1. Ciencia

QUÍMICA
2º Bachillerato
Equilibrios de transferencia de electrones
ESTEQUIOMETRÍA REDOX
1. ¿Qué entiendes por número de oxidación?
2. De las siguientes reacciones, indica razonadamente cuáles son de oxidaciónreducción y cuáles no:
a) 2 H2S + SO2 → 3 S + 2 H2O
b) 3 NaClO2 → 2 NaClO3 + NaCl
c) AgNO3 + NaI → NaNO3 + AgI
d) C6H12O6 → 2 CO2 + 2 CH3CH2OH
3. (PAU sept 11) Dadas las siguientes reacciones:
I2 + 10 HNO3 → 2 HIO3 + 10 NO2 + 4 H2O
BaCO3 → BaO + CO2
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
Determine justificadamente:
a) Cuáles de estas reacciones corresponden a procesos redox.
b) Señale en cada caso la especie oxidante, la especie reductora, la especie que se
oxida y la especie que se reduce.
4. Ajusta por el método del ión – electrón las siguientes reacciones (todas ellas en
medio ácido), indicando razonadamente los agentes oxidantes y reductores en cada una
de ellas:
a) Al + Cl2 → Al3+ + Clb) Na2SO4 + C → CO2 +Na2S
c) HCl + K2Cr2O7 → Cl2 + CrCl3 + KCl
d) KMnO4 + HCl → Cl2 + MnCl2 + KCl
e) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4
f)
HCl + K2Cr2O7 + FeCl2 → CrCl3 + FeCl3 + KCl + H2O
g) FeSO4 + HNO3 + H2SO4→ Fe2(SO4)3 + NO + H2O
h) KMnO4 + K2SO3 + HCl → MnO2 + K2SO4 + KCl + H2O
i)
HCHO + K2Cr2O7 + H2SO4→ Cr2(SO4)3 + K2SO4 + HCOOH + H2O
1
5. Ajusta las siguientes reacciones en disolución básica:
a) NO2- (aq) + Br2 (g) → NO3- (aq) + Br- (aq)
b) Cl2 (g) → ClO4- (aq) + Cl- (aq)
c) Cr(OH)3 (aq) + ClO3- (aq) → CrO42- (aq) + Cl- (aq)
d) MnO4- (aq) + SO32- (aq) → MnO2 (s) + SO42- (aq)
6. Cuando la humedad del aire entra en contacto con el hierro, se produce la corrosión,
con formación de Fe(OH)3. Ajusta las semirreacciones de oxidación y reducción y
combínalas para obtener la reacción global.
7. El bromuro de sodio reacciona con el ácido nítrico, en caliente, según la siguiente
ecuación:
NaBr (aq) + HNO3 (aq) → Br2 (g) + NO2 (g) + NaNO3 (aq) + H2O (l)
a) Ajusta esta reacción por el método del ion electrón.
b) Calcula la masa de bromo que se obtiene cuando 100 g de bromuro de sodio se
tratan con ácido nítrico en exceso.
Sol.: a) 2 NaBr (aq) + 4 HNO3 (aq) → Br2 (g) + 2 NO2 (g) + 2 NaNO3 (aq) + 2 H2O (l)
b) 77,7 g de Br2
8. El óxido nítrico (NO) se prepara según la reacción:
Cu (s) + HNO3 (aq) → Cu(NO3)2 (aq) + NO (g) + H2O (l)
a) Ajusta la reacción molecular por el método del ion-electrón.
b) Calcula la masa de cobre que se necesita para obtener 0,5 L de NO medidos a
750 mm Hg y 25 ºC.
Sol.: a) 3 Cu (s) + 8 HNO3 (aq) → 3 Cu(NO3)2 (aq) + 2 NO (g) + 4 H2O (l)
b) 1,92 g de Cu (s)
9. En medio ácido sulfúrico, el permanganato de potasio reacciona con Fe (II) según:
KMnO4(aq)+FeSO4(aq)+H2SO4 (aq)→MnSO4(aq)+Fe2(SO4)3(aq)+K2SO4(aq)+H2O(l)
a) Ajusta la reacción por el método del ion-electrón.
b) Calcula el número de moles de sulfato de hierro (III) que se obtienen cuando
reaccionan 79 g de permanganato de potasio con la cantidad necesaria de Fe (II).
Sol.: KMnO4(aq)+5FeSO4(aq)+4H2SO4 (aq)→
MnSO4(aq)+5/2Fe2(SO4)3(aq)+1/2K2SO4(aq)+4H2O (l); b) 1,25 moles de Fe2(SO4)3 (aq)
10. El KMnO4, en medio ácido sulfúrico, reacciona con el H2O2 para dar MnSO4 , O2,
H2O y K2SO4.
a) Ajusta la reacción molecular por el método del ion-electrón.
b) ¿Qué volumen de O2 medido a 1520 mm de mercurio y 125 ºC se obtiene a
partir de 100 g de KMnO4?
Sol.: a) 3 H2SO4 (aq) + 2 KMnO4 (aq) + 5 H2O2 (aq) →
2 MnSO4 (aq) + 5 O2 (g) + 8 H2O (l) +K2SO4 (aq); b) 25,78 L de O2
11. Si se hace pasar una corriente de cloro gas a través de una disolución de hidróxido
de sodio se produce cloruro de sodio y clorato de sodio.
a) Ajusta la reacción por el método del ion-electrón.
b) Calcula cuántos moles de cloro reaccionarán con 2 g de hidróxido de sodio.
2
Sol.: a) 6 Cl2 (g) + 12 NaOH (aq) → 10 NaCl (aq) + 2 NaClO3 (aq) + 6 H2O (l);
b) 0,025 mol de Cl2
12. (PAU sept 11) Se mezclan 25,0 mL de disolución de dicromato de potasio 0,12 M y
40 mL de una disolución de yoduro de potasio 1,40 M, sabiendo que la reacción que se
produce es:
K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → K2SO4 + I2 + Cr2(SO4)3 + H2O
a) Escriba la ecuación iónica ajustada mediante el método del ion-electrón.
b) ¿Qué reactivo se encuentra en exceso?
c) ¿Qué masa de yodo se formará?
Sol.: b) KI; c) 2,29 g
VALORACIONES REDOX
13. En una valoración, 31,25 mL de una disolución 0,1 M de Na2C2O4 (oxalato de
sodio) en medio ácido consumen 17,38 mL de una disolución de KMnO4 de
concentración desconocida. Sabiendo que el oxalato pasa a CO2 y el permanganato a
Mn2+.
a) Ajusta la ecuación iónica por el método del ion-electrón.
b) Calcula la concentración de la disolución de KMnO4.
Sol.: a) 2 MnO4- (aq) + 16 H+ (aq) + 5 C2O42- (aq) →
2 Mn2+ (aq) + 8 H2O (l) + 10 CO2 (g); b) 0,072 M
14. En medio ácido, el ion cromato oxida al ion sulfito según la ecuación:
CrO42– (aq) + SO32– (aq) + H+ (aq) → Cr3+ (aq) + SO42– (aq) + H2O (l)
a) Ajusta la ecuación iónica por el método del ion-electrón.
b) Si 25 mL de una disolución de Na2SO3 reaccionan con 28,1 mL de disolución
0,088 M de K2CrO4 , calcula la molaridad de la disolución de Na2SO3.
Sol.: a) 2 CrO42– (aq) + 3 SO32– (aq) + 10 H+ (aq) →
2 Cr3+ (aq) + 3 SO42– (aq) + 5 H2O (l); b) 0,15 M
15. El permanganato reacciona con los iones Fe (II) en medio ácido produciendo Mn
(II) y Fe (III), según la reacción:
KMnO4 (aq) + FeCl2 (aq) + HCl (aq) → MnCl2 (aq) + FeCl3 (aq) + KCl (aq) + H2O (l)
a) Ajusta la reacción redox por el método del ión-electrón, indicando qué reacción
es la de oxidación y cuál de reducción y qué sustancia es la oxidante y cuál la
reductora.
b) Para determinar la pureza de una muestra de FeCl2 impuro se disuelven 1,282 g
de muestra en un erlenmeyer, se acidifica y se valoran desde la bureta con
disolución de permanganato 0,1 M, de manera que cuando se colorea la
disolución del erlenmeyer se han añadido 13,5 mL de disolución de
permanganato. ¿Qué porcentaje de FeCl2 hay en la muestra?
Sol.: a) KMnO4 (aq) + 5 FeCl2 (aq) + 8 HCl (aq) →
MnCl2 (aq) + 5 FeCl3 (aq) + KCl (aq) + 4 H2O (l); b) 67 % de FeCl2 en masa
3
16. (PAU jun 11) Dada la siguiente reacción que se lleva a cabo en medio ácido:
MnO4- + S2- → Mn2+ + S (s)
a) Indique cuál es la especie oxidante y cuál la reductora y ajuste la ecuación por el
método del ion-electrón.
b) Calcule la concentración de una disolución de permanganato de potasio
necesaria, si se necesitan 70 mL de ésta para reaccionar completamente con 300
mL de una disolución de sulfuro de sodio 1,5 M.
Sol.: b) 2,6 M
PILAS ELECTROQUÍMICAS
Potenciales estándar de
reducción a 25 oC
17. Escribe las reacciones globales ajustadas para Semirreacción
εº, V
4+
3+
las pilas siguientes:
Ce
(aq)
/
Ce
(aq)
1,73
2+
a) Cr (s) / Cr3+ (aq) // Co2+ (aq) / Co (s)
MnO4 (aq) / Mn (aq)
1,52
b) Br- (aq) / Br2 (g) / Pt (s) // I2 (g) / Pt (s) / I- (aq) Cl2 (g) / Cl- (aq)
1,36
c) Al (s) / Al3+ (aq) // Zn2+ (aq) / Zn (s)
IO
(aq)
/
I
(g)
1,20
3
2
+
d) Sn (s) / Sn2+ (aq) // Pt(s) / O2 (g) / H2O (l)
Ag (aq) / Ag (s)
0,80
Hg2+(aq) / Hg (l)
0,80
18. Consulta la tabla de potenciales estándar de Fe3+ (aq) / Fe2+ (aq)
0,77
reducción y representa esquemáticamente las pilas Cu2+ (aq) / Cu (s)
0,34
voltaicas formadas por los electrodos indicados,
+
H (aq) / H2 (g)
0,00
escribe las correspondientes reacciones en cada
2+
Pb (aq) / Pb (s)
– 0,13
electrodo y global y calcula la f.e.m. de la pila:
NO3- (aq) / NH3 (g)
– 0,13
2+
+
a) Mg /Mg y Ag /Ag
2+
Sn (aq) / Sn (s)
– 0,14
b) Cl2/Cl- y Fe3+/Fe2+
2+
2+
2+
Ni
(aq)
/
Ni
(s)
–
0,25
c) Cu /Cu y Sn /Sn
2+
Cd (aq) / Cd (s)
– 0,40
2+
+
2+
Fe
(aq)
/
Fe
(s)
–
0,44
19. Sabiendo εº(Ag /Ag) y εº(Ni /Ni):
3+
Cr (aq) / Cr (s)
– 0,74
2+
Zn (aq) / Zn (s)
– 0,76
a) ¿Podría construirse una pila con ambos
3+
Al
(aq)
/Al
(s)
–
1,66
electrodos?
2+
Mg (aq) / Mg (s)
– 2,37
b) ¿Qué electrodo actúa como ánodo y cuál
+
Na
(aq)
/
Na
(s)
– 2,71
como cátodo?
2+
Ca (aq) / Ca (s)
– 2,87
c) ¿Cuál es la fuerza electromotriz de la pila?
d) Indica las semirreacciones en cada electrodo y la reacción global
Sol.: c) εºPila = 1,05 V
20. Tenemos una pila formada por un electrodo de Ni2+/Ni y otro de Zn2+/Zn.
a) Justifica la reacción espontánea que se produce y la f.e.m. que genera.
b) Haz un esquema de dicha pila. ¿Para qué sirve el puente salino? ¿En qué sentido
circulan los electrones? ¿Por qué?
Sol.: a) εºPila = 0,51 V
21. Dados los potenciales estándar de reducción de εº(Cr3+/Cr) y εº(Cu2+/Cu):
a) ¿Cuál sería la reacción espontánea en una pila formada por estos dos electrodos?
¿Por qué?
b) ¿En qué sentido y por dónde circularán los electrones?
4
22. Sabiendo que:
Zn (s) / Zn2+ (aq, 1 M) // H+ (aq, 1 M) / H2 (g, 1 atm) / Pt (s) εºpila = 0,76 V
Zn (s) / Zn2+ (aq, 1 M) // Cu2+ (aq, 1 M) / Cu (s) εºpila = 1,10 V
Calcula los siguientes potenciales estándar de reducción:
a) εº (Zn2+/Zn)
b) εº (Cu2+/Cu)
2+
Sol.: a) εº (Zn /Zn) = -0,76 V; b) εº (Cu2+/Cu) = 0,34 V
23. Dados los potenciales estándar de reducción de Ag+/Ag, Mg2+/Mg, Fe3+/Fe2+,
Al3+/Al, Ca2+/Ca y Sn2+/Sn:
a) Indica cuáles de estos metales se oxidan más fácilmente que el Fe y por qué
b) Justifica qué especie iónica es la más fácil de reducir y cuál es el reductor más
fuerte entre todas las especies químicas señaladas.
c) Indica qué dos electrodos de los señalados formarán la pila que proporciona
mayor f.e.m ¿Cuál actuará como ánodo?
Sol.: c) εºPila = 3,67 V
24. Sabiendo εº(Pb2+/Pb) y εº(Mg2+/Mg):
a) Justifica en qué sentido tendrá lugar la reacción Mg2++ Pb----Mg + Pb2+
b) Indica las reacciones que tendrían lugar en cada uno de los electrodos de la pila
que construirías con ellos y la reacción total de la misma. Dibuja un esquema de
la pila, describiendo los procesos que tienen lugar y cómo funciona.
c) Indica la especie que se oxida, la que se reduce, la especie oxidante y la especie
reductora.
d) Calcula la f.e.m. de la pila
Sol.: d) εºPila = 2,24 V
25. (PAU jun 11) Dadas las siguientes semipilas: Hg2+/Hg (l), Ni2+/Ni (s) y Cu2+/Cu (s),
busque la combinación cuya pila tendría una mayor fuerza electromotriz y calcule su
valor. Escriba las semiecuaciones de oxidación y reducción correspondientes a dicha
pila.
Sol.: εºPila = +1,05V
ESPONTANEIDAD REDOX
26. Dada la reacción:
I2 (g) + KMnO4 (aq) + H2SO4 (aq) → KIO3 (aq) + MnSO4 (aq) + H2O (l)
a) Ajusta por el método del ión – electrón e indica la sustancia oxidante y la
reductora.
b) Consulta la tabla de potenciales estándar de reducción y justifica el sentido
espontáneo de la reacción anterior
27. Consulta la tabla de los potenciales estándar de reducción y predice razonadamente
si las siguientes reacciones ocurrirán espontáneamente en condiciones estándar (las
reacciones no están ajustadas, pero no hace falta ajustarlas para contestar a la cuestión):
a) Ni2+ (aq) + Cd (s) → Ni (s) + Cd2+ (aq)
b) MnO4- (aq) + Cl- (aq) → Mn2+ (aq) + Cl2 (g)
c) Ce3+ (aq) + H+ (aq) → Ce4+ (aq) + H2 (g)
d) Cr (s) + Zn2+ (aq) → Cr3+ (aq) + Zn (s)
5
28. ¿Qué ocurriría si, en condiciones estándar, introducimos una lámina de plata en una
disolución de sulfato de hierro (II), FeSO4? ¿Y si hiciéramos burbujear cloro, Cl2 (g),
por la disolución de FeSO4? Consulta la tabla de potenciales estándar de reducción.
29. a) Conociendo los potenciales estándar de reducción para los pares Al3+/Al y
Fe2+/Fe describe lo que observamos al utilizar una cuchara de aluminio para agitar una
disolución de nitrato ferroso. Justifica tu respuesta y escribe la reacción global que se
produce.
b) Justifica si el anión nitrato se puede reducir a amoníaco, con Zn o con Sn. Consulta
los potenciales estándar de reducción correspondientes.
Indica la reacción que tiene lugar en caso positivo.
30. a) ¿Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con hierro metálico?
b) ¿Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con cobre?
c) ¿Qué ocurrirá si se añaden limaduras de hierro a una disolución de Cu2+?
Justifica las respuestas.
Sol.: a) sí ya que εºPila >0; b) no ya que εºPila <0; c) sí ya que εºPila >0
31. Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar, indica, justificando
brevemente la respuesta, cuál o cuáles de las siguientes reacciones se producirá de
forma espontánea:
a) Fe2+ (aq) + Cu (s) → Fe (s) + Cu2+ (aq)
b) Fe+ (aq) + Cu (s) → Fe2+ (aq) + Cu2+ (aq)
c) Fe2+ (aq) + Cd (s) → Fe (s) + Cd2+ (aq)
Sol.: a) no esp, ya que εºPila = -0,78 V; b) no esp. ya que las dos sustancias se oxidan;
c) no esp, ya que εºPila = -0,04 V
32. a) Si sumerges una moneda de cobre (el metal de que están hechas en mayor
proporción las monedas de 1, 2 y 5 céntimos de euro) en una disolución de iones Zn2+
¿se estropearán las monedas?
b) Al introducir un clavo de hierro en una disolución de ácido clorhídrico, se observa
que se forman burbujas y que poco a poco el clavo se va disolviendo. Da una
explicación a este hecho.
Sol.: a) no se estropean ya que εºPila <0;
b) εºPila = 0,44 V > 0 y por lo tanto la reacción se da
33. Al añadir unas virutas de cobre sobre una disolución 1 M de nitrato de mercurio (II)
se observa que, al cabo de poco tiempo, las virutas rojizas de cobre se recubren de una
capa blanca grisácea.
Interpreta el fenómeno proponiendo una reacción química y ordena de mayor a menor
los potenciales estándar de reducción de los semisistemas Cu2+/Cu y Hg2+/Hg.
Sol.: Ocurre: Cu (s) + Hg2+(aq) → Cu2+ (aq) + Hg (s)↓
ya que εº (Cu2+/Cu) < εº (Hg2+/Hg)
34. Para evitar la oxidación del sulfato de hierro (II) a sulfato de hierro (III), ¿de cuáles
de los siguientes metales podemos añadir unas virutas: de plata, de cobre o de hierro?
Sol.: Cu (s) o Fe (s)
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LA ECUACIÓN DE NERST
35. Sabiendo que εº (Zn2+/Zn) = -0,76 V, calcula el potencial de reducción del electrodo
de Zn en una disolución 0,1 M de ZnCl2.
Sol.: ε (Zn2+/Zn) = -0,79 V
36. Sabiendo que el potencial estándar de la pila Daniell es εºPila = 1,10 V, calcula la
fuerza electromotriz de dicha pila cuando [Zn2+] = 1,5 M y [Cu2+] = 0,74 M
Sol.: εPila = 1,091 V
ELECTROLISIS
37. Explica qué es la electrólisis. Indicar la diferencia fundamental entre lo que ocurre
en una cuba electrolítica y en una célula galvánica.
38. a) Dibuja un esquema de una cuba electrolítica: indica sus elementos constitutivos y
explica la función que desempeña cada elemento en el proceso electrolítico. b) ¿Qué nos
dicen las leyes de Faraday sobre el proceso?
39. Una disolución de Cd(NO3)2 se somete a electrolisis haciendo pasar una corriente de
2,5 A hasta que se depositan 4,50 g de metal.
a) ¿Cuántos minutos estuvo pasando la corriente por dicha disolución?
b) Si la misma cantidad de carga se hace pasar una disolución de FeCl3, ¿qué
cantidad de Fe se obtiene?
Dato: 1 F = 96500 C
Sol.: a) t = 3091 s; b) 1,49 g de Fe
40. Para platear una pulsera colocada como cátodo, se hace pasar durante dos horas una
corriente eléctrica de 0,5 Amperios a través de un litro de una disolución de nitrato de
plata, AgNO3, 0,1 M. Calcula:
a) La masa de la plata metálica depositada en la pulsera
b) La concentración de ión plata que queda finalmente en la disolución
Dato: 1 F = 96500 C
Sol.: a) 4 g; b) [Ag+]= 0,063 molL-1
41. Una disolución que contiene Vanadio en un estado de oxidación desconocido se
somete a electrolisis con una corriente de 1,5 A durante 6 minutos. Como resultado, en
el cátodo se depositan 0,095 g de Vanadio metálico. ¿Cuál es el número de oxidación de
los iones de Vanadio presentes en la disolución original?
Dato: 1 F = 96500 C
Sol.: 3
42. En una cuba electrolítica en medio ácido se hace pasar por una corriente de 0,7
amperios a través de un litro de disolución de AgNO3 0,15 M durante 3 horas.
a) ¿Cuál es la masa de plata metálica depositada en el cátodo? ¿Cuál es la
concentración de ion plata que queda finalmente en la disolución?
b) Si en el ánodo se desprende oxígeno formado a partir del agua, ¿cuál es el
volumen de este gas medido en c. n. que se desprende durante el proceso?
Dato: 1 F = 96500 C
Sol.: a) 8,44 g; 0,07 M; b) 437 mL
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CUESTIONES DE REPASO
43. Explica los siguientes hechos:
a) Los únicos productos de la electrolisis del NaI fundido son sodio y yodo pero, en
cambio, la electrolisis acuosa de NaI produce H2 y I2.
b) Un agente oxidante se reduce.
c) Cómo el Co2+ puede actuar tanto como oxidante como reductor.
d) La diferencia esencial entre una célula electrolítica y una pila voltaica.
44. Sabiendo εº(Ag+/Ag) y εº(Cu2+/Cu), justifica si son válidas, o no, las siguientes
afirmaciones:
a) El Cu reduce a la Ag+
b) El Ag+ es el agente reductor.
c) El polo negativo de una pila formada por ambos electrodos sería Ag+/Ag.
d) De las especies señaladas, el ión Ag+ es el oxidante más fuerte.
e) La reacción 2 Ag + Cu2+ → Cu + 2 Ag+ se produce espontáneamente.
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