Reacción molecular ajustada: Na2 SO4 +2C 

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(1)

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.

(2)

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–

(3)

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:

(4)

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

(5)

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

(6)

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+

(7)

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+

(8)

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

(9)

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

(10)

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

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