REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES

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REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES

1.- Conceptos básicos: Oxidación-Reducción. Reglas para el I.O.. Pares Redox.

2.- Ajuste de reacciones redox.

3.- Equivalente redox. Valoraciones redox

1.- CONCEPTOS BÁSICOS: OXIDACIÓN-REDUCCIÓN

El concepto de oxidación-reducción ha ido evolucionando con el tiempo.

- Inicialmente: Oxidación: ganancia de oxígeno. C + O2 CO2 Reducción: pérdida de oxígeno. ZnO + C→ Zn + CO - Posteriormente: Oxidación: ganancia de oxígeno o pérdida de hidrógeno.

H2S + ½ O2 S + H2O

Reducción: pérdida de oxígeno o ganancia de hidrógeno.

CO + 2 H2 CH3OH - En la actualidad: Oxidación: pérdida de electrones

Reducción: ganancia de electrones

• Para que una sustancia se oxide (pierda e-) es necesario que otra sustancia se reduzca (gane e-), por lo cual, a estas reacciones se llaman Redox o de oxidación-reducción, y en ellas tiene lugar la transferencia de electrones de unos átomos a otros.

• Para saber si un átomo de un elemento se oxida o se reduce, se introdujo el llamado índice, número o estado de oxidación, que es la carga eléctrica real o formal que tiene un átomo en un compuesto.

Este número representa los electrones ganados o perdidos ( total o parcialmente ) por un átomo al formar el compuesto, y para calcularlo se considera como si todos los enlaces fuesen iónicos, es decir, como si hubiera la cesión total de electrones del átomo menos electronegativo al más electronegativo.

 En los iones y en los compuestos iónicos, el I.O. de los átomos es una carga real.

Ejemplos:

en el ion Fe3+, se toma que el I.O. del Fe = +3

en el NaCl, el I.O. del Na = +1 y el I.O. del Cl = -1, que representan la carga real que tienen, ya que en el NaCl existen los iones Na+ y Cl-.

 En los compuestos covalentes moleculares, el I.O. de los átomos representa tan sólo una carga formal (no real).

Ejemplo:

en el CO2, ( O = C= O ) , el I.O. del C = + 4 y el I.O. del O = -2 , sin embargo, al ser los enlaces covalentes, el C no ha perdido 4 electrones y se los ha dado a los O, es decir, no hay iones C4+ y O2-, tan sólo hay una cierta polaridad en los enlaces.

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• El criterio que se sigue hoy en día para saber si un elemento se oxida o se reduce es el siguiente:

Oxidación OXIDACIÓN: Aumento del I.O.

...., –2 , -1 , 0 . +1 , +2 , ...

REDUCCIÓN: Disminución del I.O

Reducción Reglas para determinar el I.O.

1) El I.O. de cualquier elemento libre en su estado fundamental es 0.

Ejemplo: Na , Cl2 , H2, O2, S8(S) ... , el I.O. = 0

2) El I.O. del H es +1, excepto en los hidruros metálicos que es – 1.

3) El I.O. del O es – 2, excepto en los peróxidos que es – 1.

4) El I.O. de los metales coincide con su valencia iónica.

Ejemplo: El I.O. del Fe = +2 o +3.

5) El I.O. de los no metales puede coincidir con su valencia iónica o con su valencia covalente.

Ejemplo: El I.O. del F siempre es –1 y el del resto de halógenos ( Cl, Br, I ) es – 1, pero cuando están formando compuestos con el O puede ser +1, +3, +5, +7.

6) En un compuesto neutro la suma de los I.O. de todos los átomos es 0, y en un ión la suma de los I.O. es igual a la carga del ión.

Ejemplos:

+1 -2 +1 +7 -2 +3 +6 -2 +3 +7 -2 +6 -2

H2 O , K Mn O4 , Al2 ( S O4)3 , Fe 3+ , Mn O4- , Cr2 O7 2-

Nota: El I.O. del C en los compuestos orgánicos no tiene que coincidir siempre con su valencia; así, la valencia del C siempre es 4, ya que forma 4 enlaces covalentes, sin embargo, el I.O. puede variar:

- 4 -2 0 +2 +4

CH4 CH3Cl CH2Cl2 CHCl3 CCl4

En los compuestos orgánicos con más de un átomo de C, éstos pueden tener distintos I.O. y para determinarlos se considera cada radical independiente, con I.O. total cero; aunque también se puede considerar que todos los C son iguales y el I.O. resultante es la media de los verdaderos I.O. (en tal caso puede ser fraccionario).

-2 -2 -2 +1

CH2 = CH2 o bien: C2H4 -3 -2 -3 -8/3 +1

CH3 – CH2 – CH3 o bien C3 H8 -3 +3 0 +1 -2

CH3 – COOH o bien: C2H4O2

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Oxidantes y Reductores. Pares Redox

• Oxidante o Agente oxidante: toda sustancia capaz de oxidar a otra. Al hacerlo, él se reduce (gana e -).

Reductor o Agente reductor: toda sustancia capaz de reducir a otra. Al hacerlo, él se oxida (pierde e -).

• Al igual que el carácter ácido-básico, el carácter oxidante-reductor es relativo, depende de la sustancia con la que se enfrente.

De forma general una reacción redox se puede poner como:

( Oxidante )1 + ( Reductor )2 ⇔ ( Reductor )1 + ( Oxidante )2

Ejemplo: Cu2+ + Zn ⇔ Cu + Zn2+

(Ox.)1 (Red.)2 (Red.)1 (Ox.)2

Dependiendo que el equilibrio esté desplazado en un sentido o en otro, el (oxidante)1 será más fuerte que el (Oxidante)2 o al contrario. Por la misma razón:

A un Oxidante fuerte le corresponde un Reductor conjugado débil y viceversa.

• En un par redox, se llama especie o forma oxidada a la de mayor I.O. y especie o forma reducida a la de menor I.O..

Ejemplo: en el par Cu2+/ Cu , el Cu2+ es la especie oxidada y el Cu la reducida.

Ejemplos de oxidantes:

 Átomos de elementos electronegativos (tendencia a ganar electrones).

 Compuestos o iones que tengan algún elemento con un I.O. elevado. Ejemplos:

 Un elemento que interviene mucho en los procesos redox es el Manganeso, que se puede presentar como Mn2+, MnO2, MnO42-, MnO4-, con I.O. +2, +4, +6, +7, respectivamente.

medio ácido Mn2+ (ion manganoso) MnO4-

(ion permanganato)

MnO42-

(ion manganato)

medio básico MnO2 (dióxido de manganeso)

 Otro elemento importante es el Cromo, que se puede presentar como Cr3+, CrO2-

, CrO42- y Cr2O72-, con I.O. +3, +3, +6 y +6 , respectivamente.

Cr2O72-

(ion dicromato) medio ácido Cr3+ (ion crómico) CrO42-

(ion cromato) medio básico CrO2-

( ion cromito)

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 El agua oxigenada o peróxido de hidrógeno.

medio ácido H2O H2O2

medio básico OH-

 Los aniones SO42-

, NO3-, ClO4-, etc., que se pueden reducir a distintos productos, dependiendo de la acidez del medio.

Ejemplos de reductores:

 Átomos de elementos electropositivos ( tendencia a perder electrones ).

 Compuestos o iones que tengan algún elemento con un I.O. bajo.

-1 0

H2O2 O2 ; Fe2+ Fe3+ ; Sn2+ Sn4+

2.- AJUSTE DE REACCIONES REDOX

Se utiliza el método del ion-electrón, que se basa en considerar las reacciones redox desdobladas en dos semireacciones, una de oxidación y otra de reducción, verificadas simultáneamente, de forma que los electrones que se ganan en una reacción son los electrones que se pierden en la otra.

Reglas:

1) Se determinan los I.O. de cada elemento, para ver quien se oxida y quien se reduce.

2) Se escribe la semireacción de oxidación en la forma iónica y se ajusta el elemento que se oxida. (Se considera que las sales y los ácidos y bases fuertes están disociados en sus iones, mientras que las demás sustancias se ponen en la forma molecular)

3) Se ajustan los O y los H, en este orden, de la siguiente forma:

a) Si el medio es ácido, donde hay déficit de O, se añade el número necesario de moléculas de agua, y en el otro miembro se añaden H+ para ajustar los H.

b) Si el medio es básico, donde sobren O, se ponen tantas moléculas de agua como O sobren, y en el otro miembro se pone el doble de OH-.

4) Se ajusta la carga, añadiendo en el miembro correspondiente los electrones necesarios.

5) Se hace lo mismo para la semireacción de reducción.

6) Se multiplican las ecuaciones por los coeficientes más pequeños, para que el número de electrones sea el mismo en ambas.

7) Se suman las ecuaciones y se simplifican, eliminando las sustancias comunes.

8) Las sustancias que ni se oxidan ni se reducen se ajustan por tanteo (teniendo en cuenta los subíndices de las fórmulas).

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Ejercicio resuelto 1: Ajusta la reacción HNO3 + C → NO2 + CO2 + H2O Se determinan los I.O. de cada elemento +1 +5 –2 0 +4 -2 +4 -2 +1 -2 H N O3 + C → N O2 + C O2 + H2 O Se oxida el C, ya que su I.O. pasa de 0 a +4 y se reduce el N, su I.O. pasa de +5 a +4.

El agente oxidante es el HNO3 (se reduce) y el agente reductor el C (se oxida).

Oxidación: 2 H2O + C → CO2 + 4 H+ + 4 e-

Reducción: ( NO3- + 2 H+ + 1 e- NO2 + H2O ) × 4

2 H2O + C + 4 NO3- + 8 H+ + 4 e- CO2 + 4 H+ + 4 e- + 4 NO2 + 4 H2O

Reacción Iónica:

Reacción molecular: teniendo en cuenta las fórmulas moleculares, propuestas en el enunciado, se deduce que los 4H+ tienen que proceder de la disociación del HNO3, que junto a los 4 NO3-

, formaran 4 moléculas de HNO3. El resto de sustancias están en forma molecular, ajustadas.

Ejercicio resuelto 2: Ajusta la reacción HNO3 + H2S → NO + H2SO4 + H2O +1 +5 -2 +1 -2 +2 -2 +1 +6 -2 +1 -2 , se oxida el S ( I.O. de –2 a +6 ) H N O3 + H2 S → N O + H2 S O4 + H2 O , se reduce el N ( I.O. de +5 a +2 )

Oxidación: ( 4 H2O + H2S → SO42- + 10 H+ + 8 e- ) × 3 Reducción: ( 4 H+ + NO3-

+ 3 e- → NO + 2 H2O ) × 8 12 H2O + 3 H2S + 32 H+ + 8 NO3-

+ 24 e- 3 SO42- + 30 H+ + 24 e- + 8 NO + 16 H2O

Reacción iónica:

Reacción molecular: Los iones H+ y NO3-

proceden de la disociación del HNO3, y como en la reacción iónica hay 8 NO3-

, tenemos que sumar 6 H+, para formar 8 HNO3. Para que la reacción siga ajustada hay que sumar otros 6 H+ al segundo miembro, los cuales con los 3 SO42-

formaran 3 H2SO4. 4H+

C + 4 HNO3 CO2 + 4 NO2 + 2 H2O C + 4 NO3-

+ 4 H+ CO2 + 4 NO2 + 2 H2O

2 H2O

2 H+ 4 H2O

3 H2S + 2 H+ + 8 NO3- 3 SO42- + 8 NO + 4 H2O

3 H2S + 8 HNO3 3 H2SO4 + 8 NO + 4 H2O

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Ejercicio resuelto 3: Ajusta H2SO4 + KMnO4 + I2 KIO3 + MnSO4 + H2O

+1 +6 –2 +1 +7 –2 0 +1 +5 –2 +2 +6 -2 +1 -2

H2 S O4 + K Mn O4 + I2 K I O3 + Mn S O4 + H2 O

Oxidación: I2 + 6 H2O → 2 IO3- + 12 H+ + 10 e- Reducción: ( MnO4-

+ 8 H+ + 5 e- Mn2+ + 4 H2O) × 2 I2 + 6 H2O + 2 MnO4-

+ 16 H+ + 10 e- 2 IO3- + 12 H+ + 10 e- + 2 Mn2+ + 8 H2O

Reacción iónica:

Reacción molecular: los 2 MnO4-

proceden de la disociación del KMnO4, por lo que hay que sumar 2 K+ a los dos miembros, mientras que los 4 H+ proceden de la disociación del H2SO4, por lo que hay que añadir a ambos miembros 2 SO42-

. En el 1er miembro se formaran 2 KMnO4 y 2 H2SO4 y en el 2º miembro 2 KIO3 y 2 MnSO4.

Observaciones:

1) Reacciones de dismutación o de autooxireducción

Son aquellas reacciones en la que una misma sustancia se oxida y se reduce. Se pueden dar en las sustancias que tienen elementos con I.O. intermedio.

Ejemplos: Hg22+ → Hg + Hg2+ ; Cu+ → Cu + Cu2+ ; SO32- SO42- + S Ejercicio 1: El Br2 en medio básico(NaOH), se disocia en Br - y BrO3-

. Ajusta la reacción

2) En una reacción redox puede haber más de una sustancia que se oxide o que se reduzca En este caso para ajustar la reacción hay que sumar las dos o más oxidaciones (reducciones) y operar como si fuese una sola, teniendo presente que si los dos elementos que se oxidan (reducen) forman el mismo compuesto hay que poner sus iones en las cantidades estequiométricas.

Ejercicio 2: Ajusta la reacción Cu2S + HNO3 Cu2+ + SO2 + NO + ...

4 H+ 2 H2O

I2 + 2 MnO4-

+ 4 H+ 2 IO3- + 2 Mn2+ + 2 H2O

I2 + 2 KMnO4 + 2 H2SO4 2 KIO3 + 2 MnSO4 + 2 H2O

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3.- EQUIVALENTE REDOX . VALORACIONES REDOX

Recordemos que se llama peso equivalente de una sustancia a la cantidad de la misma que se combina, desplaza u origina 8 partes de oxígeno o 1,008 partes de Hidrógeno y Equivalente o equivalente-gramo es el peso equivalente expresado en gramos, es decir, la masa en gramos de una sustancia que se combina, desplaza u origina 8 g de Oxígeno o 1,008 g ( 1 átomo-gramo) de Hidrógeno.

Ahora bien, la transformación que sufre el Hidrógeno en las reacciones redox es:

H+ + 1 e- ⇔ 1/2 H2, de donde se deduce que para combinarse, reemplazar o formar 1,008 g (1 mol de átomos) de Hidrógeno, se pone en juego 1 mol de electrones; por ello se define:

Equivalente o Equivalente–gramo redox: “masa en gramos de un oxidante o de un reductor capaz de ganar o perder 1 mol de electrones”.

Ejemplo: En medio ácido MnO4- + 8 H+ + 5e- Mn2+ + 4 H2O , es decir, 1 mol de KMnO4 necesita ganar 5 moles de e- para reducirse, por tanto, para ganar 1 mol de electrones, que por definición es 1 equivalente, se necesitan 1/5 moles de KMnO4.

En general, para un oxidante o reductor cualquiera:

siendo v: número de moles de electrones ganados o perdidos en la oxidación o reducción de 1 mol de sustancia, o bien, el número de e- ganados o perdidos en la oxidación o reducción de 1 molécula.

Ejemplo: Determina los pesos equivalentes del Na2S2O3, del I2, del NaI y del Na2S4O6 en la reacción:

I2 + 2 Na2S2O3 (tiosulfato de sodio) ⇔ 2 NaI + Na2S4O6 (tetrationato de sodio)

 2 S2O32- S4O62- + 2e- , para el Na2S2O3 , v = 1 ya que se pierden 2 moles de e- por cada 2 moles de moléculas (1 mol de e- por 1 mol de moléculas), sin embargo, para el Na2S4O6 , v = 2

 I2 + 2 e- 2 I- , para el I2 , v = 2 ya que cada molécula de I2 gana 2 e-. para el NaI , v = 1

1 eq. KMnO4 =

5 KMnO mol

1 4

1 eq. = v mol

1 Peq =

v

Pmol nº de eq. = nº de moles × v

Peq Na2S2O3 = 1

Pmol= 158

1 eq. Na2S2O3 = 158 g

Peq I2 = 126

2 8 , 253 2

Pmol = = ,9

1 eq. I2 = 126,9 g

Peq NaI = 149,9

1 9 , 149 1

Pmol = = ,9

1 eq. NaI = 149,9 g Peq Na2S4O6 =

2

Pmol= =

2

270 135

1 eq. Na2S4O6 = 135 g N = M . v

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Las valoraciones o volumetrías redox, consisten en determinar la concentración desconocida de un oxidante (o de un reductor), midiendo el volumen, de concentración conocida, de reductor (o de oxidante) que se necesita para llegar al punto de equivalencia o de neutralización.

En el punto de equivalencia se cumple:

• Las valoraciones redox más importantes son las llamadas permanganimetrías, en las que se utiliza el KMnO4 como oxidante en medio ácido. Tienen la ventaja que no necesitan indicador para conocer cuando se llega al punto de equivalencia, ya que el KMnO4 es violeta y el Mn2+ incoloro.

Ejemplo:

Para determinar la concentración ( NR ) de una disolución de FeSO4, se introduce en un matraz erlenmeyer un volumen determinado de la disolución de FeSO4, a la que se añaden unas gotas de disolución de H2SO4 para acidular el medio; a continuación se va añadiendo la disolución de KMnO4 , previamente preparada, de concentración conocida.

La reacción que se produce es:

MnO4- + Fe2+ Mn2+ + Fe3+

(violeta) (verde débil) (incoloro) (amarillo)

La disolución inicial de FeSO4 , debido a los iones Fe2+, tiene un color verde débil.

Al ir añadiendo KMnO4, éste se consume al reaccionar con el Fe2+y se va formando Fe3+, por lo que el color de la disolución va virando del verde al amarillo débil. Cuando se ha completado la reacción, es decir, cuando se alcanza el punto de equivalencia, la disolución adquiere una tonalidad rosa debido al amarillo de los iones Fe3+ y al violeta del ligero exceso de KMnO4. En ese instante se detiene la adición de KMnO4 y se anota el volumen gastado.

Por último, con la fórmula Vo . No = Vr . Nr , se calcula Nr.

nº de eq. del oxidante = nº de eq. del reductor Vo . No = Vr . Nr

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CUESTIONES Y PROBLEMAS 1.- ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas?:

a) Un reductor se reduce oxidando a un oxidante.

b) Un oxidante se reduce oxidando a un reductor.

c) Un oxidante reduce a un reductor y él se oxida.

d) Un reductor se oxida oxidando a un reductor 2.- ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas?:

a) El número de oxidación del cloro en ClO- es –1.

b) Un elemento se oxida cuando cambia su nº de oxidación de menos a más negativo.

c) Un elemento se reduce cuando cambia su nº de oxidación de menos a más positivo.

d) El I.O. del manganeso en el KMnO4 es +7

e) En un ión la suma de los I.O. de los átomos que lo forman es cero.

3.- Ajusta en la forma iónica y en la molecular las siguientes reacciones:

S + H2SO4 ⇔ SO2 + H2O

I2 + HNO3 ⇔ HIO3 + NO2 + H2O

K2CrO4 + K2SO3 + H2SO4 ⇔ Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O NaIO3 + SO2 + NaOH ⇔ I2 + Na2SO4 + H2O

Na2SO3 + KMnO4 + H2O ⇔ MnO2 + Na2SO4 + KOH NH3 + CuO ⇔ N2 + Cu + H2O

K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 ⇔ Cr3+ + Fe3+ + ...

KMnO4 + H2O2 + H2SO4 ⇔ O2 + Mn2+ + ...

KMnO4 + I2 + HNO3 ⇔ IO3- + Mn2+ + ...

C2H5OH + KMnO4 ⇔ K2CO3 + MnO2 + H2O C2H5OH + H2O2 ⇔ CH3-CHO + H2O

4.- El alcohol etílico ( CH3CH2OH ) se oxida a etanal ( CH3CHO ) por acción del dicromato potásico, en medio ácido (H2SO4), pasando aquel a ión crómico ( Cr3+ ). Ajusta la reacción en la forma molecular.

5.- Calcula el equivalente del KMnO4, en medio ácido y en medio básico, así como la cantidad de KMnO4 que habrá que disolver, en ambos casos, para obtener 1 litro de disolución 2 N.

Dato: Mmol del KMnO4 = 157,94 ; Sol: 31,588 g , 52,647 g , 63,176 g , 105,294 g.

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6.- A 50 ml de una disolución acuosa de sulfato de hierro (II) se añaden unas gotas de ácido sulfúrico y se valoran con una disolución 0,25 M de permanganato potásico, consiguiendo oxidar todo el Fe2+ a Fe3+. Si para alcanzar el punto de equivalencia son

necesarios 30 ml, ¿cuál es la molaridad de la disolución de sulfato de hierro (II)?.

Sol: 0,75 M.

7.- Calcula el volumen de una disolución 0,25 N de K2Cr2O7 que se necesita para oxidar a yodo, el yoduro potásico contenido en 500 cc de una disolución 0,15 M de KI.

Sol: 300 cc

8.- Se toman 0,6465 g de una muestra de mineral de hierro y se atacan con un exceso de HCl, con lo que todo el hierro contenido en la muestra pasa a la disolución en forma de cloruro ferroso. Esta disolución se valora con otra de KMnO4 0,093 N, consiguiendo oxidar todo el Fe2+ a Fe3+, necesitándose 80,1 cc hasta llegar al punto de equivalencia.

Calcula el porcentaje en peso de hierro en el mineral.

Dato: Mat Fe = 55,85 Sol: 64,35 %

9.- El yodo se obtiene a partir del yodato potásico (que acompaña al nitrato de Chile), mediante reducción con disolución de SO2, en medio ácido (H2SO4), obteniéndose además como producto SO3. Ajusta la reacción y calcula el volumen de SO2, medido en c.n., que hay que utilizar para obtener 1 kg de yodo.

Dato: Mat I = 126,9 Sol: 441,3 litros 10.- Ajusta por el método del ion-electrón la reacción:

KMnO4 + H2SO4 + K2C2O4 ⇔ MnSO4 + CO2 + K2SO4 + H2O

¿Qué volumen de disolución 1 M de KMnO4, pueden ser decolorados por una disolución ácida que contiene 1 g de oxalato potásico?

Dato: Mmol K2C2O4 = 166 Sol: 2,4 cc

PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS DE P.A.U.

1.- El agua oxigenada reacciona con sulfuro de plomo(II) obteniéndose sulfato plumboso y agua. Ajusta la reacción por el método del ión-electrón y calcula la masa de sulfuro de plomo que se necesita para reaccionar completamente con 100 g de agua oxigenada.

Datos: masas atómicas S = 32 , Pb = 207,2 , H = 1 , O = 16

2.- Para obtener dióxido de azufre en el laboratorio, se deja caer gota a gota ácido sulfúrico concentrado sobre cobre en polvo. Calcula el volumen de ácido sulfúrico concentrado del 93% de riqueza y densidad 1,82 g/c.c. que se necesitan para oxidar a Cu+, 20 g de polvo de cobre del 60% de pureza.

Datos: masas atómicas S = 32 , H = 1 , O = 16 , Cu = 63,5

3.- El dicromato potásico oxida los iones ferrosos a férricos en presencia de ácido sulfúrico. Ajusta la reacción molecular global y calcula los gramos de sulfato de hierro(III) que se obtienen a partir de 20 gramos de sulfato de hierro(II) si el rendimiento de la reacción es del 70%.

Datos: masas atómicas S = 32 , O = 16 , Fe = 55,8

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4.- Se valoran 200 ml de una disolución de cloruro férrico consumiéndose 250 ml de disolución 0,2 M de yoduro potásico. Calcula la concentración de la disolución de cloruro férrico y la cantidad de yodo que se obtiene sabiendo que en la reacción se obtiene, además, cloruro ferroso.

Datos: masas atómicas I = 126,9 , K= 39

5.- El ácido sulfúrico concentrado reacciona con bromuro potásico transformándose en dióxido de azufre y bromo elemental. Ajusta la ecuación molecular y calcula el volumen de dióxido de azufre, medido en condiciones estándar, que se obtienen a partir de 100 ml de disolución 1,25 M de bromuro potásico.

Datos: masas atómicas Br = 79,9 , K= 39

6.- El ácido nítrico reacciona con el cinc, dando nitrato de cinc, óxido de nitrógeno(II) y agua. Ajusta la reacción y calcula el volumen de ácido nítrico (d = 1,3 g/ml, riqueza 72%) que se necesitan para disolver un trozo de granalla de cinc de 3 gramos.

Datos: masas atómicas H = 1 , N = 14 , O = 16

7.- Una muestra de 0,50 g de un mineral de hierro se valora con permanganato consiguiendo oxidar todo el Fe2+ a Fe3+. Para la valoración se utilizan 14 ml de disolución 0,06 M de permanganato potásico en medio ácido. Determina el porcentaje de hierro en la muestra original suponiendo que todo el hierro estaba como Fe2+.

Dato: Mat Fe = 55,85

REDOX en la Web:

http://www.lab314.com/cadena/basico1.htm http://www.educaplus.org

http://it.geocities.com/mata3000it/index.htm

http://www.terra.es/personal6/jgallego2/selectividad/quimica/Redox.htm

http://www.edu.aytolacoruna.es/aula/fisica/fisicaInteractiva/sacaleE_M2/Volta/Pila_Volta.

htm

http://www.mysvarela.nom.es/pilas.htm

http://www.edu.aytolacoruna.es/aula/fisica/fisicaInteractiva/sacaleE_M2/Volta/PilaLimon CuZn.htm

http://www.mysvarela.nom.es/electrolisis.htm

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AJUSTE REACCIONES REDOX

1.- El zinc reacciona con el ácido nítrico para dar nitrato de zinc y nitrato de amonio en disolución. Escribe y ajusta la reacción por el método del ión electrón.

2.- Ajusta por el método del ion-electrón las siguientes reacciones en medio ácido:

a) K2Cr2O7 + HI + HClO4 → Cr(ClO4)3 + KClO4 + I2 + H2O b) Sb2S3 + HNO3 → Sb2O5 + NO2 + S + H2O

c) KIO3 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O d) K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O e) I2 + HNO3 → NO + HIO3 + H2O

f) KMnO4 + FeCl2 + HCl → MnCl2 + FeCl3 + KCl + H2O

3.- Ajusta por el método del ión electrón las siguientes reacciones en medio básico:

a) MnO2 + KClO3 + KOH → K2MnO4 + KCl + H2O b) Br2 + KOH → KBr + KBrO3 + H2O

c) KMnO4 + NH3 → KNO3 + MnO2 + KOH + H2O

4.- Escribe y ajusta la siguiente reacción redox, indicando la especie que se oxida y la que se reduce, así como la oxidante y la reductora: el permanganato de potasio y el ácido sulfhídrico, en medio ácido sulfúrico, forman azufre y sulfato de manganeso (II), entre otras sustancias.

5.- Sabiendo que la reacción del dicromato de potasio (K2Cr2O7) con cloruro de estaño (II) en presencia de ácido clorhídrico conduce a la obtención de cloruro de estaño (IV) y cloruro de cromo (III), entre otras sustancias, escribe y ajusta la correspondiente reacción redox.

6.- Ajusta la reacción de oxidación de yoduro de potasio a yodo mediante clorato de potasio en medio básico, sabiendo que se forma cloruro de potasio y …….

SOLUCIONES

1.- 4 Zn + 10 HNO3 → 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O

2.- a) K2Cr2O7 + 6 HI + 8 HClO4 → 2 Cr(ClO4)3 + 2 KClO4 + 3 I2 + 7 H2O b) Sb2S3 + 10 HNO3 → Sb2O5 + 10 NO2 + 3 S + 5 H2O

c) 2 KIO3 + 10 KI + 6 H2SO4 6 I2 + 6 K2SO4 + 6 H2O d) K2Cr2O7 + 14 HCl → 2 CrCl3 + 3 Cl2 + 2 KCl + 7 H2O e) 3 I2 + 10 HNO3 → 10 NO + 6 HIO3 + 2 H2O

f) KMnO4 + 5 FeCl2 + 8 HCl → MnCl2 + 5 FeCl3 + KCl + 4 H2O 3.- a) 3 MnO2 + KClO3 + 6 KOH → 3 K2MnO4 + KCl + 3 H2O

b) 6 Br2 + 12 KOH → 10 KBr + 2 KBrO3 + 6 H2O

c) 8 KMnO4 + 3 NH3 → 3 KNO3 + 8 MnO2 + 5 KOH + 2 H2O 4.- 2 KMnO4 + 5 H2S + 3 H2SO4 → 5 S + 2 MnSO4 + 8 H2O + K2SO4 5.- K2Cr2O7 + 3 SnCl2 + 14 HCl → 3 SnCl4 + 2 CrCl3 + 7 H2O + 2 KCl 6.- 6 KI + KClO3 + 3 H2O → 3 I2 + KCl + 6 KOH

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PROBLEMAS PAEG 2012 y 2011

Junio 2012.- 1.-El dicloruro de estaño reacciona con el dicromato de potasio (heptaoxodicromato (VI) de potasio), en medio ácido clorhídrico, obteniéndose tetracloruro de estaño, cloruro de potasio, tricloruro de cromo y agua.

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

b) Calcula los gramos de tetracloruro de estaño que se obtendrán cuando reaccionen 29,4 g de dicromato de potasio si el rendimiento del proceso es del 85 %.

(Datos: Masas atómicas: Cr = 52 ; K = 39 ; Cl = 35,5 ; O = 16 ; Sn = 118,7)

Septiembre 2012- 2.- El ácido clorhídrico (cloruro de hidrógeno) concentrado reacciona con dióxido de manganeso para dar cloro elemental, dicloruro de manganeso y agua.

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

b) Calcula el volumen de ácido clorhídrico que será necesario para hacer reaccionar completamente 1 g de dióxido de manganeso, si el ácido tiene una riqueza del 35 % en masa y su densidad es de 1,17 g/cm3.

(Datos: Masas atómicas: Mn = 55 ; Cl = 35,5 ; O = 16; H = 1)

Reserva 2012 - 3.- El nitrato de potasio (trioxonitrato (V) de potasio) es reducido a nitrito de potasio (dioxonitrato (III) de potasio) por el monóxido de manganeso. La reacción se lleva a cabo en presencia de hidróxido de potasio y se obtienen, además, manganato de potasio (tetraoxomanganato (VI) de potasio) y agua. a) Ajusta la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón; b) calcula el rendimiento de la reacción si se obtienen 300 g de nitrito de potasio en la reacción de 127 g de monóxido de manganeso con un exceso de nitrato de potasio.

(Datos: masas atómicas: K = 39,1 ; Mn = 55 ; O = 16 ; N = 14).

Reserva 2012- 4.- El ácido nítrico (trioxonitrato (V) de hidrógeno) oxida el bromuro de sodio a bromo transformándose en dióxido de nitrógeno. En la reacción se obtienen además nitrato de sodio (trioxonitrato (V) de sodio) y agua.

a) Ajusta la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón. b) Calcula los litros de dióxido de nitrógeno, medidos a 2 atm y 25ºC, que se pueden obtener en la reacción de 250 ml de ácido nítrico 2M con un exceso de bromuro de sodio.

(Datos: R= 0,082 atm.L/mol.K)

Junio 2011- 5.- El hidróxido de cromo (III) es oxidado por el cloro gaseoso (Cl2) en presencia de hidróxido de potasio, obteniéndose cromato de potasio (tetraoxocromato (VI) de potasio), cloruro de potasio y agua como productos de la reacción.

a) Ajusta la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón.

b) Calcula el rendimiento de la reacción si se obtienen 14 g de cloruro de potasio mediante la reacción de 2,5 litros de cloro medidos a 760 mm Hg y 25ºC.

(Datos: Masas atómicas Cl = 35,5 ; K = 39,1 ; R= 0,082 atm.l/K.mol)

Septiembre 2011- 6.- El permanganato de potasio (tetraoxomanganato (VII) de potasio) reacciona con nitrito de sodio (dioxonitrato (III) de sodio) en presencia de agua, para obtener dióxido de manganeso, nitrato de sodio (trioxonitrato (V) de sodio) e hidróxido de potasio.

a) Ajusta la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón.

b) Calcula el volumen de permanganato de potasio 0,1 M necesario para la oxidación completa de 138 gramos de nitrito de sodio.

(Datos: Masas atómicas: N=14; O=16; Na=23)

1.- 3 SnCl2 + K2Cr2O7 + 14 HCl → 3 SnCl4 + 2 CrCl3 + 2 KCl + 7 H2O ; 66,48 g 2.- 4 HCl + MnO2 → Cl2 + MnCl2 + 2 H2O ; 4,1 cm3 de HCl

3.- 2 KNO3 + MnO + 2 KOH → 2 KNO2 + K2MnO4 + H2O ; 98,5 % 4.- 4 HNO3 + 2 NaBr → Br2 + 2 NO2 + 2 NaNO3 + 2 H2O ; 3,05 L de NO2

5.- 2 Cr(OH)3 + 3 Cl2 + 10 KOH → 2 K2Cr2O4 + 6 KCl + 8 H2O ; 92 % 6.- 2 KMnO4 + 3 NaNO2 + H2O → 2 MnO2 + 3 NaNO3 + 2 KOH ; 3,33 L

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