TEMA 8. OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
1. Concepto tradicional de oxidación reducción1.1 Concepto de oxidación y reducción
Se consideraban reacciones en las que una sustancia aumenta o disminuye su contenido en oxígeno.
4Na +O22Na2O El sodio se oxida ya que aumenta su contenido en oxígeno
CuO +H2Cu +H2O El cobre se reduce ya que disminuye su contenido en oxigeno.
En la práctica, existen reacciones de oxidación reducción en las que no interviene el oxigeno, por lo que se hace necesaria otra explicación más general
1.2 Concepto electrónico de oxidación y reducción
Una reacción de oxidación reducción o redox, se produce cuando hay una transferencia de electrones de una sustancia a otra (Una cede electrones y la otra los acepta). Por ejemplo:
Zn(s)+ Cu2+(aq)Zn2+(aq)+ Cu(s)
Esta reacción se puede dividir en dos reacciones que se llaman semirreacciones: Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e–Semirreacción de oxidación. El Zn actúa como un reductor
Cu2+(aq)+ 2 e–Cu(s) Semirreacción de reducción. El Cu2+actúa como oxidante-reductor
Oxidante: Sustancia o especie química (átomo, ión o molécula) que gana electrones. Reductor: Sustancia o especie química (átomo, ión o molécula) que pierde electrones. Oxidación: Proceso por el que una sustancia pierde
e- Reducción: Proceso por el que una sustancia gana e-1.3 Número de oxidación
Una forma práctica de averiguar si una sustancia se oxida o se reduce es mediante un número llamado índice de oxidación (también llamado número de oxidación).
El índice de oxidación de un elemento químico es el número de electrones en exceso o en defecto de un átomo del elemento respecto a su estado neutro. Puede ser positivo, si hay defecto de electrones o negativo si hay exceso; por ejemplo:
Positivo: Na+(i.o. = +1) , Ca2+(i.o. = +2) negativo: Cl –(i.o. = 1) , O 2-(i.o. = 2) No es equivalente a la valencia del átomo ya que en algunos casos no coincide.
Para determinar el índice de oxidación se debe seguir las siguientes reglas:
a) Compuestos iónicos: su número de oxidación es equivalente a la carga del ión: Na+ número de oxidación +1 Cl-número de oxidación -1 S2-número de oxidación -2
b) Compuestos covalentes: Reglas:
La suma algebraica de los números de oxidación de todos los elementos de una sustancia será 0, si es un compuesto neutro, o de la carga del ion si es un ión poliatómico.
Número de oxidación de los elementos en su estado fundamental o sin combinar es cero. N2,
S8, O2, Na, Cr
Número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros metálicos que es -1.
Número de oxidación del oxigeno es -2 excepto en peróxidos (O22-) que es -1 y superóxidos
(O2-) que es -1/2.
H2O -2 H2O2 -1
Número de oxidación de alcalinos es +1 y de alcalinotérreos es +2. Número de oxidación del flúor es -1
0 0 +2 -1
Ca + Cl2CaCl2 Ca se oxida (es el reductor) y el cloro se reduce (oxidante)
Vamos a ver unos ejemplos: (los índices de oxidación figuran en la parte superior de cada elemento):
El Fe se oxida (reductor) y el cloro se reduce (oxidante)
Otro ejemplo: ¿qué índice de oxidación tienen todos los átomos del ion sulfato?
Ejercicio 1. Indica el número de oxidación del azufre en estas especies:H2SO4, H2S y S2O8
2-Ejercicio 2. Cuando el aire está contaminado con sulfuro de hidrogeno, los objetos de plata se suelen ennegrecer con una capa de sulfuro de plata.
Ag (s)+ O2 (g)H2S (g)→Ag2S (s) +H2O (l)
Para la limpieza posterior se suele emplear productos que contienen polvo de aluminio. Ag2S (s) + Al (s)→Ag (s)+ Al(OH)3 (s)+ H2S (aq)
Explica que sustancias actúan como oxidantes y cuales como reductoras en cada uno de los procesos.
2.Ajuste de reacciones redox.
Las reacciones redox suelen ser bastante complejas de ajustar, por lo que se han ideado varios métodos para poder hacerlo con mayor facilidad. Uno de ellos es el llamado método del ion electrón, que es el que utilizaremos.
Este método tiene ligeras diferencias si la reacción a ajustar tiene lugar en medio ácido o en medio básico, por ese motivo las diferenciaremos. Sólo vamos a estudiar las reacciones en medio ácido.
2.1.- Ajuste de reacciones REDOX en medio ácido o neutro.
Vamos a ver cada uno de los pasos que hay que seguir para ajustar una reacción redox en medio ácido por el método del ion electrón con un ejemplo:
Cu +HNO3→Cu(NO3)2 + NO +H2O
1. Escribir la ecuación en forma iónica. Cu +H++ NO3-→Cu2++ 2NO3-+ NO +H2O
2-Asignar números de oxidación a todas las especies que intervienen en la reacción:
0 +5 +2 +2
Cu +H++ NO3-→Cu2++ 2NO3-+ NO +H2O
3. Identificar las semirreacciones de oxidación y reducción escribiéndolas por separado. Cu →Cu2+Oxidación Cu actúa como reductor
NO3-→NO Reducción NO3-actúa como reductor
4. Ajustar los átomos de forma tradicional, excepto O e H. En este caso no es necesario
5. Ajustar el oxígeno añadiendo tantas moléculas de agua, en el lado deficitario, como oxígenos falten.
Cu →Cu2+
NO3-→NO +2H2O
6. Ajustar el hidrógeno, añadiendo iones H+, en el lado deficitario. Cu →Cu2+
NO3-+4 H→NO +2H2O
7. Ajustar la carga eléctrica con electrones en ambos miembros. Cu →Cu2++2e
-NO3-+4 H+ +3e→NO +2H2O
8. Multiplicar cada semirreacción por un número tal que haga que el número de electrones en cada semirreacción sea igual.
(Cu →Cu2++2e-)3
(NO3-+4 H+ +3e→NO +2H2O)2
9. Sumar las dos semirreacciones eliminando los electrones y las especies comunes en ambos miembros.
3Cu +8H++ 2NO
3-→3Cu2++ 2NO +4H2O
10. Escribir la reacción de forma molecular si se conocen las sustancias iónicas completas. 3Cu +8HNO3→3Cu(NO3)2+ 2NO +4H2O
Ejercicio 3. Dada la siguiente reacción de oxidación reducción; I2+HNO3→HIO3+NO +H2O
a) escribe y ajusta las semirreacciones de oxidación y reducción) b) Escribe la reacción global ajustada por el método ion electrón.
c) Identifica, de forma justificada, el agente oxidante y reductor.
Ejercicio 4. Ajusta la siguiente reacción de dismutación (reacción en la que una sustancia se oxida y se reduce a la vez) H2S2O3→S +SO2
Ejercicio 5. La disoluciones acuosas de permanganato de potasio (Tetraosomanganato (VII) de potasio), oxidan el peróxido de hidrógeno, formando oxigeno, silfato de manganeso (II) (tetraoxomanganato (VI) de manganeso (II)), sulfato de potasio (tetraoxomanganato (VI) de potasio).y agua.
a) Formula y ajusta las semirreacciones ionicas de oxidación y reducción y la reacción molecular. b) Calcular los gramos de oxigeno que se liberan al añadir en exceso permanganato a 200 mL de peróxido de hidrogeno 0.01 M.
c) Qué volumen ocuparía el oxigeno obtenido en el apartado anterior medidos a 21ºC y 720 mm Hg
4. Valoraciones redox
De forma similar a las valoraciones ácido-base, en una valoración redox se puede determinar la concentración de un agente oxidante a partir de la concentración conocida de un agente reductor. Se utilizan indicadores redox que presentan diferente color en su forma oxidada o reducida. Ejemplo es el azul de metilo que en su forma oxidada es azul y en la reducida es incoloro.
Ejercicio 6. Una muestra mineral de 2 gramos que contiene hierro, se disuelve en acido clorhídrico, obteniendo cloruro de hierro (II). Se ajusta el volumen de esta disolución a 50 mL añadiendo agua y se valora con dicromato de potasio (heptaoxodicromato (VI) de potasio) 0.1 M en medio ácido. Sabiendo que la valoración ha terminado cuando se ha añadido 35 mL de dicromato de potasio, y que la forma final del cromo en el proceso redox es Cr3+.
a) Escribe y ajusta el proceso redox que tiene lugar durante la valoración. b) Determina la concentración de cloruro de hierro (II) en la disolución valorada.
c) Determina el porcentaje en peso de hierro en la muestra mineral analizada. (MFe=55.8 u) 5. Pilas voltaicas
Si sumergimos Zn en una disolución de CuSO4 se observa que desaparece el color azul del
sulfato de cobre y se disuelve el cinc, apareciendo cobre. Zn (s) +CUSO4 (aq) →Cu (s) +ZnSO4 (aq)
En cambio lo contrario no sucede de forma espontanea. Cu (s) +ZnSO4 (aq) →Zn (s) +CUSO4 (aq) no se da
Las semirreacciones que se han producido son Zn →Zn2++2e- Zn se oxida Cu2++2e-→Cu Cu2+se reduce
Se produce una transferencia de electrones. Si este tránsito de electrones lo realizáramos a través de un hilo exterior,
produciremos energía eléctrica a partir de energía química. Hemos construido una pila voltaica.
Pila voltaica o pila electroquímica; es un dispositivo que permite producir energía eléctrica a partir de energía química.
Está formada por dos electrodos. Un ánodo que tiene signo negativo y en el que siempre se producirá la reacción de oxidación y un cátodo que tiene signo positivo y en el que se producirá la reacción de reducción
La notación simbólica de una pila se representa primero el proceso de oxidación y después el de reducción. Zn (s)/ Zn2+(aq)(1 M)// Cu2+(aq)(1 M) / Cu (s)
5.1. Potenciales estándar de electrodo
La diferencia de potencial entre dos electrodos de una pila, se mide muy fácilmente con un voltímetro, pero es imposible determinarlos individualmente. Por ello se toma un electrodo de referencia dándole un valor de potencial 0, que es el de hidrógeno (E=0 V)
La reacción que se producen sobre el electrodo de platino dependerá del otro electrodo y pueden ser:
a) Como ánodo (oxidación) H2 (g)→2 H+(g) +2e
-b) Como cátodo (reducción) 2 H+(g) +2e-→H2 (g)
Ejemplo a) Pt/ H2 (g) 1 atm/H+ 1M // Cu2+(aq)1M /Cu (s) Eo=0,340 V
b) Zn (s)/ Zn2+(Aq)1 M//H+(aq) 1 M // H2 (g) 1 atm/Pt Eo=-0,763 V
5.2 Potenciales estándar de reducción:
Son potenciales obtenidos experimentalmente. Se hace con un electrodo de referencia de hidrógeno.
Su representación simplificada: 1º se pone la especie oxidante y luego la reductora. Eo(Ag+/Ag)=0,799 V que corresponde a la reacción Ag++e-Ag
Para la reacción inversa Ag→Ag++e-Eo= -0,799 V 5.3. Potencial estándar de una pila
Se sabe que ΔG= -nFE (pila) por lo que si E > 0 el proceso será espontaneo y
si E < 0, el proceso no será espontaneo.
Por ello para el potencial de una pila debe ser positivo. Es la diferencia de potencial de una pila formada por dos electrodos estándar.
Eo
pila = Eo catodo-Eoanodo
Si se nos presentan dos electrodos para hacer una pila, el cátodo será el de potencial estándar mayor y el ánodo el de menor.
Ejemplo: Pila Daniel Zn (s)/ Zn2+(aq)(1 M) // Cu2+(aq)(1 M) / Cu (s)
Sabemos por la tabla que Eo (Zn2+/Zn)= -0,763 V y Eo (Cu2+/Cu)= 0,34 V
Eopila = Eo catodo-Eoanodo=0,34 -(-0,763) =1,103 V
Ejercicio 6. Los potenciales normales de reducción de las semirreacciones Ni2+/Ni y Cu2+/Cu son
+.025 y 0.34 V, respectivamente. Si con ellos se construyera una pila.
a) Realiza un esquema de la misma, señalando cual es el cátodo y cuál es el ánodo.
b) ¿En qué dirección se mueven los iones del puente salino (electrolito del puente salino KNO3?
c) ¿En qué dirección circulan los electrones en el circuito?
d) Calcula la fuerza electromotriz de la pila y escribe su notación. 5,4.Tipos de pilas
Las pilas transforman energía química en energía eléctrica. Las pilas más importantes que podemos encontrar son:
a) Pila Leclanche o pila seca (1965) Pila de 1,5 V Muy barata. No reciclable. Ánodo: Zn (s) → Zn2+(aq) + 2e
-Cátodo: 2 MnO2 (s)+H2O +2e-→ Mn2O3(s)+ 2 OH
-b) Pila alcalina.
Dura más tiempo y mantiene el voltaje constante. Se utiliza KOH en lugar de NH4Cl
Ánodo: Zn (s)+ 2OH−(aq)→ Zn(OH)2 (s)+ 2e−
c) Pila de mercurio (de botón) No recargable. Vida larga 1,35 V. Ánodo: Zn (s)+ 2OH−(aq)→ Zn(OH)2
Cátodo: 2HgO +H2O +2e-→ Hg (l)+2OH
d) Pila de níquel-cadmio
Pila recargable de 1,4 V. Presenta el problema de que el cadmio es contaminante. Ánodo: Cd (s)+2OH-→ Cd(OH)2+2e
Cátodo: NiO(OH) +2H2O +2e-→ 2Ni(OH)
e) Pila de litio-yodo.Para marca pasos 2Li +I2→ 2LiI E=2,8 V
f) Acumulador o batería de plomo; Ánodo Pb → Pb2++ 2
e-Cátodo: Pb4++ 2 e-→ Pb2+
6. Electrolisis
Es el proceso por el que se hace pasar energía eléctrica a través de una disolución o de un electrolito fundido para producir una reacción redox no
eléctrica en energía química. Se producirá una reacción que si no fuera por la energía eléctrica, no sería espontanea.
En estas celdas electrolíticas, en el ánodo se produce la oxidación, al igual que en las pilas voltaicas, pero tiene signo positivo. En cambio el cátodo presenta signo negativo.
Su uso es para la producción de metales (Na, K, Mg, Al), no metales, (Cl F2), y otras sustancias como NaOH. También se utiliza para depositar
metales sobre superficies (cromado). Electrolisis de agua
Ánodo: 2H2O (l)→ O2 (g)+ 4H+(aq)+ 4e
Cátodo: 4H+ (aq)+4e-→ 2H2 (g)
Se transforma energía eléctrica en energía química.
Electrolisis de una disolución acuosa de NaCl 6.1 Leyes de Faraday
Estudia las relaciones cuantitativas entre la eléctrica y la cantidad de sustancia.
1º Ley de Faraday: La masa de la sustancia depositada o liberada en un electrodo durante la electrolisis es proporcional a la cantidad de corriente que circula por disolución o el electrolito fundido.
2º Ley de Faraday: Para una misma cantidad de carga
depositadas o liberadas en los electrodos, es proporcional a su masa atómica y al número de electrones intercambiados por cada
F m (g) Q= It Q= carga que circula (culombios C) n= número de electrones intercambiados m= masa depositada o liberada en gramos. Mm= Masa molecular
F= constante de Faraday = 96500 C I= Intensidad (Amperios)
t= tiempo (segundos)
No recargable. Vida larga 1,35 V.
(s)+ 2e−
+2OH
-Pila recargable de 1,4 V. Presenta el problema de que el cadmio es contaminante. +2e
-→ 2Ni(OH)22OH
-Para marca pasos f) Acumulador o batería de plomo;
Es el proceso por el que se hace pasar energía eléctrica a través de una disolución o de un electrolito fundido para producir una reacción redox no espontanea. Se transforma energía eléctrica en energía química. Se producirá una reacción que si no fuera por la energía eléctrica, En estas celdas electrolíticas, en el ánodo se produce la oxidación, al igual que en las pilas
s, pero tiene signo positivo. En cambio el cátodo presenta signo negativo. Su uso es para la producción de metales (Na, K, Mg, Al), no metales, (Cl2,
), y otras sustancias como NaOH. También se utiliza para depositar metales sobre superficies (cromado).
+ 4e
-Se transforma energía eléctrica en energía química.
Electrolisis de una disolución acuosa de NaCl
Estudia las relaciones cuantitativas entre la energía º Ley de Faraday: La masa de la sustancia depositada o liberada en un electrodo durante la electrolisis es proporcional a la cantidad de corriente que circula por la
2º Ley de Faraday: Para una misma cantidad de carga eléctrica, la masa de las sustancias depositadas o liberadas en los electrodos, es proporcional a su masa atómica y al número de electrones intercambiados por cada una de ellos, según la expresión:
Q= It n= número de electrones intercambiados m= masa depositada o liberada en gramos.
C
Pila recargable de 1,4 V. Presenta el problema de que el cadmio es contaminante.
Es el proceso por el que se hace pasar energía eléctrica a través de una disolución o de un Se transforma energía eléctrica en energía química. Se producirá una reacción que si no fuera por la energía eléctrica, En estas celdas electrolíticas, en el ánodo se produce la oxidación, al igual que en las pilas
s, pero tiene signo positivo. En cambio el cátodo presenta signo negativo.
, la masa de las sustancias depositadas o liberadas en los electrodos, es proporcional a su masa atómica y al número de
Ejercicio 7: Se hace pasar una corriente eléctrica de 5 Amperios durante 3.5 horas, a través de una celda electrolítica que contiene una disolución acuosa de CuCl2. Calcula:
a) La masa de cobre metálico depositado en el cátodo.
b) El volumen de Cl2, medido en condiciones normales que se genera en el ánodo. Datos
F=96500 C, MCu= 63.5 u
Ejercicio 8. Dos cubas electrolíticas que contienen disoluciones acuosas de AgNO3 y Cu(NO3)2,
respectivamente, están montadas en serie, (pasará la misma intensidad por ambas). Si en una hora, se deposita en la segunda 54.5 g de cobre. Calcula:
a) La intensidad de corriente que atraviesa las cubas.
b) Los gramos de plata que se depositan en la primera cuba, tras dos horas de paso de la misma intensidad de corriente. Datos: F=96500 C, MCu=63.5 u, MAg= 107.9 u
7. Aplicaciones de la electrolisis a) Producción de elementos químicos 2Al2O3 → 4Al +3O2
b) Recubrimientos metálicos o depósitos electrolíticos.
Un metal sobre otro metal. (Plata, oro, estaño). El metal a recubrir actúa como cátodo y el metal con el que se recubre en disolución actúa como ánodo.
c) Producción de compuestos químicos de importancia industrial Por ejemple la obtención de NaOH a partir de la electrolisis del NaCl 8. Corrosión
La oxidación del hierro se debe a que se forman dos polos en el mismo objeto Ánodo 2Fe → 2Fe3++ 6e
-Cátodo 3 2O2+ 3H2O +6e -→ 6OH -Global 2Fe + 3 2O2+ 3H2O → 2Fe 3++ 6OH-→Fe(OH) 3 EJERCICIOS PAU
1.- a) Ajustar la siguiente reacción: HNO3 + Cu → Cu(NO3) + NO2 + H2O
b) Hallar la normalidad redox de una disolución 0,1 M de ácido nítrico. JUNIO 93/94
2.- Se tiene una célula galvánica constituida por los semielementos: Fe2+/Fe= -0,4 V y Co2+/Co= -0,28 V,
en condiciones estándar. a) ¿Cuál es el ánodo y cual es el cátodo?. ¿Por qué?. b) Representación abreviada de la célula. c) ¿Cuál es la reacción responsable de la fem y cual es su valor? SEPTIEMBRE 93/94
3.- a) Definir los conceptos de: oxidación, reducción, oxidante y reductor. b) Ajustar la reacción. H2 SO4 + KI → K 2SO4 + H2O + I2+ H2S
Indica quien es el oxidante y quien es el reductor. SEPTIEMBRE 93/94
4.- a) Definir el número de oxidación determínalo para el azufre en el compuesto K2S2O8.
b) Cuantos gramos de K4Fe(CN)6 con un 6 % de humedad, son necesarios para preparar 150 g de una
disolución 9% de riqueza en peso. JUNIO 94/95
5.- ¿Qué cantidad de cobre se obtiene al pasar una corriente de intensidad 6 Amperios, durante una hora y media, por una cuba electrolítica que contiene una disolución de sulfato de cobre (II).
SEPTIEMBRE 94/95
6.- a) ¿Cual es la función del puente salino en una celda galvánica? JUNIO 95/96
b) Ajuste la siguiente reacción: H2 SO4 + KNO3+ Zn → K 2SO4 + H2O + (NH4)2SO4+Zn 2SO4
7.- El ácido nítrico concentrado reacciona con el estaño metálico formándose dióxido de estaño sólido y dióxido de nitrógeno gaseoso. Se pide: SEPTIEMBRE 95/96
a) Escribir la reacción ajustada. b) Indicar el sistema oxidante y reductor.
8.- En presencia de hidróxido de potasio, el cloro oxida al dióxido de manganeso hasta permanganato, reduciéndose el cloro a ion cloruro.
a) Ajustar la reacción global del proceso.
b) Calcular los gramos de dióxido de manganeso que habrá que disolver en agua para obtener 0,5 litros de
disolución 0,1 M de permanganato potásico SEPTIEMBRE 95/96
9.- Una disolución acuosa de nitrato de cinc se electroliza durante una hora con una corriente de 5 Amperios. a) Indique los procesos anódico y catódico.
b) Calcule los gramos de cinc que se depositan en el correspondiente electrodo. SEPTIEMBRE 95/96
10.- En ciertas condiciones el permanganato de potasio reacciona con el cloruro de estaño (II) en presencia de cloruro de hidrógeno para dar cloruro de manganeso (II), cloruro de estaño (IV), cloruro de potasio y agua.
a) Ajuste la reacción.
b) Indique los sistemas oxidante y reductor. JUNIO 96/97
11.- La fem normal de la pila Zn2+/Zn(1M)// Sn2+/Sn(1M) es 0,62
V-a) Calcula cual será el potencial normal del electrodo Sn2+/Sn, si el del Zn2+/Zn vale -0,76 V.
b) Determinar el potencial de la pila: Zn(s) + 2Ag + (ac)→ Zn 2+(ac)+ 2Ag (s)
Siendo los potenciales normales: Zn2+/Zn=-0,76V
Ag+/Ag=0,80 V JUNIO 96/97
12.- ¿Cuáles de las siguientes reacciones son de oxido-reducción? Indicar en las reacciones redox las especies que se reducen y que se oxidan.
a) 2 F2+ 2 H2O→ 4 HF + O2 b) CaCO3 → CO2+ CaO
c) CaS + Cl2→ CaCl2+ S d) NH 4Cl→ NH3+ HCl SEPTIEMBRE 96/97
13.- Una muestra de metal, de masa atómica 157.2 g se disolvió en ácido clorhídrico se y se realizo la electrolisis de la disolución. Cuando había pasado por la célula 3215C, se encontró en el cátodo, 1,74 g de metal. Calcular la carga del ion metálico. SEPTIEMBRE 96/97
14.- Cuál es la reacción iónica y el potencial de la celda compuesta por los pares siguientes: Cd2+/Cd=-0,4V
Cu2+/Cu=0,34 V ¿Cuál será el ánodo y cuál será el ánodo? JUNIO 97/98
15.- El cinc reacciona con el ácido nítrico para dar nitrato de cinc, nitrato amónico y agua. a) Ajuste la reacción por el método ion-electrón.JUNIO 97/98
b) Calcular los gramos de ácido nítrico que se necesitan para disolver 16,34 g de cinc.
16.- En ciertas condiciones, el sulfuro de hidrógeno reacciona con ácido nítrico para dar azufre, agua y nitrógeno molecular. Na) Ajusta la reacción.
b) Indica la reacción de reducción y de oxidación. SEPTIEMBRE 97/98
17.- Cuando se calienta el clorato de potasio se descompone mediante un proceso de auto oxidación-reducción (la misma sustancia actúa como oxidante y reductor), dando cloruro potásico y perclorato de potasio.
a) Ajusta la reacción redox escribiendo previamente las correspondientes reacciones
b) Al descomponerse 3,06 g de de clorato potásico se desprenden 1,05 KJ de calor. Hallar la cantidad de energía calorífica que se desprenderá en una reacción de descomposición de clorato potásico en la que se producen 0,3 moles de perclorato potásico JUNIO 98/99
18.- ¿Cuánto tiempo ha de pasar una corriente de 4 A a través de una disolución de nitrato de níquel (II) para depositar un gramo de metal? JUNIO 98/99
19.- ¿Qué sucedería, desde el punto de vista químico, si se utilizase una cuchara de aluminio para agitar una disolución de Fe2+? Potenciales normales de reducción.
εº =Fe2+/Fe=-0,44V εº =Al3+/Al=-1,67 V SEPTIEMBRE 98/99
20.- Se construye una pila con electrodos de aluminio y de cinc sumergidos en disoluciones de Al3+ y Zn2+
respectivamente.
a) Dibuje el esquema de la pila, indicando ánodo, cátodo y sentido de circulación de los electrones.
b) Escriba las reacciones que ocurren en los electrodos, la reacción global y calcule la fem estándar de la pila. Datos: εº = Zn2+/Zn=-0,76V εº =Al3+/Al=-1,66 V JUNIO 99/00
21.- Considérese la siguiente reacción:
H2 SO4 + K2Cr2O7+ H2S → K 2SO4 + H2O + Cr2 (SO4)3+ S
a) Identifique las especies oxidantes y reductoras que intervienen en la reacción, indicando los estados de oxidación inicial y final de cada especie.
b) Ajuste la reacción mediante el método ion electrón. SEPTIEMBRE 99/00
22.- a) Ajuste por el método ion-electrón la reacción siguiente, escribiendo las reacciones iónicas que tienen lugar;
H2 SO4 + K2Cr2O7+ H2S → K 2SO4 + H2O + Cr2 (SO4)3+ S
b) Escriba el nombre de las sales que aparecen en la reacción anterior. SEPTIEMBRE 00/01
23.- El Cl2 (g) se obtiene en el laboratorio por oxidación del HCl con MnO2, formándose además MnCl2 y
agua.
a) Ajuste la reacción mediante el método ion-electrón.
b) ¿Qué volumen de HCl al 30% en peso y de densidad 1,15 g/ml se necesitan para preparar 1 mol de Cl2.
JUNIO 02/03
24.- a) Ajuste por el método ion-electrón la reacción siguiente, escribiendo las reacciones iónicas que tienen lugar;
H2 SO4 + KBr → K 2SO4 + H2O + Br2+ SO2
b) Escriba el nombre de las sales que aparecen en la reacción anterior. JUNIO 02/03
25.- a) En una cuba electrolítica se depositan en el cátodo 5 g de Zn metálico a partir de una disolución de ZnSO4. ¿Qué cantidad de electricidad se necesita para llevar a cabo este proceso?
b) ¿Qué tipo de reacción se lleva a cabo en el cátodo? Razone la respuesta.SEPTIEMBRE 02/03 26.- Considérese los siguientes potenciales normales:
εº Au3+/Au= 1,5V εº Ca2+/Ca=-2,78V εº Mn2+/Mn=-1,18 V εº Ni2+/Ni=-1,25 V
Conteste razonadamente.
a) ¿Cuáles de estos elementos en estado metálico cabe esperar que sean oxidados en medio ácido 1M? Escriba las reacciones que tienen lugar.
εº H+/1/2H 2=0 V
b) ¿Ocurriría alguna reacción al introducir una barra de calcio metálico en una disolución 1M de Au3+?
Escriba la reacción en caso afirmativo. JUNIO 03/04
27.- a) Indicar esquemáticamente como construiría una pila galvánica b) Enunciar las leyes de Faraday. SEPTIEMBRE 03/04
28.- Se tiene una disolución acuosa de sulfato de cobre (II).
a) Calcular la intensidad de corriente que es necesario pasar a través de la disolución para depositar 5g de cobre en 30 minutos.
b) Cuantos átomos de cobre se habrán depositado.JUNIO 04/05
29.- Escribir y ajustar las reacciones iónicas y la reacción global de la siguiente ecuación que tiene lugar de medio ácido. H2 SO4 + KI + KMnO4→ K 2SO4 + H2O + I2+ MnSO4
30.- Se trata una barra de hierro metálico con ácido clorhídrico. a) Se oxida el hierro a Fe2+? Razona tu respuesta.
b) Escribir las reacciones y la reacción que tiene lugar Potenciales normales: εº H+/1/2H
2=0 V εº Fe2+/Fe=-0,44V SEPTIEMBRE 04/05
31.- Una pila consta de una semicelda que contiene una barra de Pt sumergida en una disolución 1M de Fe2+ y 1M de Fe3+. La otra semicelda consiste en un electrodo de Tl sumergido en una disolución de Tl1+
1M.
a) Escribir la reacción global y las reacciones monódica y catódica. b) Escribir la notación de la pila y calcular su potencial estándar.
Potenciales estándar de reducción. εº Tl+/Tl= -0,34 V εº Fe3+/Fe2+ = 0,77V JUNIO 06/07
32.- a) Ajustar por el método ion-electrón la ecuación siguiente, escribiendo las reacciones de oxidación y reducción.
SnCl2 + K2Cr2O7+ HCl → SnCl4 + KCl + CrCl3+ H2O
b) Nombre únicamente las sales que aparecen en la ecuación anterior. SEPTIEMBRE 06/07
33,-Se sabe que el ion MnO4 - oxida el hierro (II) a hierro (III), en presencia de H2 SO4, reduciéndose a Mn
(II).
a) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción y la ecuación iónica global.
b) ¿Que volumen de KMnO4 0,02 M se requiere para oxidar 40 mL de disolución 0,1 M de Fe SO4 en
disolución de H2 SO4? JUNIO 07/08
34.- El principal método de obtención del Aluminio comercial es la electrolisis de sales de Al3+fundidas.
a) ¿Cuantos culombios deben pasar a través del fundido para depositar 1 Kg de Aluminio?
b) Si una celda electrolítica industrial de Aluminio opera con una intensidad de corriente de 40000A. ¿Cuánto tiempo tarda en producir 1 Kg de Aluminio? SEPTIEMBRE 07/08
35,- a) Ajustar por el método ion-electrón la ecuación redox: Sn + HNO3 →SnO2 + NO + H2O, escribiendo
las reacciones de oxidación y reducción
b) Nombra todas las sustancias, excepto el agua, que aparecen en la reacción redox anterior. ¿De todas ellas, cual actúa como oxidante y cual actúa como reductor? .SEPTIEMBRE 07/08
36,- El cloro se obtiene en el laboratorio según la reacción: MnO2 + HCl → MnCl2+ Cl2 + H2O
a) Ajuste la reacción molecular por el método ion-electrón.
b) Calcule el volumen de HCl 0,2 M que es necesario utilizar para obtener 100 L de cloro medido a 20ºC y
760 mmHg. JUNIO 08/09
37,- Ajustar por el método ion-electrón la reacción: HNO3 + H2S → NO + S + H2O
b) ¿Cuantos gramos de Azufre se obtendrían a partir de 200 mL de HNO3, 2M si el rendimiento de la
reacción fuese del 75%? .SEPTIEMBRE 08/09
38.- En una pila que utiliza la siguiente reacción: Cu + Fe3+→ Cu2+ + Fe 2+
a) Identificar ánodo y cátodo y escribir la semirreacciones que tiene lugar.
b) Escribir la semireaccion ajustada de la pila, calcular la fuerza electromotriz de la fila e indicar si el proceso es espontáneo. Datos: Eº Fe3+/ Fe 2+= 0,77v Eº Cu2+/ Cu= 0,34vJUNIO 09/10(general)
39.- a) Ajustar por el método ion-electrón la ecuación redox. NH3+ CuO → N2+ Cu + H2O
b) Calcular la cantidad de cobre que se obtendría al tratar, con cantidad suficiente de amoniaco 15,9 g de CuO si el rendimiento de la reacción fuera del 85%. JUNIO 09/10(general)
40.- Sabiendo que: JUNIO 09/10(especifica)
Zn(s)/Zn2+(1M)// H+(1M)/ H2(1atm)/Pt(s) Epila=0,76v
Zn(s)/Zn2+(1M)// Cu2+(1M)/ Cu(s) Epila=1,10v
Calcula los siguientes potenciales estándar de reducción: a)Eº (Zn2+/ Zn) b) Eº (Cu2+/ Cu)
Si los potenciales normales de reducción son Ag+/ Ag= 0,8v y Zn2+/ Zn= -0,76v.
a) Explica cómo se podría constituir una pila basada en la reacción anterior.
b) Si las concentraciones de todas las especies iónicas son 1M ¿Cual será la f.e.m. De la pila? ¿Qué electrodo disminuirá de peso?. SEPTIEMBRE 09/ 10 (general)
42.- El K2Cr2O7reacciona con NaI en medio H2 SO4,produciéndose I2, Na2 SO4, Cr2( SO4)3 y agua.
a) Ajuste la reacción correspondiente por el método ion-electrón e indique la naturaleza de las semireacciones.
b) 50 ml de la disolución de K2Cr2O7 que contiene 25g/L de soluto reaccionan exactamente con 40 mL de
una disolución de NaI. Calcule la concentración de la disolución. SEPTIEMBRE 09/ 10 (especifica) 43. En la pila que utiliza la siguiente reacción: Cu +Fe3+→ Cu2+ + Fe2+
a) Identifica el ánodo y el cátodo. Y escribe las semirreacciones que tienen lugar.
b) Escribe la reacción ajustada de la pila, calcular la fuerza electromotriz estándar e indica si la reacción es espontanea. Eo(fe3+/Fe2+)= 0.77 V Eo(Cu2+/Cu)=0.34 V Junio 10/11
44. a) Ajusta por el método de ión electrón la ecuación redox NH3+CuO →N2+ Cu +H2O
b) Calcular la cantidad de cobre que se obtiene al tratar con cantidad suficiente de amoniaco, 15.9 g de CuO si el rendimiento de la reacción fuera del 85 %. Junio 10/11
45. Sabiendo que: Zn(s)/Zn2+1M //H+(1 M)/H21 atm/Pt(s) Eopila= 0.76 V
Zn(s)/Zn2+1M //Cu2+(1 M)/Cu) Eopila= 1.10 V
Calcula los siguientes potenciales estándar. a) Eo
(Zn2+/Zn) b) Eo(Cu2+/Cu)Junio 10/11
46. a) Ajusta por el método de ión electrón la ecuación siguiente e indicar, razonadamente, cuales son las especies oxidante y reductora. KMnO4+H2SO4+ H2S →MnSO4+ S +K2SO4+ H2O
b) Nombra los ácidos y las sales que aparecen en la reacción. Sept 10/11
47. Teniendo en cuenta los potenciales estándar siguientes; Zn2+/Zn=-0.76 V, Cu2+/Cu=0.34 V, Fe2+/Fe=
-0.44 V y H+/H
2=0.00 V
a) Deduzca razonadamente, si los metales, cinc, cobre y hierro, reaccionarán, al añadirlos por separado, a una disolución ácida con [H+]=1 M
b) Si se dispone de una disolución de Fe2+de concentración 1 M ¿cuál de los otros dos metales permitiría
obtener Fe al introducirlos en esta disolución? Escriba, para este caso, las semirreacciones de oxidación y de reducción e indique que especie se oxida y cuál se reduce. Junio 11/12
48. Ajusta por el método del ión electrón la siguiente reacción: MnSO4+ KMnO4+H2O →MnO2+K2SO4+H2SO4
Indique también las semirreacciones de oxidación y reducción.
