elementos que no intervienen en el proceso redox nos queda: 2CuSO 4 + (2 + 2)KI I 2 + 2CuI + 2K 2 SO 4 2CuSO 4 + 4KI I 2 + 2CuI + 2K 2 SO 4 Será con esta ecuación con la que trabajaremos para calcular lo que nos piden: Primeramente debemos determinar cuál es el reactivo limitante. Para eso determinaremos mediante la estequimetría de la reacción los es de sulfato que se
forman a partir de cada uno de los reactivos. El que origine menos es será el reactivo limitante y por lo tanto ese será el dato que nos interesa: MM CuSO4 = 63,54 + 32,06 + 4 16,00 = 159,6 g MM KI = 39,10 + 126,90 = 166 g MM CuI = 63,54 + 126,9 = 190,44 g CuSO 4 20 g CuSO 4 1 CuSO 4 2 es CuI = 0,125 es de CuI 159,6 g CuSO 4 2 es CuSO 4 KI 30 g KI 1 KI 2 es CuI = 0,090 es de CuI limitante 166 g KI 4 es KI Conociendo el limitante, podemos determinar la cantidad de ioduro de cobre (I) que obtenemos: 190,44 g de CuI 0,090 es de CuI = 17,14 g de CuI obtenidos 1 de CuI 3. Se realiza la electrólisis de un disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcule la cantidad de hierro depositado en el cátodo. (1 p) Para aplicar la ecuación de Faraday tenemos que conocer el número de electrones que intervienen en el proceso, por lo que calculamos la semireacción de reducción: Determinamos los gramos depositados: es depositados = g = S. R. reducción: Fe 3+ + 3e Fe I Q F nºe g MA Fe = 55,80 10 (3 3600) 96500 3 I t F nºe g = MA Fe I t F nºe = 20,82 g Galvanizado (1 p) Ver teoría 4. Represente el esquela de la pila voltaica formada por un electrodo de Zn en una disolución de ZnSO 4 y un electrodo de plata en disolución de AgNO 3 1,0 M. Calcule la fem de la pila. (2 p) Para realizar el esquema de la pila es necesario conocer cuál es la reacción de oxidación (que ocurrirá en el ánodo) y cuál la de reducción (en el cátodo). Para determinarlas, debemos fijarnos en los potenciales de reducción de los elementos que forman la celda electroquímica. Aquel que tenga mayor potencial de reducción será el que se reduzca y el de menor potencial el que se oxide. A éste último, debemos cambiarle el signo del valor del potencial, puesto que la reacción que ocurrirá en la pila es la contraria que la que viene definida en el potencial.
S.R. Reducción (cátodo): Ag + + 1e Ag S.R. Oxidación ( ánodo ): Zn Zn 2+ + 2 e ε o = 0,80 V ε o = ( 0,76V) Reacción global de la pila : 2Ag + + Zn 2Ag + Zn 2+ f. e. m. pila: ε o = 0,80 + 0,76 = 1,56V Esquema de la pila: Zn Zn 2+ (1M) Ag + (1M) Ag 5. La batería de los coches es un tipo especial de celda galvánica en la cual el ánodo está formado por un grupo de láminas en forma de reja cuyos espacios están llenos de plomo gris esponjoso (plomo en estado sólido). El cátodo está formado por otro grupo de láminas idénticas, pero con los espacios llenos de óxido de plomo (IV). Las láminas del cátodo y las que forman el ánodo están intercaladas dentro de la batería y bañadas por una disolución acuosa de ácido sulfúrico como electrólito. Si tanto en el ánodo como en el cátodo se forma sulfato plumboso cuando ocurre la reacción, establezca la reacción redox global que tendría lugar. (1 p) S.R. Reducción (cátodo): PbO 2 + 4H + + 2e Pb 2+ + 2H 2 O S.R. Oxidación ( ánodo ): Pb Pb 2+ + 2 e Suma de las semireacciones: Reacción redox global: PbO 2 + Pb + 4H + Pb 2+ + Pb 2+ + 2H 2 O PbO 2 + Pb + 2H 2 SO 4 2PbSO 4 + 2H 2 O La pila deja de funcionar cuando se sulfata, qué ocurre en la pila cuando se produce esta sulfatación? (1 p) La sulfatación es el proceso en el cual se forma sulfato potásico. Como tanto en la oxidación como en la reducción se forma PbSO 4 en este proceso va a desaparecer los reactivos de las semireacciones de reducción y oxidación, por eso cuando la pila se sulfata deja de funcionar pues desaparece el PbO 2 y el Pb Datos: Masas atómicas: Cu = 63,54 I = 126,90 K = 39,10 O = 16,00 S = 32,06 Fe = 55,80 Cl = 35,5 Constante de Faraday: F = 96500 C E 0 (Zn 2+ Zn) = 0,76 V E 0 (Ag + Ag) = 0,80 V