1. No category

1. a) ¿Qué cantidad de electricidad es necesaria para que se deposite en el cátodo todo el oro
contenido en un litro de disolución 0’1 M de cloruro de oro(III)?
b) Qué volumen de dicloro, medido a la presión de 740 mmHg y 25ºC, se desprenderá del ánodo?.
Datos: F = 96500 C. .Masas atómicas: . Au = 197;Cl = 35'5 ; R= 0'082 atm L K-1 mol-1
a) De acuerdo con la 2ª ley de Faraday, la cantidad de electricidad necesaria para depositar un
equivalente de una sustancia es 96.500 C.
b) Calculamos los moles de cloro
2. 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: ; E0 (Cu2+ /Cu)= 0'34 V ; E0 (Fe2+ / Fe)= - 0'44 V y E0 (H+/H ) =0'0 V
2H+ + 2e- →H2
0V
Fe - 2e- → Fe2+ 0'44 V
2H+ + Fe →H2 + Fe
2+
fem 0'44
Como fem > 0 Si se produce la reacción.
2H+ + 2e- →H2
0V
Cu - 2e- → Cu2+ - 0'34 V
2H+ + Cu → H2 + Cu2+
fem -0,34 V
Como fem < 0  No se produce la reacción.
Cu2+ + 2e- → Cu 0'34 V
Fe - 2e- → Fe2+ 0'44 V
Cu2+ + Fe → Cu + Fe2+
fem 0,78 V
Como fem > 0 Si se produce la reacción.
3. 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 K-1 mol-1
2 (NO3- + 4H+ + 3e- → NO + 2H2O)
3 (S2- → S +2e-)
2 NO3- + 8H+ + 3 S2- →2 NO + 4H2O + 3S
La ecuación molecular ajustada es:
2HNO3 + 3H2S →2 NO + 4H2O + 3S
b) Calculamos los moles de HNO3
n = 0,1 mol de HNO3
Por la estequiometría de la reacción, vemos que:
4. 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: ; E0 (Cu2+ /Cu)= 0'34 V ; E0 (Fe2+ / Fe)= - 0'44 V ; E0 (Ni2+/Ni)= - 0'24 V; E0 (K+/K)= -2'93 V y E0
(H+/H ) =0'0 V
Cu2+ + 2e- → Cu 0'34 V
Fe - 2e- → Fe2+ 0'44 V
Cu2+ + Fe → Cu + Fe2+
fem 0,78 V
Como fem > 0 Si se produce la reacción, por lo tanto, el clavo de hierro se disuelve.
2H+ + 2e- →H2
0V
2+
Ni - 2e → Ni 0'24 V
2+
2H+ + Ni →H2 + Ni
fem 0'24
Como fem > 0 Si se produce la reacción, por lo tanto, la moneda de niquel se disuelve.
2H+ + 2e- →H2
0V
+
2( K - 1e → K 2,93 V
2H+ + 2 K →H2 + K
+
fem 2,93 V
Como fem > 0 Si se produce la reacción.
5. Se hace pasar durante 2,5 horas una corriente de 5 A a través de una celda electroquímica que
contiene una disolución de SnI2 . Calcule:
a) La masa de estaño metálico depositada en el cátodo.
b) Los moles de I2 liberados en el ánodo.
Datos: . F= 96.500 C Masas atómicas Sn= 118'7 ; I =127
b) Aplicamos la 2ª ley de Faraday:
6. 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.
Reducción: Hg2+ + 2 e- → Hg
E = 0,95 V
Oxidación: Cu → Cu2+ + 2 e-
E = -0,34 V
Cátodo
Ánodo
Hg2+ + Cu - → Hg + Cu2+ fem = 0,95 -0,34 = 0,61 V
7. 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 . H =1 ; As =74'9 ; O =16 ; K= 39
As + 8 OH- → AsO43- +4 H2O + 5 eBrO- + H2O + 2e- → Br- + 2 OH-
(As + 8 OH- → AsO43- +4 H2O + 5 e- ) 2
(BrO- + H2O + 2e- → Br- + 2 OH- ) 5
2As + 16 OH- → 2 AsO43- +8 H2O + 10 e5BrO- + 5H2O + 10e- → 5 Br- + 10 OH2 As + 16 OH- + 5 BrO- + 5 H2O → 2 AsO43- + 8 H2O + 5 Br- + 10 OH-
Simplificando
2 As + 6 OH- + 5 BrO- + → 2 AsO43- + 3H2O + 5 Br2 As + 5 KBrO + 6KOH → 2 K3AsO4 + 5 KBr + 3H2O
b) Calculamos los gramos de hidróxido de potasio
8. 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
Reducción : SO4 2- + 4H+ + 2e- → SO2 + 2H2O
Oxidación: Cu → Cu2+ + 2 eSO4 2- + 4H+ + Cu → SO2 + Cu2+ + 2H2O
2 H2SO4 + Cu → SO2 + Cu SO4 + 2H2O
b) Según la estequiometría de la reacción vemos que:
Calculamos la riqueza de la muestra:
9. 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 esta 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.
a) Si ordenamos los pares de acuerdo con su potencial, tenemos:
Ag+ /Ag = 0'80 V
Cu2+ /Cu = 0'34 V
Pb2+ / Pb= 0'14 V
Fe2+ /Fe = - 0'44 V
Mg2+ /Mg = -2'34 V
La especie más oxidante es la que tiene mayor potencial, es decir, Ag+ /Ag = 0'80 V, mientras
que la especie más reductora es la que tiene menor potencial, es decir, Mg2+ /Mg = -2'34 V
b) Las sales de contienen iones con mayor potencial que el plomo, por lo tanto, se depositará Ag y
Cu. AgNO3y CuSO4
Reducción: 2( Ag+ + e- → Ag )
Oxidación: Pb → Pb2+ + 2 e-
E = 0,80 V
E = -0,14 V
Cátodo
Ánodo
2 Ag2+ + Pb - → 2Ag + Pb2+ fem = 0,80 -0,14 = 0,66 V
Reducción: Cu2+ + 2 e- → Cu )
Oxidación: Pb → Pb2+ + 2 e-
E = 0,34 V
E = -0,14 V
Cátodo
Ánodo
Cu2++ Pb - → Cu + Pb2+ fem = 0,34 -0,14 = 0,20 V
10. Una muestra de un mineral que contiene cobre, además de impurezas inertes,
se disuelve con ácido nítrico concentrado según la siguiente reacción sin
ajustar:
Cu + HNO3→ Cu(NO 3)2 + NO + H2O.
a) Ajuste por el método del ión-electrón la ecuación molecular.
b) Calcule el contenido en cobre de la muestra si 1 g de la misma reacciona
totalmente con 25 mL de ácido nítrico 1 M.
Masas atómicas: Cu = 63,5 .
NO3- + 4 H+ +3e- → NO + 2 H2O
Cu → Cu2+ + 2 e2 NO3- + 8 H+ +6e- → 2NO + 4 H2O
3Cu → 3Cu2+ + 6 e3 Cu +8 HNO3→ 3 Cu(NO 3)2 + 2 NO +4H2O
b) Calculamos los moles de ácido nítrico que reaccionan
1 M · 0,025 L = 0,025 mol
Por la estequiometría de la reacción, vemos que:
Calculamos el % de cobre en la muestra
11. 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 + K2 Cr2O7 + 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 ⋅mol .
− 1
− 1
Cr2O7 2- + 14 H+ +6e- → 2 Cr3+ + 7 H2O
S2-→ S + 2 e-
Cr2O7 2- + 14 H+ +6e- → 2 Cr3+ + 7 H2O
3S2-→ 3S + 6 e-
3 H2S + K2 Cr2O7 + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3S + 7H2O + K2SO4
b) Calculamos los moles de dicromato: n = V⋅M = 0'03⋅1 = 0'03 mol
Calculamos el volumen:
12. Al pasar una corriente durante el tiempo de una hora y cincuenta minutos a través de una
disolución de Cu(II), se depositan 1,82 g de cobre.
a) Calcule la intensidad de la corriente que ha circulado.
b) Calcule la carga del electrón.
Datos: F = 96500 C. Masa atómica Cu = 63,5.
I = 0,838 A
b) La carga total es: Q = I ⋅ t = 0'838⋅6600 = 5530'8 C
Calculamos el número de electrones:
13. Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar:
E0 (Cu2+/Cu) = 0'34 V ; E0 (Fe 2+/ Fe) = − 0'44 V y E0 (Cd2+/Cd) = − 0'40 V ,
justifique cuál o cuáles de las siguientes reacciones se producirá de forma
espontánea:
a) Fe 2+ + Cu → Fe + Cu2+
b) Cu2+ + Cd → Cu + Cd2+
c) Fe 2+ + Cd → Fe + Cd2+
Reducción: Fe2+ + 2 e- → Fe )
Oxidación: Cu → Cu2+ + 2 e-
E = - 0,44 V
Cátodo
E = -0,34 V
Ánodo
Fe2++ Cu - → Fe + Cu2+ fem = -0,78 V
Como fem < 0 ⇒ No se produce la reacción.
Reducción: Cu2+ + 2 e- → Cu )
Oxidación: Cd → Cd2+ + 2 e-
E = 0,34 V
Cátodo
E = 0,4 V
Ánodo
Cu2++ Cd - → Cu + Cd2+ fem = 0,74 V
Como fem > 0 ⇒ Si se produce la reacción.
c) Reducción: Fe2+ + 2 e- → Fe )
Oxidación: Cd → Cd2+ + 2 e-
E = - 0,44 V
E = 0,4 V
Cátodo
Ánodo
Fe2++ Cd - → Fe + Cd2+ fem = -0,04 V
Como fem < 0 ⇒ No se produce la reacción.
14. Dados los potenciales normales de reducción: E (Na + / Na) = − 2'71 V ; E0 (Cl2/Cl − ) =
0
1'36 V ; E (K+ /K) = − 2'92 V ; E (Cu
0
0
2+
/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.
a) Si ordenamos los pares de acuerdo con su potencial, tenemos:
Cl2/Cl − =1'36 V
Cu
2+
/Cu =0'34 V
Na + / Na = − 2'71 V
+
K
/K = −2'92 V
La especie más oxidante es la que tiene mayor potencial, es decir, 2 Cl /Cl − =1'36 V ,
mientras que la especie más reductora es la que tiene menor potencial, es decir, K + /K =
−2'92
b) Cl 2Cl − =1'36 V y K + /K = −2'92 V
Cl 2 + 2e− → 2Cl −
1'36 V Reducción (Cátodo)
2⋅ (K − 1e− → K + )
2'92 V Oxidación (Ánodo)
Cl2 + 2K → 2Cl − + 2K+ fem =1'36 + 2'92 = 4'28 V
15. 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 = 1
a) Ajustamos la reacción que está en medio básico
SO32- + 2 OH- → SO42- + H2O + 2 e-
I2 + 2e- → 2 I
-
SO32- + 2 OH- + I2→ SO42- + H2O + 2 I
Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, añadimos los iones espectadores necesarios
para obtener la ecuación molecular.
I2+ Na2SO3 +2NaOH → 2NaI + H2O + Na2SO4
b) Calculamos los gramos de sulfito de sodio que reaccionan:
16. Dada la reacción de oxidación-reducción: I2+ HNO3→ HIO3 + NO + H2O
a) Escriba y ajuste las semireacciones 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.
10 (NO3- + 4H+ + 3e- → NO + 2H2O)
3 (I2 + 6H2O → 2IO3- + 12H+ +10 e-)
10 NO3- + 4H+ + 3 I2 →10 NO + 2H2O + 6 IO3-
b) Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, añadimos los iones espectadores necesarios
para obtener la ecuación molecular
3 I2+ 10HNO3→6 HIO3 + 10 NO + 2 H2O
c) El oxidante es el HNO3 ya que gana electrones, y el I2 es el reductor ya que pierde electrones.
17. Una corriente de 5 A circula durante 30 min por una disolución de una sal de cinc,
depositando 3,048 g de cinc en el cátodo. Calcule:
a) La masa atómica del cinc.
b) Los gramos de cinc que se depositarán al pasar una corriente de 10 A durante 1 hora.
Dato: F = 96500 C
a) Aplicamos la 2ª ley de Faraday.
M = 65,3
b) Aplicamos la 2ª ley de Faraday.
18. 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 .
a) Ajustamos la reacción por el método del ión-electrón:
2 (MnO2 + 2 H2O → MnO4-+ 4H++ 3e- )
CLO3- + 6H+ +6e- - → Cl- + 3H2O
2 MnO2 + 4 H2O + ClO3- + 6H+ → 2MnO4-+ 8H++ Cl- + 3H2O
Simplificando, tenemos:
2 MnO2 + H2O + ClO3- → 2MnO4-+ 2H++ Cl-
Esta es la ecuación iónica ajustada en medio ácido, pero el problema nos dice que estamos en medio
básico (KOH), entonces añadimos a los dos términos los OH− necesarios para neutralizar los H+ ..
-
-
2 MnO2 + H2O + ClO3- + 2 OH → 2MnO4-+ 2H++ Cl- +2 OH
-
Simplificando, nos queda: 2 MnO2 + ClO3- + 2 OH → 2MnO4-+ Cl- ++ H2O
Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica en medio básico, pasamos a la molecular,
sumando en los dos términos los iones que faltan.
2 MnO2 + KClO3 + 2 KOH → 2 KMnO4+ KCl + H2O
b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que:
Calculamos la riqueza de la muestra:
19. Ajuste las siguientes ecuaciones iónicas, en medio ácido, por el método del ión-electrón:
a) MnO4
-
-
+
I → Mn
b) VO4 3- + Fe
−
2+
2+
+ I2
→ VO 2+ + Fe
3+
-
c) Cl2 + I → Cl - + I2
El ión permanganato se reduce a ión Mn(II):MnO4 + 8 H+ + 5 e− → Mn 2+ + 4 H2O
−
El ión yoduro se oxida a yodo: 2 I − → I 2 + 2 e − −
Para que el número de electrones intercambiados en cada semirreacción sea el mismo:
2 ·(MnO4
5(2 I
−
−
+ 8 H+ + 5 e− → Mn 2+ + 4 H2O)
→ I + 2 e−)
2 ·MnO4
2
−
+ 16 H+ + 10 I − → 2 Mn 2+ + 8 H2O+ I 2
VO4 3 + 6H+ + 1e − → VO 2+ + 3 H2O
Fe 2+ − 1e − → Fe3+
−
VO4 3 + 6H+ + Fe 2+ →VO 2+ + 3H2O + Fe3+
Cl2 + 2e − → 2Cl −
2I − 2e − → I2
−
Cl2 + 2I − → 2Cl − + I2
20. Una corriente de 8 A atraviesa durante dos horas dos celdas electrolíticas conectadas en
serie que contienen sulfato de aluminio la primera y un sulfato de cobre la segunda.
a) Calcule la cantidad de aluminio depositada en la primera celda.
b) Sabiendo que en la segunda celda se han depositado 18’95 g de cobre, calcule el estado de
oxidación en que se encontraba el cobre.
Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Al = 27 ; Cu = 63'5 .
a) Aplicamos la 2ª ley de Faraday a la primera celda.
a) Aplicamos la 2ª ley de Faraday a la segunda celda.
n = 2. El estado de oxidación del cobre era 2.
21. La notación de una pila electroquímica es: Mg /Mg 2+ (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: E0 (Ag+/Ag)= 0'80V; E0 (Mg 2+/Mg) = − 2'36 V
a y b) Se reducirá el ión plata que tiene un potencial standard de reducción mayor:
Reducción: 2Ag + + 2e − → 2 Ag 0'80
Oxidación: Mg − 2e − → Mg 2+ + 2'36
Mg + 2 Ag + → Mg 2+ + 2 Ag
fem = 2'36 + 0'80 = 3'16 v
c) El ánodo (polaridad negativa) es donde ocurre la oxidación: el magnesio. El cátodo (polaridad
positiva) donde ocurre la reducción: plata.
22. 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) Fe 2+ + Zn → Fe + Zn2+
b) I2 + Fe + → 2I + 2Fe +
c) Fe + 2Cr 3+ → Fe 2+ + 2Cr 2+
−
Datos: E0 (Fe 2+ / Fe)= − 0'44 V; E0(Zn2+/ Zn) = − 0'77 V ; E0 (Fe 3+ / Fe 2+)= 0'77 V ; E0
(Cr
3+
(
/Cr 2+) = − 0'42 V ; E0 . I2 / I −
a) Reducción: Fe2+ + 2 e- → Fe )
Oxidación: Zn → Zn2+ + 2 e-
)
= 0'53 V
E = - 0,44 V
E = 0,77 V
Cátodo
Ánodo
Fe2++ Zn - → Fe + Zn 2+ fem = 0,33 V
Como fem > 0 ⇒ Sí se produce la reacción.
b) Reducción: I2 + 2 e- → 2IOxidación: 2Fe2+ → 2Fe3+ + 2 e-
E = 0,53 V
E = -0,77
Cátodo
Ánodo
I2 ++ 2Fe2+ - → 2I- + 2Fe3+ fem = -0,24 V
Como fem < 0 ⇒ No se produce la reacción.
c) Reducción:2 Cr3+ + 2 e- → 2 Cr2+ )
Oxidación: Fe → Fe2+ + 2 e-
E = - 0,42 V
E = 0,44 V
Cátodo
Ánodo
2 Cr3+ + Fe - → Fe2++ 2 Cr2+ fem = 0,02 V
Como fem > 0 ⇒ Sí se produce la reacción.
23. El clorato de potasio reacciona en medio ácido sulfúrico con el sulfato de hierro (II) para
dar cloruro de potasio, sulfato de hierro (III) y agua:
a) Escriba y ajuste la ecuación iónica y molecular por el método del ión-electrón.
b) Calcule la riqueza en clorato de potasio de una muestra sabiendo que 1g de la misma han
reaccionado con 25 mL de sulfato de hierro 1M. Masas atómicas: O = 16; Cl = 35’5; K = 39.
(ClO3- + 6H+ +6 e- → Cl- + 3H2O)
3· (2Fe2+ → 2Fe3+ + 2 e- )
ClO3- + 6H+ +6 Fe2+ → Cl- + 3H2O + 6 Fe3+
Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, añadimos los iones espectadores necesarios
para obtener la ecuación molecular.
KClO3 + 3 H2SO4 +6 Fe SO4 →KCl + 3H2O + 3 Fe2(SO4)3
b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que:
x = 4,167·10-3 moles de KClO3
m = 4,167·10-3 moles de KClO3 · 1222,5 g/mol = 0,51 g
24. Un método de obtención de cloro gaseoso se basa en la oxidación del HCl con HNO3
produciéndose simultáneamente NO2 y H2O
a) Ajuste la reacción molecular por el método del ión-electrón.
b) Calcule el volumen de cloro obtenido, a 25ºC y 1 atm, cuando reaccionan 500 mL de una
disolución acuosa 2 M de HCl con HNO3 en exceso, si el rendimiento de la reacción es del 80 %.
Datos: R = 0'082 atm L K-1 mol 

2 (NO3- + 2H+ + e- → NO2 + H2O)
2Cl- → Cl2 +2e-)
2 NO3- + 4H+ + 2Cl- →2 NO2 + 2H2O + Cl2
Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, pasamos a la ecuación molecular.
c)
HNO3 + 2HCl →2 NO2 + 2H2O + Cl2
Calculamos los moles de Cl2
Como el rendimiento de la reacción es del 80%, realmente los moles de cloro obtenidos serán:
Calculamos el volumen:
25. En la valoración de una muestra de nitrito de potasio (KNO2 ) impuro, disuelto en 100 mL de
agua acidulada con ácido sulfúrico, se han empleado 5’0 mL de KMnO4 0’1 M. Sabiendo que se
obtiene KNO3 , K2SO4 y MnSO4:
a) Ajuste las ecuaciones iónicas y molecular por el método del ión-electrón.
b) Calcule la riqueza en nitrito de la muestra inicial, si su masa era 0’125 g.
Masas atómicas: K = 39; O = 16; N = 14.
Ajustamos la reacción por el método del ión-electrón:
2 (MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O)
5(NO2- + H2O - → NO3- +2H+ +2e-)
2 MnO4- + 16 H+ + 5 H2O + 5 NO2- → 2 Mn2+ + 8H2O + 10H+ + 5NO3-
Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, pasamos a la ecuación molecular.
2KMnO4 + 3 H2SO4 + 5 KNO2 → 2 MnSO4 + 3 H2O + K2SO4 + 5kNO3
c) Por la estequiometría de la reacción, vemos que:
Calculamos la riqueza de la muestra:
26. 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 1’0 M de Al3+
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: ; E0 (Al3+ /Al)= - 1'67 V ; E0 (Cu2+/Cu )= 0'35 V
a) El ánodo es el electrodo de aluminio que es donde se produce la reacción de oxidación
Al → Al3+ + 3eEl cátodo es el electrodo de cobre que es donde se produce la reacción de reducción
Cu2++ 2 e- → Cu
b) Para escribir la notación de la pila se empieza siempre escribiendo a la izquierda el proceso de
oxidación (ánodo) y a continuación el de reducción (cátodo). La doble barra indica que los dos
semielementos están separados por un puente salino.
Al(s)  Al3+ (ac) Cu2+ (ac) Cu(s)
Calculamos el potencial de la pila:
Oxidación: 2(Al → Al3+ + 3e-)
E= 1'67 v
Reducción: 3(Cu2++ 2 e- → Cu) E = 0'35 V
2 Al + 3 Cu2+ → 2 Al3+ + 3Cu
fem = 1'67 + 0'35 = 2'02 V
27. Calcule:
a) Los gramos de cinc depositados en el cátodo al pasar una corriente de 1’87 amperios durante
42’5 minutos por una disolución acuosa de. Zn2+
b) El tiempo necesario para producir 2’79 g de I2 en el ánodo al pasar una corriente de 1’75
amperios por una disolución acuosa de KI.
Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Zn = 65’4; I = 127.
c) Aplicamos la 2ª ley de Faraday.
d) Aplicamos la 2ª ley de Faraday.
→ t = 1.211'4 segundos
3
28. En el cátodo de una cuba electrolítica se reduce la especie Cr2 O7 2- a Cr , en medio ácido.
Calcule:
a) ¿Cuántos moles de electrones deben llegar al cátodo para reducir un mol de Cr2 O7 2- ?
b) Para reducir toda la especie Cr2 O7 2- presente en 20 mL de disolución, se requiere una
corriente eléctrica de 2’2 amperios durante 15 minutos. Calcule la carga que se consume,
expresada en Faraday, y deduzca cuál será la concentración inicial de Cr2 O7 2Datos: F = 96500 C.
a) El proceso de reducción ajustado es: Cr2 O7 2- + 14 H+ + 6 e- → 2 Cr3+ + 7 H2O
vemos que por cada mol que se reduce de dicromato se necesitan 6 moles de electrones.
b) La carga que ha circulado, por definición, es: Q = I t = 2'2 900 = 1980 C
Con la carga se calculan los eq-gramo de dicromato:
96.500 C
→ 1 eq-g de dicromato
1980 C
→ x
x = 0,02 eq-g de dicromato
29. 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
a) ¿Cuál es la especie química más oxidante entre las mencionadas anteriormente?.
b) ¿Es espontánea la reacción entre el cloro molecular y el ión yoduro?.
c) ¿Es espontánea la reacción entre el yodo y el ión bromuro?.
a) Si ordenamos los pares de acuerdo con su potencial, tenemos:
Cl2 / Cl- =1'36 V
Br2 / Br- =1'07 V
I2 / I-= 0'54 V
La especie más oxidante es la que tiene mayor potencial, es decir, Cl2 / Cl- =1'36 V
, mientras que la especie más reductora es la que tiene menor potencial, es decir, I2 / I-= 0'54 V
1,36 V
b)
Cl2 + 2e − → 2Cl −
2I − 2e − → I2
-0,54 V
−
Cl2 + 2I − → 2Cl − + I2 fem = 0,82 V
Luego, la reacción es espontánea.
I2 + 2e − → 2I −
2Br − 2e − → Br2
c)
−
0,54
V
-1,07 V
I2+ 2Br →2I − + Br2 fem = -0,53 V
Luego, la reacción no es espontánea.
−
30. En disolución acuosa y en medio ácido sulfúrico el sulfato de hierro (II) reacciona con
permanganato de potasio para dar sulfato de manganeso (II), sulfato de hierro (III) y sulfato de
potasio.
a) Escriba y ajuste las correspondientes reacciones iónicas y la molecular del proceso por el método
del ión-electrón.
b) Calcule la concentración molar de una disolución de sulfato de hierro (II) si 10 mL de esta disolución
han consumido 22’3 mL de una disolución acuosa de permanganato de potasio 0’02 M.
a) Ajustamos la reacción por el método del ión-electrón:
2 (MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O)
5(2Fe2+ → 2Fe3+ +2e-)
2 MnO4- + 16 H+ + 10 Fe2+ → 2 Mn2+ + 8 H2O + 10 Fe3+
Simplificando y pasando a la reacción molecular, se tiene:
2KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 FeSO4 → 2 MnSO4 + 8 H2O + 5 Fe2(SO4 )3 + K2SO4
b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que:
-3
0'02 0'0223 moles de KMnO4
2,23 · 10 moles de FeSO4
La concentración molar es: M =
31. El gas cloro se puede obtener por reacción de ácido clorhídrico con ácido nítrico,
produciéndose simultáneamente dióxido de nitrógeno y agua.
a) Ajuste la ecuación iónica y molecular por el método del ión-electrón.
b) Calcule el volumen de cloro obtenido, a 17 ºC y 720 mm de mercurio, cuando reaccionan 100
mL de una disolución de ácido clorhídrico 0’5 M con ácido nítrico en exceso.
Dato: R = 0'082 atm⋅L⋅K ⋅mol
− 1
Oxidación 2 Cl −
→ Cl + 2 e
Reducción NO 3
+ 2 H+ +
−
2
– 1
−
e− → NO2 + H2O
x2
+ 4 H + 2 Cl → 2 NO2 + 2 H2O + Cl2
Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, pasamos a la ecuación molecular.
2 HNO3 + 2 HCl → 2 NO2 + 2 H2O + Cl2
b) Calculamos los moles de Cl2
2 NO3
−
+
0,1 L disolución
−
32. Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares 0
E (Cl2 /Cl − ) = 1'36 V y
E0 (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?
Cátodo
Ánodo
Cl2 + 2e− → 2 ClCu → Cu2+
+ 2 e−
E0 red = 1,36 V
E 0oxi.
= -0,34 V
Cl2+ Cu → 2Cl − + Cu2+
b) El ánodo es el electrodo de Cu que es donde se produce la oxidación y el cátodo es el electrodo
de 2 Cl que es donde se produce la reducción.
c) fem =1'36 − 0'34 =1'02 v
33. Por dos cubas electrolíticas que contienen disoluciones de nitrato de plata y sulfato de cobre
(II), respectivamente, pasa la misma cantidad de corriente. Calcule:
a) Los gramos de cobre depositados en la segunda cuba, si en la primera se han depositado 10 g
de plata.
b) El tiempo que dura el proceso si la corriente que circula es de 5 amperios.
Datos: F = 96.500C. Masas atómicas: Cu = 63'5 ; Ag = 108.
En la primera cuba
= 8935,18 C
I t = 8.935'18
5 t = 8.935'18
t = 1.787 segundos
34. a) Ajuste por el método del ión-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 .
2 I− → I2+ 2 e−
x3
ClO3 + 6H + 6e → Cl + 3 H2O
-
+
-
-
ClO3- + 6H+ + 6 I − → Cl- + 3 H2O +3 I 2
Como la reacción transcurre en medio básico:
ClO3- + 6H+ + 6 I − + 6OH− → Cl − + 3 H2O + 3 I 2 + 6OH−
La ecuación molecular ajustada sería:
KClO3 + 3 H2O + 6 KI → KCl +
3 I 2 + 6 KOH
b) Como queremos obtener 1 g de yodo, tenemos:
35. Se realiza la electrodeposición completa de la plata que hay en 2 L de una disolución
de AgNO3 . Si fue necesaria una corriente de 1’86 amperios durante 12 minutos, calcule:
a) La molaridad de la disolución de AgNO3
b) Los gramos de plata depositados en el cátodo.
Datos: F = 96.500 C. Masa atómica: Ag = 108
36. Se dispone de una disolución acuosa de AgNO3 1 M.
a) Si se sumerge un alambre de cobre, ¿se oxidará? Justifique la respuesta.
b) Si el alambre fuese de oro, ¿se oxidaría? Justifique la respuesta.
c) Si se produce reacción, escriba y ajuste la ecuación correspondiente.
Datos: E0 (Ag + / Ag) = 0'80 V ; E0 (Cu2+ /Cu) = 0'34 V ; E0 (Au3+ / Au) = 1'50 V
a) La plata tiene más tendencia a reducirse que el cobre (su potencial estándar de reducción es
mayor). Por lo tanto, la plata ganará un electrón y se reducirá a cambio de que el cobre pierda dos y
se oxide.
b) Si el alambre es de oro no ocurrirá nada, ya que el oro posee mayor potencial estándar de
reducción.
c) Para el apartado a:
Cu
→ Cu 2+ + 2e −
2⋅ (Ag + + e − → Ag)
Cu + 2⋅Ag + → Cu 2+ + 2 Ag−
37. El permanganato de potasio oxida al sulfato de hierro (II) en medio ácido sulfúrico, para
dar
sulfato de manganeso (II), sulfato de hierro (III), sulfato de potasio y agua.
a) Ajuste la ecuación iónica y la molecular del proceso por el método del ión-electrón.
b) Calcule el volumen de una disolución de permanganato de potasio 0’02 M que se requiere
para oxidar 40 mL de disolución de sulfato de hierro (II) 0’1 M.
a) Ajustamos la reacción por el método del ión-electrón:
2 (MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O)
5(2Fe2+ → 2Fe3+ +2e-)
2 MnO4- + 16 H+ + 10 Fe2+ → 2 Mn2+ + 8 H2O + 10 Fe3+
Simplificando y pasando a la reacción molecular, se tiene:
2KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 FeSO4 → 2 MnSO4 + 8 H2O + 5 Fe2(SO4 )3 + K2SO4
b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que:
38. 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.
a) El primero no es, ya que ningún elemento cambia su estado de oxidación. El segundo sí, se
oxida el yodo que pasa de yodato y se reduce el nitrato que pasa a monóxido de nitrógeno.
b) La semireacción de oxidación es: I2 + 6 H2O → 2 IO3 − + 12 + 10e
Se reduce el nitrato:
NO3 − + 4 H + + 3e − → NO + 2 H2O
–
39. El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio según la reacción:
H2 SO4 + KBr → K2 SO4 + Br2 + SO2 + H2O
a) Ajústela por el método del ión-electrón y escriba las dos semiecuaciones redox.
b) Calcule el volumen de bromo liquido (densidad 2’92 g/mL) que se obtendrá al tratar 90’1 g
de bromuro de potasio con suficiente cantidad de ácido sulfúrico.
Masas atómicas: Br = 80 ; K = 39
SO4 2- + 4H+ + 2e − → SO2 + 2H2 O
2Br − → Br2 + 2e –
SO4 2- + 4H++ 2Br − →SO2 + 2H2 O + Br2
La ecuación molecular ajustada será:
2 H2SO4 + 2KBr →SO2 + 2H2 O + Br2 + K2SO4
b) Por la estequiometría de la reacción, vemos que:
2 119 g KBr
90,1 g
→ 160 g de Br2
x = 60'57g Br2
→ x
40. 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 esta pila.
b) Escriba la notación de la pila formada.
c) Calcule la fuerza electromotriz de la pila.
Datos: E0 (Ag + / Ag) = 0'80 V ;E0 (Cd2+ /Cd) = − 0'40 V .
Reducción: 2( Ag+ + e- → Ag )
Oxidación: Cd → Cd2+ + 2 e-
Cd + 2 Ag+→ Cd2++ 2Ag
E = 0,80 V
E = 0,4 V
Cátodo
Ánodo
fem =0'40 + 0'80 =1'20 V
Para escribir la notación de la pila se empieza siempre escribiendo a la izquierda el proceso de
oxidación (ánodo) y a continuación el de reducción (cátodo). La doble barra indica que los dos
semielementos están separados por un puente salino.
Cd(s) Cd2+ (ac)  Ag+ (ac) Ag(s)