43
CUESTIONES REDOX 1.- a) Defina el concepto electrónico de oxidación y reducción. b) Indique cuál o cuáles de las semirreacciones siguientes: ClO 2 - Cl - ; S SO 4 = ; Fe 2+ Fe 3+ ; corresponden a una oxidación y cuál o cuáles a una reducción. c) Indique la variación del número de oxidación del cloro, hierro y azufre. Solución: a) Oxidación: Es el proceso en el que un átomo de un elemento o de un compuesto pierde electrones. Reducción: Es el proceso en el que un átomo de un elemento o de un compuesto gana electrones. b) 2 2 2 2 4 2 3 4 4 2 : Re 4 6 8 : 1 : ClO H e Cl HO ducción S HO e SO H Oxidación Fe e Fe Oxidación + + + + + + + + + c) El Cloro pasa de +3 a -1 . El hierro pasa de +2 a +3. El Azufre pasa de 0 a +6 .

Cuestiones problemas redox

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Page 1: Cuestiones problemas redox

CUESTIONES REDOX 1.- a) Defina el concepto electrónico de oxidación y reducción. b) Indique cuál o cuáles de las semirreacciones siguientes: ClO2

- Cl- ; S SO4= ; Fe2+ Fe3+;

corresponden a una oxidación y cuál o cuáles a una reducción. c) Indique la variación del número de oxidación del cloro, hierro y azufre. Solución: a) Oxidación: Es el proceso en el que un átomo de un elemento o de un compuesto pierde electrones. Reducción: Es el proceso en el que un átomo de un elemento o de un compuesto gana electrones. b)

2 2

22 4

2 3

4 4 2 : Re

4 6 8 :

1 :

ClO H e Cl H O ducción

S H O e SO H Oxidación

Fe e Fe Oxidación

− + − −

− − +

+ − +

+ + +

+ − +

c) El Cloro pasa de +3 a -1 . El hierro pasa de +2 a +3. El Azufre pasa de 0 a +6 .

Page 2: Cuestiones problemas redox

2.- De las siguientes reacciones: HCO3

- + H+ CO2 + H2O CuO + NH3 N2 + H2O + Cu KClO3 KCl + O2

a) Justifique si son todos procesos redox. b) Escriba las semirreacciones redox donde proceda. Solución: a) En la reacción: HCO3

- + H+ CO2 + H2O; los números de oxidación del C, O e hidrógeno no cambian. Por tanto no es una reacción redox. En la reacción: CuO + NH3 N2 + H2O + Cu ; el Cobre pasa de +2 a 0 y el Nitrógeno de -3 a 0. Por tanto el Cobre se reduce y el Nitrógeno se oxida. Es una reacción redox. En la reacción: KClO3 KCl + O2 ; el Cloro pasa de +5 a -1 y el Oxígeno de -2 a 0. Por tanto el Cloro se reduce y el Oxígeno se oxida. Es una reacción redox. b) CuO + NH3 N2 + H2O + Cu

2

3 2

2 : Re2 6 6 :

oCu e Cu ducciónNH e N H Oxidación

+ −

− +

+

− +

KClO3 KCl + O2

3 22

2

6 6 3 : Re

2 4 :

ClO H e Cl H O ducción

O e O Oxidación

− + − −

− −

+ + +

Page 3: Cuestiones problemas redox

3.- Dadas las siguientes reacciones: NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O

Cu + Cl2 CuCl2

CH4 + O2 CO2 + 2H2O a) Justifique si todas son de oxidación-reducción. b) Identifique el agente oxidante y el reductor donde proceda. Solución: a) En la reacción: NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O; los números de oxidación de los elementos no cambian. Por tanto no es una reacción redox. En la reacción: Cu + Cl2 CuCl2 ; el Cobre pasa de 0 a +2 y el Cloro de 0 a -1. Por tanto el Cobre se oxida y el Cloro se reduce. Es una reacción redox. En la reacción: CH4 + O2 CO2 + 2H2O ; el Carbono pasa de -4 a +4 y el Oxígeno de 0 a -2. Por tanto el Carbono se oxida y el Oxígeno se reduce. Es una reacción redox. b) Cu + Cl2 CuCl2

2

02

2 :2 2 : Re

oCu e Cu OxidaciónCl e Cl ducción

− +

− −

+

El Cobre es el agente Reductor y el Cloro es el agente Oxidante. CH4 + O2 CO2 + 2H2O

4 2 22

2

2 8 8 :4 2 : Re

CH H O e CO H Oxidación

O e O ducción

− +

− −

+ − +

+

El Metano es el agente Reductor y el Oxígeno es el agente Oxidante.

Page 4: Cuestiones problemas redox

4.- En las siguientes semirreaciones: SO4= SO ; Ag+ Ag ; ClO- Cl-;

Mn2+ MnO4-

a) ¿Cuáles corresponden a una oxidación y cuáles a una reducción?. b) ¿Cuál es la variación del número de oxidación del azufre, plata, cloro y manganeso?. c) ¿Qué especie de cada reacción es la oxidante?. Solución: a) 2

4 26 4 3 : ReSO H e SO H O ducción− + −+ + + 1 : ReoAg e Ag ducción+ −+ 22 2 : ReClO H e Cl H O ducción− + − −+ + + 2

2 44 5 8 :Mn H O e MnO H Oxidación+ − − ++ − + b) El número de oxidación del azufre pasa de +6 a +2; la plata de +1 a 0; el cloro de +1 a -1 y el manganeso de +2 a +7. c) Son agentes oxidantes el SO4

= ; Ag+ ; ClO- y el MnO4-.

Page 5: Cuestiones problemas redox

5.- 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. Solución: a) Falso. El número de oxidación del oxígeno en todos los compuestos es -2. b) Verdadero. 2 22 4 4 :C H O e CO H Oxidación− ++ − + c) Verdadero. 3 24 3 2 : ReNO H e NO H O ducción− + −+ + +

Page 6: Cuestiones problemas redox

6.- a) Indique los números de oxidación del nitrógeno en las siguientes moléculas: N2;NO; N2O N2O2. b) Escriba la semirreacción de reducción del HNO3 a NO. Solución: a) Los números de oxidación del nitrógeno son: 0; +2; +1 y +2. b) 3 24 3 2 : ReNO H e NO H O ducción− + −+ + + 7.- Dadas las siguientes reacciones (sin ajustar):

CaO + H2O Ca(OH)2

Ag + HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O Razone: a) Si son de oxidación-reducción. b) ¿Qué especies se oxidan y qué especies se reducen? Solución: a) CaO + H2O Ca(OH)2 . No es una reacción redox ya que los números de oxidación de todos los elementos que intervienen en la reacción no cambian. En la reacción : Ag + HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O

3 2 22 1 : Re

1 :o

NO H e NO H O ducción

Ag e Ag Oxidación

− + −

− +

+ + +

En esta reacción el número de oxidación del nitrógeno pasa de +5 a +4(reducción) y la plata pasa de 0 a +1(oxidación). Por tanto es una reacción redox. b) El ácido nítrico se reduce y la plata se oxida.

Page 7: Cuestiones problemas redox

8.- La siguiente reacción redox tiene lugar en medio ácido: MnO4

- + Cl- + H+ Mn2+ + Cl2 + H2O Indique, razonando la respuesta, la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes:

a) El Cl- es el agente reductor.

b) El MnO4- experimenta una oxidación.

c) En la reacción, debidamente ajustada, se forman 4 moles de H2O por cada mol de MnO4

-. Solución: En la reacción el número de oxidación del manganeso pasa de +7 a +2 (reducción) y el cloro pasa de -1 a 0 (oxidación) 2

4 28 5 4 : ReMnO H e Mn H O ducción− + − ++ + + 22 2 :Cl e Cl Oxidación− −− ____________________________________ 2

4 2 22 10 16 2 5 8MnO Cl H Mn Cl H O− − + ++ + + + a) Verdadera. El ion cloruro se oxida y por tanto es el agente reductor. b) Falsa. El ion permanganato se reduce (gana electrones). c)Verdadera. Como puede verse en el ajuste final de la reacción, por cada dos moles de permanganato se forman 8 moles de agua. Es decir 1mol de MnO4

- /2moles de agua.

Page 8: Cuestiones problemas redox

PROBLEMAS REDOX

1.- Cuando el óxido de manganeso(IV) reacciona con ácido clorhídrico se obtiene cloro, cloruro de manganeso(II) y agua. a) Ajuste esta reacción por el método del ion-electrón. b) Calcule el volumen de cloro, medido a 20ºC y 700 mm de mercurio de presión, que se obtiene cuando se añade un exceso de ácido clorhídrico sobre 20 g de un mineral que contiene un 75% en peso de riqueza en dióxido de manganeso. Datos: R = 0,082 atm.L.K-1.mol-1 Masas atómicas: O = 16; Mn = 55. Solución: a) MnO2 + HCl Cl2 + MnCl2 + H2O

22 24 2 2MnO H e Mn H O+ − ++ + +

22 2Cl e Cl− −− ________________________ 2

2 2 22 4 2MnO Cl H Mn Cl H O− + ++ + + + Llevando los coeficientes a la ecuación anterior y teniendo en cuenta que hay que poner 4H+ se obtiene: MnO2 + 4HCl Cl2 + MnCl2 + 2H2O b) MMnO2 = 87 g/mol

2 22

2

1 1

2

75 120 0,172100 87

0,172 0,082 (20 273) 4, 48700760

gramosMnO molClgramosMineral molesClgramosMineral gramosMnO

nRT moles atmLK mol KV LitrosClp atm

− −

× × =

⋅ ⋅ += = =

Page 9: Cuestiones problemas redox

2.- El yodo (I2) reacciona con el ácido nítrico diluido formando ácido yódico (HIO3) y dióxido de nitrógeno. a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. b) Calcule los gramos de yodo y de ácido nítrico necesarios para obtener 2 litros de NO2 (g) medidos en condiciones normales. Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16; I = 127. Solución: a) I2 + HNO3 HIO3 + NO2

3 2 22 1NO H e NO H O− + −+ + + 2 2 36 10 122I H O e IO H− − ++ − + Multiplicando la primera ecuación por 10 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: 3 2 210 20 10 10 10NO H e NO H O− + −+ + + 2 2 36 10 122I H O e IO H− − ++ − + _________________________________________ 3 2 2 2 3 210 20 6 10 2 12 10NO I H H O NO IO H H O− + − ++ + + + + + 3 2 2 3 210 8 10 2 4NO I H NO IO H O− + −+ + + + Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos: I2 + 10 HNO3 2 HIO3 + 10 NO2 + 4 H2O b) MHNO3 = 63 g/mol ; MI2 = 254 g/mol

2 22 2

2 2

322 3

2 2

1 2542 2,2722,4 10

10 6312 5,6322,4 10

molNO gramosILitrosNO gramosILitrosNO molesNO

gramosHNOmolNOLitrosNO gramosHNOLitrosNO molesNO

× × =

⋅× × =

Page 10: Cuestiones problemas redox

3.- El I2O5 oxida al CO, gas muy toxico, a dióxido de carbono en ausencia de agua, reduciéndose él a I2. a) Ajuste la reacción molecular por el método del ion-electrón. b) Calcule los gramos de I2O5 necesarios para oxidar 10 litros de CO que se encuentran a 75ºC y 700 mm de mercurio de presión. Datos: R = 0,082 atm.L.K-1.mol-1 . Masas atómicas: O = 16; I = 127. Solución: a) I2O5 + CO CO2 + I2

2 5 2 210 10 5I O H e I H O+ −+ + +

2 22 2CO H O e CO H− ++ − + Multiplicando la segunda ecuación por 5 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: 2 5 2 210 10 5I O H e I H O+ −+ + + 2 25 5 10 5 10CO H O e CO H− ++ − + __________________________________ 2 5 2 2 2 25 10 5 5 5 10I O CO H H O I H O CO H+ ++ + + + + + 2 5 2 25 5I O CO I CO+ +

Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos: I2O5 + 5 CO 5 CO2 + I2

b) MI2O5 = 334 g/mol

1 1

2 52 5

700 10760 0,323

0,082 (75 273)

3340,323 21,585

CO

atm LitrospVn molesCORT atmLK mol K

gramosI OmolesCO gramosI OmolesCO

− −

×= = =

⋅ +

× =

Page 11: Cuestiones problemas redox

4.- El monóxido de nitrógeno gaseoso (NO) se prepara por reacción del cobre metálico con ácido nítrico, obteniéndose, además, nitrato de cobre (II) y agua. a) Ajuste por el método del ion electrón la reacción anterior. b) ¿Cuántos moles de ácido y qué peso de cobre se necesitan para preparar 5 L de NO, medidos a 730 mm de mercurio y a la temperatura de 25ºC? c) Datos: Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16; Cu = 63,5. Datos: R = 0,082 atm.L.K-1.mol-1. Solución: a) Cu + HNO3 NO + Cu(NO3)2 + H2O 22oCu e Cu− +−

3 24 3 2NO H e NO H O− + −+ + + Multiplicando la primera ecuación por 3, la segunda ecuación por 2 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: 3 22 8 6 2 4NO H e NO H O− + −+ + + 23 6 3oCu e Cu− +− _______________________________ 2

3 22 8 3 2 3 4oNO H Cu NO Cu H O− + ++ + + + Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos: 3 Cu + 8 HNO3 2 NO + 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O b) MHNO3 = 63 g/mol

1 1

33

730 5760 0,197

0,082 (25 273)

80,197 0,7882

3 63,50,197 18,762

NO

atm LitrospVn molesNORT atmLK mol K

molesHNOmolesNO molesHNOmolesNO

gramosCumolesNO gramosCumolesNO

− −

×= = =

⋅ +

× =

⋅× =

Page 12: Cuestiones problemas redox

5.- El ácido sulfúrico reacciona con cobre para dar sulfato de cobre (II), dióxido de azufre y agua. a) Ajuste, por el método del ion electrón, la reacción molecular. b) ¿Qué masa de sulfato de cobre (II) se puede preparar por la acción de 2 mL de ácido sulfúrico del 96% de riqueza en peso y densidad 1,84 g/mL sobre cobre en exceso? Masas atómicas: H = 1; O = 16; S = 32; Cu = 63,5. Solución: a) Cu + H2SO4 CuSO4 + SO2 + H2O 22oCu e Cu− +−

2

4 2 24 2 2SO H e SO H O− + −+ + + Sumando directamente las dos semirreacciones obtendremos: 2 2

4 2 24 2oSO Cu H SO Cu H O− + ++ + + + Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos: Cu + 2 H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2 H2O b) MCuSO4 = 159,5 g/mol ; MH2SO4 = 98 g/mol

2 4 4

2 4

4

96 159,51,8421 100 2 98

2,87

gramosH SO gramosCuSOgramosDisoluciónmLDisoluciónmLDisolución gramosDisolución gramosH SO

gramosCuSO

× × × =⋅

=

Page 13: Cuestiones problemas redox

6.- El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio para dar sulfato de potasio, bromo, dióxido de azufre y agua. a) Iguale la reacción por el método del ion electrón. 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: K = 39; Br = 80. Solución: a) H2SO4 + KBr K2SO4 + Br2 + SO2 + H2O 22 2 oBr e Br− −−

2

4 2 24 2 2SO H e SO H O− + −+ + + Sumando directamente las dos semirreacciones obtendremos: 2

4 2 2 24 2 2oSO H Br SO Br H O− + −+ + + + Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos: 2H2SO4 + 2KBr K2SO4 + Br2 + SO2 + 2H2O b) MKBr = 119 g/mol ; MBr2 =160 g/mol

2 22

2

160 190,1 20,742 119 2,92

gramosBr mLBrgramosKBr mLBrgramosKBr gramosBr

× × =⋅

Page 14: Cuestiones problemas redox

7.- En medio ácido, el ion cromato oxida al ion sulfito según la ecuación: CrO4

= + SO3= + H+ Cr3+ + SO4

= + H2O a) Ajuste 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 0’088M de K2CrO4 , calcule la molaridad de la disolución de Na2SO3. Solución: a) CrO4

= + SO3= + H+ Cr3+ + SO4

= + H2O 2 3

4 28 3 4CrO H e Cr H O− + − ++ + + 2 2

3 2 42 2SO H O e SO H− − − ++ − + Multiplicando la primera ecuación por 2, la segunda ecuación por 3 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: 2 3

4 22 16 6 2 8CrO H e Cr H O− + − ++ + + 2 2

3 2 43 3 6 3 6SO H O e SO H− − − ++ − + ___________________________________________ 2 2 3 2

4 3 2 4 22 3 16 3 2 3 8 6CrO SO H H O Cr SO H O H− − + + − ++ + + + + + 2 2 3 2

4 3 4 22 3 10 2 3 5CrO SO H Cr SO H O− − + + −+ + + + Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos: 2CrO4

= + 3SO3= + 10H+ 2Cr3+ + 3SO4

= + 5H2O b)

32 32 42 3

2 4

32 3 2 3

30,08828,1 3,71 101000 2

º 3,71 10 0,150,025

molesNa SOmolesK CrOmLDisolución molesNa SOmLDisolución molesK CrO

n molesNa SO molesNa SOM MLitrosDisolución LitrosDisolución

× × = ⋅

⋅= = =

Page 15: Cuestiones problemas redox

8.- Cuando reacciona el zinc metálico con nitrato de potasio en medio sulfúrico, se produce la siguiente reacción: Zn + KNO3 + H2SO4 ZnSO4 + (NH4)2SO4 + K2SO4 + H2O a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón b) Dada la reacción redox ajustada en medio básico: 3KClO + 2KCrO2 + 2KOH 3KCl + 2K2CrO4 + H2O Calcular los gramos de agua que se forman cuando reaccionan totalmente 10 moles de KClO. Masas atómicas: O=16; H=1 Solución: a) Zn + KNO3 + H2SO4 ZnSO4 + (NH4)2SO4 + K2SO4 + H2O 22oZn e Zn− +− 3 4 210 8 3NO H e NH H O− + − ++ + + Multiplicando la primera ecuación por 4 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: 24 8 4oZn e Zn− +− 3 4 210 8 3NO H e NH H O− + − ++ + + _____________________________ 2

3 4 24 10 4 3oNO Zn H NH Zn H O− + + ++ + + + Como al llevar los coeficientes a la ecuación habría que poner en el ion amonio un ½, conviene previamente multiplicar la ecuación obtenida por 2. Quedaría entonces: 2

3 4 22 8 20 2 8 6oNO Zn H NH Zn H O− + + ++ + + + Llevando finalmente estos coeficientes a la ecuación, tendremos: 8Zn + 2KNO3 + 10H2SO4 8ZnSO4 + (NH4)2SO4 + K2SO4 + 6H2O b) 3KClO + 2KCrO2 + 2KOH 3KCl + 2K2CrO4 + H2O

22

1810 603

gramosH OmolesKClO gramosH OmolesKClO

× =

Page 16: Cuestiones problemas redox

9.- El KMnO4, en medio ácido sulfúrico, reacciona con el H2O2 para dar MnSO4, O2, H2O y K2SO4 a) Ajuste 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? R= 0,082 atm・L・K-1・mol-1. Masas atómicas: C = 12; O = 16; K = 39; Mn = 55. Solución: a) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O 2

4 28 5 4MnO H e Mn H O− + − ++ + + 2 2 22 2oH O e O H− +− + Multiplicando la primera ecuación por 2, la segunda ecuación por 5 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: 2

4 22 16 10 2 8MnO H e Mn H O− + − ++ + + 2 2 25 10 5 10oH O e O H− +− + ____________________________________ 2

4 2 2 2 22 5 16 2 5 8 10oMnO H O H Mn O H O H− + + ++ + + + + 2

4 2 2 2 22 5 6 2 5 8oMnO H O H Mn O H O− + ++ + + + Llevando estos coeficientes a la ecuación, tendremos: 2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O b) MKMnO4 = 158 g/mol

24 2

4

1 1

2

5100 1,582 158

1,58 0,082 (125 273) 25,781520760

molesOgramosKMnO molesOgramosHMnO

nRT moles atmLK mol KV LitrosOp atm

− −

× =⋅

⋅ ⋅ += = =

Page 17: Cuestiones problemas redox

10.- El (NH4)2Cr2O7 se descompone por calentamiento según la siguiente reacción sin ajustar: (NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + H2O a) Ajústela por el método del ion-electrón. b) ¿Qué volumen de nitrógeno se obtiene a 730 mm de Hg y 30ºC, cuando se calientan 2 moles de (NH4)2Cr2O7?. Solución: a) (NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + H2O 4 22 6 8NH e N H+ − +− + 2

2 7 2 3 28 6 4Cr O H e Cr O H O− + −+ + + Sumando las dos semirreacciones obtendremos: 2

2 7 4 2 3 2 28 2 8 4Cr O H NH Cr O N H H O− + + ++ + + + + 2

2 7 4 2 3 2 22 4Cr O NH Cr O N H O− ++ + + Llevando estos coeficientes a la ecuación, tendremos: (NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4H2O b)

24 2 2 7 2

4 2 2 7

1 1

2

12 (NH ) Cr O 21 (NH ) Cr O

2 0,082 (30 273) 51,73730760

molNmoles molesNmol

nRT moles atmLK mol KV LitrosNp atm

− −

× =

⋅ ⋅ += = =

Page 18: Cuestiones problemas redox

11.- El cloro gaseoso(Cl2) oxida al hidróxido de cromo(III) en presencia de hidróxido de potasio. En la reacción anterior se obtienen como productos cromato de potasio, cloruro de potasio y agua, según la reacción: Cl2 + Cr(OH)3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O a) Ajuste la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón b) Calcule los gramos de cloruro de potasio que se pueden obtener en la reacción a partir de 0,5 Litros de cloro, medidos a 20ºC y 730 mm de Hg, con un exceso de los otros reactivos. Datos: R = 0,082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: Cl=35,5; K=39. Solución: a) Cl2 + Cr(OH)3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O 2 2 2Cl e Cl− −+ 3 2

2 44 3 8Cr H O e CrO H+ − − ++ − + Multiplicando la primera ecuación por 3, la segunda ecuación por 2 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: 23 6 6Cl e Cl− −+ 3 2

2 42 8 6 2 16Cr H O e CrO H+ − − ++ − + _______________________________

3 22 2 42 3 8 2 6 16Cr Cl H O CrO Cl H+ − − ++ + + +

Sumando a los dos miembros de ecuación 16OH- y simplificando las moléculas de agua , obtendremos:

3 22 2 42 3 8 16 2 6 16 16Cr Cl H O OH CrO Cl H OH+ − − − + −+ + + + + +

3 22 2 4 22 3 8 16 2 6 16Cr Cl H O OH CrO Cl H O+ − − −+ + + + +

3 22 4 22 3 16 2 6 8Cr Cl OH CrO Cl H O+ − − −+ + + +

Llevando los coeficientes a la ecuación y teniendo en cuenta que en la misma hay dos compuestos con grupos OH, repartimos los 16 OH y tendremos: 3Cl2 + 2Cr(OH)3 + 10KOH 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O b) MKCl = 74,5 g/mol

2 21 1

22

730 0,5760 0,02

0,082 (20 273)6 74,50,02 2,98

3

Cl

atm LPVn molesClRT atmLK mol K

gramosKClmolesCl gramosKClmolesCl

− −

⋅= = =

⋅ +⋅

× =

Page 19: Cuestiones problemas redox

12.- 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) Ajuste la ecuación iónica por el método del ion-electrón. b) Calcule la concentración de la disolución de KMnO4. Datos: Masas atómicas: O = 16; K = 39; Mn = 55. Solución: a) C2O4

2- + MnO4- CO2 + Mn2+

2

2 4 22 2C O e CO− −− 2

4 28 5 4MnO H e Mn H O− + − ++ + + Multiplicando la primera ecuación por 5, la segunda por 2 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: 2

2 4 25 10 10C O e CO− −− 2

4 22 16 10 2 8MnO H e Mn H O− + − ++ + + __________________________________ 2 2

4 2 4 2 22 16 5 2 10 8MnO H C O Mn CO H O− + − ++ + + + b)

2 2 4 42 2 4

2 2 4 2 2 43

4

34

0,1 231,251000 5

1,25 10

1,25 10 0,0720,01738

molNa C O molesKMnOmLDisoluciónNa C OmLDisoluciónNa C O molesNa C O

molesKMnO

molesKMnOM MLitrosDisolución

× × =

= ⋅

⋅= =

Page 20: Cuestiones problemas redox

13.- El estaño metálico, en presencia de ácido clorhídrico, es oxidado por el dicromato de potasio (K2Cr2O7) a cloruro de estaño (IV) reduciéndose el dicromato a Cr(III). a) Ajuste, por el método del ion-electrón, la ecuación molecular completa. b) Calcule la riqueza en estaño de una aleación si un gramo de la misma una vez disuelta se valora, en medio ácido clorhídrico, con dicromato de potasio 0,1 M, gastándose 25 mL del mismo. Masa atómica: Sn = 119 Solución: a) Sn + K2Cr2O7 + HCl SnCl4 + Cr3+

2 3

2 7 214 6 2 7Cr O H e Cr H O− + − ++ + + 44oSn e Sn− +− Multiplicando la primera ecuación por 2, la segunda por 3 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: 2 3

2 7 22 28 12 4 14Cr O H e Cr H O− + − ++ + + 43 12 3oSn e Sn− +− _________________________________ 2 3 4

2 7 22 3 28 4 3 14oCr O Sn H Cr Sn H O− + + ++ + + + Llevando estos coeficientes a la ecuación, tendremos: 3Sn + 2K2Cr2O7 + 28HCl 4CrCl3 + 3SnCl4 + 4KCl + 14H2O b)

2 2 7

2 2 7

0,1 3 11925 0,4461000 2

0,446% 100 44,6%1

molesK Cr O gramosSnmLDisolución gramosSnmLDisolución molesK Cr O

gramosRiquezagramo

⋅× × =

= × =

Page 21: Cuestiones problemas redox

ELECTROQUÍMICA

1.- A la vista de los siguientes potenciales normales de reducción: Eo (Na+/Na) = - 2,71 V; Eo (H+/H2) = 0,00 V; Eo (Cu2+/Cu) = + 0,34 V Razone: a) Si se desprenderá hidrógeno cuando se introduce una barra de sodio en una disolución 1 M de ácido clorhídrico. b) Si se desprenderá hidrógeno cuando se introduce una barra de cobre en una disolución acuosa de ácido clorhídrico 1 M. c) Si el sodio metálico podrá reducir a los iones Cu(II). Solución: a) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son: 22 2H e H+ −+ Eo (H+/H2) = 0,00 V 1Na e Na− +− Eo (Na+/Na) = - 2,71 Para la reacción global: 22 2 2H Na H Na+ ++ + El potencial normal de la pila : 0.0 ( 2,71) 2,71o o o

pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − − = . Como este potencial es positivo, la reacción es espontánea y por tanto será posible. b) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son: 22 2H e H+ −+ Eo (H+/H2) = 0,00 V 22Cu e Cu− +− Eo (Cu2+/Cu) = + 0,34 V Para la reacción global: 2

22H Cu H Cu+ ++ + El potencial normal de la pila : 0.0 0,34 0,34o o o

pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − = − . Como este potencial es negativo, la reacción no es espontánea y por tanto no será posible. c) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son: 2 2Cu e Cu+ −+ Eo (Cu2+/Cu) = + 0,34 V 1Na e Na− +− Eo (Na+/Na) = - 2,71 V Para la reacción global: 2 2 2Cu Na Cu Na+ ++ + El potencial normal de la pila : 0.34 ( 2,71) 3,05o o o

pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − − = . Como este potencial es positivo, la reacción es espontánea y por tanto será posible.

Page 22: Cuestiones problemas redox

2.- Explique mediante la correspondiente reacción, que sucede cuando en una disolución de sulfato de hierro (II) se introduce una lamina de: a) Cd b) Zn Datos: Eo (Zn2+/Zn) = - 0,76 V; Eo (Fe2+/Fe) = -0,44 V; Eo (Cd2+/Cd) = - 0,40 V. Solución: a) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son: 2 2Fe e Fe+ −+ Eo (Fe2+/Fe) = -0,44 V 22Cd e Cd− +− Eo (Cd2+/Cd) = -0,40 V Para la reacción global: 2 2Fe Cd Fe Cd+ ++ + El potencial normal de la pila : 0, 44 ( 0, 40) 0,04o o o

pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − − − = − . Como este potencial es negativo, la reacción no es espontánea y por tanto no será posible. b) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son: 2 2Fe e Fe+ −+ Eo (Fe2+/Fe) = -0,44 V 22Zn e Zn− +− Eo (Cd2+/Cd) = - 0,76 V Para la reacción global: 2 2Fe Zn Fe Zn+ ++ + El potencial normal de la pila : 0, 44 ( 0,76) 0,32o o o

pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − − − = . Como este potencial es positivo, la reacción es espontánea y por tanto será posible. Es decir se depositará átomos de hierro en la barra de zinc y simultáneamente los átomos de zinc de la barra pasarán a la disolución como iones Zn2+.

Page 23: Cuestiones problemas redox

3.- Si se introduce una lámina de zinc en una disolución de sulfato de cobre(II), CuSO4, se observa que el cobre se deposita en la lámina, se pierde el color azul de la disolución y la lámina de zinc se disuelve. a) Explique, razonadamente, este fenómeno. b) Escriba las reacciones observadas. Solución: a) La disolución pierde el color azul por que los iones Cu2+ de la disolución se reducen a cobre metálico que se deposita en la barra de zinc. Mientras la barra de zinc se disuelve por que el zinc metálico se oxida a Zn2+. b) 2 2Cu e Cu+ −+ 22Zn e Zn− +− ______________ Reacción global: 2 2Cu Zn Cu Zn+ ++ +

Page 24: Cuestiones problemas redox

4.- Se sabe que el flúor desplaza al yodo de los yoduros para formar el fluoruro correspondiente. a) Escriba las semirreacciones que tienen lugar. b) Sabiendo que Eo (I2/I-) = + 0,53 V, justifique cuál de los tres valores de Eo

siguientes: + 2,83 V; + 0,53 V y - 0,47 V, corresponderá al par F2/F-. Solución: a) 2 2 2F e F− −+ ; 22 2I e I− −− b) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son: 2 2 2F e F− −+ Eo (F2/F-) = “x” V

22 2I e I− −− Eo (I2/I-) = + 0,53 V Para la reacción global: 2 22 2F I F I− −+ + El potencial normal de la pila : 0,53o o o

pila cátodo ánadoE E E x∆ = − = − . Como este potencial tiene que ser positivo para que la reacción sea espontánea, el único valor válido del potencial del flúor tiene que ser + 2,83 V. 5.- Se construye una pila con los pares Fe2+/Fe y Sn4+/Sn2+. a) Indique que par actúa como ánodo, que par actúa como cátodo y escriba las reacciones que tienen lugar en el electrodo. b) Calcule la f.e.m. de la pila. Datos: Eo (Fe2+/Fe) = - 0,45 V; Eo (Sn4+/Sn2+) = 0,15 V. Solución: a) Teniendo en cuenta los valores de los potenciales normales, el cátodo estará formado por el par Sn4+/Sn2+ y el ánodo por el par Fe2+/Fe. 4 22Sn e Sn+ − ++ 22Fe e Fe− +− b) Para la reacción global: 4 2 2Sn Fe Sn Fe+ + ++ + El potencial normal de la pila : 0,15 ( 0, 45) 0,60o o o

pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − − =

Page 25: Cuestiones problemas redox

6.- Dados los potenciales normales de reducción Eo(Pb2+/Pb) = -0,13 V y Eo(Cu2+/Cu) = 0,34 V. a) Escriba las semirreacciones y la reacción ajustada de la pila formada. b) Calcule su fuerza electromotriz e indique que electrodo actúa como ánodo y cuál como cátodo. Solución: a) 2 2Cu e Cu+ −+ 22Pb e Pb− +− ________________ Reacción global: 2 2Cu Pb Cu Pb+ ++ + b) El potencial normal de la pila : 0,34 ( 0,13) 0, 47o o o

pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − − = . El cátodo es el par Cu2+/ Cu y el ánodo el par Pb2+/Pb.

Page 26: Cuestiones problemas redox

7.- 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+. Justifique las respuestas. Datos: Eo(Cu2+/Cu ) = 0,34V ; Eo (Fe2+/Fe) = - 0,44V; Eo(H+/H2 ) = 0,0 V. Solución: a) Si el ácido clorhídrico reacciona con el hierro se deben producir las siguientes reacciones: 22 2H e H+ −+ Eo (H+/H2) = 0,00 V 22Fe e Fe− +− Eo (Fe2+/Fe) = -0,44 V Para la reacción global: 2

22H Cu H Cu+ ++ + El potencial normal de la pila : 0.0 ( 0, 44) 0, 44o o o

pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − − = . Como este potencial es positivo, la reacción es espontánea y por tanto será posible. b) 22 2H e H+ −+ Eo (H+/H2) = 0,00 V 22Cu e Cu− +− Eo (Cu2+/Cu) = + 0,34 V Para la reacción global: 2

22H Cu H Cu+ ++ + El potencial normal de la pila : 0.0 0,34 0,34o o o

pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − = − . Como este potencial es negativo, la reacción no es espontánea y por tanto no será posible. c) Teniendo en cuenta los valores de los potenciales normales, las semirreacciones posibles serán: 2 2Cu e Cu+ −+ Eo(Cu2+/Cu ) = 0,34V 22Fe e Fe− +− Eo (Fe2+/Fe) = - 0,44V Para la reacción global: 2 2Cu Fe Cu Fe+ ++ + El potencial normal de la pila : 0.34 ( 0, 44) 0,78o o o

pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − − = . Como este potencial es positivo, la reacción es espontánea y por tanto será posible. Por tanto las limaduras de hierro metálico reducirán a los iones Cu(II) a cobre metálico.

Page 27: Cuestiones problemas redox

8.- Sabiendo que: Zn (s) /Zn2+(1 M) ||H+(1 M)/H2(1 atm)/Pt(s) Eopila = 0,76 V Zn(s) /Zn2+(1 M) // Cu2+(1 M) /Cu(s) Eopila = 1,10 V Calcule los siguientes potenciales estándar de reducción: a) Eo (Zn2+/Zn). b) Eo (Cu2+/Cu) Solución: a) El potencial normal de la primera pila: 2 20.0 ( / ) 0,76 ( / ) 0,76o o o

pila cátodo ánado o oE E E E Zn Zn Voltios E Zn Zn V+ +∆ = − = − = ⇒ = − b) El potencial normal de la segunda pila:

2 2( / ) ( 0,76) 1,10 ( / ) 1,10 0,76 0,34o o opila cátodo ánado o oE E E E Cu Cu Voltios E Cu Cu V+ +∆ = − = − − = ⇒ = − =

9.- Se construye una pila, en condiciones estándar, con un electrodo de cobre y un electrodo de aluminio. a) Indique razonadamente cuál es el cátodo y cuál el ánodo. b) Escriba el diagrama de la pila y calcule la f.e.m de la misma. Datos: Potenciales estándar de reducción: Cu2+/Cu = 0,34 V; Al3+/Al = -1,65 V. Solución: a) Teniendo en cuenta los valores de los potenciales normales, el cátodo estará formado por el par Cu2+/Cu y el ánodo por el par Al3+/Al. 2 2Cu e Cu+ −+ 33Al e Al− +− b) Para la reacción global: 2 33 2 3 2Cu Al Cu Al+ ++ + Diagrama: 3 2( )| (1 ) (1 )| ( )Al s Al M Cu M Cu s+ + El potencial normal de la pila : 0.34 ( 1,65) 1,99o o o

pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − − =

Page 28: Cuestiones problemas redox

10.- 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: Eo (Ag+/Ag) = 0’80V; Eo(Mg2+/Mg) = −2’36V Solución: a) El potencial normal de la pila : 0,8 ( 2,36) 3,16o o o

pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − − = b) Las semirreacciones de la pila serán: 1Ag e Ag+ −+ 22Mg e Mg− +− _________________ La reacción global es: 22 2Ag Mg Ag Mg+ ++ + c) El cátodo(Ag+ (1M)|Ag) es el electrodo + y el ánodo[Mg|Mg2+ (1M)] es el electrodo -.

Page 29: Cuestiones problemas redox

ELECTROLISIS 1.- Para cada una de las siguientes electrolisis, calcule: a) La masa de zinc metálico depositada en el cátodo al pasar por una disolución acuosa de Zn2+ una corriente de 1’87 amperios durante 42,5 minutos. b) El tiempo necesario para que se depositen 0,58 g de plata tras pasar por una disolución acuosa de AgNO3 una corriente de 1,84 amperios. Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Zn = 65,4; Ag = 108 Solución: a) La reacción que tiene lugar es: Zn2+ + 2e- Zn

1,87 (42,5 60) 4768,51 ( ) 1 65,44768,5 1,6296500 2 ( ) 1

Q I t A seg Cmol e molZn gramosZnC gramosZn

C mol e molZn

= ⋅ = ⋅ ⋅ =

× × × =

b) La reacción que tiene lugar es: Ag+ + 1e- Ag

1 ( ) 1 108( ) 0,5896500 1 ( ) 1

0,58 96500 518,24518,24 ; 281,65108 1,84

mol e molAg gramosAgQ C gramosAgC mol e molAg

Q CQ C Q I t t segI A

−× × × =

⋅= = = ⋅ ⇒ = = =

Page 30: Cuestiones problemas redox

2.- Tres cubas electrolíticas conectadas en serie, contienen disoluciones acuosas de AgNO3 la primera, de Cd(NO3)2 la segunda y de Zn(NO3)2 la tercera. Cuando las tres cubas son atravesadas por la misma cantidad de corriente, justifique si serán ciertas o no las siguientes afirmaciones: a) En el cátodo se depositará la misma masa en las tres cubas. b) En las cubas segunda y tercera se depositará el doble número de equivalentes-gramo que en la primera. c) En las cubas segunda y tercera se depositarán la misma cantidad de sustancia. Solución:

Primera cuba: Ag+ + 1e- Ag Segunda cuba: Cd2+ + 2e- Cd Tercera cuba: Zn2+ + 2e- Zn a) Falsa: La 2ª ley de Faraday establece que para una determinada cantidad de electricidad la cantidad de sustancia depositada o liberada es directamente proporcional a su equivalente químico(Meq). Siendo Meq= Matom/nº electrones. Como las tres sustancias tienen diferentes Meq ello implica que la misma cantidad de electricidad depositará diferentes masas en cada cátodo. b)Falsa. Se deposita el mismo nº de equivalentes en las tres cubas, pues los atraviesan los mismos culombios.

c)Falsa. Para una determinada cantidad de electricidad la cantidad de sustancia depositada o liberada es directamente proporcional a su equivalente químico(Meq). Siendo Meq= Matom/nº electrones. Como las tres sustancias tienen diferentes Meq las cantidades serán diferentes.

Page 31: Cuestiones problemas redox

3.- Enuncia las leyes de Faraday Solución: a) 1ª Ley: La cantidad de sustancia depositada o liberada al paso de una corriente eléctrica es directamente proporcional a la cantidad de electricidad aplicada. Q = Ixt b) 2ª Ley: Para una determinada cantidad de electricidad la cantidad de sustancia depositada o liberada es directamente proporcional a su equivalente químico(Meq). Siendo Meq= Ma/nº electrones. c) La cantidad de electricidad necesaria para depositar o liberar un equivalente químico de cualquier sustancia es siempre e igual a 96487 culombios. Esta cantidad de electricidad recibe el nombre de Faraday.

Page 32: Cuestiones problemas redox

4.- A través de una cuba electrolítica que contiene una disolución de nitrato de cobalto(II) pasa una corriente eléctrica durante 30 minutos, depositándose en el cátodo 5 g de cobalto. a) Calcule la intensidad de la corriente que ha circulado. b) ¿Cuál es el número de átomos de cobalto depositados? Masas atómicas: Co = 59; F = 96500 C. Solución: a) La reacción que tiene lugar es: Co2+ + 2e- Co

1 ( ) 1 59( ) 596500 2 ( ) 1

5 96500 2 16355,9316355,93 ; 9,0159 30 60

mol e molCo gramosCoQ C gramosCoC mol e molCo

Q CQ C Q I t I Amperiost seg

−× × × =

⋅ ⋅= = = ⋅ ⇒ = = =

b) 23

221 6,023 105 5,1 1059 1molátomosCo átomosCogramosCo átomosCo

gramosCo molátomosCo⋅

× × = ⋅

Page 33: Cuestiones problemas redox

5.- Se desea conocer la cantidad de electricidad que atraviesa dos cubas electrolíticas conectadas en serie, que contienen disoluciones acuosas de nitrato de plata, la primera, y de sulfato de hierro (II), la segunda. Para ello se sabe que en el cátodo de la primera se han depositado 0'810 g de plata. a) Calcule la cantidad de electricidad que ha atravesado las cubas. b) Calcule la cantidad de hierro depositada en el cátodo de la segunda cuba. Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Fe=56; Ag=108. Solución: a) Primera cuba: Ag+ + 1e- Ag

1 ( ) 1 108( ) 0,81096500 1 ( ) 1

0,810 96500 723,75108

mol e molAg gramosAgQ C gramosAgC mol e molAg

Q Culombios

−× × × =

⋅= =

b) Segunda cuba: Fe2+ + 2e- Fe

1 ( ) 1 56723,75 0, 2196500 2 ( ) 1mol e molFe gramosFeC gramosFe

C mol e molFe

−× × × =

Page 34: Cuestiones problemas redox

6.- A través de un litro de disolución 0,1 M de nitrato de plata se hace pasar una corriente de 0,15 A durante 6 horas. a) Determine la masa de plata depositada en el cátodo. b) Calcule la molaridad del ion plata una vez finalizada la electrolisis, suponiendo que se mantiene el volumen inicial de la disolución. Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: N=14; O=16; Ag=108. Solución: a) La reacción que tiene lugar es: Ag+ + 1e- Ag

0,15 (6 3600) 3240

1 ( ) 1 1083240 3,6396500 1 ( ) 1

Q I t A seg Cmol e molAg gramosZnC gramosAg

C mol e molAg

= ⋅ = ⋅ ⋅ =

× × × =

b) Nº de moles de iones Ag+ iniciales: 0,11 0,11

molesAgLitroDisolución molesAgLitroDisolución

++× =

Nº de moles de iones Ag+ depositados: 13,63 0,0336108

molAggramosAg molesAggramosAg

× = =

= 0,0336 moles Ag+. Nº de moles de iones Ag+ que quedan en disolución: 0,1 – 0,0336 = 0,0664 moles. [Ag+] = 0,0664moles/1Litro disol = 0,0664M

Page 35: Cuestiones problemas redox

7.- Una muestra de un metal se disuelve en ácido clorhídrico y se realiza la electrolisis de la disolución. Cuando han pasado por la célula electrolítica 3215 C, se encuentra que en el cátodo se han depositado 1,74 g de metal. Calcule: a) La carga del ion metálico. b) El volumen de cloro desprendido medido en condiciones normales. Datos: F = 96500 C; Masa atómica del metal = 157,2 Solución: a) La reacción que tiene lugar es: Mn+ + ne- M

1 ( ) 1 157, 23215 1,7496500 " " ( ) 1mol e molM gramosMC gramosM

C n mol e molM

−× × × =

Despejando “n” obtenemos: 3215 157,2 396500 1,74

n ⋅= =

b) Para liberar el cloro, la reacción que tiene lugar es: 2Cl- - 2e- Cl2

22

22

11 ( )3215 0,0167196500 2 ( )

22, 40,01671 0,371

molClmol eC molesClC mol e

LitrosmolesCl LitrosmolesCl

−× × =

× =

Page 36: Cuestiones problemas redox

8.- 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 cloro, medido a la presión de 740 mm de mercurio y 25ºC, se desprenderá en el ánodo? Datos: F = 96500 C; R = 0,082 atm L K-1mol-1. Solución: a) AuCl3 Au3+ + 3Cl-. Los moles de Au3+ en la disolución serán: 1 Litro x 0,1 M = 0,1 moles. La reacción que tiene lugar es: Au3+ + 3e- Au

1 ( ) 1( ) 0,1 ( )96500 3 ( )

0,1 96500 3 28950

mol e molAuQ C moles AuC mol e

Q Culombios

−× × =

= ⋅ ⋅ =

b) Para liberar el cloro la reacción que tiene lugar es: 2Cl- - 2e- Cl2

22

1 1

11 ( )28950 0,1596500 2 ( )

0,15 0,082 (25 273) 3,76740760

molClmol eC molesClC mol e

nRT moles atmLK mol KV Litrosp atm

− −

× × =

⋅ ⋅ += = =

Page 37: Cuestiones problemas redox

9.- La fórmula de un cloruro metálico es MCl4. Se realiza la electrolisis a una disolución de dicho cloruro haciendo pasar una corriente eléctrica de 1’81 amperios durante 25’6 minutos, obteniéndose 0’53 g del metal. Calcule: a) La masa atómica del metal. b) El volumen de Cl2 que se obtendrá en el ánodo, medido en condiciones normales. Dato: F = 96500 C. Solución: a) MCl4 M4+ + 4 Cl-. Para que se deposite el metal, la reacción que tiene lugar es: M4+ + 4e- M

1,81 (25,6 60) 2780,16

1 ( ) 12780,16 0,5396500 4 ( ) 1

a

Q I t A seg CM gramosMmol e molMC gramosM

C mol e molM

= ⋅ = ⋅ ⋅ =

× × × =

Despejando Ma obtenemos: 0,53 96500 4 73,6 /2780,16aM g mol⋅ ⋅

= =

b) Para liberar el cloro, la reacción que tiene lugar es: 2Cl- - 2e- Cl2

22

22

11 ( )2780,16 0,014496500 2 ( )

22, 40,0144 0,321

molClmol eC molesClC mol e

LitrosmolesCl LitrosmolesCl

−× × =

× =

Page 38: Cuestiones problemas redox

10.- A una disolución acuosa de una sal de osmio se electroliza durante dos horas con una corriente de intensidad 1,5 A. Calcule la carga del ion osmio en la disolución, sabiendo que en el cátodo se han depositado 3,548 g de osmio metálico durante la electrolisis. Datos: Masa atómica: Os = 190,2; F = 96500 C. Solución:

1,5 (2 3600) 108001 ( ) 1 190,210800 3,54896500 " " ( ) 1

Q I t A seg Cmol e molOs gramosOsC gramosOs

C n mol e molOs

= ⋅ = ⋅ ⋅ =

× × × =

Despejando “n” obtenemos: 10800 190,2 696500 3,548

n ⋅= =

Page 39: Cuestiones problemas redox

11.- Para platear un objeto se ha estimado que es necesario depositar 40 gramos de plata. a) Si se realiza la electrólisis con una corriente de 2 Amperios, ¿cuánto tiempo se tardará en realizar el plateado? b) ¿Cuántos moles de electrones han sido necesarios para ello? Dato. Masa atómica: Ag=108. Solución: a) La reacción que tiene lugar es : Ag+ Ago

1 ( ) 1 108( ) 4096500 1 ( ) 1

40 96500 35.740,7410835704,74 17870

2

mol e molAg gramosAgQ C gramosAgC mol e molAg

Q Culombios Q I t

Q Culombiost segundosI Amperios

−× × × =

⋅= = ⇒ = ⋅ ⇒

= = =

b) 1 ( )35740,74 0,37 ( )96500

mol eCulombios mol eCulombios

−−× =

Page 40: Cuestiones problemas redox

12.- Se electroliza una disolución acuosa de ácido sulfúrico (se desprende hidrógeno y oxígeno). a) ¿Qué cantidad de carga eléctrica se ha de utilizar para obtener 1 m3 de oxígeno medido en condiciones normales? b) ¿Cuántos moles de hidrógeno se obtienen en esas condiciones? Solución: a) La reacción que tiene lugar es: 4 OH- - 4 e- O2 + 2 H2O

3 22

22

11 1000 44,6422,4

11 ( )( ) 44,6496500 4 ( )

44,64 4 96500 17231040

molOm Litros molesOLitros

molOmol eQ culombios molesOculombios mol e

Q culombios

= ⋅ =

× × =

= × × =

b) La reacción que tiene lugar es: 2 H+ + 2e- H2

22

11 ( )17231040 89, 2896500 2 ( )

molHmol eculombios molesHculombios mol e

−× × =

Page 41: Cuestiones problemas redox

13.- 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-1·mol-1. F = 96500 C. Masa atómica: O = 16. Solución: a) La reacción que tiene lugar es: 2 H2O - 4 e- O2 + 4 H+

2 22

2

36006 2 432001

1 321 ( )43200 3,5896500 4 ( ) 1

segundosQ I t Amperios horas Culombioshora

molO gramosOmol eCulombios gramosOCulombios mol e molO

⎛ ⎞= × = × × =⎜ ⎟⎝ ⎠

× × × =

b) La reacción que tiene lugar es: 2 H+ + 2e- H2

22

1 1

2

11 ( )43200 0,22496500 2 ( )

0,224 0,082 (27 273) 5,66740760

molHmol eculombios molesHculombios mol e

nRT moles atmLmol K KV LitrosHp atm

− −

× × =

× += = =

Page 42: Cuestiones problemas redox

14.- 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. Solución: a) La reacción que tiene lugar es: Cu2+ + 2e- Cu

1 ( ) 1 63,5( ) 190,596500 2 ( ) 1

190,5 96500 2 57900063,5

579000 965006

mol e molCu gramosCuQ C gramosCuC mol e molCu

Q Culombios Q I t

Q Culombiost segundosI Amperios

−× × × =

⋅ ×= = ⇒ = ⋅ ⇒

= = =

b) 1 ( )579000 6 ( )96500

mol eCulombios mol eCulombios

−−× =

Page 43: Cuestiones problemas redox

15.- Una corriente de 5 Amperios que circula durante 30 minutos deposita 3,048 gramos de zinc en el cátodo. a) Calcula la masa equivalente del zinc. b) ¿Cuántos gramos de cobre se depositarán al pasar una corriente de 10 Amperios durante una hora por una disolución de Cu2+? Dato: Masa atómica: Cu=63,5 Solución: a) La masa equivalente es la masa depositada por un mol de electrones:

605 30min 90001min

1 ( )9000 0,0933 ( )96500

3,0481 ( ) 32,670,0933 ( )

segundosQ I t Amperios Culombios

mol eCulombios mol eCulombios

gramosZnmol e gramosZnmol e

−−

−−

⎛ ⎞= × = × × =⎜ ⎟⎝ ⎠

× =

× =

b) La reacción que tiene lugar es: Cu2+ + 2e- Cu

10 3600 36000

1 ( ) 1 63,536000 11,8496500 2 ( ) 1

Q I t Amperios seg Culombiosmol e molCu gramosCuCulombios gramosCuCulombios mol e molCu

= × = × =

× × × =