TEMA 7. INTRODUCCIÓN A LA ELECTROQUÍMICA AJUSTE DE REACCIONES REDOX E3A.S2009 El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio según a reacción: H2SO4 + KBr → K2SO4 + Br2 + SO2 + H2O a) Ajústela por el método del ión−electrón y escriba las dos semiecuaciones redox. b) Calcule el volumen de bromo líquido (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 a) +6 +4

SO42– + 2 e− → SO2

–1 0

2 Br− − 2 e− → Br2 Ahora añadimos los H+ necesarios para formar agua con todos los oxígenos que hay, obviamente, como hay 4 oxígenos a la izquierda y 2 a la derecha, pues agregaremos 4H+ y se formarán 2 H2O: +6 +4

SO42– + 2 e− + 4 H+→ SO2 + 2 H2O

–1 0

2 Br− − 2 e− → Br2 −−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−− SO4

2– + 2 Br− + 4 H+→ SO2 + Br2 + 2 H2O esa es la ecuación iónica ajustada. La ecuación molecular se obtiene muy fácilmente, sin tener que hacer tanteo: 2 H2SO4 + 2 KBr → K2SO4 + SO2 + Br2 + 2 H2O b) De la estequiometría de la reacción se deduce que: 2 H2SO4 + 2 KBr → K2SO4 + SO2 + Br2 + 2 H2O 2 . 119 g KBr −−−−−−−−−−−− 160 g Br2 90,1 g KBr −−−−−−−−−−−−−− x = 60,57 g Br2 y como:

V

m=ρ → mL 74,20mL/g92,2

g57,60mV ==

ρ= de Br2 (es un líquido)

E4A.S2009 El ácido nítrico concentrado reacciona con el mercurio elemental en presencia de ácido clorhídrico produciendo cloruro de mercurio (II), monóxido de nitrógeno y agua. a) Ajuste la ecuación iónica y molecular por el método del ion−electrón. b) Calcule el volumen de ácido nítrico 2M que se debe emplear para oxidar completamente 3 g de mercurio elemental. Masa atómica: Hg = 200,6

a) HNO3 + Hg + HCl + → HgCl2 + NO + H2O Las semiecuaciones son: +5 +2

2*( NO3− + 3 e− + 4 H+ → NO + 2 H2O )

0 +2

3*( Hg − 2 e− → Hg2+ ) −−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−− 2 NO3

− + 3 Hg + 8 H+ → 2 NO + 3 Hg2+ + 4 H2O en este caso los protones los aportan 2 el HNO3 y los 6 restantes el debe hacerlo el HCl, así que la ecuación molecular sería: 2 HNO3 + 3 Hg + 6 HCl → 3 HgCl2 + 2 NO + 4 H2O b) Teniendo en cuenta que nºmolesHNO3 = M.V = 2.V podemos poner que: 2 HNO3 + 3 Hg + 6 HCl → 3 HgCl2 + 2 NO + 4 H2O

2 moles HNO3 −−−− 3.200,6 g Hg 2.V moles HNO3 −−−− 3 g Hg de donde se deduce que V = 4,99.10–3 L = 4,99 mL de HNO3 2M E6B.S2009 El estaño metálico es oxidado por el ácido nítrico produciendo óxido de estaño (IV), dióxido de nitrógeno y agua. a) Ajuste las ecuaciones iónicas y molecular del proceso por el método del ion−electrón. b) Calcule los gramos de estaño que reaccionan con 2L de disolución de ácido nítrico 2M. Masa atómica: Sn = 118,7 a) Sn + HNO3 → SnO2 + NO2 + H2O 0 +4

Sn − 4 e− +2 H2O → SnO2 + 4 H+ +5 +4

4*( NO3− + 1 e− + 2 H+ → NO2 + H2O )

−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−− Sn + 4 NO3

− + 4 H+ → SnO2 + 4 NO2 + 2 H2O La ecuación molecular sería: Sn + 4 HNO3 → SnO2 + 4 NO2 + 2 H2O b) Teniendo en cuenta que nºmolesHNO3 = M.V = 2.2 = 4 moles, podemos poner que:

Sn + 4 HNO3 → SnO2 + 4 NO2 + 2 H2O 118,7 g Sn – 4 moles HNO3 x −−−−− 2.2 moles HNO3 de donde x= 118,7 g Sn

E1A.S2008 La siguiente reacción transcurre en medio ácido: MnO4

− + SO32− → MnO2 + SO4

2− 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. c) +7 +4

2*( MnO4− + 3 e− + 4 H+ → MnO2 + 2 H2O reducción

+4 +6

3*( SO32− − 2 e− + H2O → SO4

2− + 2 H+ oxidación −−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−− 2 MnO4

− + 3 SO32− + 2 H+ → 2 MnO2 + 3 SO4

2− +H2O a,b) El manganeso del permanganato pasa de tener número de oxidación +7 a dióxido de manganeso donde tiene +4. Para eso debe ganar 3e– y en consecuencia la semireacción es de reducción. El MnO4

− es el oxidante y ganando 3e– se reduce a MnO2 (que es su reductor conjugado). La otra semireacción es de oxidación porque hay pérdida de electrones. El SO3

2− es el reductor que pierde 2 e– y se oxida a SO4

2− (que es su oxidante conjugado) E2A.S2008 (igual al ejemplo E4B.S2010) Dada la reacción: KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + H2O a) Ajuste por el método del ion−electrón esta reacción, en su forma iónica y molecular. b) ¿Qué volumen de disolución 0’02 M de permanganato de potasio se necesita para oxidar 30 mL de disolución de sulfato de hierro (II) 0’05 M, en presencia de ácido sulfúrico? a) 2 KMnO4 + 10 FeSO4 + 8 H2SO4 → 2 MnSO4 + 5 Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8 H2O b) V = 15 mL de KMnO4 0,02M E4A.S2008 El ácido nítrico reacciona con el cobre generando nitrato de cobre (II), monóxido de nitrógeno (NO) y agua. a) Escriba la ecuación iónica del proceso. b) Asigne los números de oxidación y explique qué sustancia se oxida y cuál se reduce. c) Determine la ecuación molecular y ajústela mediante el método del ion−electrón. a) La ecuación iónica es: NO3

– + Cu + H+ → Cu2+ + NO + H2O 5+ 0 +2 –2

b) Los números de oxidación: NO3– + Cu + H+ → Cu2+ + NO + H2O

5+ –2

2*( NO3– + 3e– + 4 H+ → NO + 2 H2O ) reacc. reducción

0 +2

3*( Cu – 2e– → Cu2+ ) reacc. oxidación −−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−− 2 NO3

– + 3 Cu + 8 H+ → 2 NO + 3 Cu2+ + 4 H2O

El oxidante es el ácido nítrico que se reduce a NO al ganar 3e–. El reductor es el Cu que se oxida a Cu2+ al perder 2e–. Por tanto, se oxida el Cu y se reduce el ácido nítrico. c) Para ajustar la reacción hay que tener en cuenta que no aparecen el total de moléculas de HNO3 porque no todas se reducen. Su cálculo se hace teniendo en cuenta que se ponen en juego 8H+ y por tanto se necesitan 8 HNO3, o bien teniendo en cuenta que los 3Cu2+ indican que deben formarse 3 Cu(NO3)2 es decir 6 nitrato, más los 2 que se han reducido dan un total de 8 HNO3.

8 HNO3 + 3 Cu → 2 NO + 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O E1A.S2007 Razone si los enunciados siguientes, relativos a una reacción redox, son verdaderos o falsos: a) Un elemento se reduce cuando pierde electrones. b) Una especie química se oxida al mismo tiempo que otra se reduce. c) En una pila, la oxidación tiene lugar en el electrodo negativo. a) Falso. En una reducción no se pierden sino que se ganan electrones. Ese elemento será un oxidante y ganando electrones se reduce. b) Verdad. No puede ser de otra forma, ya que si un elemento se oxida perdiendo electrones debe haber otro que los gane y es el que se reduce. c) Verdad. El electrodo negativo es donde se pierden los electrones, es decir, donde tiene lugar la oxidación, que Faraday le llamó ánodo. E1B.S2007 La siguiente reacción redox tiene lugar en medio ácido: Zn + BrO4

− → Zn2+ + Br− a) Ajuste la reacción iónica por el método del ion−electrón. b) Calcule la riqueza de una muestra de cinc si 1 g de la misma reacciona con 25 mL de una disolución 0’1 M en iones BrO4

− Masa atómica: Zn = 65’4.

+7 –1

a) BrO4– + 8e– + 8 H+ → Br– + 4 H2O) reacc. reducción

0 +2

4*( Zn – 2e– → Zn2+ ) reacc. oxidación −−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−− BrO4

– + 4 Zn + 8 H+ → Br– + 4 Zn2+ + 4 H2O b) Primero calculamos la cantidad de Zn que reacciona con 25 mL de BrO4

– 0,1M BrO4

– + 4 Zn + 8 H+ → Br– + 4 Zn2+ + 4 H2O 1 mol −−−−−− 4. 65,4 g Zn 0,1.0,025 moles −− x = 0,654 g Zn

Por tanto la pureza de la muestra que tiene una masa de 1 gramos será %4,651001

654,0 =

E2A.S2007

La siguiente reacción tiene lugar en medio ácido: Cr2O72− + C2O4

2− → Cr3+ + CO2 a) Ajuste por el método del ion−electrón esta reacción en su forma iónica. b) Calcule el volumen de CO2 , medido a 700 mm de Hg y 30 ºC que se obtendrá cuando reaccionan 25’8 mL de una disolución de K2Cr2O7 0’02 M con exceso de ion C2O4

2− Datos: R = 0’082 atm·L·K−1mol−1.

+6

a) Cr2O72− + 6 e− + 14 H+ → 2 Cr+3 + 7 H2O

+3 +4

3*( C2O42− − 2 e− → 2 CO2 )

−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−− Cr2O7

2− + 3 C2O42− + 14 H+ → 2 Cr+3 + 6 CO2 + 7 H2O

b) Cr2O7

2− + 3 C2O42− + 14 H+ → 2 Cr+3 + 6 CO2 + 7 H2O

1 mol K2Cr2O7 −−−−−−−−−−−−−−−−−− 6 moles CO2 0,02.0,0258 moles −−−−−−−−−−−−−−−− x = 3.10–3 moles CO2

ec. gases: PV = nRT → )30273 (082,0103V 760

700 3 +⋅⋅= − → V = 0,08 L CO2

E3A.S2007 Para la reacción: HNO3 + C → CO2 + NO + H2O Justifique la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: a) El número de oxidación del oxígeno pasa de –2 a 0. b) El carbono se oxida a CO2 . c) El HNO3 se reduce a NO. a) Falso. El número de oxidación del oxígeno siempre vale –2, a excepción de en los peróxidos y cuando está en estado molecular (O2) que vale cero. En la reacción no hay oxígeno molecular en ningún caso, ni peróxidos, por tanto el oxígeno mantiene su número de oxidación. 0 +4

b) Verdad. El carbono pasa de C – 4e– → CO2 perdiendo 4 electrones y por tanto se oxida. c) Verdad. Si la respuesta anterior es verdad esta debe serlo, ya que si el carbono se ha oxidado al otro elemento que cambia de número de oxidación no le queda otra que reducirse. De todas formas es lo que le ocurre, ya que el nitrógeno del HNO3 tiene nºoxidación +5 y “ganando” 3e– pasa a formar NO, donde su nºoxidación es +2. E4A.S2007 Dada la siguiente reacción redox: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O a) Ajústela por el método del ion−electrón. b) Calcule el volumen de NO, medido en condiciones normales, que se obtiene cuando reaccionan 7’5 g de Cu con 1 litro de disolución 0’2 M de HNO3. Masa at. Cu = 63’5. a) 3*( Cu – 2 e– → Cu2+ ) 2*( NO3

– + 3 e– + 4 H+ → NO + 2 H2O ) −−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−− 2 NO3

– + 3 Cu + 8 H+ → 2 NO + 3 Cu2+ + 4 H2O la reacción: 8 HNO3 + 3 Cu → 2 NO + 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O b) V = 1,12 L NO (C.N.)

PILAS E5A.S2009 Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares Eº(Hg2

2+/Hg) = 0,27V y Eº(Cu2+/Cu) = 0,34V: a) ¿Cuál es la fuerza electromotriz, en condiciones estándar, de la pila que se podría construir? b) Escriba las semireacciones y la reacción global de esa pila. c) Indique cual es el cátodo, el ánodo y sus signos. a) b) Las semireacciones de reducción para cada uno de los pares son:

Hg22+ + 2e– → 2Hg Eº = + 0,27V

Cu2+ + 2e– → Cu Eº = + 0,34 V

Las reacciones que se tabulan son siempre de reducción, pero para formar una pila tenemos que dar la vuelta a una de las reacciones para que corresponda a una oxidación. Se esa forma uno cederá los electrones que el otro gana. Como el potencial de la pila debe ser positivo siempre (ya que ∆Gº = − z F.Eº), la oxidación tendrá lugar en el mercurio, así que las semireacciones serán:

2 Hg – 2e– → Hg22+ Eº = – 0,27V oxidación

Cu2+ + 2e– → Cu Eº = + 0,34 V reducción −−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−− 2 Hg + Cu2+ → Hg2

2+ + Cu Eº = + 0,07V c) El ánodo es aquel electrodo en el que tiene lugar la oxidación, es decir, la pérdida de electrones. En una pila corresponde al polo negativo. La notación se hace empezando por la semipila que hace de polo negativo o ánodo, de la siguiente forma:

− ánodo Hg │ Hg22+ (1M) ││ Cu2+ (1M)│ Cu cátodo +

(De acuerdo a los valores de la tabla de potenciales normales, a la reducción del ion mercurioso le corresponden +0,79V. De ser así todo sería al revés de lo expuesto, y el potencial de la pila sería de 0,45V) E3A.S2008 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. a) b) Las semireacciones de reducción para cada uno de los pares son:

Ag+ + 1e– → Ag Eº = + 0,80V Ni2+ + 2e– → Ni Eº = – 0,25 V

Como el potencial de la pila debe ser positivo siempre, la oxidación tendrá lugar en el mercurio, así que las semireacciones serán:

2Ag+ + 21e– → 2Ag Eº = + 0,80V* Reducción Ni – 2e– → Ni2+ Eº = + 0,25 V Oxidación −−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−− 2 Ag+ + Ni → 2 Ag + Cu2+ Eº = + 1,05V

(*) Aunque la reacción se multiplique por 2, el potencial de la semireacción no, ya que el aumento de la cantidad de Ag+ solo aumentaría la intensidad de la corriente pero no la ddp. c) El ánodo es aquel electrodo en el que tiene lugar la oxidación, es decir, la pérdida de electrones. En una pila corresponde al polo negativo. La notación se hace empezando por la semipila que hace de polo negativo o ánodo, de la siguiente forma:

− ánodo Ni │ Ni2+ (1M) ││ Ag+ (1M)│ Ag cátodo + E6B.S2007 Cuando se introduce una lámina de aluminio en una disolución de nitrato de cobre (II), se deposita cobre sobre la lámina de aluminio y aparecen iones Al3+ en la disolución. a) Escriba las semirreacciones de oxidación y de reducción que tienen lugar. b) Escriba la reacción redox global indicando el agente oxidante y el reductor. c) ¿Por qué la reacción es espontánea? Datos: Eº(Cu2+/Cu)= 0’34 V; Eº(Al3+/Al)= – 1’66 V. a) 2*( Al – 3 e– → Al3+ ) Eº = +1,66 V Oxidación 3*( Cu2+ + 2 e– → Cu ) Eº = +0,34 V Reducción −−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−− 2Al + 3Cu2+ → 2Al3+ + 3Cu E = +2,00 V b) El oxidante es el Cu2+ porque es el que se reduce y el reductor el Al que es quien se oxida. c) La reacción es espontánea porque le corresponde un potencial de +2 V, y puesto que la variación de energía libre de Gibbs es ∆G = –zFE, al ser positivo el potencial ∆G es negativa.

LEYES DE FARADAY E1B.S2008 Una corriente de 6 amperios pasa a través de una disolución acuosa de ácido sulfúrico durante 2 horas. Calcule: a) La masa de oxígeno liberado. b) El volumen de hidrógeno que se obtendrá, medido a 27ºC y 740 mm de Hg. Datos: R = 0’082 atm·L·K−1mol−1. F = 96500 C. Masa atómica: O = 16. a) Aplicando la segunda ley de Faraday (que 1 mol de electrones, 96500 C, deposita un equivalente de cualquier sustancia), y teniendo en cuenta que cada oxígeno pone en juego 2e− (la semirreacción es 2 O2– – 4e– → O2) su Peq = Pm/4 = 32/4 = 8 g/eq

m

Peq

tI

96500=⋅

→ m

4/32

360026

96500 =⋅⋅

→ m =3,58 g O2

b) Sabemos, de acuerdo con la segunda ley de Faraday que 1 mol de electrones, 96500 C, deposita un equivalente de cualquier sustancia, tanto si es H2 como si es O2, podemos poner que:

2H

2H

2O

2O

m

Peq

m

Peq

tI

96500 ==⋅

→ 2Hm

2/2

360026

96500 =⋅⋅

→ mH2 = 0,45 g H2

Aplicando la ecuación general de los gases perfectos, y teniendo en cuenta el número de moles de H2 correspondientes a 0,45 gr de H2 = nºgr/Pm = 0,45/2

PV = nRT → )27273 (082,02

45,0V

760

740 += → V = 5,68 L H2

E6A.S2008 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. a) De acuerdo con la segunda ley de Faraday, y teniendo en cuenta que el Cu2+ pierde 2e– para pasar a cobre metálico, podemos poner que:

Cu

Cu

m

Peq

tI

96500=⋅

→ 50,190

2/5,63

t6

96500=⋅

→ t = 96500 seg = 26,8 h

b) Sabemos, de acuerdo con la segunda ley de Faraday que 1 mol de electrones, 96500 C, deposita un equivalente de cualquier sustancia, en este caso 63,5/2 g de Cu, así que para depositar 190,50 g:

m

Peq

x

e mol 1 =−

→ 50,190

2/5,63

x

e mol 1 =−

→ x = 6 moles de e−

E3B.S2007 Se realiza la electrolisis completa de 2 litros de una disolución de AgNO3 durante 12 minutos, obteniéndose 1’5 g de plata en el cátodo. a) ¿Qué intensidad de corriente ha pasado a través de la cuba electrolítica? b) Calcule la molaridad de la disolución inicial de AgNO3. Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Ag = 108; N = 14; O = 16. a) De acuerdo con la segunda ley de Faraday, y teniendo en cuenta que la Ag+ pierde 1e– para pasar a plata metálica, podemos poner que:

Ag

Ag

m

Peq

tI

96500=⋅

→ 5,1

108

6012I

96500 =⋅⋅

→ I = 1,86 Amperios

b) Puesto que al disociarse el nitrato de plata por cada mol de AgNO3 se obtiene 1 mol de Ag+, la concentración molar de la disolución de inicial es igual a la de ion plata:

AgNO3 → Ag+ + NO3–

109,62

108/5,1

L

Pat/grºn

L

molesnº= M(Ag+) 3−⋅=== molesAg+/L

M(Ag+) = M(AgNO3) = 6,9.10–3 molesAgNO3/L

EJERCICIOS PROPUESTOS EN SELECTIVIDAD CADA CURSO REDOX. CURSO 2010− 2011 E3A.S2011 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 ion−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−1. Sol: a) 2HCl + 2HNO3 → Cl2 + 2NO2 + 2H2O b) 0,4moles Cl2; 9,77L Cl2 E4B.S2011 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 ion−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. E6A.S2011 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 ion−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. PILAS E2A.S2011 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 Al 3+ 1’0 M. 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. E4A.S2011 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?

E5B.S2011 En la tabla siguiente se indican los potenciales estándar de distintos pares en disolución acuosa Fe2+/Fe=−0’44V Cu2+/Cu=0’34V Ag+/Ag =0’80V Pb2+/Pb=0’14V Mg2+/Mg= −2’34V 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. ELECTROLISIS E1B.S2011 En el cátodo de una cuba electrolítica se reduce la especie Cr2O7

2− a Cr3+, en medio ácido. Calcule: a) ¿Cuántos moles de electrones deben llegar al cátodo para reducir un mol de Cr2O7

2− ? b) Para reducir toda la especie Cr2O7

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 Cr2O7

2−. Datos: F = 96500 C. E2B.S2011 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. REDOX. CURSO 2011− 2012 E2A.S2012 3.-Ajuste las siguientes ecuaciones iónicas, en medio ácido, por el método del ion-electrón: a) MnO4

− + I− → Mn2+ + I2 b) VO4

3− + Fe2+ → VO2+ + Fe3+ c) Cl2 + I− → Cl− + I2. E2A.S2012 5.- Dada la reacción química (sin ajustar): AgNO3 + Cl2 → AgCl + N2O5 + O2. Calcule: a) Los moles de N2O5 que se obtienen a partir de 20 g de AgNO3, con exceso de Cl2. b) El volumen de oxígeno obtenido, medido a 20 ºC y 620 mm de Hg. Datos: R=0’082 atm·L·K−1·mol−1. Masas atómicas: N=14; O=16; Ag=108. E3A.S2012 5.- El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio para dar bromo, dióxido de azufre, sulfato de potasio y agua. a) Escriba y ajuste la ecuación molecular por el método del ion-electrón. b) Calcule los gramos de bromo que se producirán cuando se traten 50 g de bromuro de potasio con exceso de ácido sulfúrico. Masas atómicas: K=39; Br=80.

E6A.S2012 5.- 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) MnO2 + KClO3 + KOH → KMnO4 + KCl + H2O 2*(MnO2 − 3e− + 4OH− → MnO4

− + 2H2O) ClO3

− + 6e− + 3H2O → Cl− + 6OH− −−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−− 2MnO2 + ClO3

− + 2OH− → 2MnO4− + Cl− + H2O (Ec. iónica)

b) 2MnO2 + KClO3 + 2KOH → 2KMnO4 + KCl + H2O (Ec. molecular) 2*87g MnO2− 122,5g KClO3 x g MnO2 − 0,35 g KClO3 ⇒ x = 0,5 g MnO2 Como en la muestra de MnO2 tenía 1g, su pureza es = ( 0,5/1 )·100 = 50% en MnO2. PILAS E4A.S2012 3.- 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 Fe2+ → 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. E4B.S2012 6.- 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 ion-electrón. b) Calcule la riqueza en clorato de potasio de una muestra sabiendo que 1g de la misma han reaccionado con 25mL de sulfato de hierro 1M. Masas atómicas: O = 16; Cl = 35’5; K = 39. E5B.S2012 3.- 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. ELECTROLISIS E1B.S2012

6.- Una celda electrolítica contiene un litro de una disolución de sulfato de cobre (II). Se hace pasar una corriente de 2 A durante dos horas depositándose todo el cobre que había. Calcule: a) La cantidad de cobre depositado. b) La concentración de la disolución de sulfato de cobre inicial. Datos: F=96500 C. Masas atómicas. Cu=63’5. a) gramosAuCl3 = molesAuCl3 * PmAuCl3 = M·V* = 0,1·1*303,5 = 30,35 g de AuCl3 gramosAu = (197/303,5)*30,35 = 19,7 g de oro

m

Peq

tI

96500=⋅

⇒ m

2/5,63

7200*2

96500 = ⇒ m = 4,74 g Cu

b) [Cu2+] = moles/V = (4,74/63,5)molesCu/1Ldisolución = 0,075M Como [Cu2+] = [Cu(OH)2] = 0,075M E2B.S2012 Una corriente de 8A 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. REDOX. CURSO 2012− 2013 E4B.S2013 6.- 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. a) 0 −1

I2 + 2e− → 2I− +4 +6

SO32− − 2e− + 2OH− → SO4

2− + H2O −−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−− I2 + SO3

2− + 2OH− → 2I− + SO42− + H2O

ecuac. molecular: I2 + Na2SO3 + 2NaOH → 2NaI + Na2SO4 + H2O b) De la estequiometría se deduce que 1 mol de I2 reacciona con 1 mol de Na2SO3. Con 2,54g de I2 (que es una centésima de mol de yodo) reaccionarán 1,26g de Na2SO3 E2A.S2013 3.- 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.

a) I2 − 10e− + 6H2O → 2IO3− + 12H+ Semireacción de oxidación (O.P.)

NO3− + 3e− + 4H+ → NO + 2H2O Semireacción de reducción

b) 3I2 + 10HNO3 → 6HIO3 + 10NO + 2H2O c) Reductor el I2 porque pierde electrones y se oxida; Oxidante el N del NO3

− porque gana electrones y se reduce. E3A.S2013 5.- 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(NO3)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. Dato: Masa atómica Cu = 63,5. a) 8 HNO3 + 3 Cu → 2 NO + 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O (Igual al E4A.S2007) b) 8 moles HNO3 – 3*63,5 g Cu 1*0,025 moles – x g Cu ⇒ x = 0,595 g Cu; pureza=(0,595/1)*100=59,5% E6A.S2013 5.- 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. a) 3*( S2– –3e– → 3S ) Cr2O7

2– + 6e– +14H+ → 2Cr3+ + 7H2O Ecuación molecular: 3H2S + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3S + 7H2O + K2SO4 b) 3 moles H2S –– 1 mol K2Cr2O7 n moles H2S –– 0,1*0,030 moles de K2Cr2O7 n=9·10–3moles H2S ⇒ A 25º y 740mmHg ocupan un volumen de 0,226 L H2S

PILAS E4A.S2013 3.- 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. a) En la tabla de potenciales de reducción las semireacciones se ordenan de más reductor a menos, quiere decir que arriba están los reductores más enérgicos (los que tienen mucha tendencia a ceder electrones y dar precisamente la reacción contraria). Por contrario, abajo están los muy poco reductores, o lo que es igual, los que son muy oxidantes (los que tienden a tomar electrones dando la reacción de reducción de la tabla).

En este caso el más reductor es el K+ /K y el menos reductor, es decir, el más oxidante el Cl2/Cl−. b) La pila de mayor voltaje corresponderá a aquella formada por el semipar más reductor y el semipar más oxidante. c) Las ecuaciones de reducción tabuladas serían:

K+ + 1e− = K Eº = − 2,92 V Cl2 + 2e− = 2 Cl− Eº = + 1,36 V

como siempre marca el sentido de la reacción aquel que tiene mayor potencial, la reacción ocurrirá en la forma que indica el cloro que dará la reacción tabulada (de reducción), mientras que el potasio dará la contraria (la de oxidación), así que :

2K − 2e− → 2 K+ Eº = + 2,92 V (Ojo no se multiplica por 2) ánodo, oxid. Cl2 + 2e− → 2 Cl− Eº = + 1,36 V cátodo, reducción

−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−− Cl2 + 2 K → 2 Cl− + 2K+ Eº = + 4,28 V La notación de la pila sería:

− ánodo K │ K+ (1M) ││ Cl2 (1atm)│ 2Cl− (Pt) cátodo + oxidación reducción E5B.S2013 3.- Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar: Eo (Cu2+/Cu) = 0,34V; 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+ Las reacciones espontáneas son aquellas para las que la variación de energía libre de Gibbs es negativa ⇒ el potencial de la reacción es positivo, ya que ∆G=–zFE a) E= Eo (Fe2+/Fe) – Eo (Cu2+/Cu) = −0,44 – (+0,34) = –0,78 V ⇒ No espontánea b) E= Eo (Cu2+/Cu) – Eo (Cd2+/Cd) = 0,34 – (–0,40) = +0,74 ⇒ espontánea c) E= Eo (Fe2+/Fe) – Eo (Cd2+/Cd) = −0,44 – (–0,40) = –0,04 ⇒ No espontánea ELECTROLISIS E1B.S2013 6.- 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.

a) m

Peq

tI

96500=⋅

⇒ 82,1

2/5,63

6600I

96500 =⋅

⇒ I=0,838A

b) 1 F es la carga de 1 mol de electrones ⇒ es igual al número de Avogadro por la carga de 1 electrón ⇒ F = NAv*e ⇒ 96500=6,023.1023. e ⇒ e=1,6.10−19C

Con los datos del problema podemos hacer algo similar: Calculamos el nº de átomos de cobre en 1,82g es: NºAtomos=(1,82/Pat)NAv=1,726·1022át.cobre. Ahora tendrsmos en cuenta que

cada átomo de cobre se ha depositado ganando 2e– ⇒ Carga=(NºAtomos*CargaIon)*e ⇒ 0,838·6600=1,726·1022·2·e ⇒ e= E2B.S2013 6.- 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=96500C

a) m

Peq

tI

96500=⋅

⇒ 048,3

2/Pat

18005

96500 =⋅

⇒ Pat=65,363 gr/mol

b) m

Peq

tI

96500=⋅

⇒ m

2/36,65

360010

96500 =⋅

⇒ m=12,192 gr Zn

De acuerdo con la primera ley de Faraday, la masa depositada es proporcional a la carga eléctrica. Como la carga es 4 veces mayor (doble intensidad el doble de tiempo) la masa depositada será 3,048*4 = 12,192 g de Zn. REDOX. CURSO 2013− 2014 E3A.S2014 5.- 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. a) Cu + H2SO4 → CuSO4 +SO2 + H2O Cu − 2e− → Cu2+ SO4

2− + 2e− + 4H+ → SO2 + 2H2O −−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−−-−− Cu + 2H2SO4 → CuSO4 +SO2 + 2H2O b) 63,5 g Cu −−−− 159,5 g CuSO4 x g Cu −−−−− 23,86 g CuSO4 ⇒ x = 9,6 g de Cu Como en la muestra de cobre tenía 10g, su pureza es = ( 9,5/10 )·100 = 95% en Cu E4B.S2014 6.- 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. a) 2*( As –5e– +8OH– → AsO4

3– + 4H2O ) 5*( BrO– + 2e– + H2O → Br– + 2OH–) Ecuación molecular: 2 As +5 KBrO + 6 KOH → 2 K3AsO4 + 5 KBr + 3 H2O b) 2*74,9 g As ‒‒‒ 6 moles KOH x g As ‒‒‒‒‒ 0,25*0,060 moles ⇒ x=0,3745 g As E6A.S2014

5.- 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·mol−1·K−1. a) 2*( NO3

‒ + 3e– + 4H+ → NO + 2H2O ) 3*( S2– ‒ 2e– → S ) Ecuación molecular: 2 HNO3 + 3 H2S → 3 S + 2 NO + 4 H2O b) 2moles HNO3 ‒ 3 moles H2S 0,2*0,5moles ‒‒ n moles H2S ⇒ n=0,15moles H2S ⇒ PV=nRT ⇒ V=4,0959L H2S (1atm,60ºC) PILAS E2A.S2014 3.- 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. Las reacciones espontáneas son aquellas para las que la variación de energía libre de Gibbs es negativa ⇒ el potencial de la reacción es positivo, ya que ∆G=–zFE a) Cu2+ + Fe → Cu + Fe2+ E = 0,34−(‒0,44) = +0,78 V ⇒ espontánea b) Ni + 2H+ → Ni2+ + H2 E = +0,24 ⇒ espontáneamente desprende hidrógeno Todos los metales que en la tabla de potenciales de reducción están por encima del hidrógeno reaccionan con los ácidos dando la sal e hidrógeno: Ni + 2HCl → NiCl2 + H2 c) 2 K + 2H+ → 2 K+ + H2 E = +2,93 ⇒ espontáneamente desprende hidrógeno Los metales alcalinos reaccionan violentamente con el agua formando el hidróxido y desprendiendo hidrógeno: 2 K + 2 H2O → 2 KOH + H2 E4A.S2014 3.- 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. a) Hg2+ + 2e‒ → 2 Hg E = +0,95 V. Reducción ⇒ Cátodo Cu ‒ 2 e‒ → Cu 2+ E = ‒0,34 V. Oxidación ⇒ Ánodo c) E = 0,95 + (‒0,34) = 0,61 V. Notación de la pila: Ánodo Cu|Cu2+||Hg2+|Hg Cátodo E5B.S2014 3.- 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. Reacciona si ∆G<0 ⇒ E>0 (ya que ∆G=–zFE)

a) Fe + 2H+ → Fe2+ + H2 E = +0,44 ⇒ Reacciona. Espontáneamente desprende hidrógeno b) Cu + 2H+ → Cu2+ + H2 E = ‒0,34 ⇒ No reacciona c) Cu2+ + Fe → Cu + Fe2+ E = 0,34−(‒0,44) = +0,78 V ⇒ Reacciona espontáneamente ELECTROLISIS E1B.S2014 J 6.- 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; R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1. Masas atómicas: Au=197; Cl=35,5. a) gramosAuCl3 = molesAuCl3 * PmAuCl3 = M·V* = 0,1·1*303,5 = 30,35 g de AuCl3 gramosAu = (197/303,5)*30,35 = 19,7 g de oro

m

Peq

tI

96500=⋅

⇒ 7,19

3/197

q

96500= ⇒ q = 28950 C

b) La misma carga deposita el mismo número de equivalentes:

2Clm

2/71

7,19

3/197

28950

96500 == ⇒ mCl2 = 10,65 gr Cl2 ⇒ )25273 (082,071

65,10V

760

740 += ⇒ V=3,764L Cl2

E2B.S2014 6.- 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=96500 C. Masas atómicas Sn=118,7; I=127.

a) m

Peq

tI

96500=⋅

⇒ m

2/7,118

36005,25

96500 =⋅⋅

⇒ mSn = 27,676 g Sn

b) m

2/254

36005,25

96500 =⋅⋅

⇒ mI2 = 59,223 g I2 ⇒ molesI2 = g/Pm = 0,233 moles de I2

REDOX. CURSO 2014− 2015 E3B.S2015 6.-Dada la siguiente reacción: KMnO4 + KOH + KI → K2MnO4 + H2O + KIO3 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 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. Sol: 6 KMnO4 + 6 KOH + KI → 6 K2MnO4 + 3 H2O + KIO3 E4A.S2015 5.- 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. E5A.S2015 5.- Dada la reacción: CuS + HNO3 → S + NO + Cu(NO3)2 + H2O 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 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. a) 3 CuS + 8 HNO3 → 3 S + 2 NO + 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O b) 38,8 mL HNO3 14,4M E6A.S2015 3.- 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. PILAS E1A.S2015 3.- 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. E3A.S2015 3.- 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. ELECTROLISIS E1B.S2015 6.- Durante la electrolisis del NaCl fundido se depositan 322 g de Na. Calcule: a) La cantidad de electricidad necesaria para ello.

b) El volumen de Cl2 medido a 35ºC y 780 mmHg. Datos: F= 96500 C; Masas atómicas Cl=35,5; Na=23. R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1. E2B.S2015 6.- Al electrolizar cloruro de cinc fundido haciendo pasar una corriente de 0,1 A durante 1 hora: a) ¿Cuántos gramos de Zn metal pueden depositarse en el cátodo? b) ¿Qué volumen de cloro se obtendrá a 45ºC y 1025 mmHg? Datos: F= 96500 C; Masas atómicas Zn=65,4; Cl=35,5. R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1 REDOX. CURSO 2015− 2016 E2A.S2016 Dada la reacción KBr + H2SO4 → K2SO4 + Br2 + SO2 + H2O a) Ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción por el método de ión electrón y ajuste tanto la reacción iónica como la molecular. 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. E4B.S2016 Dada la siguiente reacción: K2Cr2O7 + HCl + NaNO2 → NaNO3 + CrCl3 + H2O + KCl 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 K2Cr2O7 2 M necesario para oxidar 20 g de NaNO2. Datos: Masas atómicas N=14; O=16; Na= 23. PILAS 2016 E3B.S2016 La notación de una pila es: Cd(s) | Cd2+ (ac,1 M) || Cu2+ (ac,1 M) | 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. E4A.S2016 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. E6A.S2016

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. ELECTROLISIS 2016 E1B.S2016 a) El cinc metálico puede reaccionar en medio ácido oxidándose a Zn2+, según la siguiente reacción redox espontánea: Zn + 2H+ → Zn2+ + H2. ¿Qué volumen de hidrógeno, medido a 700 mmHg y 77ºC, se desprenderá si se disuelven completamente 0,5 moles de cinc? b) Al realizar la electrolisis de una disolución de una sal de Zn2+ aplicando durante 2 horas una intensidad de 1,5 A, se depositan en el cátodo 3,66 g de metal. Calcule la masa atómica del cinc. Datos: F= 96500 C; R = 0,082 atm·L·mol‒1·K‒1. E6B.S2016 a) Se hace pasar una corriente eléctrica de 1,5 A a través de 250 mL de una disolución acuosa de iones Cu2+ 0,1 M. ¿Cuánto tiempo tiene que transcurrir para que todo el cobre de la disolución se deposite como cobre metálico? b) Determine el volumen de Cl2 gaseoso, medido a 27ºC y 1 atm, que se desprenderá en el ánodo durante la electrolisis de una disolución de cualquier cloruro metálico, aplicando una corriente de 4 A de intensidad durante 15 minutos. Datos: F= 96500 C; Masas atómicas Cu=63,5; Cl=35,5; R = 0,082 atm·L·mol‒1·K‒1. a) gCu2+ = M*V L*Pat = 0,1*0,250*63,5 = 1,59 g Cu2+ ; t = 3216,67 s b) 1,324 g Cl2 ⇒ 0,459 L Cl2(1atm,27ºC) REDOX 2017 E1B.S2017 6.- 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. E2B.S2017 6.- 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. a) 3 Ag2S + 8 HNO3 → 6 AgNO3 + 2 NO + 3 S + 4 H2O b) 83 % E3A.S2017

6.- 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·mol‒1·K‒1. E4B.S2017 6.- 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·mol‒1·K‒1. E5B.S2017 6.- 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. E6A.S2017 6.- 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·mol‒1·K‒1. PILAS 2017 E1A.S2017 3.- Utilizando los datos que se facilitan, indique razonadamente, si: a) El Mg(s) desplazará al Pb2+ en disolución acuosa. b) El Sn(s) reaccionará con una disolución acuosa de HCl 1 M disolviéndose. c) El SO4

2− oxidará al Sn2+ en disolución ácida a Sn4+. Datos: Eº(Mg2+/Mg) = −2,356 V; Eº(Pb2+/Pb) = −0,125 V; Eº(Sn4+/Sn2+) = +0,154 V; Eº(Sn2+/Sn) = −0,137 V; Eº[SO4

2−/ SO2(g)] = +0,170 V; Eº(H+/H2) = 0,0 V. a) E(Mg + Pb2+ → Mg2+ + Pb) = +2,231V ⇒ ∆G = − ⇒ Espontánea b) E(2H+ + Sn → Sn2+ + H2) = +0,137V ⇒ ∆G = − ⇒ Espontánea c) E(SO42− + Sn2+ → SO2 + Sn4+) = +0,016 ⇒ ∆G = − ⇒ Espontánea E5A.S2017 4.- A partir de los siguientes datos: Eº(Cl2/Cl‒)=1,36 V; Eº(Zn2+/Zn)=−0,76 V; Eº(Fe3+/Fe2+)=0,77 V; Eº(Cu2+/Cu)=0,34 V. Eº(H+/H2)=0,0 V. a) Indique, razonando la respuesta, si el Cl2 puede o no oxidar el catión Fe(II) a Fe(III). b) Calcule la fuerza electromotriz (∆Eº) de la siguiente pila: Zn(s)│Zn2+ (ac) ║H+ (ac)│H2 (g)│Pt. c) Si el voltaje de la siguiente pila: Cd(s)│Cd2+ (ac) ║Cu2+ (ac)│Cu(s), es ∆Eº=0,743V, ¿Cuál es el valor del potencial de reducción estándar del electrodo Cd2+/Cd?

ELECTROLISIS 2017 E2A.S2017 6.- Se construye una celda electrolítica colocando NaCl fundido en un vaso de precipitado con dos electrodos inertes de platino. Dicha celda se une a una fuente externa de energía eléctrica que produce una intensidad de 6 A durante 1 hora. a) Indique los procesos que tienen lugar en la celda y calcule su potencial estándar. b) Calcule la cantidad de producto obtenido en cada electrodo de la celda. Determine la cantidad en gramos si el producto es sólido y el volumen en litros a 0ºC y 1 atm si es un gas. Datos: Masas atómicas Na=23; Cl=35,5; Eº(Na+/Na)=−2,71 V ; Eº(Cl2/Cl‒)=1,36 V; F=96500 C/mol e‒. R = 0,082 atm·L·mol‒1·K‒1. Sol. a) 2Cl− −2e → Cl2; Na+ + e → Na; Ereacc = −4,07V b) mNa = 5,15 g ; mCl2 = 0,112g ; VCl2 = 2,51 L (1atm,,0ºC) E3B.S2017 6.- Calcule la magnitud indicada para cada una de las siguientes electrolisis. a) La masa de Zn depositada en el cátodo al pasar una corriente de 1,87 A durante 42,5 min por una disolución acuosa concentrada de Zn2+. b) El tiempo necesario para producir 2,79 g de I2 en el ánodo al pasar una corriente de 1,75 A por una disolución acuosa concentrada de KI. Datos: Masas atómicas Zn=65,4; I=127; F=96500 C/mol e‒. a) mZn = 1,62 g; b) t = 1211,41 s E6B.S2017 6.- Cuando se electroliza cloruro de litio fundido se obtiene Cl2 gaseoso y Li sólido. Si inicialmente se dispone de 15 g de LiCl: a) ¿Qué intensidad de corriente será necesaria para descomponerlo totalmente en 2 horas? b) ¿Qué volumen de gas cloro, medido a 23ºC y 755 mmHg, se obtendrá en la primera media hora del proceso? Datos: Masas atómicas Li=7; Cl=35,5. R = 0,082 atm·L·mol‒1·K‒1. F= 96500 C/mol e‒. a) I = 4,73 A; b) VCl2 = 1,08 L(23ºC, 755mmHg)