EJERCICIOS RESUELTOS DE REDOX

(1)

EJERCICIOS RESUELTOS DE REDOX

1. Al hacer reaccionar cobre metálico con ácido nítrico diluido se obtiene monóxido de nitrógeno y nitrato de cobre (II).

Plantee, iguale y complete la ecuación redox correspondiente, tanto la ecuación iónica como la molecular.

Cu + NO3  Cu2+ + NO nº.O. 0 +5 +2 +2

Etapa 1 Cu se oxida, NO3 se reduce

Etapa 2 Cu0  Cu2+ (semireacción de oxidación) NO3  NO (semireacción de reducción)

Etapa 3 a. Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia

0 +2

Cu  Cu2+ + 2e

+5 +2 NO3 + 3e NO

b. Agregar H+ para igualar las cargas generadas

0 +2

Cu  Cu2+ + 2e (ecuación igualada)

+5 +2 NO3 + 3e + 4H+ NO

c. Agregar moléculas de agua para equilibrar la reacción

0 +2

Cu  Cu2+ + 2e (ecuación igualada)

+5 +2

NO3 + 3e + 4H+ NO + 2H2O (ecuación igualada)

Etapa 4 a. Igualar número de electrones

Cu0  Cu2+ + 2 e /· 3 NO3 + 3 e + 4H+  NO + 2 H2O /· 2

b. Sumar miembro a miembro

3 Cu0  3 Cu2+ + 6 e 2 NO3 + 6 e + 8 H+  2 NO + 4 H2O

(2)

Solución

Ecuación iónica:

3 Cu0 + 2 NO3 + 8 H+ 3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O

Ecuación molecular:

3 Cu0 + 8 HNO3  3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O

2. El sulfuro de hidrógeno es oxidado a azufre elemental, en medio ácido, por el permanganato de potasio, obteniéndose, además, dióxido de manganeso.

Plantee, iguale y complete la ecuación química correspondiente, tanto en forma iónica como molecular, suponiendo que el ácido utilizado es el ácido clorhídrico.

H2S + MnO4 −_

S + Mn2+ nº.O. -2 +7 0 +2

Etapa 1: S2 se oxida, MnO4 se reduce

Etapa 2: S2  S0 (semireacción de oxidación)

+7 +2

MnO4−  Mn2+ (semireacción de reducción)

Etapa 3: a. Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia: S2  S0 + 2e (ecuación igualada)

+7 +2

MnO4− + 5e  Mn2+

b. Agregar H+ para igualar las cargas generadas

S2  S0 + 2e (ecuación igualada)

+7 +2

MnO4 −

+5e + 8H+ Mn2+

c. Agregar moléculas de agua para equilibrar la reacción S2  S0 + 2e (ecuación igualada)

+7 +2

MnO4− +5e + 8 H+ Mn2+ + 4 H2O (ecuación igualada)

Etapa 4: Igualar número de electrones: S2  S + 2 e /·5 MnO4

−

+5e + 8 H+ Mn2+ + 4 H2O /· 2

b. Sumar miembro a miembro 5 S2  5 S + 10 e 2 MnO4

−

+10e + 16 H+ 2 Mn2+ + 8 H2O

__________________________________________________________ 5 S2 + 2 MnO4

−

(3)

Solución

5 S2 + 2 MnO4− + 16 H+ 5 S + 2 Mn2+ + 8 H2O

5 H2S + 2 KMnO4 + 6 HCl  5 S + 2 MnCl2 + 2 KCl + 8 H2O

3. Plantee, iguale y complete la ecuación química, tanto la forma iónica como la molecular, correspondiente a la dismutación del cloro gaseoso a cloruro y clorato en medio básico. Suponga que la base utilizada es hidróxido de sodio.

Cl2  Cl + ClO3 nº.O. 0 1 +5

(a esta ecuación se le llama ecuación de dismutación, porque una misma especie se oxida y se reduce simultáneamente.)

Etapa 1: Cl20 se oxida y Cl20 se reduce

0 +5

Etapa 2: a. Cl2  ClO3 (semireacción de oxidación)

0 -1

b. Cl2  Cl (semireacción de reducción)

Etapa 3 a. Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia:

0 +5

Cl2  2ClO3 + 10e

0 -1

Cl2 + 2e  2 Cl (ecuación igualada)

Etapa 3 b. Agregar OH para igualar las cargas generadas

0 +5

Cl2 + 12 OH  2ClO3 + 10e

0 -1

Etapa 3 c Agregar H2O para igualar la ecuación

0 +5

Cl2 + 12 OH  2ClO3 + 10e + 6 H2O (ecuación igualada) 0 -1

Etapa 4 a Igualar número de electrones:

0 +5

Cl2 + 12 OH  2ClO3 + 10e + 6 H2O 0 -1

(4)

Etapa 4 b. Sumar miembro a miembro

Cl2 + 12 OH  2ClO3 + 10e + 6 H2O 5 Cl2 + 10e  10 Cl

- 6 Cl2 + 12 OH  2 ClO3 + 10 Cl + 6 H2O

y dividiendo por 2 para que los coeficientes estequiométricos sean los menores posibles:

Solución

3 Cl2 + 6 OH  ClO3 + 5 Cl + 3 H2O

3 Cl2 + 6 NaOH  NaClO3 + 5 NaCl + 3 H2O

4. Al completar e igualar la siguiente ecuación, en medio básico, con coeficientes enteros: Pb(OH)42−(ac) + ClO

−

(ac)  PbO2(s) + Cl −

(ac)

Indique cuántos iones hidróxido, OH−(ac), se necesitan y en qué lado de la ecuación deben aparecer

Pb(OH)42−+ ClO −

 PbO2 + Cl −

+2 +1 +4 -1

Etapa 1: Pb(OH)42 se oxida y ClO se reduce

Etapa 2. +2 +4

Pb(OH)42−  PbO2 (semireacción de oxidación)

+1 -1

ClO−  Cl− (semireacción de reducción)

Etapa 3. a. Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia:

+2 +4

Pb(OH)42−  PbO2 + 2e

+1 -1

ClO− + 2e  Cl−

Etapa 3.b. Agregar OH para igualar las cargas generadas

+2 +4

Pb(OH)42−  PbO2 + 2e

+1 -1

ClO− + 2e  Cl− + 2 OH

(5)

Etapa 4 Igualar número de electrones y sumar ambas ecuaciones Pb(OH)42−  PbO2 + 2 H2O + 2 e

2 e + H2O + ClO− Cl− + 2 OH

- Pb(OH)42− + H2O + ClO− PbO2 + 2 H2O + Cl− + 2 OH

Pb(OH)42− + ClO− PbO2 + H2O + Cl− + 2 OH

Solución

2 OH, en el lado derecho

5. Determine el número de oxidación del S en los siguientes compuestos: a) H2S b) H2SO3 c) H2SO4 d) SO2 e) SO3

Solución

a) −2 b) +4 c) +6 d) +4 e) +6

6. Determine los cambios en los números de oxidación de las especies participantes en las siguientes ecuaciones de óxido reducción:

a) MnO4–(ac) + Cl– (ac)  Mn2+(ac) + Cl2(g)

Solución

Mn: +7 → +2, Cl: −1 → 0

b) Cr2O72–(ac) + NO2–(ac)  NO3–(ac) + Cr3+(ac)

Solución

Cr: +6 → +3, N: +3 → +5

c) Hg(l) + 2 Fe3+(ac)  Hg2+(ac) + 2Fe2+(ac)

Solución

Hg: 0 → +2, Fe: +3 → +2

d) Pb(OH)42–(ac) + ClO– (ac)  PbO2(s) + Cl– (ac)

Solución

(6)

7. Al hacer reaccionar sulfuro de plomo (II) con el oxígeno del aire a altas temperaturas, se forma óxido de plomo (II) y dióxido de azufre.

a) Escriba e iguale la ecuación correspondiente.

Solución

PbS + O2→ PbO + SO2

b) Determine cuál es el agente oxidante y cuál es el agente reductor

Solución

Agente oxidante O2y agente reductor PbS

8. Iguale las siguientes reacciones que ocurren en medio acuoso y pH ácido: a) KBiO3(ac) + Mn2+(ac)  Bi(s) + MnO4–(ac)

Solución

Oxidación: Mn2+ + 4 H2O  MnO4 + 5 e+ 8 H+ Reducción: BiO3 + 5 e+ 6 H+ Bi (s) + 3 H2O

Ec. Molecular: KBiO3(ac) + Mn2+(ac) + H2O  Bi (s) + KMnO4(ac) + 2H+(ac)

b) NiSO4 + Na2Cr2O7 + H2SO4 Ni2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + Na2SO4

Solución

Oxidación: 6 Ni2+ 6 Ni3+ + 6 e / 6

Reducción: Cr2O72 + 6 e+ 14 H+ 2Cr3+ + 7 H2O

Ec. Iónica: 6 Ni2+ + Cr2O72 + 14 H+ 6 Ni3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O

Ec. Molecular: 6 NiSO4 + Na2Cr2O7 + 7 H2SO4 3 Ni2(SO4)3 + Cr2(SO4) + Na2SO4 + 7 H2O

9. Iguale las siguientes reacciones que ocurren en medio acuoso y pH básico:

a) ClO–(ac) + Cr(OH)4–(ac)  Cl–(ac) + CrO4–2(ac)

Solución

Oxidación: Cr(OH)4−+ 4 OH− CrO42−+ 3 e + 4 H2O / 2 Reducción: ClO−+ 2 e+ H2O  Cl−+ 2 OH− / 3

Ec. Iónica: 3 ClO− (ac) + 2 Cr(OH)4− + 2 OH− 3Cl−+ 2 CrO42−+ 5 H2O

(7)

Solución

Oxidación: Br2(l) + 12 OH− 2 BrO3−+ 10 e+ 6 H2O Reducción: Br2(l) + 2 e 2 Br− / 5

Ec. Iónica: 6 Br2(l) + 12 OH− 10 Br−+ 2 BrO3−+ 6 H2O

c) KMnO4 + KBr  MnO2(s) + KBrO3

Solución

Reducción: 3 e + MnO4 −

+ 2 H2O  MnO2 + 4 OH −

/. 2 Oxidación: Br− + 6 OH− BrO3

−

+ 3 H2O + 6 e

Ec. Iónica: 2 MnO4− + Br−+ H2O  2 MnO2 + BrO3−+ 2 OH−

Ec. Molecular: 2 KMnO4 + KBr + H2O  2 MnO2 + KBrO3 + 2 KOH

10. Iguale las siguientes reacciones que ocurren en medio acuoso y pH ácido e indique el agente oxidante y el agente reductor en cada caso:

a) As2O3(s) + NO3−(ac)  H3AsO4(ac) + N2O3(ac)

Solución

As2O3(s) + 2 NO3−(ac) + 2 H2O  2 AsO43−(ac) + N2O3(ac) + 4 H+(ac) Agente Oxidante: NO3−(ac) Agente Reductor: As2O3(s)

b) Cr2O7 2−

(ac) + I−(ac)  Cr3+(ac) + IO3 −

(ac)

Solución

Cr2O7 2−

(ac) + I−(ac) + 8 H+(ac)  2 Cr3+(ac) + IO3 −

(ac) + 4 H2O Agente Oxidante: Cr2O7

2−

(ac) Agente Reductor: I−(ac)

c) I2(s) + ClO−(ac)  IO3−(ac) + Cl−(ac)

Solución

I2(s) + 5 ClO−(ac) + H2O  2 IO3−(ac) + 5 Cl−(ac) + 2 H+(ac) Agente Oxidante: ClO−(ac) Agente Reductor: I2(s)

11. Se construye una celda voltaica poniendo en uno de los compartimientos de electrodo una tira de cinc metálico en contacto con una solución de Zn(NO3)2, y en el otro una tira de níquel metálico en contacto con una solución de NiCl2. Indique ¿cuál de las siguientes reacciones ocurre en el ánodo y cuál ocurre en el cátodo?

(8)

ii) Zn2+ + 2e Zn iii) Ni  Ni2+ + 2e iv) Zn  Zn2+ + 2e

Solución

Si consideramos los potenciales de reducción:

Ni2+ (ac) + 2 e  Ni (s) - 0,25 V Zn2+ (ac) + 2 e  Zn (s) - 0,76 V Se producirán las reacciones i) en el cátodo, iv) en el ánodo

12. Considerando la siguiente tabla de potenciales estándar de reducción, se podría afirmar que el ión Cu2+oxidará a:

Ag+ + e  Ag (s) Eº = + 0,80 V Cu2+ + 2 e Cu (s) Eº = + 0,34 V Pb2+ + 2 e Pb (s) Eº = − 0,13 V Fe2+ + 2 e Fe (s) Eº = − 0,44 V Cr2+ + 2 e Cr (s) Eº = − 0,90 V

Solución

El ión Cu2+ oxidará a Pb(s), Fe(s) y Cr(s) porque en esos casos el ΔEº pilaes positivo

13. Si la siguiente reacción es espontánea tal cual está escrita, entonces se puede deducir que: Cdº + Cu2+ Cd2+ + Cuº

A. El cadmio es el ánodo B. El cobre es el cátodo C. El cadmio se oxida

D. Los electrones van del Cd al Cu E. Todas las anteriores

Solución

E

14. Utilizando la tabla de potenciales estándar de reducción determine ¿cuál de las siguientes especies es el agente oxidante más fuerte y cuál es el más débil, en solución ácida o neutra?: AgF, HClO, H2O2, Cu2+.

(9)

H2O2 + 2 H+ + 2 e 2 H2O 1,76 V 2 HClO + 2 H+ + 2 e Cl2 (g) + 2 H2O 1,63 V

Ag+ + e Ag (s) 0,80 V

Cu2+ + 2 e Cu (s) 0,34 V

Solución

Agente oxidante más fuerte: H2O2 Agente oxidante más débil: Cu2+

15. Para la siguiente celda voltaica:

PdCl42− + Cd(s)  Pd(s) + 4Cl−(ac) + Cd2+(ac) ΔE = 1,03 V Determine:

a) ¿Es espontánea la reacción tal cual está escrita?

Solución

Sí, porque el ΔE es positivo

b) ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce?

Solución

Se oxida el Cd y se reduce el Pd2+

c) Escriba e iguale las semi-ecuaciones correspondientes

Solución

Pd2+(ac) + 2e → Pd(s) Reducción 0,951 V Cd(s) → Cd2+

(ac) + 2e Oxidación − (− 0,403) V

d) Determine el ΔEº de la pila.

Solución

ΔEº = 0,951 − (− 0,403) = 1,354 V

(10)

ClO3− + 6 H+ + 5 e 1/2Cl2 + 3 H2O Eº= 1,47 V Cr2O72− + 14 H+ + 6 e 2 Cr3+ + 7 H2O Eº= 1,232 V Determine:

a) ¿Cuál es el mejor agente oxidante y cuál es el mejor agente reductor?

Solución

ClO3− es el mejor agente oxidante, Al(s) es el mejor agente reductor

b) ¿Cuál es la mejor pila que puede formar?

Solución

Al3+/Al(s) con ClO3 −

/ Cl2

c) ¿Cuál es la reacción global de la celda?

Solución

10 Al(s) + 6 ClO3− + 36 H+ 10 Al3++ 3Cl2 + 18 H2O

d) Haga el diagrama resumido de la pila.

Solución

Al(s) / Al3+(1 M) // ClO3−(1 M) / Cl2(g) / Pt(s)

17. ¿Cuántos faradays se necesitan para producir 1 mol de metal libre a partir de los siguientes cationes: a) Hg2+, b) K+, c) Al3+?

a) Hg22+ + 2 e 2 Hg (l)

Solución

2 Faraday

b) K+ + e K (s)

Solución

1 Faraday

c) Al3+ + 3 e Al (s)

Solución

(11)

18. La cantidad de carga necesaria para depositar 8,43 g de un metal a partir de una disolución que contiene iones 2+ es 14.475 C. ¿De qué metal se trata?

m = I · t · EEq F =

q · _cargaM

F

Masa molar = 96500 C

mol · 2 · 8,43 g

14475 C = 112,4 g mol

Solución

Esta masa molar corresponde al Cd

19. Una disolución acuosa de una sal de paladio se electroliza durante 2 horas con una corriente de 1,5 Å. Calcular la carga del ión paladio en la disolución, sabiendo que en el cátodo se han depositado 2,977 g de paladio metálico durante la electrólisis.

m =

I · t _cargaM

F

carga = 1,5 Å · 7200 s · 106,4 g mol 2,977 g · 96500 _molC

= 4

Solución

La carga del Pd es +4

20. Se hace pasar una corriente de 4 Å durante 30 min, a través de una solución de ácido clorhídrico. Determine el volumen de oxígeno e hidrógeno obtenido en CNPT.

n = m

M =

_cargaI . t

F

n = 4 Å · 1800 s 2 · 96500 _molC

= 0,0373 mol

V = 0,0373 mol · 22,4 L

mol = 0,836 L

Solución