REDOX Ejercicios de cálculo del número de oxidación

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1 REDOX

Ejercicios de cálculo del número de oxidación

Ejercicio 7 resuelto pag 140 Oxford Proyecto Tesela 1º Bachillerato

1.-Calcula el número de oxidación de cada de los elementos situados en los siguientes compuestos: ácido clorhídrico, HCl,; trisulfuro de dihierro, Fe2S3; hidróxido de sodio, NaOH; ácido sulfúrico, H2SO4; fosfato de calcio, Ca3(PO4)2; ión amonio, NH4+; ión sulfato,SO42-; e ión cloruro, Cl^- .

Ejercicio 1 resuelto (Aplicación 1) pag 250 Oxford Proyecto Inicia Dual 2º Bachillerato 2.-Indica los números de oxidación de los elementos en esta reacción Mg(s) + 4HNO3(aq)  Mg(NO3)2(aq) + 2NO2(g) + 2H2O(l)

Ejercicio 16 no resuelto pag 140 Oxford Proyecto Tesela 1º Bachillerato

3.-Indica el número de oxidación de cada uno de los elementos de los siguientes compuestos: O2, H2S, FeH3,O3, NO3-,CaCO3

Ejercicio 2 de relación mía de disoluciones 1º Bachillerato

4.-Calcula el número de oxidación de cada uno de los elementos, en los compuestos siguientes: HCl H2SO4 H3PO4 NaCl CaS CaBr2 AlF3 K(OH) Pb(OH)2 Pt(OH)4 NaH3SiO4 CaSO4 PbP2O7 NaNO3 K2CO3 Al2(SO4)3 Pb3(PO4)4)

Ejercicio 3 pag 250 Oxford Proyecto Inicia Dual 2º Bachillerato

5.-Determina el número de oxidación de todos los elementos en cada una de las especies que se indican a continuación:

CO CO32- AgCrO4 Si Cr2O72- KOH AlH3 MnO2 I2 Na2O2

Ejercicio 29 no resuelto pag 155 Oxford Proyecto Tesela 1º Bachillerato (En este problema les pido que vean quién cambia de número de oxidación , y quién es oxidante y quién es reductor)

6.-Calcula el número de oxidación de cada uno de los elementos que intervienen en los compuestos o iones que forman parte de las reacciones químicas que se citan a continuación:

a)H2 (g) + CI2 (g)  2 HCI (g)

b)3 NO2 (g) + H2O (l)  2 HNO3 (1) + NO (g) c)4 NH3 (g) + 3 O2 (g)  2 N2 (g) + 6 H2O (g) d)3 Ag⁺ (aq)+ PO43- (aq)  Ag3PO4 (s)

7.-Determina el número de oxidación de todos los elementos en cada una de las especies que se indican:

a)Al P4 CH4 CH3Cl Fe2O3 b)OH^- MnO42- HSO3- TlCl3 c)BrF5 BaO2 H2S2O7 OF2

Ejercicios para determinar si un proceso es o no redox

8.-Determina cuáles de las siguientes ecuaciones representan procesos redox e indica los números de oxidación de los elementos:

a)Zn + CuSO4  ZnSO4 + Cu

b)CaCl2 + Na2CO3  2NaCl + CaCO3 c)MgO + HBr  MgBr2 + H2O

d)MnO4- + NO2  Mn²⁺ + NO3-

e)2H2S + H2SO3  3S + 3H2O

f)2NaOH + H3PO4  Na2HPO4 + 2H2O

9.-Determina cuáles de las siguientes ecuaciones representan procesos redox:

a)BaCO3 BaO + CO2 b)KClO3  KCl + O2 c)MnO2 + HCl  MnCl2 + Cl2 + H2O d)N2 + H2  NH3 e)MnO4- + Fe²⁺  MnO2 + Fe³⁺

5 Selectividad 2010

10.- a) Justifique si los siguientes procesos son redox:

HCO3- + H⁺  CO2 + H2O

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2 I₂ + HNO₃  HIO₃ + NO +H₂O

b) Escriba las semiecuaciones de oxidación y de reducción en el que corresponda.

Ejercicios de ajuste de ecuaciones redox y estequiometria redox

Ejemplo de ajuste redox en medio ácido

Es el ejemplo de la teoría de libro 2º Bachillerato Oxford proyecto Tesela pag 271=ejemplo pàg 251 Oxford proyecto Inicia Dual

Ajusta la reacción: I2 + HNO3  HIO3 + NO + H2O Sol: 3I2 + 10 HNO3  6HIO3 + 10 NO + 2 H2O

Ejemplo de ajuste redox en medio básico

Ejercicio 2 resuelto pag 296 Oxford Proyecto Tesela 2º Bachillerato = 2 resuelto pag 276 Oxford proyecto Inicia Dual (solo se hace en clase el apartado a)

El permanganato de potasio (tetraoxomanganato(VII) de potasio) reacciona con el amoniaco (trihidruro de nitrógeno), en medio básico y se obtiene nitrato de potasio (trioxonitrato(V) de potasio, dióxido de manganeso, hidróxido de potasio y agua

a)Ajusta las ecuaciones iónica y molecular por el método del ión-electrón (el dióxido de manganeso no se encuentra disociado)

b)Calcula la cantidad de dióxido de manganeso ( en gramos) que se obtendrá en la reacción completa de 150 g de una disolución de permanganato de potasio al 5% en masa

Datos: masas atómicas: K=39,1; Mn= 54,9 ; O= 16

Solución: a) 8KMnO4 + 3 NH3 3 KNO3 + 2H2O + 8MnO2 + 5 KOH b)4,13 g de MnO2 1.- Ejercicios de ajuste de reacciones en medio ácido:

a)KMnO4 + HCl  MnCl2 + H2O + Cl2 + KCl Sol: 2KMnO4 + 16HCl  MnCl2 + H2O + Cl2 + 2KCl b)Zn + HNO3  NH4NO3 + Zn(NO3)2 + H2O Sol: 4Zn + 10HNO3  NH4NO3 + 4 Zn(NO3)2 + 3H2O

c)Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + NO + H2O Sol: 3Cu + 8HNO3 3 Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O d)H2S + HNO3  H2SO4 + NO + H2O Sol: 3H2S + 8HNO3  3H2SO4 + 8 NO + 4 H2O e)As2O3 + I2 + H2O  H3AsO4 + HI Sol: As2O3 + 2I2 + 5H2O  2H3AsO4 + 4 HI f)HIO3 + HI  I2 + H2O Sol: 2HIO3 + 10HI 6 I2 + 6 H2O

g)H2S + H2SO3  S + H2O

h)9 Selectividad 2017 : : K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O 2.-Ejercicios de ajuste de reacciones en medio básico:

a)Cr(OH)3 + KOH + H2O2  K2CrO4 + H2O Sol: 2 Cr(OH)3 + 10 KOH + 3 H2O2 2 K2CrO4 + 8 H2O b)Cl2 + Ba(OH)2  BaCl2 + Ba(ClO)2 + H2O Sol: 2 Cl2 + 2 Ba(OH)2  BaCl2 + Ba(ClO)2 + 2 H2O c)P + H2O + KOH  PH3 + KH2PO2 Sol: 4P + 3 H2O + 3 KOH  PH3 + 3 KH2PO2

d)MnO2 + KOH + KClO3  KMnO4 + KCl + H2O Sol: 2MnO2 + 2 KOH + KClO3  2 KMnO4 + KCl + H2O

e)5 Selectividad 2015 : KMnO4 + KOH + KI → K2MnO4 + H2O + KIO3

f)8 Selectividad 2012 : El dióxido de manganeso reacciona en medio de hidróxido de potasio con clorato de potasio para dar permanganato de potasio, cloruro de potasio y agua.

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3 Ejercicios de estequiometría redox en medio ácido

1 selectividad 2008

1.- La siguiente reacción transcurre en medio ácido:

MnO4- + SO32-  MnO2 + SO42-

a) Razone qué especie se oxida y cuál se reduce.

b) Indique cuál es el oxidante y cuál el reductor, justificando la respuesta.

c) Ajuste la reacción iónica.

1 selectividad 2012

2.-Ajuste las siguientes ecuaciones iónicas, en medio ácido, por el método del ion-electrón:

a)MnO4- + I^-  Mn²⁺ + I2

b)VO43- + Fe²⁺  VO²⁺ + Fe³⁺

c)Cl2 + I^-  Cl^- + I2

2 selectividad 2013

3- El yodo molecular en medio básico reacciona con el sulfito de sodio según la reacción:

I2 + Na2SO3 + NaOH → NaI + H2O + Na2SO4

a) Ajuste la ecuación molecular según el método del ión-electrón.

b) ¿Qué cantidad de sulfito de sodio reaccionará exactamente con 2,54 g de yodo molecular?

Datos: Masas atómicas O = 16; Na = 23; S = 32; I = 127.

6 selectividad 2013

4.- Al burbujear sulfuro de hidrógeno a través de una disolución de dicromato de potasio, en medio ácido sulfúrico, el sulfuro de hidrógeno se oxida a azufre elemental según la siguiente reacción:

H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + S + H2O + K2SO4 a) Ajuste la ecuación molecular por el método del ión-electrón.

b) Qué volumen de sulfuro de hidrógeno, medido a 25ºC y 740 mm Hg de presión, debe pasar para que reaccionen exactamente con 30 mL de disolución de dicromato de potasio 0,1 M.

Dato: R = 0,082 atm·L·K^-1·mol^-1.

7 selectividad 2013

5.- Dada la reacción de oxidación-reducción: I2 + HNO3 → HIO3 + NO + H2O

a) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción por el método del ión-electrón.

b) Escriba la reacción molecular ajustada.

c) Identifique, justificando la respuesta, el agente oxidante y el reductor.

6 Selectividad 2014

6.- El ácido nítrico reacciona con el sulfuro de hidrógeno dando azufre elemental (S), monóxido de nitrógeno y agua.

a) Escriba y ajuste por el método del ion-electrón la reacción molecular correspondiente.

b) Determine el volumen de sulfuro de hidrógeno, medido a 60ºC y 1 atm, necesario para que reaccione con 500 mL de ácido nítrico 0,2 M.

Dato: R = 0,082 atm·L·moI^‒1·K^‒1.

8 Selectividad 2014

7.- Se hace reaccionar una muestra de 10 g de cobre con ácido sulfúrico obteniéndose 23,86 g de sulfato de cobre(II), además de dióxido de azufre y agua.

a) Ajuste la reacción molecular que tiene lugar por el método del ión-electrón.

b) Calcule la riqueza de la muestra inicial en cobre.

Datos: Masas atómicas H=1; O=16; S=32; Cu=63,5.

6 Selectividad 2015

8.- 100 g de bromuro de sodio, NaBr, se tratan con ácido nítrico concentrado, HNO3, de densidad 1,39 g/mL y riqueza 70% en masa, hasta reacción completa. En esta reacción se obtienen Br2, NO2, NaNO3 y agua como productos de la reacción.

a) Ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción por el método de ión electrón y ajuste tanto la reacción iónica como la molecular.

b) Calcule el volumen de ácido nítrico necesario para completar la reacción.

Datos: Masas atómicas Br=80; Na=23; O=16; N=14; H=1.

(4)

4

7 Selectividad 2015

9.- Dada la reacción: CuS + HNO3 → S + NO + Cu(NO3)2 + H2O

b) Calcule el volumen de una disolución de ácido nítrico del 65% de riqueza en peso y densidad de 1,4 g/mL que se necesitan para que reaccionen 20 g de sulfuro de cobre(II).

Datos: Masas atómicas S=32; Cu=63,5; N=14; H=1; O=16.

1 Selectividad 2016

10.- Dada la reacción KBr + H2SO4 → K2SO4 + Br2 + SO2 + H2O

b) ¿Cuántos mL de bromo (Br2, líquido) se producirán al hacer reaccionar 20 gramos de bromuro de potasio con ácido sulfúrico en exceso?

Datos: Densidad Br2=2,8 g/mL. Masas atómicas Br=80; K=39.

4 Selectividad 2016

11.- Dada la siguiente reacción: K2Cr2O7 + HCl + NaNO2 → NaNO3 + CrCl3 + H2O + KCl

b) Calcule el volumen de K2Cr2O7 2 M necesario para oxidar 20 g de NaNO2. Datos: Masas atómicas N=14; O=16; Na= 23.

2 Selectividad 2017

12.- El bromuro de sodio reacciona con el ácido nítrico, en caliente, según la siguiente ecuación:

NaBr + HNO3  Br2 + NO2 + NaNO3 + H2O

a) Ajuste esta reacción por el método del ión electrón.

b) Calcule la masa de bromo que se obtiene cuando 100 g de bromuro de sodio se tratan con ácido nítrico en exceso.

Datos: Masas atómicas Br=80; Na=23.

4 Selectividad 2017

13.- Una muestra de 2,6 g de un mineral rico en Ag2S, se trata en exceso con una disolución de HNO3

concentrado, obteniéndose AgNO3, NO, 0,27 g de azufre elemental (S) y H2O, siendo el rendimiento de la reacción del 97%.

a) Ajuste la reacción por el método del ión-electrón.

b) Calcule la pureza del mineral en Ag2S.

Datos: Masas atómicas S=32; Ag=108; N=14.

5 Selectividad 2017

14.- El HNO3 reacciona con el H2S gaseoso originando azufre (S) y NO.

a) Establezca la ecuación química molecular, ajustada por el método del ión-electrón.

b) ¿Qué volumen de H2S, medido a 70ºC y 800 mmHg, será necesario para reaccionar con 300 mL de disolución 0,30 M de HNO3? ¿Cuál será el volumen de NO producido en las condiciones dadas?

Datos: Masas atómicas S=32; O=16; N=14; H=1. R = 0,082 atm·L·moI^‒1·K^‒1.

7 Selectividad 2017

15.- Cuando el MnO2 sólido reacciona con HCl se obtiene Cl2(g), MnCl2 y agua.

a) Ajuste las reacciones iónicas y molecular por el método del ión-electrón.

b) Calcule el volumen de cloro obtenido, medido a 20ºC y 700 mmHg, cuando se añaden 150 mL de una disolución acuosa de ácido clorhídrico 0,5 M a 2 g de un mineral que contiene un 75% de riqueza de MnO2.

Datos: Masas atómicas: O=16; Mn=55. R = 0,082 atm·L·moI^‒1·K^‒1.

9 Selectividad 2017

16.- Dada la reacción: K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O a) Ajuste las reacciones iónica y molecular por el método del ión-electrón.

b) Calcule los gramos de Fe2(SO4)3 que se obtendrán a partir de 4 g de K2Cr2O7, si el rendimiento es del 75%.

Datos: Masas atómicas K=39; Cr=52; S=32; Fe=56; O=16; H=1.

10 Selectividad 2017

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5 17.- El monóxido de nitrógeno (NO) se prepara según la reacción: Cu + HNO₃  Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O a) Ajuste la reacción molecular por el método del ión-electrón.

b) Calcule la masa de Cu que se necesita para obtener 0,5 L de NO medidos a 750 mmHg y 25ºC.

Datos: Masa atómica Cu=63,5. R = 0,082 atm·L·moI^‒1·K^‒1.

2 Selectividad 2018

18.-Una muestra que contiene sulfuro de calcio se trata con ácido nítrico concentrado hasta reacción completa, según: CaS + HNO3  NO + SO2 + Ca(NO3)2 + H2O

a) Ajuste las reacciones iónica y molecular por el método del ion-electrón.

b) Calcule la riqueza (%) en sulfuro de calcio de la muestra, sabiendo que al añadir ácido nítrico concentrado a 35 g de muestra se obtienen 18 L de NO, medidos a 20ºC y 700 mmHg.

Datos: R = 0,082 atm·L·K⁻¹·mol⁻¹. Masas atómicas relativas Ca=40; S=32

3 Selectividad 2018

19.-Una moneda antigua de 25,2 g, que contiene Ag e impurezas inertes, se hace reaccionar con un exceso de HNO3. Teniendo en cuenta que los productos de reacción son AgNO3, NO y H2O:

b) Calcule el porcentaje en masa de Ag en la moneda si en la reacción se desprenden 0,75 L de gas monóxido de nitrógeno, medido a 20ºC y 750 mmHg.

Datos: R = 0,082 atm·L·K⁻¹·mol⁻¹. Masa atómica relativa Ag=108

6 Selectividad 2018

20.-100 gramos de bromuro de sodio (NaBr) se tratan con una disolución de ácido nítrico (HNO3) concentrado de densidad 1,39 g/mL y 70% de riqueza en masa, dando como productos de la reacción Br2, NO2, NaNO3 y H2O:

b) Calcule el volumen de ácido necesario para completar la reacción.

Datos: Masas atómicas relativas Na=23; Br=80; O=16; N=14; H=1

9 Selectividad 2018

21.-Para obtener óxido de aluminio a partir de aluminio metálico se utiliza una disolución de dicromato de potasio en medio ácido: Al + K2Cr2O7 + H2SO4  Al2O3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

b) Calcule el volumen de disolución de K2Cr2O7 de una riqueza del 20% en masa y densidad 1,124 g/mL que sería necesario para obtener 25 g de Al2O3.

Datos: Masas atómicas relativas Cr=52; K=39; Al=27; O=16

11 Selectividad 2018

22.-El permanganato de potasio (KMnO4), en medio ácido sulfúrico (H2SO4), reacciona con el peróxido de hidrógeno (H2O2) dando lugar a sulfato de manganeso(II) (MnSO4), oxígeno (O2), sulfato de potasio (K2SO4) y agua.

b) ¿Qué volumen de O2 medido a 900 mmHg y 80ºC se obtiene a partir de 100 g de KMnO4? Datos: R = 0,082 atm·L·mol⁻¹·K⁻¹. Masas atómicas relativas Mn=55; K=39; O=16

Ejercicios de estequiometría redox en medio básico

8 selectividad 2012

23.- El dióxido de manganeso reacciona en medio de hidróxido de potasio con clorato de potasio para dar permanganato de potasio, cloruro de potasio y agua.

a) Ajuste la ecuación molecular por el método del ión-electrón.

b) Calcule la riqueza en dióxido de manganeso de una muestra si 1 g de la misma reacciona exactamente con 0’35 g de clorato de potasio.

Masas atómicas: O=16; Cl=35’5: K=39; Mn=55.

4 Selectividad 2010

24.- a) Ajuste por el método del ion-electrón la siguiente reacción:

KClO3 + KI + H2O  KCl + I2 + KOH

b) Calcule la masa de clorato de potasio que se necesitará para obtener 1 gramo de yodo.

Masas atómicas: Cl = 35’5; K = 39; O = 16; I = 127.

8 Selectividad 2012

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6 25.- El dióxido de manganeso reacciona en medio de hidróxido de potasio con clorato de potasio para dar permanganato de potasio, cloruro de potasio y agua.

a) Ajuste la ecuación molecular por el método del ión-electrón.

b) Calcule la riqueza en dióxido de manganeso de una muestra si 1 g de la misma reacciona exactamente con 0’35 g de clorato de potasio.

Masas atómicas: O=16; Cl=35’5: K=39; Mn=55.

4 Selectividad 2014

26.- Dada la siguiente reacción: As + KBrO + KOH → K3AsO4 + KBr + H2O a) Ajuste la ecuación molecular según el método del ión-electrón.

b) Calcule los gramos de arsénico que habrán reaccionado cuando se hayan consumido 60 mL de hidróxido de potasio 0,25 M.

Datos: Masas atómicas As = 74,9 ; K=39 ; O=16 ; H=1.

5 Selectividad 2015

27.-Dada la siguiente reacción: KMnO4 + KOH + KI → K2MnO4 + H2O + KIO3

b) Calcule los gramos de yoduro de potasio necesarios para que reaccionen con 120 mL de disolución de permanganato de potasio 0,67 M.

Datos: Masas atómicas I=127; K=39.

4 Selectividad 2018

28.- En la reacción entre el permanganato de potasio (KMnO4) y el yoduro de potasio (KI) en presencia de hidróxido de potasio (KOH) se obtiene manganato de potasio (K2MnO4), yodato de potasio (KIO3) y agua.

b) Calcule los gramos de KI necesarios para la reducción de 50 mL de una disolución 0,025 M de KMnO4.

Datos: Masas atómicas relativas I=127; K=39

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7 Ejercicios de pilas y predicción de reacciones redox espontáneas

Análisis de potenciales de reducción de distintos electrodos enfrentados al electrodo normal de hidrógeno para valorar si se oxidan frente al electrodo de hidrógeno o si se reducen frente al mismo

RECORDAR:

-Los electrodos que tienen potencial normal de reducción negativo, frente al electrodo de hidrógeno, se oxidan

-los electrodos que tienen potencial nomal de reducción positivo, frente al electrodo de hidrógeno, se reducen

1.-Dados los siguientes potenciales normales de reducción de los electrodos que se detallan a continuación, determina si frente al electrondo normal de hidrógeno sufriran reducción u oxidación.

Escribe qué reacciones se darán

a) εº Li ⁺ (aq)│Li (s) = -3,05 V Sol: Sufre oxidación frente al electrodo de hidrógeno b) εº Mg ²⁺ (aq)│Mg (s) = -2,36 V Sol: Sufre oxidación frente al electrodo de hidrógeno c) εº Al ³⁺ (aq)│Al (s) = -1,68 V Sol: Sufre oxidación frente al electrodo de hidrógeno d) εº Cu ²⁺ (aq)│Cu (s) = +0,34 V Sol: Sufre reducción frente al electrodo de hidrógeno e) εº I2 (s)│I ^- (aq) = + 0,54 V Sol: Sufre reducción frente al electrodo de hidrógeno f) εº Hg ²⁺ (aq)│Hg (l) = + 0,85 V Sol: Sufre reducción frente al electrodo de hidrógeno

RECORDAR

Para estudiar el potencial normal de una pila se sigue los pasos siguientes:

-Se anotan los potenciales normales de reducción de cada uno de los electrodos

-El electrodo que tenga el potencial de reducción más negativo (o menos positivo) se oxidará  Cátodo -El electrodo que tenga el potencial de reducción más positivo (o menos negativo) se reducirá Ánodo -Se escribe la notación de la pila

-Se escriben las respectivas semirreacciones de oxidación en el cátodo y de reducción en el ánodo, y se ajustan igualando el número de electrones (método ión-electrón). De esta forma se obtiene la reacción redox del proceso

-El potencial normal de la pila se calcula: εº pila = εº cátodo - εº ánodo

2.-Dados los siguientes potenciales normales de reducción de los electrodos que se detallan a continuación, determina para cada pareja, qué electrodo actuará como cátodo o como ánodo.

1) d y f 2)a y e 3)e y f 3)b y c Datos:

a) εº Li ⁺ (aq)│Li (s) = -3,05 V b) εº Mg ²⁺ (aq)│Mg (s) = -2,36 V c) εº Al ³⁺ (aq)│Al (s) = -1,68 V d) εº Cu ²⁺ (aq)│Cu (s) = +0,34 V e) εº I2 (s)│I ^- (aq) = + 0,54 V f) εº Hg ²⁺ (aq)│Hg (l) = + 0,85 V

2 resuelto pag 279 Oxford proyecto Tesela

3.-Basándote en la escala de potenciales de reducción estándar, calcula el potencial de unapila formada por una semicelda de Ag ⁺ (aq,1M) │Ag(s) y otra de Cu²⁺ (aq,1M) │Cu(s)

Datos εº Ag ⁺ (aq,1M) │Ag(s) = +0,80 V εº Cu²⁺ (aq,1M) │Cu(s) = + 0,34 V

Sol: Hay que escribir las semirreacciones, la reacción total y la notación de la pila. El potencial de la pila es 0,46 V

4.-Determina quién actuará como cátodo y quién como ánodo para cada pareja de electodos que se muestran a continuación. Escribe las semirreacciones que tienen lugar y ajústalas (Recordar que para el ión nitrato y permanganato aparece en las simerreacciones H⁺ y agua )

a) Li ⁺ (aq)│Li (s) y Pt │ Fe ³⁺ (aq), Fe ²⁺ (aq) b) Ag ⁺ (aq,1M) │Ag(s) y Hg ²⁺ (aq)│Hg (l) c) Al ³⁺ (aq)│Al (s) y Ni ²⁺ (aq)│Ni (s)

d) Pt │ NO3- (aq, 1M) , HNO2 (aq , 1M) y Pt │ MnO4- (aq, 1M) , Mn ²⁺ (aq , 1M)

Datos: εº Li ⁺ (aq)│Li (s) = -3,05 V εº Pt │ Fe ³⁺ (aq), Fe ²⁺ (aq) = +0,77 V εº Ag ⁺ (aq,1M) │Ag(s) = + 0,80 V εº Hg ²⁺ (aq)│Hg (l) = + 0,85 V

εº Al ³⁺ (aq)│Al (s) = -1,68 V εº Ni ²⁺ (aq)│Ni (s) = -0,25

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8 εº Pt │ NO3- (aq, 1M) , HNO₂ (aq , 1M) = +0,93 V εº Pt │ MnO₄^- (aq, 1M) , Mn ²⁺ (aq , 1M)=

+1,51 V

9 no resuelto pag 279 Oxford proyecto Tesela

5.-Describe la pila que se podría construir utilizando un electrodo de plata y otro de cinc. Determina qué valor de la fem se obtiene si se trabaja en condiciones estándar. Sol: 1,56 V

6.-Indica qué se reduciría y qué se oxidaría al combinar, de dos en dos, las siguientes semipilas en condiciones estándar

a) Hg ²⁺ │Hg (l) b) Cu ⁺│Cu (s) c) Ni ²⁺│Ni(s) d) Cl2(g)│2 Cl^-

Datos: εº Hg ²⁺ (aq)│Hg (l) = + 0,85 V εº Cu ⁺ (aq)│Cu (s) = + 0, 52V εº Ni ²⁺ (aq)│Ni(s) = -0,25 V εº Cl2(g)│2 Cl^- = +1,36 V

7.-La reacción global (sin ajustar) que se produce en una pila es:

Al(s) + Fe ²⁺ (1M)  Al ³⁺ (1M) + Fe (s)

a)Ajusta la reacción y escribe la pila utilizando la notación simplificada

b)Si la fem de esta pila es 1,27 y el potencial estándar del electrodo de hierro es -0,41 V, ¿cuál sera el potencial estándar de reducción del electrodo de aluminio? b)Sol: -1,68 V

Predicción espontaneidad reacciones redox

14 no resuelto pag 281 Oxford proyecto Tesela 8.-Predice lo que ocurrirá si:

a)Una punta de hierro se sumerge en una disolución acuosa de CuSO4 b)Una moneda de níquel se sumerge en una disolución de HCl

c)Un trozo de potasio sólido se sumerge en agua

Datos: εº (Cu²⁺/Cu) = +0,34 V; εº (Fe²⁺/Fe) = -0,44 V ; εº (Ni²⁺/Ni) = - 0,24 V; εº (K ⁺/K) = - 0,93 V

9.-Se sumergen varias barras de metales en sendas disoluciones de ácido con concentración 1 M en ión H⁺ Determina si habrá o no reacción con el H⁺ por parte del metal a partir de sus potenciales redox:

a)Se sumerge una chapa de Zn metálico en disolución ácida de concentración en H⁺ 1M a)Se sumerge una chapa de Cu metálico en disolución ácida de concentración en H⁺ 1M a)Se sumerge una chapa de Fe metálico en disolución ácida de concentración en H⁺ 1M

Datos: εº Zn ²⁺ (aq)│Zn (s) = -0,76 εº Cu ²⁺ (aq)│Cu (s) = +0,34 V εº Fe ²⁺ (aq)│Fe (s) = -0,41

10.-Se dispone de una espátula de aluminio para trabajar en nuestro laboratorio. ¿Hay algún problema en utilizarla para manipular una disolución de cloruro de calcio? ¿Y para manipular una disolución de sulfato de cinc? Datos: εº (Ca²⁺/Ca) = - 2,76 V εº (Zn²⁺/Zn) = - 0,76 V

11.-Habitualmente, los objetos de plata se ensucian y pierden brillo porque se forma una capa de sulfuro de plata. Para limpiarla, se envuelven en papel de aluminio y se sumergen durante un tiempo en un recipiente que contenga agua con sal. Explica por qué es adecuado este método

Solución: Para explicarlo, es necesario estudiar la posiblidad de que se produzca la reacción:

Al(s) + 3 Ag⁺  3 Ag(s) + Al³⁺ . Tomamos los valores de los potenciales de reducción estandar de la tabla de potenciales y operamos:

Ag⁺ + 1 e^-  Ag(s) εº = + 0,80 V se reduce Al³⁺+ 3 e^-  Al(s) εº = - 1,68 V se oxida

3Ag⁺ + 3 e^-  Ag(s) εº = + 0,80 V Al(s)  Al³⁺+ 3 e^- εº = + 1,68 V

De forma espontánea, se produce el siguiente proceso: 3Ag⁺ + Al(s)  3 Ag(s) + Al³⁺

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7 de selectividad de 2009

12.- Razone si se produce alguna reacción, en condiciones estándar, al añadir:

a)Cinc metálico a una disolución acuosa de iones Pb²⁺

b)Plata metálica a una disolución acuosa de iones Pb²⁺

Datos: Eº(Ag⁺/Ag) = 0'80 V; Eº(Zn²+/Zn) = - 0'76 V; E°(Pb²⁺/Pb) = - 0'13 V.

13.- Se dispone de una disolución acuosa de AgNO3 1 M.

a) Si se sumerge un alambre de cobre, .se oxidara? Justifique la respuesta.

b) Si el alambre fuese de oro, .se oxidaría? Justifique la respuesta.

c) Si se produce reaccion, escriba y ajuste la ecuación correspondiente.

Datos: Eô(Ag⁺/Ag) = 0’80 V ; Eô(Cu²⁺/Cu) = 0’34 V; Eô(Au³⁺/Au) = 1’50 V

14.- Dados los valores de potencial de reducción estándar de los sistemas: Cl2 /Cl⁻ = 1’36 V;

Br2 /Br⁻ = 1’07 V y (I2/I⁻) = 0’54 V. Indique razonadamente:

a) ¿Cuál es la especie química más oxidante entre las mencionadas anteriormente?

b) ¿Es espontánea la reacción entre el cloro molecular y el ion yoduro?

c) ¿Es espontánea la reacción entre el yodo y el ion bromuro?

15.- En la tabla siguiente se indican los potenciales estándar de distintos pares en disolución acuosa Fe²⁺/Fe = −0’44 V Cu²⁺/Cu= 0’34 V Ag⁺/Ag = 0’80 V Pb²⁺/Pb = 0’14 V Mg²⁺/Mg = −2’34 V

a) De estas especies, razone: ¿Cuál es la más oxidante? ¿Cuál es la más reductora?

b) Si se introduce una barra de plomo en una disolución acuosa de cada una de las siguientes sales:

AgNO3, CuSO4, FeSO4 y MgCl2, ¿en qué casos se depositará una capa de otro metal sobre la barra de plomo? Justifique la respuesta.

16.- Considerando condiciones estándar a 25 ºC, justifique cuáles de las siguientes reacciones tienen lugar espontáneamente y cuáles sólo pueden llevarse a cabo por electrólisis:

a) Fe²⁺ + Zn → Fe + Zn²⁺. b) I2 + 2 Fe^{2 +} → 2I^– + 2 Fe³⁺. c) Fe + 2 Cr³⁺ → Fe²⁺ + 2 Cr²⁺.

Datos: ε° (Fe²⁺/Fe) = – 0’44 V; ε° (Zn²⁺/Zn) = – 0’77 V; ε° (Fe³⁺/Fe²⁺) = 0’77 V; ε° (Cr³⁺/Cr²⁺) = – 0’42V; ε° (I2/I^–) = 0’53 V.

17.- Dados los potenciales normales de reducción:

E°(Na⁺/Na) = -2,71 V; E°(Cl2/Cl^-) = 1,36 V; E° (K⁺/K) = -2,92 V; E° (Cu²⁺/Cu) = 0,34 V.

a) Justifique cuál será la especie más oxidante y la más reductora.

b) Elija dos pares para construir la pila de mayor voltaje.

c) Para esa pila escriba las reacciones que tienen lugar en el cátodo y en el ánodo.

18.- Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar: Eo (Cu²⁺/Cu) = 0,34 V; Eo (Fe²⁺/Fe)

= -0,44 V y Eo (Cd²⁺/Cd) = -0,40 V, justifique cuál o cuáles de las siguientes reacciones se producirá de forma espontánea:

a) Fe²⁺ + Cu → Fe + Cu²⁺

b) Cu²⁺ + Cd → Cu + Cd²⁺

c) Fe²⁺ + Cd → Fe + Cd²⁺

19.- Justifique qué ocurrirá cuando:

a) Un clavo de hierro se sumerge en una disolución acuosa de CuSO4. b) Una moneda de níquel se sumerge en una disolución de HCl.

c) Un trozo de potasio sólido se sumerge en agua.

Datos: Eº(Cu2+/Cu) = 0,34 V; Eº(Fe2+/Fe) = −0,44 V; Eº(Ni2+/Ni) = −0,24 V; Eº(K+/K)= −2,93 V;

Eº(H+/H2) = 0,00 V.

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20.- Responda razonadamente:

a) ¿Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con hierro metálico?

b) ¿Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con cobre metálico?

c) ¿Qué ocurrirá si se añaden limaduras de hierro a una disolución de Cu²⁺? Datos: Eº(Cu²⁺/Cu) = 0,34 V; Eº(Fe²⁺/Fe) = −0,44 V y Eº(H⁺/H2) = 0,0 V.

21.- Sabiendo el valor de los potenciales de los siguientes pares redox, indique razonadamente, si son espontáneas las siguientes reacciones:

a) Reducción del Fe³⁺ a Fe por el Cu.

b) Reducción del Fe²⁺ a Fe por el Ni.

c) Reducción del Fe³⁺ a Fe²⁺ por el Zn.

Datos: Eº(Cu²⁺/Cu)=0,34 V; Eº(Fe²⁺/Fe) = −0,41 V; Eº(Fe³⁺/Fe) = −0,04 V; Eº(Fe³⁺/Fe2+)=0,77 V;

Eº(Ni²⁺/Ni) = −0,23 V; Eº(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V.

22.- Dada la reacción: KMnO4 + HF + H2O → KF + MnF2 + H2O2

a) Identifique y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción.

b) Indique la especie oxidante y reductora.

c) Razone si la reacción es espontánea en condiciones estándar, a 25ºC.

Datos: Eº(MnO4‒/Mn²⁺) = 1,51 V; Eº(H2O2/H2O) = 1,76 V.

Calculo de potencial estándar de pilas

23.- Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares Eº(Ag⁺/Ag ) = + 0’80 V y Eº(Ni²⁺/Ni) = - 0’25 V:

a) ¿Cuál es la fuerza electromotriz, en condiciones estándar, de la pila que se podría construir?

b) Escriba la notación de esa pila y las reacciones que tienen lugar.

24.-Sea una pila constituida, en condiciones estándar, por un electrodo de plata sumergido en una disolución de nitrato de plata y un electrodo de cadmio sumergido en una disolución de nitrato de cadmio a)Escriba la reacción química que se produce en cada pila

b)Escriba la notación de la pila formada c)Calcule la fuerza electromotriz de cada pila

Datos: Eº(Ag⁺/Ag) = 0,80 V y Eº(Cd²⁺/Cd) = -0,40 V

25.- Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares Eº(Hg22+/ Hg ) = 0´27 V y Eº(Cu²⁺/Cu) = 0´34 V:

a)¿Cuál es la fuerza electromotriz, en condiciones estándar, de la pila que se podría construir?

b)Escriba las semirreacciones y la reacción global de esa pila c) Indique cuál es el cátodo, el ánodo y sus signos.

26.- Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares Eº(Cl2 /Cl ^–) = 1’36 V y Eº(Cu²⁺/Cu) = 0’34 V:

a) Escriba la reacción global de la pila que se podría construir.

b) Indique cuál es el cátodo y cuál el ánodo.

c) ¿Cuál es la fuerza electromotriz de la pila, en condiciones estándar?

27.- a) Justifique si los siguientes procesos son redox:

HCO3- + H⁺  CO2 + H2O I2 + HNO3  HIO3 + NO +H2O

b) Escriba las semiecuaciones de oxidación y de reducción en el que corresponda.

28.- Se construye una pila conectando dos electrodos formados introduciendo una varilla de cobre en una disolución 1’0 M de Cu²⁺ y otra varilla de aluminio en una disolución de Al³⁺ 1’0 M.

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11 a) Escriba las semirreacciones que se producen en cada electrodo, indicando razonadamente cuál será el cátodo y cuál el ánodo.

b) Escriba la notación de la pila y calcule el potencial electroquímico de la misma, en condiciones estándar

Datos: Eº(Al³⁺/Al) = − 1’67 V ; Eº(Cu²⁺/Cu) = 0’35 V.

29.- La notación de una pila electroquímica es: Mg/Mg²⁺(1M) || Ag⁺(1M)/Ag.

a) Calcule el potencial estándar de la pila.

b) Escriba y ajuste la ecuación química para la reacción que ocurre en la pila.

c) Indique la polaridad de los electrodos.

Datos: εº(Ag+/Ag) = 0’80V; εº(Mg2+/Mg) = −2’36V.

30.- Se construye una pila electroquímica con los pares Hg²⁺/Hg y Cu²⁺/Cu cuyos potenciales normales de reducción son 0,95 V y 0,34 V, respectivamente.

a) Escriba las semirreacciones y la reacción global.

b) Indique el electrodo que actúa como ánodo y el que actúa como cátodo.

c) Calcule la fuerza electromotriz de la pila.

31.- Dados los siguientes electrodos: Fe²⁺/Fe; Ag⁺/Ag y Pb²⁺/Pb:

a) Razone qué electrodos combinaría para construir una pila galvánica que aportara el máximo potencial.

Calcule el potencial que se generaría en esta combinación.

b) Escriba la reacción redox global para la pila formada con los electrodos de plata y plomo.

c) Justifique qué especie es la más oxidante.

Datos: Eº( Fe²⁺/Fe) = −0,44 V; Eº(Ag⁺/Ag) = 0,80 V ; Eº(Pb²⁺/Pb) = −0,13 V.

32.- Dada la reacción: KMnO4 + HF + H2O → KF + MnF2 + H2O2

a) Identifique y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción.

b) Indique la especie oxidante y reductora.

c) Razone si la reacción es espontánea en condiciones estándar, a 25ºC.

Datos: Eº(MnO4‒/Mn²⁺) = 1,51 V; Eº(H2O2/H2O) = 1,76 V.

33.- La notación de una pila es Cd(s) │Cd²⁺ (ac, 1 M) ║ Cu²⁺ (ac. 1M) │ Cu(s) a) Escriba e identifique las semirreacciones de oxidación y reducción.

b) Escriba la ecuación neta que tiene lugar e identifique las especies oxidante y reductora.

c) Si el voltaje de la pila es Eº=0,74 V, ¿cuál es el potencial de reducción estándar del electrodo Cd²⁺/Cd?

Dato: Eº(Cu²⁺/Cu)=0,337 V.

34.- Se dispone de una pila con dos electrodos de Cu y Ag sumergidos en una disolución 1 M de sus respectivos iones, Cu2+ y Ag+. Conteste razonadamente sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) El electrodo de plata es el cátodo y el de cobre el ánodo.

b) El potencial de la pila es de 1,14 V.

c) En el ánodo de la pila tiene lugar la reducción del oxidante.

Datos: Eº(Ag+/Ag)= 0,80 V; Eº(Cu2+/Cu) = 0,34 V.

35.- Se desea construir una pila en la que el cátodo está constituido por el electrodo Cu²⁺/Cu. Para el ánodo se dispone de los electrodos: Al³⁺/Al y I2 /I^‒.

a) Razone cuál de los dos electrodos se podrá utilizar como ánodo.

b) Identifique las semirreacciones de oxidación y reducción de la pila.

c) Calcule el potencial estándar de la pila.

Datos: Eº(Cu²⁺/Cu) = 0,34 V; Eº(Al³⁺/Al) = −1,67 V; Eº(I2 /I^‒) = 0,54 V.

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12 Ejercicios de electrolisis

1.-¿Qué tiempo habrá tenido que estar circulando una corriente de 0,5 A para descargar 1 L de cloro en estado gaseoso, medido en CN, en la electrolisis del cloruro de sodio en disolución acuosa? ¿Qué masa de hidrógeno se ha obtenido en ese mismo tiempo? Datos: Las reacciones en la electrolisis del NaCl disuelto en agua eran: 2Cl^-(l)  Cl2(g) + 2 e^- 2H2O(l) + 2 e^-  H2(g) + 2 OH^- (aq)

Solución: A partir de I = Q/t; Para un mol de Cl2 : 0,5 A = 2•96500 C/t donde t = 386 000 s . Aplicando PV =nRT para V=1 L en CN se obtiene n= 0,0447 mol. El tiempo necesario para que se descargue 1 L de gas Cl2 en esas condiciones es: t= 0,0047 mol • 386 000 s/mol= 17 254 s. Teniendo en cuenta la estequiometría del proceso, en ese mismo tiempo se habrá descargado un número igual de moles de hidrógeno, con lo que: m H2 = 0,0447 mol•2 g/mol = 0,09 g

2.-¿Cuánta carga eléctrica –en culombios- se consumiría al depositar 25 g de Cu en la electrolisis del CuSO4? ¿Cuánto tiempo debería pasar una corriente de 1 A para obtenerla? Sol: 75984 C; 21,1 h

3.-Se conectan en serie tres pilas electrolíticas con disoluciones de AgNO3, AlCl3 y ZnSO4 . En la primera de ellas se depositaron 1,75 g de plata después de que hubiese circulado una corriente continua durante 90 minutos. Calcula: a)La intensidad de esa corriente b)La masa de cada uno de los metales que se ha debido depositar en las otras dos pilas Solución: a) 0,29 A b)0,146g ; 0,530 g

4.-En el cátodo de una cuba electrolítica se reduce el dicromato de potasio en medio ácido a cromo (III) a)¿Cuántos moles de electrones deben llegar al cátodo para reducir 1 mol de dicromato de potasio?

b)Calcula la cantidad de Faraday que se consume para reducir todo el dicromato presente en una disolución si ha pasado una corriente eléctrica de 2,2 A durante 15 minutos

c)¿Cuál sera la concentración inicial de dicromato en la disolución anterior si el volumen es de 20 mL?

Dato: 1 Faraday = 96500 C mol^-1 Solución: a) 6 mol b) 0,02 Faraday c) 0,17 M

5.-Calcula la cantidad de sulfato de niquel(III) anhidro y el tiempo que ha de emplearse para recubrir una placa cuadrada de hierro, de 8 cm de lado y espesor despreciable, por electrodeposición de una película de níquel de un espesor de una milésima de milímetro. La intensidad de la corriente eléctrica empleada es de 1,5 A y la densidad del niquel es de 8900 kg/m³

Solución: Se determina el volumen de niquel necesario para recubrir la placa V= 2•(8•10^-2) •10^-6 m³ = 1,28•10^-8 m³

Con la densidad se calcula la masa de nique que se necesita:

M= 8900 kg/m³ • 1,28•10^-8 m³ = 0,114 g . De acuerdo a la estequiometria del compuesto, estos 0,114 gde Ni se encuentran en: 0,114g Ni • 405,5 g Ni2(SO4)3 /117,4 g de Ni = 0,39 g Ni2(SO4)3

A continuación se calcula la cantidad de carga necesaria sabiendo que en el cátodo ocurre:

Ni³⁺ + 3 e^-  Ni 0,114gNi • 1molNi/58,7 g Ni • 3mol e^-/1molNi • 96500 C/1 mol de e^- = 562,2 C Como t = Q/I = 56,22C /1,5 A = 37,5 s

7 de selectividad 2008

6.- a) Calcule el tiempo necesario para que una corriente de 6 amperios deposite 190’50 g de cobre de una disolución de CuSO4

b) ¿Cuántos moles de electrones intervienen?

Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Cu = 63’5.

7.-Para platear un objeto se ha estimado que es necesario depositar 40 g de plata

a)Si se realiza la electrolisis de una disolución acuosa de sal de plata con una corriente de 2 amperios,

¿cuánto tiempo se tardará en realizar el plateado?

b)¿Cuántos moles de electrones han sido necesarios para ello?

Datos: F= 96500 C Masa atómica: Ag= 108

8.- Se electroliza una disolución acuosa de ácido sulfúrico y se desprende hidrógeno y oxígeno.

a)¿Qué cantidad de carga eléctrica se ha de utilizar para obtener 1 L de oxígeno medido en condiciones normales?