EJERCICIOS REDOX SELECTIVIDAD ARAGÓN
3) Explique razonadamente si los metales Ag, Zn y Cd se disolverán en ácido clorhídrico 1,0 M. Escriba las ecuaciones de las reacciones espontáneas
que tengan lugar.
Datos:  0 (Ag+/Ag) = + 0,80 v;  0 (Zn2+/Zn) = -0,76 v;  0 (Cd2+/Cd) = -0,40 v
(1,5 puntos).
Los  0 de los datos son los potenciales de reducción estándar y nos indican la tendencia a la reducción. Cuanto mayor es el potencial estándar de
reducción (más positivo) mayor es la tendencia a la reducción (y menor a la oxidación) y cuanto menor es el potencial estándar de reducción (más
negativo) menor es la tendencia a la reducción (y mayor a la oxidación).
El potencial de reducción estándar que se toma como referencia es el que corresponde a la reducción H +/H2 y al que se da valor 0 voltios y que es el
proceso que puede producirse con el ácido clorhídrico ya que en disolución se disocia dando H +.
Como el potencial de reducción para Ag+/Ag es +0,80 v y para el H+/H2 es 0 v, es decir, el primero es mayor que el segundo, lo que se produciría de
forma espontánea es:
2Ag+ + 2e  2Ag (reducción)
H2 - 2e  2H (oxidación)
Sumando
+
2Ag+ + H2  2Ag + 2H+
Conclusión: al introducir Ag metálico en disolución con H+ no se producirá nada (el proceso espontáneo es el proceso contrario a que se disuelva Ag
metálico)
Como el potencial de reducción para Zn2+/Zn es -0,76 v y para el H+/H2 es 0 v, es decir, el primero es menor que el segundo, lo que se produciría de
forma espontánea es:
2H+ + 2e  H2 (reducción)
Zn - 2e  Zn2+ (oxidación)
Sumando
2H+ + Zn  H2 + Zn2+
Conclusión: al introducir Zn metálico en disolución ácida (con H+), se desprenderá gas H2 y se disolverá el Zn metálico como Zn2+.
Como el potencial de reducción para Cd2+/Cd es -0,40 v y para el H+/H2 es 0 v, es decir, el primero es menor que el segundo, lo que se produciría de
forma espontánea es:
2H+ + 2e  H2 (reducción)
Cd - 2e  Cd2+ (oxidación)
Sumando
2H+ + Cd  H2 + Cd2+
Conclusión: al introducir Cd metálico en disolución ácida (con H+), se desprenderá gas H2 y se disolverá el Cd metálico como Cd2+.
4) Para saber el contenido de un mineral se disuelven 1,2 g del mineral en ácido sulfúrico diluido, con lo cual todo el hierro que contiene se disuelve
como hierro (II). Esta disolución necesita para su valoración 20 ml de permanganato de potasio 0,10 M. En la valoración el permanganato se reduce
hasta manganeso (II) y el hierro (II) se oxida a hierro (III)
a) Escriba y ajuste por el método del ion-electrón la reacción redox.
b)Calcule el porcentaje de hierro en el mineral
Masas atómicas: hierro = 55,8
(2,5 puntos)
a) Las reacciones de oxidación y reducción que tienen lugar son:
Fe2+ - 1e  Fe3+ (oxidación)
MnO4- + 8 H+ +5e  Mn2+ + 4 H2O (reducción)
Ajustando los electrones y sumando:
5 Fe2+ - 5e  5 Fe3+
MnO4- + 8 H+ +5e  Mn2+ + 4 H2O
Sumando para obtener la reacción global
5 Fe2+ + MnO4- + 8 H+  5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O
b) Moles de permanganato de potasio utilizados en la valoración: 0,020x0,10 = 0,002 moles
Cada MnO4- reacciona con 5 Fe2+, por lo que el número de átomos-gramo de Fe serán: 0,002x5 = 0,01 at-gr de Fe
Los gramos de Fe serán: 0,01x55,8 =0,558 gramos
Y el porcentaje: 0,558x100/1,2 = 46,5%
3) Explique razonadamente si son ciertas o no cada una de las siguientes afirmaciones:
a) El número de oxidación del cloro en C103- es -1.
b) Un elemento se reduce cuando su número de oxidación cambia de menos a más negativo.
c) Una especie se oxida cuando gana electrones.
(1,5 puntos)
a.
b.
c.
Falso. El estado de oxidación del Cl es +5. La carga -1 del ion clorato ClO3-1 viene de +5 del Cl y -6 de los 3 O (cada uno -2).
Verdadero. Si el elemento cambia de menos a más negativo significa que ha ganado electrones, es decir, que es un oxidante que se reduce.
Falso. Una especie se oxida cuando pierde electrones
5) El dicromato de potasio, en medio ácido, oxida los iones cloruro hasta cloro reduciéndose a sal de cromo (III). a) Escriba y ajuste por el método
ion-electrón la ecuación iónica que representa el proceso anterior, b) Calcule cuántos litros de cloro, medidos a 20°C y 1,5 atm, se pueden obtener si
20 ml de dicromato de potasio 0,20 M reaccionan con un exceso de cloruro de potasio en medio ácido.
R= 0,082 atm.l.mol-'K-1.
(2,5 puntos)
La ecuación iónica es:
Cr2O72- + H+ + Cl-   Cr3+ + Cl2 + H2O
a) Las semirreacciones de reducción y oxidación ajustadas son, respectivamente:
Cr2O72- + 14H+ + 6e   2Cr3+ + H2O
2Cl- - 2e   Cl2
Multiplicando la 2ª por 3, para igualar los electrones intercambiados, y sumando las dos ecuaciones:
Cr2O72- + 14H+ + 6Cl-   2Cr3+ + 3Cl2 + 7H2O
b) moles de Cr2O72- = 0,02 litros · 0,2 M = 0,004 moles
Según la relación estequiométrica de la reacción:
moles de Cl2 = 0,004 · 3 =0,0012 moles de Cl2 reaccionan
Y el volumen que ocupan esos moles de Cl2 :
V = nRT/P = 0,012 · 0,082 · 293/1,5 = 0,1922 litros
3) Sabiendo que las siguientes reacciones redox en disolución acuosa se producen espontáneamente, ordene los metales según su poder reductor
creciente y los iones metálicos según su poder oxidante creciente. Justifique su respuesta:
Cu2+ + Cd(s)  Cu(s) + Cd2+
2Ag+ + Cd(s)  2Ag + Cd2+
2 Ag+ + Cu(s)  2Ag + Cu2+
(1,5 puntos)
En la primera reacción el Cd reduce (cede electrones y pasa a Cd 2+) al Cu2+ (que coge los electrones y pasa a Cu), en la segunda reacción el Cd reduce
(pasando a Cd2+) al Ag+ (que pasa a Ag) y en la tercera reacción el Cu reduce (pasando a Cu 2+) al Ag+ (que pasa a Ag). Podemos concluir que el orden
por su poder redurtor es:
Cd  Cu  Ag
En la tercera reacción el Ag+ oxida (coge electrones pasando a Ag) al Cu (que cede electrones pasando a Cu2+), en la segunda reacción el Ag+ oxida
(pasando a Ag) al Cd (que pasa a Cd2+) y en la tercera reacción el Cu2+ oxida (pasando a Cu) al Cd que pasa a Cd2+). Podemos concluir que el orden
por su poder oxidante es:
Ag+  Cu2+  Cd2+
5) Si se hace pasar una comente de cloro gas a través de una disolución de hidróxido de sodio se produce cloruro de sodio y clorato de sodio, a)
Ajuste la reacción por el método del ion-electrón, b) Calcule cuántos moles de cloro reaccionarán con 2 g de hidróxido de sodio.
Masas atómicas: Sodio = 23; hidrógeno = 1; oxígeno = 16.
(2,5 puntos)
Cl2 + NaOH  NaCl + NaClO3 + H2O
a) El Cl2 actúa, a la vez, como oxidante y reductor, cuyas semirreacciones en medio básico son:
Cl2 + 2e  2ClCl2 + 12OH- - 10e  2ClO3- + 6H2O
multiplicando por 5 la primera ecuación, para igualar los electrones intercambiados, y sumando, llegamos a la ecuación iónica ajustada:
6Cl2 + 12OH-  10Cl- + 2ClO3- + 6H2O
llevando los coeficientes a la ecuación inicial, queda la ecuación molecular ajustada:
6Cl2 + 12NaOH  10NaCl + 2NaClO3 + 6H2O
b)Masa molecular NaOH = 23 + 16 + 1 = 40
Moles NaOH = 2/40 = 0,05 moles
Según la relación estequiométrica (6 moles de Cl2 por 12 de NaOH):
Moles Cl2 = 0,05 · 6/12 = 0,025 moles Cl2
5) La valoración en medio ácido de 50,0 ml de una disolución saturada de oxalato de sodio, requiere 24,0 ml de permanganato de potasio 0,0230 M.
Sabiendo que la reacción que se produce es:
+
----->
+
(g)
Calcule los gramos de oxalato de sodio que habrá en 1,0 litros de la disolución saturada.
Masas atómicas: Carbono = 12; oxígeno = 16; sodio = 23
(2,5 puntos)
La semirreacciones de oxidación, reducción y la global, después de multiplicar la primera por 5 y la segunda por 2 para igualar los electrones, son las
siguientes:
Masa molecular del oxalato de sodio Na2C2O4 = 2·23 + 2·12 + 4·16 = 134
Moles de permanganato de potasio KMnO4 =0,023moles/l · 0,024 l = 0,000552 moles
Según la relación estequiométrica, los moles de oxalato de sodio que reaccionan serán:
0,000522 · 5/2 = 0,00138 moles/50 ml
Por lo que en un litro (1000 ml), el número de moles será:
0,00138 · 1000/50 = 0,0276 moles /l
Y el número de gramos:
0,0276 moles · 134 g/mol = 3,6984 gramos
5) El dicromato de potasio, en medio ácido, puede oxidar a los iones sulfito hasta sulfato, reduciéndoselos iones dicromato hasta Cr3+
a) Ajuste la reacción por el método ión-electrón
b) Determine el volumen de disolución 0,12 M de dicromato de potasio que se necesita para reaccionar, en medio ácido, con 50 ml de una disolución
0,10M de sulfito de sodio
(2,5 puntos)
Cr2O72- + H+ + SO32-   Cr3+ + SO42- + H2O
a.
Las semirreacciones de reducción y oxidación son respectivamente:
Cr2O72- + 14H+ + 6e   2Cr3+ + 7H2O
SO32 + H2O - 2e   SO42- + 2H+
Multiplicando la 2ª semirreacción por 3, para igualar los electrones, y sumando
Cr2O72- + 8H+ + 3SO32-   2Cr3+ + 3SO42- + 4H2O
b.
Moles de sulfito de sodio = 0,05·0,1 = 0,005 moles
Según la estequiometría de la reacción (3 moles de sulfito por uno de dicromato):
moles de dicromato de potasio = 0,005/3 = 0,00167 moles
Y el volumen de disolución 0,12 M de dicromato de potasio = 0,00167/0,12 = 0,01389 litros
2)Explique razonadamente si se puede guardar una disolución de nitrato de cobre (II) en un recipiente de aluminio metálico. ¿Y una disolución de
cloruro de hierro (II) en un recipiente de alumnio metálico?
 0 (Cu2+/Cu) = 0,34 v;  0(Al3+/Al) = -1,66 v;  0(Fe2+/Fe) = -0,44 v
(1,5 puntos)
Si comparamos los potenciales de reducción para el Cu2+/Cu y para el Al3+/Al vemos que el primero es positivo y el segundo negativo, lo que
significa que la reacción se producirá
3Cu2+ + 2Al ==>3Cu + 2Al3+
es decir, los electrones pasan del Al metálico al Cu2+ de tal forma que se formaría Cu metálico y se oxidaría el Al. Por tanto, no conviene poner nitrato
de Cu (II) en un recipiente de Al metálico
Si comparamos los potenciales de reducción para Fe2+/Fe y para Al3+/Al, vemos que ambos son negativos pero el segundo es menor que el primero ya
que es mas negativo, lo que significa que la reacción debería producirse
3Fe2+ +2 Al ==>3 Fe + 2Al3+
es decir, ocurre lo mismo que en el caso anterior, se produciría la oxidación del Al, pasando a Al3+ y la reducción del Fe2+ que pasaría a Fe metálico.
Por tanto tampoco conviene poner cloruro de hierro (II) en un recipiente de aluminio
2) Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar : ε0 (Cu2+/Cu) = 0,34 V, ε0 (Mg2+/Mg) =-2,37 V y ε0 (Ni2+/Ni) = -0,25 V, explique
de forma razonada cuál o cuáles de las siguientes reacciones se producirá de forma espontánea:
Mg2+ + Cu ------> Mg + Cu2+
Ni + Cu2+ --------> Ni2+ + Cu
Mg + Cu --------->Mg2+ + Cu2+
Ni2+ + Mg -------->Ni + Mg2+
(1,5 puntos)
Mg2+ + Cu Mg + Cu2+
Esta reacción será espontánea en sentido contrario ya que el Cu2+ tiene mayor potencial de reducción (mayor tendencia a coger electrones) que el
Mg2+ (El Mg cede electrones al Cu2+)
Ni + Cu2+ Ni2+ + Cu
Esta reacción será espontánea en el sentido que se indica ya que el Cu2+ tiene mayor potencial de reducción que el Ni2+ (el Ni cede electrones al
Cu2+)
Mg + Cu  Mg2+ + Cu2+
Esta reacción es imposible, tanto el Mg como el Cu ceden electrones (debe haber un oxidante que toma electrones y un redutor que los cede)
Ni2+ + Mg  Ni + Mg2+
Esta reacción será espontánea en el sentido que se indica ya que el potencial de reducción del Ni 2+ es mayor (menos negativo)que el del Mg2+ (El Mg
cede electrones al Ni2+).
4) Se puede obtener cloro gaseoso por reacción en caliente de disoluciones concentradas de ácido clorhídrico y ácido nítrico, produciéndose además
óxido de nitrógeno (IV) (dióxido de nitrógeno) y agua.
a) Escriba la reacción y ajústela por el método ion-electrón. b) Calcule el máximo volumen de cloro que se puede obtener, a 100 °C y 1,5 atmósferas,
por reacción de 200 mi de ácido clorhídrico 12 M con ácido nítrico concentrado en exceso.
R = 0,082 atm.l.mol-1.K-1
(2,5 puntos)
a.
L a reacción sin ajustar es: HCl + HNO3  Cl2 + NO2 + H2O
Las semirreacciones de oxidación y reducción son:
2 Cl- - 2e  Cl2
NO3- + 2H+ + 1e  NO2 + H2O
Multiplicando la segunda ecuación por 2, para igualar los electrones intercambiados, y sumando las 2 ecuaciones, queda una ecuación
redox
2Cl- + 2NO3-  Cl2 + 2NO2 + 2H2O
y la ecuación molecular completa ajustada
2HCl + 2HNO3  Cl2 + 2NO2 + 2H2O
b.
Moles de HCl en los 200ml de disolución 12 M = 0,2 ·12 = 2,4
Por cada 2 moles de HCl puede obtenerse 1 mol de Cl2, es decir, con 2,4 moles se podrán obtener 1,2 moles de Cl2, que a 100ºC y 1,5
atmósferas ocuparán un volumen de
V= nRT/p = 1,2 · 0,082 · 373/1,5 = 24,469 litros
5) a) Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar, indique de forma razonada si el ácido nítrico reaccionará con el cobre
metal para dar iones Cu2+ y óxido de nitrógeno (II).
b) si el apartado anterior es afirmativo escriba la ecuación iónica, ajústela por el método ion-electrón e indique el agente oxidante y el
agente reductor.
E0(Cu2+/Cu) = 0,34 v y E0(NO3-/NO) = 0,96 v
(2,5 puntos)
a) Como el potencial para la reducción del NO3- a NO es mayor que el potencial para la reducción del Cu 2+ a Cu metálico, se producirá el primer
proceso y el otro será a la inversa, es decir, una oxidación. Los procesos que tiene lugar son:


NO3-  NO
Cu  Cu2+
b) El ajuste de estos procesos en medio ácido:


NO3- + 4 H+ + 3e  NO + 2 H2O
Cu - 2e  Cu2+
Multiplicando la primera por 2, la segunda por 3, para igualar el número de electrones intercambiados, y sumando:
2 NO3- + 8 H+ + 3 Cu  2 No + 4 H2O + 3 Cu2+
El agente oxidante es el NO3El agente reductor es el Cu
2)Explique razonadamente si se puede guardar una disolución de nitrato de cobre (II) en un recipiente de aluminio metálico. ¿Y una disolución de
cloruro de hierro (II) en un recipiente de alumnio metálico?
 0 (Cu2+/Cu) = 0,34 v;  0(Al3+/Al) = -1,66 v;  0(Fe2+/Fe) = -0,44 v
(1,5 puntos)
Si comparamos los potenciales de reducción para el Cu2+/Cu y para el Al3+/Al vemos que el primero es positivo y el segundo negativo, lo que
significa que la reacción se producirá
3Cu2+ + 2Al ==>3Cu + 2Al3+
es decir, los electrones pasan del Al metálico al Cu2+ de tal forma que se formaría Cu metálico y se oxidaría el Al. Por tanto, no conviene poner nitrato
de Cu (II) en un recipiente de Al metálico
Si comparamos los potenciales de reducción para Fe2+/Fe y para Al3+/Al, vemos que ambos son negativos pero el segundo es menor que el primero ya
que es mas negativo, lo que significa que la reacción debería producirse
3Fe2+ +2 Al ==>3 Fe + 2Al3+
es decir, ocurre lo mismo que en el caso anterior, se produciría la oxidación del Al, pasando a Al3+ y la reducción del Fe2+ que pasaría a Fe metálico.
Por tanto tampoco conviene poner cloruro de hierro (II) en un recipiente de aluminio
4)El cloro es un gas muy utilizado en la industria química, por ejemplo, como blanqueador de papel o para obtener artículos de limpieza. Se puede
obtener según la reacción:
MnO2 (s) + HCl (ac)  MnCl2 (ac) + Cl2 (g) + H2O
Se quieren obtener 42,6 g de cloro y se dispone de ácido clorhídrico 5,0 M y de óxido de maganeso (IV). a) Ajuste por el método ion-electrón; b)
Calcule el volumen de la disolución de ácido clorhídrico y la masa mínima de óxido de manganeso (IV) que se necesitan para obtener los 42,6 g de
cloro
Masas atómicas: Cloro = 35,5; manganeso = 55; hidrógeno = 1; oxígeno = 16
(2,5 puntos)
a)La semirreacción de oxidación:
2Cl- - 2e  Cl2
La semirreacción de reducción:
MnO2 + 4H+ + 2e  Mn2+ + 2H2O
Como se intercambian el mismo número de electrones, sumamos las 2 ecuaciones parciales y nos queda que la reacción redox iónica es:
2Cl- + MnO2 + 4H+  Cl2 + Mn2+ + 2H2O
Y la ecuación molecular completa:
MnO2 (s) + 4HCl (ac)  MnCl2 (ac) + Cl2 (g) + 2H2O
b) Moles de Cl2 =42,6/71 = 0,6 moles
Por cada mol de Cl2 se necesitan 4 de HCl 1 de MnO2. Por tanto:
Moles necesarios de HCl = 4 x 0,4 = 2,4 moles; es decir: volumen de disolución = 2,4/5 = 0,48 litros HCl 5 M
Moles necesarios de MnO2 = 1 x 0,6 = 0,6 moles; es decir: gramos de MnO2 = 0,6 x (55 + 32) = 52,2 gramos MnO2
2) Explique mediante las correspondientes reacciones qué sucede cuando en una disolución de sulfato de hierro (II) se introduce una lámina de: a)
plata, b) cinc, c) hierro
E0 (Zn2+/Zn) = - 0,76 V; E0 (Fe2+/Fe) = -0,44 V; E0 (Ag+/Ag) = 0,80 V
(1,5 puntos)
a.
Introducción de plata metálica en disolución de Fe2+:
Según los potenciales normales de reducción, la reacción espontánea que se produce entre estos semisitemas es que el Ag + toma los
electrones que suelta el Fe metálico, es decir:
2 Ag+ + Fe  2 Ag + Fe2+
Por tanto, al introducir Ag metálico en disolución de Fe2+ no se producirá reacción de forma espontánea
b.
Introducción de cinc metálico en disolución Fe2+
La reacción espontánea que se produce entre estos semisistemas es que el Fe2+ toma los electrones que suelta el Zn metálico, es decir:
Fe2+ + Zn  Fe + Zn2+
Por tanto, al introducir Zn metálico en disolución de Fe2+, el Zn se disolverá como Zn2+ y el Fe2+ de la disolución pasará a metálico.
c.
Introducción de Fe metálico en disolución de Fe2+
En principio, no ocurrirá nada. En todo caso, si algún Fe metálico pasa a la disolución como Fe2+, será porque otro Fe2+ ha pasado de la disolución a
Fe metálico, por lo que el efecto global será nulo:
Fe2+ + Fe  Fe + Fe2+
3) Para cada una de las reacciones siguientes, indique razonadamente si se trata de reacciones de óxidación-reducción. Indique , en su caso, el agente
oxidante y el reductor.
a) Fe + 2 HCl  FeCl2 + H2
b)CaCO3 + 2 HNO3  Ca(NO3)2 + CO2 + H2O
c) 2 NaBr + Cl2  2 NaCl + Br2
(1,5 puntos)
a.
Se trata de una reacción de oxidación-reducción:
Fe - 2e  Fe2+
2H+ + 2e  H2
El agente oxidante es el H+, que coge los electrones que suelta el Fe, que es el agente reductor.
b.
No hay cambio en el estado de oxidación de ninguna de las especies. No es una reacción de oxidación.reducción.
c.
Se trata de una reacción de oxidación-reducción:
2 Br- - 2e  Br2
Cl2 + 2e  2 Cl-
El agente oxidante el el Cl2, que coge los electrones que suelta el Br-, que es el agente reductor.
4) En la valoración de 25,0 ml de una disolución de oxalato de sodio, Na2C2O4, se han gastado 15,0 ml de permanganato de potasio, KMnO4, 0,120
M.
a.
b.
Ajuste la reacción por el método ion-electrón sabiendo que el permanganato se reduce a iones Mn+2 y el oxalato se oxida a CO2
Calcule la molaridad de la disolución de oxalato
(2,5 puntos)
a) El ajuste
C2O42- - 2e  2 CO2 ( se multiplica por 5)
MnO4- + 8 H+ + 5e  Mn2+ + 4 H2O ( se multiplica por 2)
--------------------------------------------------------------------------------5 C2O42- + 2 MnO4- + 16 H+  10 CO2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
b) Moles oxidante x valencia oxidante = Moles reductor x valencia reductor
0,015 x 0,12 x 5 = 0,025 x M x 2
M = 0,18
2) Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar:
ε0(Cu2+/Cu) = 0,34 V; ε0(Fe2+/Fe) = -0,44 V y ε0(Cd2+/Cd) = -0,40 V
indica, justificando la respuesta, cuál o cuáles de las siguientes reacciones se producirá de forma espontánea:
a) Fe2+ + Cu  Fe + Cu2+
b) Fe + Cu  Fe2+ + Cu2+
c) Fe2+ + Cd  Fe + Cd2+
El potencial de reducción estándar nos indica la tendencia a la reducción, por lo que cuanto mayor sea su valor mayor será la tendencia a la reducciòn
y cuanto menor se su valor mayor será la tendencia a la oxidación. Siguiendo este criterio:
a) Al enfrentar los electrodos de Cu y Fe las reacciones que se producirán:
Cu2+ +2e Cu (reducción por ser el de mayor potencial)
Fe - 2e  Fe2+ (oxidación por ser el de menor potencial)
Por lo que la reacción espontánea global será: Fe + Cu 2+  Fe2+ + Cu ; es decir, en sentido contrario a la que se indica
b) La reacción de este apartado no es posible ya que los dos elementos se oxidan; es decir, los 2 pierden electrones (salvo que hubiera un oxidante que
cogiera electrones de ambos átomos)
c) Al enfrentar los electrodos de Fe y Cd las reacciones que se producirán son:
Cd2+ +2e  Cd (reducción por ser el de mayor potencial, el menos negativo)
Fe - 2e  Fe2+ (oxidación por ser el de menor potencial, el más negativo)
Por tanto, la reacción espontánea global será la contraria (al igual que en apartado a)) a la que se indica
Concluyendo: ninguna de las reacciones que se indican son espontáneas
3) Los potenciales de reducción estándar de los electrodos Fe2+/Fe y Ag+/Ag son, respectivamente, ε0(Fe2+/Fe) = -0,44 V y ε0(Ag+/Ag) = 0,80 V.
Indica, justificando brevemente la respuesta:
a)¿Cuál es el potencial estándar de la pila formada con estos dos electrodos?
b) ¿Qué reacciones se producen en los electrodos de esta pila?
c) Identifica el ánodo y el cátodo de la pila
a) El potencial de la pila será: εpila = εred - εoxid = 0,80 - (-0,44) = 1,24 V
b) Las reacciones que se producen son:
Fe  Fe2+ + 2e (se produce la oxidación por ser el de menor potencial de reducción)
Ag+ + 1e  Ag (se produce la reducción por ser el de mayor potencial de reducción)
Resultando una reacción global: Fe + 2Ag+  Fe2+ + 2Ag
c) La pila completa es: Fe(s)/Fe2+(ac)//Ag+(ac)/Ag (s), siendo el ánodo (-) el electrodo de Fe (en el que se sueltan electrones) y el cátodo (+) el
electrodo de Ag (en el que se recogen electrones)
3) A partir de los siguientes potenciales de reducción estándar:
ε0 (Zn2+/Zn) = - 0,76 V; ε0 (Cd2+/Cd) = - 0,40 V y ε0 (Cu2+/Cu) = 0,34 V
indica, justificando brevemente la respuesta, si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:
a.
b.
c.
Con un electrodo de Zn2+/Zn y otro de Cd2+/Cd no se puede construir una pila, ya que ambos tienen potenciales de reducción negativos y
hace falta que uno sea positivo
Si en una disolución que contiene iones Cu2+ se introduce una lámina de cinc, sobre ella se depositará cobre metálico
Si a una disolución que contiene Cd2+ se añaden iones Cu2+, se depositará cobre metálico
(1,5 puntos)
a)Es falso. Los electrones pasarán del electrodo de menor potencial al de mayor potencial, en nuestro caso del electrodo Zn 2+/Zn al electrodo
Cd2+/Cd. Es decir, los procesos que se producirán en cada electrodo son:
Zn - 2e ==> Zn2+
Cd2+ + 2e ==> Cd
b) Es cierto. Dado que el potencial del Cu2+/Cu es mayor que el del Zn2+/Zn, se producirán lso siguientes procesos:
Zn - 2e ==> Zn2+
Cu2+ + 2e ==> Cu
Es decir, el Zn metálico suelta 2 electrones y pasa a la disolución como Zn 2+, y el Cu2+ coge 2 electrones y se depositará como cobre metálico.
c) Es falso. Las dos especies químicas Zn2+ y Cd2+ son iones positivos que tenderán a coger electrones y si no hay nadie que se los ceda no sucederá
nada
2) Dada la reacción de oxidación-reducción
K2Cr2O7 + FeCl2  Cr3+ + Fe3+
a.
b.
c.
Indica los estados de oxidación de todos los elementos en cada una de las especies químicas de la reacción
Escribe y ajusta las semirreaccciones de oxidación y reducción en medio ácido
Identifica, justificando brevemente la respuesta, el agente oxidante y el reductor
(2 puntos)
a) Estados oxidación en dicromato de potasio; K = +1; Cr = +6; O = -2
Estados de oxidación en cloruro de hierro (II): Fe = +2; Cl = -1
Los estados de oxidación de los productos se indican con la carga del ion
b) Cr2O72- + 14 H+ + 6e  2 Cr3+ + 7 H2O (reacción de reducción)
Fe2+ - 1e  Fe3+ (reacción de oxidación)
c) Se multiplica por 6 la segunda reacción para igualar los electrones intercambiados y resulta la reacción global:
Cr2O72- + 14 H+ + 6Fe2+  2 Cr3+ + 7 H2O + 6 Fe3+
d) El oxidante es el Cr2O72- que coge electrones y realiza la oxidación del Fe2+ y el Fe2+ es el reductor que suelta electrones y realiza la
reducción del Cr2O72-
3) A una disolución que contiene iones Fe2+, Fe3+, y Cu2+, todos ellos en una concentración 1M, se le añaden limaduras de hierro. Indica, razonando la
respuesta, que reacciones se producirán. Potenciales de reducción estándar:  0(Cu2+/Cu) = 0,34 V,  0(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V,  0(Fe2+/Fe) = -0,41V
(1,5 puntos)
Dado que un mayor potencial de reducción nos indica una mayor tendencia a la reducción y un menor potencial de reducción nos indica una mayor
tendencia a la oxidación y vistos los valores que se nos dan, tenemos que concluir que:
El Fe metálico será el que más fácil se oxide:
Fe - 2e  Fe2+ (oxidación)
Los electrones que suelta el Fe son cogidos preferentemente por:
Fe3+ + 1e  Fe2+ (reducción)
Y luego por:
Cu2+ + 2e  Cu (reducción)
Las reacciones completas y ajustadas serán:
Fe + 2 Fe3+  3 Fe2+ (en la disolución aumenta la concentración de Fe2+ y disminuye la de Fe3+)
Fe + Cu2+  Fe2+ + Cu (en la disolución aumenta la concentración de Fe2+ , diminuye la de Cu2+ y precipita Cu metálico)
Si no se agotaran los iones Fe3+, podrían reaccionar con el Cu metálico formado según:
Cu - 2e  Cu2+
Fe3+ + 1e  Fe2+
---------------------Cu + 2 Fe3+  Cu2+ + 2 Fe2+
4) Una muestra mineral de 2 g que contiene hierro de disuelve en HCl, obteniéndose cloruro de hierro (II). Se ajusta el volumen de esta disolución a
50 mL añadiendo agua y se valora con dicromato de potasio 0,1 M en medio ácido. Sabiendo que la valoración termina cuando se han añadido 35
mL de dicromato de potasio y que la forma final del cromo en el proceso redox es Cr3+
a) Escriba y ajuste el proceso redox que tiene lugar durante la valoración
b) Determine la concentración del cloruro de hierro (II) en la disolución valorada
c) Determine el prcentaje en peso de hierro en la muestra mineral analizada
M (Fe) = 55,8
a) El cloruro de hierro (II) en disolución se encuentra disociado:
FeCl2  Fe2+ + 2 ClEn la reacción redox, el Cr2O72- actuará como oxidante y el Fe2+ como reductor, de tal forma que las reacciones que se producen son:
Oxidación del Fe (II): Fe2+ - 1e  Fe3+
Reducción del dicromato: Cr2O72- + 14 H+ + 6e  2 Cr3+ + 7 H2O
Multiplicando la primera ecuación por 6 y sumando, la reacción global redox es:
6 Fe2+ + Cr2O72- + 14 H+  6 Fe3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O
b) Moles añadidos de dicromato de potasio: 0,1x0,035 = 0,0035 moles
Cada mol de dicromato reacciona con 6 de Fe (II): 0,0035x6 = 0,021 moles de Fe (II)
La concentración de Fe (II) en los 50 mL: 0,021/0,05 = 0,42 M
c) Gramos de Fe en la muestra de mineral: 0,021x55,8 = 1,1718 gramos
El porcentaje en %: 1,1718x100/2 = 58,59%
3) Dada la reacción de oxidación-reducción:
I2 + HNO3  HIO3 + NO + H2O
a)Escribe y ajusta las semirreacciones de oxidación y reducción
b) Escribe la reacción global ajustada
c) Identifica, justificando brevemente la respuesta, el agente oxidante y el reductor
a) I2 + 6 H2O -10e  2 IO3-+ 12 H+ Oxidación
NO3- + 4H+ + 3e  NO + 2 H2O Reducción
b) Multiplicado la primera ecuación por 3 y la segunda por 10 para igualar los electrones
3 I2 + 18 H2O + 10 NO3- + 40 H+  6 IO3- + 36 H+ + 10 NO + 20 H2O
Simplificando obtenemos la ecuación iónica global
3 I2 + 10 NO3- + 4 H+  6 IO3- + 10 NO + 2 H2O
y la molecular
3 I2 + 10 HNO3  6 HIO3 + 10 NO + 2 H2O
c) El oxidante es el que coge electrones, en este caso el ion nitrato NO3El reductor es el que suelta electrones en este caso la molécula I2
4) Para determinar la concentración de una disolución de sulfato de hierro (II) se valoran 50 mL de la misma con una disolución de permanganato de
potasio de concentración 1 M en medio ácido.
Como consecuencia del proceso redox el hierro pasa a Fe3+ y el manganeso a Mn2+.
a) Escriba y ajuste la reacción que se produce durante la valoración
b) Identifique el elemento que se oxida y el que se reduce
c) Sabiendo que se han consumido 22 mL de la disolución de permanganato de potasio, determine la concentración del sulfato de hierro (II)
a) Fe2+ - 1e  Fe+3
MnO4- + 8 H+ + 5e  Mn2+ + 4 H2O
Multiplicando por 5 la primera reacción para ajustar los electrones y sumando
5 Fe2+ + MnO4- + 8 H+  5 Fe+3 + Mn2+ + 4 H2O
b)


la primera reacción es de oxidación en la que el Fe2+ se oxida (pierde 1 electrón) actuando como reductor
la segunda reacción es de reducción en la que el MnO4- se reduce (gana 5 electrones) actuando como oxidante
c) Moles de MnO4- utilizados en la valoración = 0,022 L x 1 M = 0,022 moles
Como cada MnO4- oxida a 5 Fe2+, los moles de Fe2+ son = 0,022 x 5 = 0,11 moles = 0,11 moles de FeSO4
Por lo que su molaridad = moles/V = 0,11/0,05 = 2,2 M
4)La valoración en medio ácido de 50,0 ml de una disolución saturada de oxalato de sodio, requiere 24,0 ml de permanganato de potasio 0,023 M.
Sabiendo que la reacción que se produce es:
C2O42- + MnO4-  Mn2+ + CO2(g)
a) Calcula los gramos de oxalato de sodio que habrá en 1,0 litros de la disolución saturada.
b) Calcula el volumen de CO2 producido durante la valoración si se trabaja a 25ºC y 1 atm.
Masas atómicas: Carbono: 12; Oxígeno: 16; Sodio: 23. R= 0,082 atm.l. mol-1.K-1
(2,5 puntos)
Como es una reacción red-ox, la ajustamos mediante el método del ion-electrón
C2O42-  2 CO2 + 2e
MnO4- + 8 H+ + 5e  Mn2+ + 4 H2O
Para igualar los electrones multiplicamos la primera ecuación por 5 y la segunda por 2
5 C2O42-  10 CO2 + 10e
2 MnO4- + 16 H+ + 10e  2 Mn2+ + 8 H2O
Y sumando ambas ecuaciones, queda la siguiente relación estequiométrica:
5 C2O42- + 2 MnO4- + 16 H+  10 CO2 + 2 Mn2+ + 8 H2O
a) moles gastados de permanganato de potasio = 0,023 Moles/litro x 0,024 litros = 0,000552 moles
Como 2 moles de permanganato de potasio reaccionan con 5 moles de oxalato de sodio, los moles de oxalato de sodio que hay en los 50 ml serán:
0,000552x5/2 = 0,00138 moles
Y en 1 litro: 0,00138/0,05 = 0,0276 moles/litro
b) como 2 moles de permanganato de potasio producen 10 moles de CO2, los moles producidos de CO2 serán: 0,000552x10/2 = 0,00276 moles
En las condiciones de 25ºC y 1 atm ocupan un volumen: V = nRT/P = 0,00276x0,082x298/1 = 0,0674 litros
2. Indica, justificando brevemente la respuesta, si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) Una reacción exotérmica siempre es espontánea
b) La presencia de catalizador permite obtener mayor cantidad de productos en una reacción química.
c) Se puede construir una pila con dos electrodos cuyos potenciales de reducción estándar sean ambos positivos
(1,5 puntos)
a) Falsa. Para que una reacción sea espontánea debe ser la variación de energía ΔG negativa. Esta variación viene dada por: ΔG = ΔH - T ΔS, en
donde ΔH es la variación de entalpía, T la temperatura absoluta y ΔS la variación de entropía.
Aunque ΔH en una reacción exotérmica es negativa, podría suceder que si ΔS es también negativo (disminución de desorden) y la T suficientemente
alta, el valor de ΔG se haga positivo y no ser espontánea.
b) Falsa. El catalizador no desplaza el equilibrio a la derecha (ni a la izquierda) por lo que no se obtendría mayor cantidad de productos (ni menor). En
el caso de partir de los reactivos se llegaría al equilibrio más rápidamente, pero no se obtendrían más productos.
c) Verdadera. Los electrones pasarían del electrodo de menor potencial (que haría de ánodo o polo negativo) al de mayor potencial (que haría de
cátodo o polo positivo) y el voltaje de la pila vendría dado por la diferencia entre los dos valores positivos de los potenciales de reducción. Ejemplo:
se podría construir una pila con un electrodo de cobre (potencial de reducción Cu2+/Cu = +0,34) y uno de plata (potencial de reducción Ag+/Ag =
+0,80) produciéndose los procesos: Cu  Cu2+ + 2e ; 2Ag+ +2e  2Ag
3. Ajusta en medio ácido los siguientes procesos redox por el método ión-electrón:
a) MnO4- + NO2  Mn2+ + NO3b) H2S + H2SO3 S + H2O
(1,5 puntos)
a) MnO4- + 8H+ +5e  Mn2+ + 4H2O
NO2 + H2O  NO3- + 2H+ + 1e
Multiplicando la segunda ecuación por 5 para igualar los electrones y sumando
MnO4- + 8H+ +5e  Mn2+ + 4H2O
5NO2 + 5H2O  5NO3- + 10H+ + 5e
-----------------------------------------------------MnO4- + 5NO2 + H2O  Mn2+ + 5NO3- + 2H+
b) H2S  S + 2H+ + 2e
H2SO3 + 4H+ + 4e S + 3H2O
(Se ponen los ácidos sin disociar porque son débiles)
Multiplicando la primera ecuación por 2 para igualar los electrones y sumando
2H2S  2S + 4H+ + 4e
H2SO3 + 4H+ + 4e S + 3H2O
----------------------------------2H2S + H2SO3 3S + 3H2O
3. Indica, justificando brevemente la respuesta, si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones relativas a la electrólisis.
a) La cantidad de sustancia obtenida en un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional a la cantidad de corriente eléctrica que ha
circulado por la disolución (0,5 puntos)
b) La cantidad de sustancia obtenida en un electrodo durante la electrólisis es directamente proporcional al tiempo durante el cual ha circulado la
corriente eléctrica (0,5 puntos)
c) Para la misma cantidad de corriente circulante por la disolución, la cantidad de sustancia obtenida en un electrodo depende de la carga del ion que
se deposita. (0,5 puntos)
a) Verdadera. Si por ejemplo se trata de una electrólisis del NaCl fundido en el cátodo se depositará Na metálico
Na+ + 1e --> Na
por cada electrón que circule se depositará un átomo de Na, es decir, a mayor cantidad de corriente que circule mayor será la cantidad de sustancia
obtenida. (semejante razonamiento para el ánodo)
b) Verdadera. Para una intensidad de corriente eléctrica determinada, a mayor tiempo que circule mayor será la cantidad de electricidad y por tanto la
cantidad de sustancia obtenida.
c) Verdadera. A mayor carga del ion menor será la cantidad de partículas obtenida. Si en vez de Na + es Ca2+ por ejemplo,
Na+ + 1e --> Na
Ca2+ + 2e --> Ca
vemos que cada Ca2+ necesita 2 electrones para formar Ca metálico, por lo que para la misma cantidad de electricidad se depositará la mitad de
átomos de Ca que de Na (la cantidad en gramos depende, naturalmente, de las masas atómicas o moleculares de las partículas que se obtengan).
3. 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+ + Cu  Fe + Cu2+ (0,5 puntos)
b) Fe2+ + Cu  Fe3+ + Cu2+ (0,5 puntos)
c) Fe3+ + Cd  Fe2+ + Cd2+ (0,5 puntos)
d) Fe2+ + Cd  Fe + Cd2+ (0,5 puntos)
 0(Cu2+/Cu) = 0,34 V,  0(Fe2+/Fe) = -0,44 V,  0(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V,  0(Cd2+/Cd) = -0,40 V
a) A partir de los valores de potenciales estándar de reducción  0(Fe2+/Fe) = -0,44 V y  0(Cu2+/Cu) = 0,34 V, los procesos que se producirán serán:
Reducción en el mayor: Cu2+ +2e  Cu
Oxidación en el menor: Fe - 2e  Fe2+
Conclusión, la reacción global espontánea será: 2Cu2+ +Fe 2Cu + Fe2+
La reacción no es espontánea, lo es en sentido contrario.
b) A partir de los valores de potenciales estándar de reducción  0(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V y  0(Cu2+/Cu) = 0,34 V, los procesos que se producirán serán:
Reducción en el mayor: Fe3+ +1e  Fe2+
Oxidación en el menor: Cu - 2e  Cu2+
Conclusión, la reacción global espontánea será: 2Fe3+ + Cu  2Fe2+ + Cu2+
La reacción es imposible los dos reactivos pierden electrones, se oxidan.
c) A partir de los valores de potenciales estándar de reducción  0(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V y  0(Cd2+/Cd) = -0,40 V, los procesos que se producirán serán:
Reducción en el mayor: Fe3+ +1e  Fe2+
Oxidación en el menor: Cd - 2e  Cd2+
Conclusión, la reacción global espontánea será: 2Fe3+ + Cd  2Fe2+ + Cd2+
La reacción es espontánea
d) A partir de los valores de potenciales estándar de reducción  0(Fe2+/Fe) = -0,44 V y  0(Cd2+/Cd) = -0,40 V, los procesos que se producirán serán:
Reducción en el mayor: Cd2+ +2e  Cd
Oxidación en el menor: Fe - 2e  Fe2+
Conclusión, la reacción global espontánea será: Cd2+ + Fe  Cd + Fe2+
La reacción no es espontánea, lo es en sentido contrario.
4. El ácido sulfúrico reacciona con cobre metálico para dar sulfato de cobre (II), dióxido de azufre y agua
a) Ajusta la reacción por el método del ión-electrón. (1,25 puntos)
b) Determina la masa de sulfato de cobre (II) que se obtendrá si se hace reaccionar 3 g de una disolución de ácido sulfúrico del 96% de riqueza con
0,8 g de cobre (1,25 puntos)
Masas atómicas: Azufre: 32; Oxígeno: 16; Hidrógeno:1; Cobre: 63,5.
a) La reacción sin ajustar
H2SO4(ac) + Cu(s)  CuSO4(ac) + SO2(g) + H2O
Semireacción de reducción
SO42- + 4H+ + 2e  SO2 + 2H2O
Semireacción de oxidación
Cu  Cu2+ + 2e
No hay que ajustar electrones por lo que la reacción red-ox queda
SO42- + 4H+ + Cu  SO2 + Cu2+ + 2H2O
Poniendo los coeficientes estequimétricos en la reacción original
2H2SO4(ac) + Cu(s)  CuSO4(ac) + SO2(g) + 2H2O
b) Masa molecular H2SO4 = 2 + 32 + 48 = 98
Masa de H2SO4 = 3 x 0,96 = 2,88 gramos
Moles de H2SO4 = 2,88/98 = 0,0294 moles
Moles de átomos de Cu = 0,8/63,5 = 0,0126 moles
Como cada mol de Cu necesita 2 moles de H2SO4 , con los 0,126 moles se necesitarán 0,0252 moles de H2SO4. Es decir, sobra H2SO4 por lo que el
reactivo limitante es el Cu.
Masa molecular del CuSO4 = 63,5 + 32 + 64 = 159,5
Como por cada mol de Cu se obtiene un mol de CuSO4, tendremos que se obtienen
0,0126 x 159,5 = 2,0097 gramos de sulfato de cobre (II)
SEPTIEMBRE 2009 OPCIÓN 2 PREGUNTA 4
4. Se puede obtener cloro gaseoso por reacción en caliente de disoluciones concentradas de ácido clorhídrico y ácido nítrico, produciéndose además
óxido de nitrógeno (IV) y agua.
a) Escribe la reacción y ajústala por el método ion-electrón. (1,25 puntos)
b) Calcula el máximo volumen de cloro que se puede obtener, a 100ºC y 1,5 atmósferas, por reacción de 200 ml de ácido clorhídrico 12 M con ácido
nítrico concentrado en exceso. (1,25 puntos)
R = 0,082 al l mol-1 K-1
a) La reacción sin ajustar: HCl + HNO3  Cl2 + NO2 + H2O
Reacción de oxidación: 2Cl-  Cl2 + 2e
Reacción de reducción: NO3- + 2H+ + 1e  NO2 + H2O
Multiplicando por 2 la de reducción para igualar los electrones y sumando ambas:
2Cl- + 2NO3- + 4H+  Cl2 + NO2 + H2O
Por lo que la ecuación original ajustada queda:
2HCl + 2HNO3  Cl2 + 2NO2 + 2H2O
b) Moles de HCl que reaccionan: 0,2 x 12 = 2,4 moles
En la reacción:
Cada 2 moles de HCl  1 mol de Cl2
Con 2,4 moles de HCl  1,2 moles de Cl2
Que ocuparán: V = nRT/P = (1,2x0,082x373)/1,5 = 24,4688 litros
4. Dada la reacción:
I2 + MnO4-  IO4- + Mn2+
a) Ajústala por el método del ión-electrón e indica qué papel (oxidante o reductor), juega el I2 en ella. (1,25 puntos)
b) Calcula la cantidad de disolución de permanganato 0,5 M necesaria para reaccionar con 5 gramos de I2. (1,25 puntos)
Masa atómica del iodo M(I) = 126,9
a) I2 + 8 H2O -14e  2 IO4- + 16 H+ (el I2 actúa como reductor ya que suelta electrones)
MnO4- + 8 H+ + 5e  Mn2+ + 4 H2O
La primera ecuación la multiplicamos por 5 y la segunda por 14:
5 I2 + 40 H2O -70e  10 IO4- + 80 H+
14 MnO4- + 112 H+ + 70e  14 Mn2+ + 56 H2O
y sumando
5 I2 + 14 MnO4- + 32 H+  10 IO4- + 14 Mn2+ + 16 H2O
b) Masa molecular I2 = 253,8
Moles I2 = 5/ 253,8 = 0,0197
Moles de MnO4- que reaccionan con los 0,0197 de I2: 0,0197x14/5 = 0,05516
Volumen disolución MnO4- = 0,05516/0,5 = 0,11032 litros = 110,32 ml
2. a) Indica, justificando brevemente la respuesta, si los procesos sufridos por el cloro, el azufre y el hierro en las siguientes semirreacciones
corresponden a una oxidación o a una reducción:
a1) ClO2-  Cl- (0,5 puntos)
a2) S  SO42- (0,5 puntos)
a3) Fe2+  Fe3+ (0,5 puntos)
b) Si los procesos anteriores formaran parte de una pila, indica, justificando brevemente la respuesta, en qué electrodo (ánodo o cátodo) tendría lugar
cada uno de ellos (1 punto)
a1) ClO2- + 4 H+ + 4e  Cl- + 2 H2O
Es un proceso de reducción (ganancia de electrones) y el ClO2- es un oxidante
a2) S + 4 H2O  SO42- + 8 H+ + 6e
Es un proceso de oxidación (pérdida de electrones) y el S es un reductor
a3)Fe2+  Fe3+ + 1e
Es un proceso de oxidación y el Fe2+ es un reductor
b) El proceso a1) sucede en el polo positivo (donde se cogen electrones), es decir, el cátodo
El proceso a2) sucede en el polo negativo (donde se sueltan electrones), es decir, el ánodo
El proceso a3) sucede en el polo negativo (donde se sueltan electrones), es decir, el ánodo
4. Para valorar en medio ácido una disolución acuosa que contenía 0,188 g de oxalato de sodio, Na2C2O4, se necesitaron 17,5 ml de una disolución de
KMnO4.
a) Ajusta por el método del ión-electrón la ecuación del proceso:
MnO4- + C2O42-  Mn2+ + CO2 (1,25 puntos)
b) Determina la molaridad de la disolución de KMnO4 utilizada. (1,25 puntos)
Masas atómicas: Carbono: 12; Oxígeno: 16; Sodio: 23.
a) Las semirreacciones son:
Reacción de reducción: MnO4- + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2O
Reacción de oxidación: C2O42-  2CO2 + 2e
Multiplicamos la primera por 2 y la segunda por 5 (para igualar los electrones intercambiados) y sumamos:
2MnO4- + 16H+ + 10e  2Mn2+ + 8H2O
5C2O42-  10CO2 + 10e
-----------------------------------------------2MnO4- + 5C2O42- + 16H+  2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O
b) Masa molecular del oxalato de sodio: Na2C2O4 = 2.23 + 2.12 + 24.16 = 46 + 24 + 64 = 134
Moles de oxalato de sodio = 0,188/134 = 1,4x10-3 moles
Como por cada 5 moles de oxalato de sodio se necesitan 2 de permanganato de potasio
Moles necesarios de KMnO4 = 1,4x10-3(2/5) = 6,0x10-4
Molaridad M = moles/V = 6,0x10-4/0,0175 = 0,034 M
JUNIO 2011 OPCIÓN 1 PREGUNTA 1
1. 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 (1,5 puntos)
Datos: Ɛ0(Hg2+/Hg (l)) = +0,80V; Ɛ0(Ni2+/Ni (s)) = -0,25V; Ɛ0(Cu2+/Cu (s)) = +0,34V
La fuerza electromotriz de una pila se determina hallando la diferencia de potenciales normales de reducción.
En este caso la mayor diferencia se produce entre el electrodo Hg2+/Hg (l) (que es el de mayor valor, +0,80V) y el electrodo (Ni 2+/Ni (s) (que es el de
menor valor, -0,25V); es decir, la f.e.m. de la pila formada por ambos electrodos será: 0,80 - (-0,25) = 1,05 V
En el electrodo de mayor potencial de reducción se producirá, lógicamente, la reducción:
Hg2+ + 2e  Hg (l)
Y en el electrodo de menor potencial de reducción se producirá la oxidación:
Ni (s) - 2e  Ni2+
En definitiva, los 2 electrones que suelta cada átomo de Ni (oxidación) los recibe el ion Hg2+ (reducción)
4. 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. (1,25 puntos)
b) Calcule la concentración de una disolución de permanganato de potasio, si se necesitan 70 mL de ésta para reaccionar completamente con 300 mL
de una disolución de sulfuro de sodio 1,5 M. (1,25 puntos)
a) Las semirreacciones de reducción y oxidación ajustadas son, respectivamente:
MnO4- + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2O
S2- - 2e  S
El MnO4- es el oxidante (coge electrones) y el S2- es el reductor (suelta electrones).
Multiplicamos la primera ecuación por 2 y la segunda por 5 para igualar los electrones intercambiados y sumando:
2MnO4- + 16H+ + 10e  2Mn2+ + 8H2O
5S2- -10e  5S
----------------------------------------------2MnO4- + 5S2- + 16H+  2Mn2+ + 5S + 8H2O
b) Moles de sulfuro de sodio: 0,3L·1,5M = 0,45
5 moles de sulfuro de sodio reaccionan con 2 de permanganato de potasio, por lo que los moles de permanganato serán: 0,45·2/5 =0,18 moles
y su concentración si el volumen es 70 mL = 0,18/0,070 = 2,57 M
2. 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. (0,75 puntos)
b) Señale en cada caso la especie oxidante, la especie reductora, la especie que se oxida y la especie que se reduce. (0,75 puntos)
a) Las reacciones en las que se produce oxidación y reducción, es decir, intercambio de electrones, son la primera y la tercera. En la segunda no se
produce ningún cambio en los estados de oxidación de los átomos que intervienen.
En la primera reacción los intercambios electrónicos que se producen son:
- reacción de oxidación (pérdida de electrones): I2 + 6H2O  2IO3- + 12H+ + 10e
- reacción de reducción (ganancia de electrones): NO3- + 2H+ + 1e  NO2 + H2O
En la segunda reacción:
- reacción de oxidación: Zn  Zn2+ + 2e
- reacción de reducción: 2H+ + 2e  H2
b) En la primera reacción el oxidante es el NO3- (coge electrones) que oxida al reductor I2 (suelta electrones), que a su vez reduce al oxidante. El
oxidante NO3- se reduce y el reductor I2 se oxida.
En la segunda reacción el oxidante es el H+ (coge electrones) que oxida al reductor Zn (suelta electrones), que a su vez reduce al oxidante. El oxidante
H+ se reduce y el reductor Zn se oxida.
4. Se mezclan 25,0 mL de una 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. (1 punto)
b) ¿Qué reactivo se encuentra en exceso? (0,75 puntos)
c) ¿Qué masa de yodo se formará? (0,75 puntos)
Masas atómicas: I = 127,0
a) Las semirreacciones que tienen lugar son:
- de reducción: Cr2O72- + 14H+ + 6e  2Cr3+ + 7H2O
- de oxidación: 2I- - 2e  I2
Multiplicando la reacción de oxidación por 3 para igualar los electrones compartidos y sumando las 2 reacciones obtenemos la ecuación iónica
ajustada::
Cr2O72- + 14H+ + 6e  2Cr3+ + 7H2O
6I- - 6e  3I2
----------------------------------------------Cr2O72- + 6I- + 14H+  2Cr3+ + 3I2 + 7H2O
b) Moles iniciales de dicromato de potasio K2Cr2O7 = 0,025L·0,12moles/L = 0,003 moles
Moles iniciales de yoduro de potasio KI = 0,040L·1,40moles/L = 0,056 moles
En la reacción por cada mol de dicromato de potasio se consumen 6 moles de yoduro de potasio, por lo que con 0,003 moles de dicromato de potasio
se consumirán: 0,003·6 = 0,018 moles.
Hay un exceso de yoduro de potasio de: 0,056 - 0,018 = 0,038 moles
c) Reaccionan 0,03 moles de dicromato de potasio y por cada mol de esta sustancia se producen 3 moles de I2. Por tanto, se producirán 0,003·3 =
0,009 moles yodo.
Masa molecular del I2 = 127·2= 254 (gramos cada mol).
Gramos de I2 producidos: 0,009·254 = 2,286 gramos.
JUNIO 2012 OPCIÓN 1 PREGUNTA 1
1) Dados los siguientes potenciales de reducción: Ɛ0(Ag+ /Ag) = +0,80 V; Ɛ0(Cu2+/Cu) = +0,34 V; Ɛ0(Zn2+/Zn) = -0,76 V y Ɛ0(H+/H2) = 0,00 V.
Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones:
a) ¿Cuál es la especie más oxidante? (0,5 puntos)
b) ¿Cuál es la especie más reductora? (0,5 puntos)
c) ¿Se podrá disolver Ag en ácido clorhídrico? (0,5 puntos)
d) ¿Qué pasará si se introducen unas virutas de Zn en una disolución de nitrato de plata? (0,5 puntos)
a) Los potenciales de reducción nos indican la tendencia a la reducción, es decir, a ganar electrones. Como en el proceso de reducción es el oxidante
el que coge los electrones, podemos decir que el potencial de reducción también nos indica la fuerza del oxidante. El mayor valor del potencial de
reducción o de la fuerza del oxidante es el Ɛ0(Ag+/Ag) = +0,80 V, que corresponde al proceso de reducción:
Ag+ (oxidante) + 1e  Ag
En definitiva, la especie con más fuerza como oxidante es el ión Ag+
b)En este caso, el mayor valor como reductor (el que suelta electrones), se corresponde con el menor valor del potencial de reducción (proceso en el
que se cogen electrones). El menor valor del potencial de reducción (mayor potencial para la oxidación), en los potenciales de la pregunta, es el
Ɛ0(Zn2+/Zn) = -0,76 V, que corresponde al proceso de oxidación:
Zn (reductor)  Zn2+ + 2e
En definitiva, la especie con más fuerza como reductor es el Zn metálico
c) Vistos los valores de los potenciales de reducción Ɛ0(Ag+/Ag) = +0,80 V y Ɛ0(H+/H2) = 0,00 V, se producirá espontáneamente:
La reducción en el mayor de ellos: Ag+ + 1e  Ag
Y la oxidación en el menor de ellos: H2  2H+ + 2 e
Por lo que la reacción redox espontánea global ajustada será; 2Ag+ + H2  Ag + 2H+
Concluyendo: que el HCl (que proporciona los H+) no reacciona con la Ag metálica, sino al revés. La reacción: 2Ag + 2HCl  2AgCl + H2 no se
produce espontáneamente, (será espontánea en sentido contrario).
d) Vistos los valores de los potenciales de reducción Ɛ0(Ag+/Ag) = +0,80 V y el Ɛ0(Zn2+/Zn) = -0,76 V, se producirá espontáneamente:
La reducción en el mayor de ellos: Ag+ + 1e  Ag
Y la oxidación en el menor de ellos: Zn  Zn2+ + 2e
Por lo que la reacción redox espontánea global ajustada será; 2Ag+ + Zn  Ag + Zn2+
Concluyendo: que el Zn metálico se disolverá como iones Zn2+, cediendo los electrones a los iones Ag+ del nitrato de plata (NO3- + Ag+) ,
produciéndose precipitación de Ag metálica
4) El dicromato de potasio reacciona con yoduro de potasio en presencia de ácido sulfúrico para dar lugar a yodo molecular, sulfato de cromo (III),
sulfato de potasio y agua.
a) Ajuste la ecuación por el método del ión electrón. (1 punto)
b) ¿Qué masa de yodo se podrá obtener si se tratan 15 mL de una disolución de dicromato de potasio 2 M con 40 mL de disolución de yoduro de
potasio 1 M. (1,5 puntos)
Masas atómicas: I = 127,0
a) La ecuación molecular sin ajustar es:
K2Cr2O7 + KI + H2SO4  I2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
La reacción de reducción es: Cr2O72- + 14 H+ + 6e  2Cr3+ + 7H2O
La reacción de oxidación es: 2I- -2e  I2
Multiplicamos la ecuación de oxidación por 3 para igualar los electrones y sumamos las 2 ecuaciones para obtener la ecuación redox global:
Cr2O72- + 14 H+ + 6I-  2Cr3+ + 7H2O + 3I2
Trasladamos los coeficientes de la ecuación iónica a la molecular y ajustamos aparte los K+ y SO42- que no han intervenido en la oxidación-reducción,
resultando la ecuación molecular ajustada:
K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4  3I2 + Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 7H2O
b) En 15 mL de disolución 2 M de K2Cr2O7 hay: 0,015L·2mol/L = 0,030 moles
En 40 mL de disolución 1M de KI hay: 0,040·1mol/L = 0,040 moles
Según la estequiometría de la reacción, 6 moles de KI reaccionan con 1 mol de K2Cr2O7, por lo que 0,040 moles de KI reaccionaran con 0,040/6 =
0,0067 moles de K2Cr2O7. Sobra dicromato de potasio por lo que el reactivo limitante es el KI.
Masa de I2 que puede obtenerse si reacciona todo el KI: como 6 moles de KI producen 3 moles de I2, 0,040 moles de KI producirán 0,020 moles de I2.
Masa molecular del I2 = 127·2 = 254
Los 0,02 moles de I2 tendrán una masa de: 0,02 moles·254gr/mol = 5,08 gramos de I2.
1) a) ¿Qué se entiende por procesos de oxidación-reducción? (0,5 puntos)
b) Indique cuál de las siguientes reacciones son de oxidación-reducción. Identifique en su caso la especie oxidante y la reductora, la especia que se ha
formado por oxidación y la que se ha obtenido por reducción. (1 punto)
b1) 2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2  P4 + 10C0 + 6CaSiO3
b2) CaCO3 + 2HNO3  Ca(NO3)2 + CO2 + H2O
b3) 2NaClO3 + Br2  2NaBrO3 + Cl2
a) Son procesos en los que se intercambian electrones. En la oxidación se sueltan los electrones que se cogen en la reducción. Un oxidante oxida a un
reductor (coge electrones) y el reductor reduce al oxidante (suelta electrones).
Visto como procesos de equilibrio:
REDUCCIÓN: Oxidante1 + ne   Reductor1
OXIDACIÓN: Reductor2 - ne   Oxidante2
----------------------------------------------------------Oxidente1 + Reductor2   Reductor1 + Oxidante2
b) El b1 y el b3 son procesos de oxidación-reducción:
b1) En la reacción: 2 Ca3(PO4)2 + 10 C + 6 SiO2  P4 + 10 CO + 6 CaSiO3
Hay cambio en los estados de oxidación del P y del C, por lo que es un proceso de oxidación-reducción:
REDUCCIÓN: 4 PO43- (oxidante1)+ 32 H+ + 20e P4 (reductor1)+ 16 H2O
OXIDACIÓN: C (reductor2)+ H2O – 2e  CO (oxidante2) + 2 H+
b2) En la reacción: CaCO3 + 2 HNO3  Ca(NO3)2 + CO2 + H2O
No hay cambio de estado de oxidación en ninguno de los átomos que participan en la reacción, por lo que no es una reacción de oxidación-reducción.
b3) En la reacción: 2 NaClO3 + Br2  2 NaBrO3 + Cl2
Hay cambio en los estados de oxidación del Cl y del Br, por lo que es un proceso de oxidación-reducción:
REDUCCIÓN: 2 ClO3- (oxidante1)+ 12 H+ + 10e  Cl2 (reductor1)+ 6 H2O
OXIDACIÓN: Br2 (reductor2) + 6 H2O -10e  2 BrO3- (oxidante2)+ 12 H+
3) Los valores de los potenciales de reducción de los siguientes semisistemas aumentan en el sentido ε 0 (Al3+/Al) < ε0 (Zn2+/Zn) < ε0 (Cd2+/Cd) < ε0
(H+/H) < ε0 (Cu2+/Cu). Deduzca en qué sentido se producen las reacciones siguientes:
a) Cd + Cu2+ ----- Cu + Cd2+
b) Zn + 2 HCl ---- ZnCl2 + H2
c) 2 Al3+ + 3 Cd ---- 2 Al + 3 Cd2+
Cuando se enfrentan 2 semisistemas, el de mayor potencial de reducción sufrirá (lógicamente) la reducción, y el de menor potencial de reducción
realizará la oxidación. Por tanto:
a) Enfrentamiento semisistemas de potenciales de reducción: ε0 (Cu2+/Cu) > ε0 (Cd2+/Cd)
En el de mayor potencial de reducción se produce reducción:
Cu2+ + 2e --> Cu
En el de menor potencial de reducción se produce oxidación:
Cd - 2e --> Cd2+
SENTIDO QUE SE PRODUCE:
Cd + Cu2+ --> Cu + Cd2+
b) Enfrentamiento semisistemas de potenciales de reducción: ε0 (H+/H) > ε0 (Zn2+/Zn)
En el de mayor potencial de reducción se produce reducción:
2H++ 2e --> H2
En el de menor potencial de reducción se produce oxidación:
Zn - 2e --> Zn2+
SENTIDO QUE SE PRODUCE:
Zn + 2 HCl --> ZnCl2 + H2
c) Enfrentamiento semisistemas de potenciales de reducción: ε0 (Cd2+/Cd) > ε0 (Al3+/Al)
En el de mayor potencial de reducción se produce reducción:
3Cd2+ + 6e --> Cd
En el de menor potencial de reducción se produce oxidación:
2Al - 6e --> 2Al3+
SENTIDO QUE SE PRODUCE:
2Al + 3Cd2+ --> 2Al3+ + Cd
SEPTIEMBRE 2012 OPCIÓN 2 PREGUNTA 5
5) El cobre reacciona con ácido nítrico concentrado para dar nitrato de cobre (II) y dióxido de nitrógeno.
a) Escriba la ecuación iónica ajustada. (0,75 puntos)
b) Calcule la pureza de una muestra de cobre si al tratar 10 gramos de dicha muestra con un exceso de ácido nítrico concentrado se desprenden 3 L de
dióxido de nitrógeno medidos a 25ºC y 1 atm de presión. (1,25 puntos)
c) Teniendo en cuenta la reacción anterior, indique qué semisistema tendrá un potencial de reducción más positivo el Cu 2+/Cu o el NO3-/NO2 (0,5
puntos)
Masas atómicas: Cu = 63,5; R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1.
a) La reacción sin ajustar: Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
Es una reacción red-ox en la que se produce:
Reducción: NO3- + 2H+ + 1e  NO2 + H2O
Oxidación: Cu – 2e  Cu2+
Multiplicando la primera ecuación por 2 (para igualar los electrones intercambiados) y sumando queda la ecuación iónica ajustada:
Cu + 2NO3- + 4H+  Cu2+ + 2NO2 + 2H2O
b) PV = nRT; n = (PV)/RT = (1·3)/(0,082·298) = 0,1228 moles de NO2 producidos.
Cada átomo-gramo de Cu produce 2 moles de NO2 por lo que el número de átomos-gramo de Cu que han reaccionado serán: 0,1228/2 = 0,06138 at-gr
de Cu.
Los gramos de Cu que reaccionan: 0,06138·63,5 = 3,8979.
Y el %: 3,8979/10·100 = 38,9794%.
c) El de mayor potencial de reducción será, naturalmente, el semisistema que sufre la reducción, es decir, el semisistema NO3-/NO2
En el de menor potencial de reducción se producirá la oxidación, es decir, el semisistema Cu 2+/Cu.
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