REACCIONES REDOX (SOLUCIONES)
1)
SO2: S (+4); O (–2).
CaH2: Ca (+2); H (–1).
K2Cr2O7: K (+1); Cr (+6); O (–2).
H2CO3: H (+1); C (+4); O (–2).
CH2O: C (0); H (+1); O (–2). MnO2: Mn (+4); O (–2).
Na2SO4: Na (+1); S (+6); O (–2).
CH4: C (–4); H (+1).
BO33–: B (+3); O (–2).
NO2 –
: N (+3); O (–2).
CrO42–: Cr (+6); O (–2). SO32–: S (+4); O (–2).
2)
Un elemento será más oxidante cuanto mayor sea su tendencia a reducirse. Cuando los halógenos se reducen ganan un electrón por cada átomo: X + 1 e– X–. Por tanto, la tendencia a reducirse es equivalente a la afinidad electrónica: a mayor afinidad electrónica, mayor tendencia a reducirse. Como la afinidad electrónica en un grupo aumenta hacia arriba, el elemento con mayor afinidad electrónica de los halógenos es el F; por tanto el F2 será el oxidante más fuerte.
Los reductores conjugados serán: para el I2 el I –
; para el Br2 el Br –
; para el Cl2 el Cl –
y para el F2 el F–.
Cuanto más oxidante sea una especie química menos reductora será su reductor conjugado. Por tanto el carácter reductor aumentará de la siguiente forma: F–<Cl–<Br–<I–.
3)
Para que una reacción sea redox debe, al menos, oxidarse un elemento y reducirse otro: es decir, que al menos un elemento aumente su número de oxidación y que otro lo disminuya.
El agente oxidante es la especie química que contiene al elemento que se reduce; y el agente reductor es la especie química que contiene al elemento que se oxida.
a) Al2O3 + 2 NaOH 2 NaAlO2 + H2O
No es una reacción redox ya que ningún elemento cambia su número de oxidación.
b) CuO + H2 Cu + H2O
Si que es redox: El H se oxida: su número de oxidación pasa de 0 a +1. El Cu se reduce: su número de oxidación pasa de +2 a 0. Agente oxidante: CuO.
Agente reductor: H2.
c) Cl2 + 2 KOH KCl + KClO + H2O
Si que es redox: El Cl se reduce: su número de oxidación pasa de 0 a –1. El Cl se oxida: su número de oxidación pasa de 0 a +1. Agente oxidante: Cl2.
Agente reductor: Cl2.
4)
H2 (g) + Cl2 (g) 2 HCl (g)
Se oxida el H: su número de oxidación pasa de 0 a +1. Se reduce el Cl: su número de oxidación pasa de 0 a –1. Agente oxidante: Cl2.
Agente reductor: H2.
5)
a) Na2SO4 + C CO2 + Na2S
Se oxida el C: su número de oxidación pasa de 0 a +4. Se reduce el S: su número de oxidación pasa de +6 a –2.
Semirreacción de oxidación: 2 ( C + 2 H2O CO2 + 4 H +
+ 4 e– )
Semirreacción de reducción: SO42– + 8 H+ + 8 e– S2– + 4 H2O
Reacción iónica global:
2 C + 4 H2O + SO4 2–
+ 8 H+ + 8 e– 2 CO2 + 8 H +
+ 8 e– + S2– + 4 H2O
Reacción molecular ajustada: Na2SO4 + 2 C 2 CO2 + Na2S
b) KMnO4 + HCl Cl2 + MnCl2 + KCl
Se oxida el Cl: su número de oxidación pasa de –1 a 0. Se reduce el Mn: su número de oxidación pasa de +7 a +2.
Semirreacción de oxidación: 5 ( 2 Cl– Cl2 + 2 e –
)
Semirreacción de reducción: 2 ( MnO4– + 8 H+ + 5 e– Mn2+ + 4 H2O )
Reacción iónica global:
10 Cl– + 2 MnO4 –
+ 16 H+ + 10 e– 5 Cl2 + 10 e –
+ 2 Mn2+ + 8 H2O
Reacción molecular ajustada: 2 KMnO4 + 16 HCl 5 Cl2 + 2 MnCl2 + 2 KCl + 8 H2O
c) MnO4– + SO2 Mn2+ + HSO4–
Se oxida el S: su número de oxidación pasa de +4 a +6. Se reduce el Mn: su número de oxidación pasa de +7 a +2.
Semirreacción de oxidación: 5 ( SO2 + 2 H2O HSO4 –
+ 3 H+ + 2 e– )
Semirreacción de reducción: 2 ( MnO4– + 8 H+ + 5 e– Mn2+ + 4 H2O )
Reacción iónica global:
5 SO2 + 10 H2O + 2 MnO4 –
+ 16 H+ + 10 e– 5 HSO4 –
+ 15 H+ + 10 e– + 2 Mn2+ + 8 H2O
5 SO2 + 2 H2O + 2 MnO4– + H+ 5 HSO4– + 2 Mn2+
6)
a) N2O4 + Br– NO2– + BrO3–
Se oxida el Br: su número de oxidación pasa de –1 a +5. Se reduce el N: su número de oxidación pasa de +4 a +3.
Semirreacción de oxidación: Br– + 6 OH– BrO3 –
+ 3 H2O + 6 e –
Semirreacción de reducción: 3 ( N2O4 + 2 e– 2 NO2– )
Reacción iónica global: Br– + 6 OH– + 3 N2O4 + 6 e– BrO3– + 3 H2O + 6 e– + 6 NO2–
b) Cr(OH)3 + KIO3 + KOH KI + K2CrO4
Se oxida el Cr: su número de oxidación pasa de +3 a +6. Se reduce el I: su número de oxidación pasa de +5 a –1.
Semirreacción de oxidación: 2 ( Cr3+ + 8 OH– CrO42– + 4 H2O + 3 e– )
Semirreacción de reducción: IO3 –
+ 3 H2O + 6 e –
I– + 6 OH–
Reacción iónica global:
2 Cr3+ + 16 OH– + IO3– + 3 H2O + 6 e– 2 CrO42– + 8 H2O + 6 e– + I– + 6 OH–
2 Cr3+ + 10 OH– + IO3 –
2 CrO42– + 5 H2O + I –
Reacción molecular ajustada: 2 Cr(OH)3 + KIO3 + 4 KOH KI + 2 K2CrO4 + 5 H2O
c) KI + KClO3 I2 + KCl + KOH
Se oxida el I: su número de oxidación pasa de –1 a 0. Se reduce el Cl: su número de oxidación pasa de +5 a –1.
Semirreacción de oxidación: 3 ( 2 I– I2 + 2 e –
)
Semirreacción de reducción: ClO3– + 3 H2O + 6 e– Cl– + 6 OH–
Reacción iónica global: 6 I– + ClO3– + 3 H2O + 6 e– 3 I2 + 6 e– + Cl– + 6 OH–
Reacción molecular ajustada: 6 KI + KClO3 + 3 H2O 3 I2 + KCl + 6 KOH
7)
K2Cr2O7 + C2H6O + H2SO4 Cr2(SO4)3 + C2H4O2 + K2SO4 + H2O
Se oxida el C: su número de oxidación pasa de –2 a 0. Se reduce el Cr: su número de oxidación pasa de +6 a +3.
Semirreacción de oxidación: 3 (C2H6O + H2O C2H4O2 + 4 H+ + 4 e– )
Semirreacción de reducción: 2 ( Cr2O7 2–
+ 14 H+ + 6 e– 2 Cr3+ + 7 H2O )
Reacción iónica global:
3 C2H6O + 3 H2O + 2 Cr2O72– + 28 H+ + 12 e– 3 C2H4O2 + 12 H+ + 12 e– + 4 Cr3+ + 14 H2O
3 C2H6O + 2 Cr2O7 2–
+ 16 H+ 3 C2H4O2 + 4 Cr 3+
+ 11 H2O
Reacción molecular ajustada:
2 K2Cr2O7 + 3 C2H6O + 8 H2SO4 2 Cr2(SO4)3 + 3 C2H4O2 + 2 K2SO4 + 11 H2O
8)
a) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 MnSO4 + K2SO4 + O2 + H2O
Se oxida el O: su número de oxidación pasa de –1 a 0. Se reduce el Mn: su número de oxidación pasa de +7 a +2.
Semirreacción de oxidación: 5 ( H2O2 O2 + 2 H+ + 2 e– )
Semirreación de reducción: 2 ( MnO4– + 8 H+ + 5 e– Mn2+ + 4 H2O )
Reacción iónica global:
5 H2O2 + 2 MnO4– + 16 H+ + 10 e– 5 O2 + 10 H+ + 10 e– + 2 Mn2+ + 8 H2O
5 H2O2 + 2 MnO4– + 6 H+ 5 O2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
Reacción molecular ajustada:
b) IO3 –
+ Br– I– + Br2
Se oxida el Br: su número de oxidación pasa de –1 a 0. Se reduce el I: su número de oxidación pasa de +5 a –1.
Semirreacción de oxidación: 3 ( 2 Br– Br2 + 2 e– )
Semirreacción de reducción: IO3 –
+ 6 H+ + 6 e– I– + 3 H2O
Reacción iónica global: 6 Br– + IO3– + 6 H+ + 6 e– 3 Br2 + 6 e– + I– + 3 H2O
IO3 –
+ 6 Br– + 6 H+ I– + 3 Br2 + 3 H2O
9)
a) H2SO4 + HI I2 + H2S + H2O
Se oxida el I: su número de oxidación pasa de –1 a 0. Se reduce el S: su número de oxidación pasa de +6 a –2.
Semirreación de oxidación: 4 ( 2 I– I2 + 2 e– )
Semirreacción de reducción: SO42– + 8 H+ + 8 e– S2– + 4 H2O
Reacción iónica global: 8 I– + SO4 2–
+ 8 H+ + 8 e– 4 I2 + 8 e –
+ S2– + 4 H2O
Reacción molecular ajustada: H2SO4 + 8 HI 4 I2 + H2S + 4 H2O
b) Tendremos que calcular el reactivo limitante:
gr 200 tenemos sólo que ya hidrógeno, de yoduro el será limitante reactivo El HI gr 248 HI mol 1 HI gr 128 · SO H mol 1 HI mol 8 · SO H gr 98 SO H mol 1 · ds gr 100 SO H gr 92 · ds cc 1 ds gr 1,72 · ds cc 15 4 2 4 2 4 2 4 2 2 I gr 198,4 I mol 1 I gr 254 · HI mol 8 I mol 4 · HI gr 128 HI mol 1 · HI gr 200 2 2 2
10)
a) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
Se oxida el Fe: su número de oxidación pasa de +2 a +3. Se reduce el Mn: su número de oxidación pasa de +7 a +2.
Semirreacción de oxidación: 5 ( 2 Fe2+ 2 Fe3+ + 2 e– )
(El hecho de ajustarla con 2 moles de Fe3+ es para evitar posibles coeficientes fraccionarios: ya que hay 2 mol de Fe3+ por cada mol de Fe2(SO4)3).
Semirreacción de reducción: 2 ( MnO4– + 8 H+ + 5 e– Mn2+ + 4 H2O )
Reacción iónica global:
10 Fe2+ + 2 MnO4– + 16 H+ + 10 e– 10 Fe3+ + 10 e– + 2 Mn2+ + 8 H2O
Reacción molecular ajustada:
2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 5 Fe2(SO4)3 + 2 MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O
11)
a) HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + H2O
Se oxida el Cl: su número de oxidación pasa de –1 a 0. Se reduce el Mn: su número de oxidación pasa de +4 a +2.
Semirreacción de oxidación: 2 Cl– Cl2 + 2 e–
Semirreacción de reducción: MnO2 + 4 H +
+ 2 e– Mn2+ + 2 H2O
Reacción iónica global: 2 Cl– + MnO2 + 4 H+ + 2 e– Cl2 + 2 e– + Mn2+ + 2 H2O
Reacción molecular ajustada: 4 HCl + MnO2 MnCl2 + Cl2 + 2 H2O
b)
2
Cl L 11,33 V
; 760 700 273) (30 · 0,082 · 0,42 V ; P T · R · n V Cl mol 0,42 HCl mol 4 Cl mol 1 · HCl gr 36,5 HCl mol 1 · ds gr 100 HCl gr 35 · ds mL 1 ds gr 1,17 · ds mL 150 2 2
12)
a) KNO3 + NH4Cl KCl + N2O + H2O
Se oxida el N: su número de oxidación pasa de –3 a +1. Se reduce el N: su número de oxidación pasa de +5 a +1.
Semirreacción de oxidación: 2 NH4+ + H2O N2O + 10 H+ + 8 e–
Semirreacción de reducción: 2 NO3 –
+ 10 H+ + 8 e– N2O + 5 H2O
Reacción iónica global:
2 NH4+ + H2O + 2 NO3– + 10 H+ + 8 e– N2O + 10 H+ + 8 e– + N2O + 5 H2O
2 NH4 +
+ 2 NO3 –
N2O + N2O + 4 H2O
Reacción molecular ajustada: 2 KNO3 + 2 NH4Cl 2 KCl + 2 N2O + 4 H2O
b)
O N L 2,59
V 2
13)
a) HBr + MnO2 MnBr2 + Br2 + H2O
Se oxida el Br: su número de oxidación pasa de –1 a 0. Se reduce el Mn: su número de oxidación pasa de +4 a +2.
Semirreacción de oxidación: 2 Br– Br2 + 2 e–
Semirreacción de reducción: MnO2 + 4 H +
+ 2 e– Mn2+ + 2 H2O
Reacción iónica global: 2 Br– + MnO2 + 4 H+ + 2 e– Br2 + 2 e– + Mn2+ + 2 H2O
Reacción molecular ajustada: 4 HBr + MnO2 MnBr2 + Br2 + 2 H2O
b)
pirolusita gr
18,72
MnO gr 72,6
pirolusita gr
100 · MnO mol 1
MnO gr 87 · Br mol 1
MnO mol 1 · Br gr 160
Br mol 1 · Br gr 25
2 2
2
2 2
2 2
2
14)
a) K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
Se oxida el Fe: su número de oxidación pasa de +2 a +3: Reductor: Fe2+
Se reduce el Cr: su número de oxidación pasa de +6 a +3: Oxidante: Cr2O72–
b) Semirreacción de oxidación: 3 ( 2 Fe2+ 2 Fe3+ + 2 e– )
Semirreacción de reducción: Cr2O72– + 14 H+ + 6 e– 2 Cr3+ + 7 H2O
Reacción iónica global: 6 Fe2+ + Cr2O7 2–
+ 14 H+ + 6 e– 6 Fe3+ + 6 e– + 2 Cr3+ + 7 H2O
Reacción molecular ajustada:
K2Cr2O7 + 6 FeSO4 + 7 H2SO4 3 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7 H2O
c)
4 FeSO gr 3,1
FeSO mol 1
FeSO gr 151,8 · O Cr K mol 1
FeSO mol 6 · O Cr K gr 294
O Cr K mol 1 · O Cr K gr 1
4 4
7 2 2
4
7 2 2
7 2 2 7
2
2
15)
Se reducirá el que tenga un potencial de reducción mayor y se oxidará el que lo tenga menor, de modo, que la fuerza electromotriz de la pila sea positiva:
a) E0 (Fe2+/Fe) = –0,44V
E0 (Al3+/Al) = –1,66V
Semirreacción de reducción: 3 (Fe2+ + 2 e– Fe) E = –0,44 V
Semirreacción de oxidación: 2 ( Al Al3+ + 3 e– ) E = 1,66 V
Reacción iónica global: 3 Fe2+ + 2 Al 3 Fe + 2 Al3+; E = 1,22V
Notación de la pila: Al (s) / Al3+ (1M) // Fe2+ (1M) / Fe (s)
b) E0 (Cu2+/Cu) = 0,34V
E0(Sn2+/Sn)=–0,14V
Semirreacción de reducción: Cu2+ + 2 e– Cu E = 0,34 V
Semirreacción de oxidación: Sn Sn2+ + 2 e– E = 0,14 V
Reacción iónica global: Cu2+ + Sn Cu + Sn2+ E = 0,48 V
Notación de la pila: Sn (s) / Sn2+ (1M) // Cu2+ (1M) / Cu (s) Se reducirá el ion Fe2+
c) E0 (Ag+/Ag) = 0,8V
E0(Cu2+/Cu)=0,34V
Semirreacción de reducción: 2 ( Ag+ + 1 e– Ag ) E = 0,8 V
Semirreacción de oxidación: Cu Cu2+ + 2 e– E = –0,34 V
Reacción iónica global: 2 Ag+ + Cu 2 Ag + Cu2+ E = 0,46 V
Notación de la pila: Cu (s) / Cu2+ (1M) // Ag+ (1M) / Ag (s)
16)
Se reducirá el que tenga un potencial de reducción mayor y se oxidará el que lo tenga menor, de modo, que la fuerza electromotriz de la pila sea positiva:
E0 (Fe3+/Fe2+) = 0,77V
E0 (Tl+/Tl) = –0,34V
Cátodo: semirreacción de reducción: Fe3+ + 1 e– Fe2+ E = 0,77 V
Ánodo: semirreacción de oxidación: Tl Tl+ + 1 e– E = 0,34 V
Reacción iónica global: Fe3+ + Tl Fe2+ + Tl+ E = 1,11 V
Notación de la pila: Pt (s), Fe3+ (1M) / Fe2+ (1M) // Tl (s) / Tl+ (1M)
17)
a) Reacción (sin ajustar): Cr + Ni2+ Cr3+ + Ni
El Cr se oxida: 2 ( Cr Cr3+ + 3 e– ) E = 0,74 V
El Ni2+ se reduce: 3 ( Ni2+ + 2 e– Ni ) E = –0,25 V
Reacción iónica global: 2 Cr + 3 Ni2+ 2 Cr3+ + 3 Ni ; E = 0,49 V
Como el potencial de la pila sería positivo, la reacción será espontánea
b) Reacción (sin ajustar): Sn4+ + I– Sn2+ + I2
El Sn4+ se reduce: Sn4+ + 2 e– Sn2+ E = 0,13 V
El I– se oxida: 2 I– I2 + 2 e –
E = –0,53 V
Reacción iónica global: Sn4+ + 2 I– Sn2+ + I2; E = –0,4 V
Como el potencial de la pila sería negativo, la reacción será no espontánea
c) Reacción (sin ajustar): MnO4– + Cr3+ Mn2+ + Cr2O72–
El Mn se reduce: 6 ( MnO4– + 8 H+ + 5 e– Mn2+ + 4 H2O ) E = 1,51 V
El Cr se oxida: 5 (2 Cr3+ + 7 H2O Cr2O7 2–
+ 14 H+ + 6 e– ) E = –1,33 V
Reacción iónica global:
6 MnO4– + 48 H+ + 30 e– + 10 Cr3+ + 35 H2O 6 Mn2+ + 24 H2O +5 Cr2O72– + 70 H+ + 30e–
6 MnO4 –
+ 10 Cr3+ + 11 H2O 6 Mn 2+
+ 5 Cr2O7 2–
+ 22 H+ E = 0,18 V
Como el potencial de la pila sería positivo, la reacción será espontánea
Se reduce el ion Ag+
18)
Si ocurre alguna reacción al introducir una lámina de plata en una disolución de sulfato de hierro (II) la plata se debería de oxidar, reduciéndose el ion Fe2+:
Semirreacción de oxidación: 2 ( Ag Ag+ + 1 e– ) E = –0,8 V
Semirreacción de reducción: Fe2+ + 2 e– Fe E = –0,44 V
Reacción iónica global: 2 Ag + Fe2+ 2 Ag+ + Fe E = –1,24 V
Como el potencial de la pila sería negativo no ocurrirá la reacción: no ocurrirá nada.
Si ocurre alguna reacción al burbujear cloro por la disolución de sulfato de hierro (II), el cloro se deberá reducir, oxidándose el ion Fe2+:
Semirreacción de oxidación: 2 ( Fe2+ + 1 e– Fe3+ ) E = –0,44 V
Semirreacción de reducción: Cl2 2 Cl– + 2 e– E = 1,36 V
Reacción iónica global: 2 Fe2+ + Cl2 2 Fe3+ + 2 Cl– E = 0,59 V
Como el potencial de la pila sería positivo, se producirá la reacción y observaríamos que le Cl2
se disuelve.
19)
La reacción, si ajustar, sería: NO3– + Zn NH4+ + Zn2+
Se reduce el N: NO3– + 10 H+ + 8 e– NH4+ + 3 H2O E = 0,89 V
Se oxida el Zn: 4 ( Zn Zn2+ + 2 e– ) E = 0,76 V
Reacción iónica global: NO3– + 10 H+ + 4 Zn NH4+ + 3 H2O + 4 Zn2+ E = 1,65 V
Como el potencial de la pila sería positivo, se producirá la reacción.
20)
a) La reacción que podría tener lugar es la oxidación del Zn y la reducción del ion Fe2+:
Semirreacción de oxidación: Zn Zn2+ + 2 e– E = 0,76 V
Semirreacción de reducción: Fe2+ + 2 e– Fe E = –0,44 V
Reacción iónica global: Zn + Fe2+ Zn2+ + Fe E = 0,32 V
Como el potencial de la pila sería positivo, se producirá la reacción: el cinc se disolverá, formándose Fe sólido.
b) La reacción que podría tener lugar es la oxidación del Cu y la reducción del ion Fe2+:
Semirreacción de oxidación: Cu Cu2+ + 2 e– E = –0,34 V
Semirreacción de reducción: Fe2+ + 2 e– Fe E = –0,44 V
Reacción iónica global: Cu + Fe2+ Cu2+ + Fe E = –0,78 V
21)
Se reducirá el que tenga un potencial de reducción mayor y se oxidará el que lo tenga menor, de modo, que la fuerza electromotriz de la pila sea positiva:
E0 (Mg2+/Mg) = –2,36V
E0 (Pb2+/Pb) = –0,13V
Semirreacción de reducción: Pb2+ + 2 e– Pb E = –0,13 V
Semirreacción de oxidación: Mg Mg2+ + 2 e– E = 2,36 V
Reacción iónica global: Pb2+ + Mg Pb + Mg2+ E = 2,23 V
Por tanto, la reacción Mg2+ + Pb Mg + Pb2+ se producirá hacia la izquierda.
22)
Para que reaccionen cualquiera de los dos metales, éstos deben de oxidarse. De los dos iones que hay en la disolución de HCl: H+ y Cl–, sólo puede reducirse el H+ a H2, ya que el ion
Cl– no puede reducirse más. Debemos recordar que el E0 (H+/H2) vale 0.
Cu Semirreacción de oxidación: Cu Cu2+ + 2 e– E = –0,34 V
Semirreacción de reducción: 2 H+ + 2 e– H2 E = 0 V
Reacción iónica global: Cu + 2 H+ Cu2+ + H2 E = –0,34 V
Como el potencial de la pila sería negativo, la reacción no se producirá: el cobre no se disolverá en la disolución de ácido clorhídrico.
Mn Semirreacción de oxidación: Mn Mn2+ + 2 e– E = 1,18 V
Semirreacción de reducción: 2 H+ + 2 e– H2 E = 0 V
Reacción iónica global: Mn + 2 H+ Mn2+ + H2 E = 1,18 V
Como el potencial de la pila sería positivo, la reacción se producirá: el manganeso se disolverá en la disolución de ácido clorhídrico.
23)
En la disolución de CuSO4 tendremos los dos iones: CuSO4 Cu2+ + SO42–.
En el cátodo se depositará Cu: Cu2+ + 2 e– Cu
Q = I · t; Q = 6 · 1,5 · 3600; Q = 32400 C
Cu gr 10,67
Cu mol 1
Cu gr 63,5 · e mol 2
Cu mol 1 · e 6,023·10
e mol 1 · C 1,6·10
e 1 · C
32400 23 -
-19
-
24)
En el cátodo se depositará paladio: Pdn+ + n e– Pd
Q = I · t; Q = 3 · 3600; Q = 10800 C
4 será ox idación de
número
El
4; n ; 2,98 11,91 n 2,98; n
11,91
Pd gr 2,98 Pd
mol 1
Pd gr 106,4 · e mol n
Pd mol 1 · C 96500
e mol 1 · C
10800
25)
En el ánodo se desprenderá Cl2: 2 Cl– Cl2 + 2 e–
2 Cl L 5,8 Cl mol 1 Cl L 22,4 · e mol 2 Cl mol 1 · C 96500 e mol 1 · C 50000 2 2 -2 -
26)
4 Al3+ + 12 e– 4 Al 6 O2– 3 O2 + 12 e–
Global: 4 Al3+ + 6 O2– 4 Al + 3 O2
a) 1,07·1010C
e mol 1 C 96500 · Al mol 4 e mol 12 · Al gr 27 Al mol 1 · Al kg 1 Al gr 1000 · Al Kg 1000 -
b) 888,9KgO2
O gr 1000 O kg 1 · O mol 1 O gr 32 · Al mol 4 O mol 3 · Al gr 27 Al mol 1 · Al kg 1 Al gr 1000 · Al Kg 1000 2 2 2 2 2 2 5 O L 6,67·10 V
; 1 273) (20 3 0,082 · 27778 V ; P T · R · n V ; O mol 27778 Al mol 4 O mol 3 · Al gr 27 Al mol 1 · Al kg 1 Al gr 1000 · Al Kg
1000 2 2
c) Al cátodo le corresponde la reducción: 4 Al3+ + 12 e– 4 Al
Al ánodo le corresponde la oxidación: 6 O2– 3 O2 + 12 e –
Por tanto se oxida el ion O2– y se reduce el ion Al3+.
27)
Semirreacción de reducción: Zn2+ + 2 e– Zn
Semirreacción de oxidación: 2 Cl– Cl2 + 2 e–
Reacción iónica global: Zn2+ + 2 Cl– Zn + Cl2
a) 72301C
e mol 1 C 96500 · Zn mol 1 e mol 2 · gr Zn 65,4 Zn mol 1 · gr Zn 24,5 - h 10,04
; t 36150s 2 72301 t ; t 72301 2 ; t Q I
b) 2
2 Cl mol 0,37 Zn mol 1 Cl mol 1 · gr Zn 65,4 Zn mol 1 · gr Zn 24,5 2 Cl L 9 V
; 760 750 273) (20 3 0,082 · 0,37 V ; P T · R · n V
c) La plata se depositaría en el cátodo según la semirreacción: Ag+ +1 e– Ag