SolRedoxSelectividadZaragoza - IES Francisco Grande Covián

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26/03/2009
OxidaciónReduciónSelectividadZaragozae
Química 2ªBachiller
1. El dicromato de potasio, en medio acido, oxida los iones cloruro hasta claro 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 cuantos litros de cloro, medidos a 20ºC 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 acido.
+
K 2 Cr 2 O 7 + H + Cl
x1
−
Æ Cl 2 + Cr
3+
+
2+
Cr 2 O 7 + 14H + 6e Æ 2Cr
x3
2Cl
2+
−
+
Cr 2 O 7 + 14H + 6Cl
2+
+ 7H 2 O
Æ Cl 2 + 2e
−
----Æ 2Cr
2+
+ 7H 2 O+ 3Cl 2
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl ----Æ 2CrCl 3 + 7H 2 O+ 3Cl 2 + 2KCl
20 × 10 −3 Ldion ×
0.20molesK 2 Cr2O7
3Cl 2
×
= 0.012molesCO2
1Ldion
1K 2Cr2O7
P ×V = N × R × T
1.15 × V = 0.012 × 0.082 × 293
V = 0.2 L
1.
a)
b)
El dicromato de potasio, en medio ácido, oxida los iones cloruro hasta cloro reduciéndose a sal de cromo
(III).
Escriba y ajuste por el método ión-electrón la ecuación iónica que representa el proceso anterior.
Calcule cuántos litros de cloro, medidos a 20 ºC 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.
CrO7- + Cl- --------------Æ Cl2 y Cr3+
Cr2O7- + 14 H+ + 6e--------Æ 2Cr3+ y 7 H2O
2Cl-------------------------Æ Cl2+2e-
*1
*6
Cr2O7- + 14 H++ 6 Cl- --------Æ 2Cr3+ + 7H2O + 3 Cl2
b)
0.20molesK 2Cr2O7 3molesCl2
20*10-3Ldión
= 0.012 moles Cl2
1Ldión
1molK 2Cr2O7
P*V=nRT
1.5*v=0.012*0.082*293
V= 0.18 L
2.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) ---------Æ Cu(s) + Cd2+
2 Ag+ + Cd(s) ------Æ 2 Ag + Cd2+
2 Ag+ + Cu(s) ---------Æ 2 Ag + Cu2+
El Cd(s) es capaz de reducir los iones Ag+ y Cu2+
El Cu(s) es capaz de reducir solo a los iones Ag+.
Luego el poder reductor de MENOS a MAS Reductor
será: Cu y mas reductor el Cd
El ión Ag+ es capaz de oxidar al Cu(s) y al Cd(s)
El ión Cu2+ es capaz de oxidar solo el Cd(s)
Luego el poder oxidante de MENOS a MAS Oxidante
es Cu2+ y mas oxidante el Ag+
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3.-
Si se hace pasar una corriente de cloro gas a través de una disolución de hidróxido de sodio se produce
cloruro de
sodio y clorato de sodio.
a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón.
b) Calcule cuántos moles de cloro reaccionarán con 2 g de hidróxido de sodio.
Cl 2 ( g ) + Na (OH ) → NaCl + NaClO3
5x
Cl 2 + 2e − → 2Cl −
1x
Cl 2 + 6 H 2 O + 12OH − → 2ClO3 − + 12 H + + 12OH − + 10e −
6Cl 2 + 12OH − → 10Cl − + 2ClO3 − + 6 H 2 O
6Cl 2 + 12 Na (OH ) → 10ClNa + 2 NaClO3 + 6 H 2 O
2 gNa (OH ) ⋅
6molCl 2
1molNa(OH )
⋅
= 0.025molCl 2
40 gNa (OH ) 12molNa(OH )
3.-
Si se hace pasar una corriente de cloro gas a través de una disolución de hidróxido de sodio se produce
cloruro de sodio y clorato de sodio.
a) Ajuste la reacción por el método del ión-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) septiembre 2001
La reacción se lleva a cabo en medio básico por lo que al ajustar las semirreacciones tendremos en cuenta que hay que
añadir tantos OH- como H+ aparezcan en la ecuación. La neutralización de los iones H+ y OH- dará lugar a moléculas de
agua.
0
+1-2+1 +1-1 +1+5-2
Cl2 (g) + NaOH Æ NaCl + NaClO3
a)
X5 Cl2 + 2e- Æ 2ClR.Red.
X1 Cl2 + 6H2O + 12OH- Æ2ClO3- + 12H+ + 10e- + 12OH- R.Oxid.
5 Cl2 + Cl2 + 12 OH- Æ10 Cl- + 2 ClO3- + 6 H2O
6 Cl2 + 12 NaOH Æ10 NaCl + 2 NaClO3 + 6 H2O
b) 2 gNaOHx
6molCl 2
1molNaOH
= 0,025molCl 2
X
40 gNaOH 12molNaOH
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 0,0230 M. Sabiendo que la reacción que se produce es:
C2O42- + MnO4- ------------> Mn2+ + CO2 (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) junio 2002
Lo primero, para poder realizar los cálculos de forma correcta, se ajusta la reacción:
x5
C2O42- → 2CO2 + 2eR. Oxidación
+
R. Reducción
x2
MnO4 + 8H + 5e- → Mn2+ + 4H2O
5C2O42- + 2MnO4- + 16H+ → 10CO2 + 2Mn2+ + 8H2O
A continuación, a partir de factores de conversión, calculamos los gramos de oxalato de sodio que habrá:
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 0,0230 M. Sabiendo que la reacción que se produce es:
C2O42– + MnO4- → Mn2+ + CO2.
Calcule los gramos de oxalato de sodio que habrá en 1,0 litros de la disolución saturada.
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C 2 O 4 2− + MnO 4 − → Mn 2+ + CO 2
(x5)C 2 O 4 2− → 2CO 2 + 2e −
−
+
(oxidación)
−
(x2)MnO 4 + 8H + 5e → Mn
5C 2 O 4
0,024LDión
2−
2+
+ 4H 2 O
(reducción)
−
+ 16H + + 2MnO 4 → 2Mn 2+ + 10CO 2 + 8H 2 O
0,023molesMnO 4 − 5molesNa 2 C 2 O 4 134gNa 2 C 2 O 4 1000mLNa 2 C 2 O 4
= 3,7gNa 2 C 2 O 4
LDión
2molMnO 4 − 1molNaC2 O 4 50mLNa 2 C 2 O 4
2+
⎞ = 0,34V ,
Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar: ε 0 ⎛⎜ Cu
Cu ⎟⎠
⎝
2+
2+
⎛
⎞
ε 0 ⎜⎜ Mg Mg ⎟⎟ = −2,37V , ε 0 ⎛⎜ Ni Ni ⎞⎟ = −0,25V
⎝
⎠
⎝
⎠
explique de forma razonada cuál o cuáles de las siguientes reacciones se producirá de forma
espontánea:
6.-
Mg 2 + + Cu ⎯
⎯→ Mg + Cu 2 +
Ni + Cu 2 + ⎯
⎯→ Ni 2 + + Cu
Mg + Cu ⎯
⎯→ Mg 2 + + Cu 2 +
Ni 2 + + Mg ⎯
⎯→ Ni + Mg 2 +
a) Mg 2+ + Cu ⎯
⎯→ Mg + Cu 2+
Primero vemos las dos semirreacciones que tienen lugar en esta reacción y sus potenciales de reducción
correspondientes para ver si son o no espontáneas:
REDUCCIÓN : Mg 2+ + 2e − ⎯
⎯→ Mg
OXIDACIÓN : Cu ⎯
⎯→ Cu
2+
+ 2e
−
ε = −2,37V
ε = −0,34V
εTOTAL = −2,71V
Mg + Cu ⎯
⎯→ Mg + Cu
Como nos ha salido negativo la reacción no es espontánea.
2+
2+
2+
2+
⎯→ Ni + Cu
b) Ni + Cu ⎯
Nuevamente comprobamos las dos semirreacciones que se producen con sus potenciales de reducción:
⎯→ Ni 2+ + 2e −
OXIDACIÓN : Ni ⎯
REDUCCIÓN : Cu
2+
−
+ 2e ⎯
⎯→ Cu
ε = 0,25V
ε = 0,34V
εTOTAL = 0,59V
⎯→ Ni 2+ + Cu
Ni + Cu 2+ ⎯
Como nos ha salido positivo la reacción sí que es espontánea.
c) Mg + Cu ⎯
⎯→ Mg 2+ + Cu 2+
Observamos las dos semirreacciones que tienen lugar junto con sus potenciales de reducción:
OXIDACIÓN : Mg ⎯
⎯→ Mg 2+ + 2e −
OXIDACIÓN : Cu ⎯
⎯→ Cu
2+
2+
+ 2e
−
ε = 2,37V
ε = −0,34V
2+
Mg + Cu ⎯
⎯→ Mg + Cu
No se puede producir la reacción pues ambas semirreacciones son de oxidación y para que se produzca tiene que ser
una de oxidación y otra de reducción.
d) Ni 2+ + Mg ⎯
⎯→ Ni + Mg 2+
De nuevo observamos las dos semirreacciones que tienen lugar a la vez y tenemos en cuenta sus potenciales de
reducción para determinar si son o no espontáneas:
REDUCCIÓN : Mg 2+ + 2e − ⎯
⎯→ Mg
OXIDACIÓN : Cu ⎯
⎯→ Cu
2+
+ 2e
−
ε = −0,25V
ε = 2,27V
εTOTAL = 2,12V
Mg 2+ + Cu ⎯
⎯→ Mg + Cu 2+
Como obtenemos un valor positivo de las dos semirreacciones podemos afirmar que la reacción sí será espontánea.
6.
Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar, explique de forma razonada cuál o cuáles
de las siguientes reacciones se producirá de forma espontánea.
a) Mg
2+
+ Cu ───> Mg + Cu
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2+
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Mg
2+
−
+ 2e
───> Mg - 2.37 V
Cu ───> Cu
2+
+ 2e
−
- 0.34 V
- 2.37 + (- 0.34) = - 2.71 V
b) Ni + Cu
2+
───> Ni
Ni ───> Ni
2+
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2+
NO ES ESPONTÁNEA
2+
+ Cu
+ 2e
−
+ 0.25 V
−
Cu + 2e ───> Cu
0.25 + 0.34 = 0.59 V
c) Mg + Cu ───> Mg
Mg ───> Mg
2+
2+
+ Cu
2+
−
+ 2e
2+
+ 0.34 V
SI ES ESPONTÁNEA
+ 2.37 V
−
- 0.34 V
Cu ───> Cu + 2e
NO PUEDE SER DARSE PUESTO QUE SE TRATA DE DOS REACCIONES DE OXIDACIÓN.
d) Ni
2+
+ Mg ───> Ni + Mg
Ni
2+
+ 2e
−
2+
───> Ni
2+
- 0.25 V
−
Mg ───> Mg + 2e + 2.37 V
- 0.25 + 2.37 = 2.12 V
SI ES ESPONTÁNEA
6.Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar:
)
(
2+
ε 0 = Cu Cu = 0,34 V , ε 0 = ⎛⎜ Mg
⎝
2+
(
)
2+
⎞
= −2,37 V y ε 0 = Ni
= −0,25 V
Mg ⎟⎠
Ni
Explique de forma razonada cuál o cuáles de las siguientes reacciones se producirá de forma espontánea:
a)Mg 2+ + Cu - - - - - -.. Mg + Cu 2+
b)Ni + Cu 2+ - - - - - .. Ni 2+ + Cu
c)Mg + Cu - - - - - - - -.. Mg 2+ + Cu 2+
d)Ni 2+ + Mg - - - - - -.. Ni + Mg 2+
Para que una reacción sea espontánea la suma de sus potenciales de reducción estándar tiene que ser positiva y debe
haber una reacción de oxidación y una de reducción, por tanto:
Mg 2 + + 2e − → Mg
− 2,37 V
a)
2+
−
Cu → Cu + 2e
− 0,34 V
Esta reacción no es espontánea porque su suma de potenciales es de -2,71 V.
Cu 2+ + 2e − → Cu
+ 0,34 V
b)
2+
−
Ni → Ni + 2e
+ 0,25 V
Esta reacción si que es espontánea porque su suma de potenciales es de +0,59 V y la primera reacción es de reducción y
la segunda de oxidación.
Cu → Cu 2+ + 2e −
c)
− 0,34 V
Mg → Mg 2+ + 2e −
+ 2,37 V
Esta reacción no es espontánea porque son dos reacciones de oxidación, y deben ser una de reducción y otra de
oxidación.
d)
Ni 2+ + 2e − → Ni
2+
− 0,25 V
−
Mg → Mg + 2e
+ 2,37 V
Esta reacción si que es espontánea porque su suma de potenciales es de +2,12 V y la primera reacción es de reducción y
la segunda de oxidación.
7.-
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 ºC y 1,5 atmósferas, por reacción de 200 ml
de ácido clorhídrico 12 M con ácido nítrico concentrado en exceso.
R = 0,082 atm.l.mol–1 K–1.
a).
La reacción sin ajustar es: HCl + HNO3
Cl2 + NO2 + H2O
Las semirreacciones de oxidación y reducción son:
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2Cl- Cl2 + 2eNO3- + 2H+ + 1e-
NO2 + H2O
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Reacción de oxidación
Reacción de reducción
Multiplicando la segunda ecuación x 2, para igualar los electrones intercambiados.
2Cl- + 2NO3- + 4H+
Cl2 + 2NO2 + 2H2O
La ecuación ajustada.
2HCl + 2HNO3
b) 1,5 atm;
100º C = 373 K;
200 ml = 0,2 L;
Cl2 + 2NO2 + 2H2O
12 moles HCl 1 mol Cl
= 1,2 moles de Cl
L disolución 2 moles HCl
nRT 1,2 ⋅ 0,082 ⋅ 373
Volumen =
=
= 24,50 Litros de Cl
1,5
P
8 .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).
a)
Si el apartado anterior es afirmativo escriba la ecuación iónica, ajústela por el método ión-electrón e
indique el agente oxidante y el agente reductor.
E0(Cu2+/Cu)= 0.34 v E0(NO3-/ NO) = 0.96 v
Cu + HNO3 --------------Æ Cu2+ + NO
Cu----------------Æ Cu 2+ + 2 e E0 -0.34
Reacción oxidación
+
NO3 + 4 H + 3e --------Æ NO+ 2H2O
E0 0.96
Reacción reducción
200 x 10 - 3 L disolución
Si sumamos:
0.62 V E>0 por lo que es una reacción espontánea o una pila
El agente reductor es el que se oxida (Cu) y el agente oxidante es el que se reduce (NO3)
8.
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.
HNO3 + Cu Æ Cu2+ + NO
X3
Cu Æ Cu2+ + 2eOXIDACIÓN
E0 = -0,34 V x3
+
X2 NO3 + 4H + 3e Æ NO + 2H2O REDUCCIÓN
E0 = 0,96 V x2
+
2+
3Cu + 2NO3 + 8H Æ 3Cu + 2NO + 4H2O
Si que reaccionan. ET = 0,9. El reductor es el Cu, y el oxidante el NO3-.
10.-
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 manganeso (IV).
a) Ajuste la reacción por el método ion-electrón
b) Calcule el volumen de la disolución de ácido clorhídrico y la masa minima de óxido de manganeso (IV)
que se necesitan para obtener los 42,6 de cloro.
Masas atomicas: Cloro= 35,5; manganeso=55;hidrogeno=1; oxigeno=16
x1
2Cl- → Cl2 + 2ex1
MnO2 + 4H+ + 2e- → Mn2+ + 2H2O
2 Cl + MnO2 + 4H+ → Mn2+ + Cl2 + 2H2O
10.- 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) Æ 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 manganeso (IV).
a) Ajuste la reacción por el método ión-electrón.
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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) septiembre 2004
+4 -2
+1-1
+2 -1
0
+1-2
MnO2 (s) + HCl (ac) Æ MnCl2 (ac) + Cl2 (g) + H2O
MnO2+4H++2e-ÆMn2+ + 2 H2O R.Red.
2ClÆCl2+2eR.Oxid.
+
MnO2 + 4H + 2Cl- ÆMn2+ + 2 H2O + Cl2
a)
MnO2 (s) + 4HCl (ac) Æ MnCl2 (ac) + Cl2 (g) + 2H2O
b) 46,2g Cl2
HCl 5,0 M ; L?
Mn2O4 ÆMnO2 ; g?
1molCl 2 4molHCl LDIÓN
42,6 gCl 2 x
x
x
= 0,48LHCl
70,8 gCl 2 1molCl 2 5molHCL
42,6 gCl 2 x
1molCl 2 1molMnO2 87 gMnO2
x
x
= 52,34 gMnO2
70,8 gCl 2
1molCl 2
1molMnO2
Se necesitan 0,52 L de HCl y 56,8g de MnO2 para obtener 42,6g de Cl2
11.- 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
(1,5 puntos) junio 2005
a) Plata
R. Reducción
R. Oxidación
CÁTODO Fe2+ + 2e- → Fe
ÁNODO
Ag → Ag+ + 1e-
= -0,44
= -0,80
-1,24
No es espontánea porque
, por lo tanto no reaccionan.
b) Cinc
R. Reducción CÁTODO Fe2+ + 2e- → Fe
= -0,44
2+
= 0,76
R. Oxidación ÁNODO
Zn → Zn + 2e
0,32
Es espontánea porque
, por lo tanto el sulfato de hierro (II) y el cinc reaccionan entre sí.
c) Hierro
R. Reducción
CÁTODO Fe2+ + 2e- → Fe
= -0,44
2+
= 0,44
R. Oxidación
ÁNODO
Fe → Fe + 2e
0,00
No ocurre nada porque
.
12.-
Para cada una de las reacciones siguientes, indique razonadamente si se trata de reacciones de
oxidación-reducción. Identifique, en su caso, el agente oxidante y el reductor.
a) Fe + 2HCl --------Æ FeCl2 + H2
0
+2 −1
1 -1
0
Fe + 2 H Cl → Fe Cl 2 + H 2
REDUCTOR
0
Fe
OXIDANTE
1+
2H
+2 4 −2
→ Fe 2+
R. OXIDACIÓN
→ H 02
+1 5 −2
R. REDUCCIÓN
+1
4 −2
5 -2
+1 -2
b) Ca C O 3 + 2 H N O 3 → Ca ( N O 3 ) 2 + C O 2 + H 2 O
No se producen reacciones ni de oxidación, ni de reducción porque ningún ión aumenta o disminuye.
+1 -1
0
c) 2 Na Br + Cl 2
→
+1 -1
0
2 Na Cl + Br 2
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REDUCTOR
-1
OXIDANTE
R. OXIDACIÓN
Br2
→ 2Cl -1
Cl 2
13.
0
→
2Br
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R. REDUCCIÓN
En la valoración de 25mL de una disolución de oxalato de sodio, Na 2 C 2 O 4 , se han gastado 15 mL de
permanganato de potasio, KMnO 4 , 0.120 M.
a) Ajuste la reacción por el método ión-electrón sabiendo que el permanganato se reduce a iones Mn
oxalato se oxida a CO 2 .
Na 2 C 2 O 4 + KMnO 4 ──> Mn
x5
x2
5 C2 O4
2−
C2 O4
2−
MnO 4
−
2+
+8H
+ 2 MnO 4
−
+ 5e
+ 16 H
−
+
y el
+ CO 2
──> 2 CO 2 + 2e
+
2+
−
R oxidación
──> Mn
2+
+ 4 H2 O
──> 10 CO 2 + 2 Mn
R reducción
2+
+
+ 8 H2 O
2+
5 Na 2 C 2 O 4 +2 KMnO 4 + 12 HCl + 4 H ──> 10 CO 2 +2 Mn +8H 2 O + 10 NaCl + 2 KCl
b) Calcule la molaridad de la disolución de oxalato.
0.120moles 5 Na 2C 2 O4
1
15 × 10 −3 L, KMnO4
×
×
= 0.180 M
2 KMnO4 25 × 10 −3 L
L
13.-
En la valoración de 25mL de una disolución de oxalato de sodio, Na 2 C 2 O 4 ,se han gastado 15 mL de
permanganato de potasio, KMnO 4 , 0.120 M.
a) Ajuste la reacción por el método ion-electrón sabiendo que el permanganato se reduce a iones Mn
oxalato se oxida a CO 2 .
b) Calcule la molaridad de la disolución de oxalato.
Na 2 C 2 O 4 + KMnO 4 ----Æ Mn
x5
x2
5C 2 O 4
2−
C2 O4
2−
MnO 4
−
2+
y el
+ CO 2
----Æ 2 CO 2 + 2e .R oxidación
+ 8H
+ 2MnO 4
−
+
+ 5e ----Æ Mn
+ 16H
+
2+
+ 4H 2 O .R reducción
----Æ 10CO 2 + 2Mn
+
2+
5Na 2 C 2 O 4 +2KMnO 4 +12HCl+4H ----Æ10CO 2 +2Mn
15 × 10 −3 L, KMnO4
2+
+ 8H 2 O
2+
+8H 2 O+10NaCl+2KCl
0.120moles 5 Na 2C 2 O4
1
×
×
= 0.180 M
2 KMnO4 25 × 10 −3 L
L
14.-
Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar:
ε0(Cu2+/Cu) = 0,34 V;
ε0(Fe2+/Fe) = -0,44 V
ε0(Cd2+/Cd) = -0,40 V
Indica, justificando brevemente la respuesta, cuál o cuáles de las siguientes reacciones se producirá de forma
espontánea:
a) Fe2+ + Cu → Fe + Cu2+
Cu | Cu2+ | | Fe2+ | Fe
Oxidación
Reducción
Ánodo
Cátodo
Las reacciones que se producirán:
Cu Cu2+ +2e ε0= -0,34 V
ε0= -0,80 V No será espontánea.
2+
0
Fe + 2e
Fe
ε = -0,44 V
b) Fe + Cu
→
Fe2+ + Cu2+
La reacción de este apartado no es posible ya que los dos elementos se oxidan; es decir, los 2 pierden electrones
c) Fe2+ + Cd
→ Fe + Cd2+
Cd | Cd2+ | | Fe2+ | Fe
Oxidación
Reducción
Ánodo
Cátodo
Las reacciones que se producirán son:
Cd
Cd 2+ +2e- ε0= 0,40 V
ε0= -0,04 V No será espontánea.
2+
0
Fe + 2e Fe ε = -0,44 V
14.- Utilizando los valores de los potenciales de reducción estándar:
E(Fe2+ / Fe)=-0.44 V E(Cu2+ / Cu)=0.34 V E(Cd2+ / Cd)=-0.40 V
indica, justificando brevemente la respuesta, cuál o cuáles de las siguientes reacciones se producirá de forma
espontánea:
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mailto:[email protected]
I.E.S. Francisco Grande Covián
http://www.educa.aragob.es/iesfgcza/depart/depfiqui.htm
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A) Fe2+ + Cu ------Æ Fe + Cu2+
oxidante reductor
Fe2+ + 2e- ÆFe R.REDUCCIÓN E= -0.44 V
Cu Æ Cu2+ + 2e- R.OXIDACIÓN E= -0.34 V
Ef= -0.78 V la reacción será no espontánea porque para que sea espontánea y se
forme una pila el potencial, que se obtiene a partir de la suma de los potenciales de las semirreacciones, debe ser
positivo (>0).
B) Fe + Cu ---------ÆFe2+ + Cu2+
reductor reductor
Fe Æ Fe2+ + 2e- R.OXIDACIÓN E=0.44 V
Cu Æ Cu2+ + 2e- R.OXIDACIÓN E=-0.34 V
Ef=0.10 V si solo tenemos en cuenta el resultado del potencial final la reacción
podría ser espontánea, pero no es posible que lo sea porque las dos reacciones son de oxidación y, para que fuera
espontánea la reacción debería haber una reacción de oxidación y otra de reducción ya que sino no reaccionan, por
tanto, la reacción es no espontánea.
C) Fe2+ + Cd -----Æ Fe + Cd2+
oxidante reductor
Fe2+ + 2e- ÆFe R.REDUCCIÓN E= -0.44 V
Cd Æ Cd2+ + 2e- R.OXIDACIÓN E= 0.40 V
Ef=-0.04 V la reacción es no espontánea porque el potencial final es negativo y,
debería ser positivo para que fuera espontánea.
15.- Los potenciales de reducción estándar de los electrodos Fe2+ /Fe y Ag+/Ag son, respectivamente,-0.44V
y 0.8V
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.
1x Fe → Fe +2 + 2e − Ε = 0.44V
Reacción de oxidación. (Ánodo)
+
−
Reacción de reducción (Cátodo)
2x Ag + 1e → Ag Ε = 0.8V
Fe + 2 Ag + → Fe +2 + 2 Ag
E = 1.24V
15. Los potenciales de reducción estándar de los electrodos Fe2+ /Fe y Ag+/Ag son, respectivamente,
ε 0 ⎛⎜ Fe
⎝
2+
⎞
⎞ = − 0,44 V ε 0 ⎛⎜ Ag 2 +
⎟⎟ = 0,80 V
⎜
Ag
Fe ⎟⎠
⎠
⎝
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)
+ 0,44 +0,80 = 1,24 V Sumamos el potencial del hierro con el de la plata.
b)
Fe (s) Æ Fe2+ (ac) + 2eAg+ (ac) + 1 e- Æ Ag (s)
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Las primera semirreación es de oxidación, así que se debe modificar el signo de su ε a positivo; la otra semirreación
al ser de reducción se queda igual.
c)
El ánodo es el Fe, ya que en él se produce la reacción de oxidación (negativa).
El cátodo es el Ag porque en ella se produce la reacción de reducción (positiva).
La pila sería:
Fe (s) | Fe2+ || Ag+ | Ag (s)
18.- A una disolución que contiene iones Fe2+, Fe3+ y Cu2+, todos ellos en una concentración 1 M, se le añaden
limaduras de hierro. Indica, razonando la respuesta, que reacciones se producirán. Potenciales de reducción
estándar:
2+
3+
2+
⎞
ε 0 = ⎛⎜ Cu Cu ⎞⎟ = 0,34 V
ε 0 = ⎛⎜ Fe
ε 0 = ⎛⎜ Fe Fe ⎞⎟ = − 0,41 V
2+ ⎟ = 0,77 V
Fe ⎠
⎝
⎠
⎝
⎝
⎠
0
Cu 2+ + Fe → Cu + Fe 2+
Cu 2+ + 2e − → Cu
− 0,34
Esta reacción si que se produce porque hay una reacción de oxidación y otra de
Fe → Fe 2+ + 2e −
+ 0,41
reducción y la suma de sus potenciales de reducción estandar es positiva.
Fe 2+ + Fe → Fe 3+ + Fe 2+
Esta reacción no se produce porque hay dos reacciones de reducción.
Fe 2+ → Fe 3+ + 1e −
Fe → Fe 2+ + 2e −
Fe 3+ + Fe → Fe 2+ + Fe 2+
Fe 3+ + 1e − → Fe 2+
+ 0,77
Fe → Fe 2+ + 2e −
+ 0,41
Esta reacción si que se produce porque hay una reacción de oxidación y otra de
reducción y la suma de sus potenciales de reducción estandar es positiva.
20.
Dada la reacción de oxidación-reducción:
I2 + HNO3 Æ 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.
X3 I2 + 6H2O Æ 2IO3- + 12H+ + 10eOXIDACIÓN
X10 NO3- + 4H+ + 3e- Æ NO + 2H2O
REDUCCIÓN
3I2 + 18H2O + 10NO3- + 40H+ Æ 6IO3- + 36H+ + 10NO + 20H2O
3I2 + 10HNO3 Æ 6HIO3 + 10NO + 2H2O
El agente reductor es el I2, ya que es el que provoca la reducción del NO3-, que es el oxidante.
21.-
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).
(x5) Fe +2 → Fe +3 + 1e −
(oxidación)
(x1)MnO 4 − + 8H + + 5e − → Mn 2+ + 4H 2 O
5Fe
+2
−
+
+ MnO 4 + 8H → 5Fe
+3
+ Mn
(reducción)
2+
+ 4H 2 O
1molKMnO 4 5molFe+ 2
1
= 2,2M
1LKMnO 4 1molKMnO 4 0,05LFe + 2
El elemento que se oxida es el Fe2+ ya que pierde un electrón
El elemento que se reduce es el Mn2+ ya que acepta electrones
22.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:
0,022 LKMnO 4
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C2O4-2 + 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 1atm
C2O4-2 → 2CO2 2eMnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4 H2O
5 C2O4-2+16H+ + 2MnO4- → 10CO2 + 2Mn2++8H2O
23.Indica, justificando brevemente la respuesta, si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) Una reacción exotérmica siempre es espontánea. Falso
Las reacciones exotérmicas a menudo necesitan una energía de activación para que se lleve a cabo la reacción. Por
ejemplo una combustión necesita de una chipa que active la reacción para que empiece.
La condición para que una reacción sea espontánea es que la variación de la función de Gibs sea negativa
b) La presencia de catalizador permite obtener mayor cantidad de productos en una reacción química. Falso
La presencia de un catalizador aumenta la velocidad de la reacción. Si se considera que la cantidad de producto se mide
en tiempo entonces esta afirmación sería verdadera. En cambio si no se tiene en cuenta el tiempo lo único que
conseguirá el catalizador es aumentar la velocidad y la cantidad de producto dependerá de la cantidad de reactivos de
los que partamos hasta que uno de ellos se agote.
c) Se puede construir una pila con dos electrodos cuyos potenciales de reducción estándar sean ambos positivos.
Verdadero
Sí se podrá construir una pila con dos electrodos cuyos potenciales de reducción sean positivos siempre que el final
tenga un valor positivo, es decir, sea una reacción espontánea y se produzca una semirreacción de oxidación y otra de
reducción. Y el potencial de reducción del elemento que se oxida sea mas pequño qu el del que se reduce. El ejemplo
sería una pila: Cu Cu 2+ Fe 3+ Fe 2+
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