EJERCICIOS RESUELTOS DE REDOX

Material de Apoyo de Química General
EJERCICIOS RESUELTOS DE REDOX
1.
Al hacer reaccionar cobre metálico con ácido nítrico diluido se obtiene monóxido de nitrógeno y
nitrato de cobre (II).
Plantee, iguale y complete la ecuación redox correspondiente, tanto la ecuación iónica como la
molecular.
Cu + NO3
nº.O.
0
 Cu2+ + NO
+5
+2
Etapa 1
Cu se oxida,
Etapa 2
Cu0
Etapa 3
a.
NO3 se reduce
 Cu2+
(semireacción de oxidación)
NO3  NO
(semireacción de reducción)
Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia
0
+2
 Cu2+ + 2e
Cu
+5
+2

NO3 + 3e
b.
+2

 NO
Agregar H+ para igualar las cargas generadas
0
Cu
+2
 Cu2+ + 2e
+5
(ecuación igualada)
+2
NO3 + 3e + 4H+  NO
c.
Agregar moléculas de agua para equilibrar la reacción
0
Cu
+2
 Cu2+ + 2e
+5
(ecuación igualada)
+2
NO3 + 3e + 4H+  NO + 2H2O
Etapa 4
a.
(ecuación igualada)
Igualar número de electrones
Cu0
 Cu2+ + 2 e /· 3
NO3 + 3 e + 4H+  NO + 2 H2O /· 2
b.
Sumar miembro a miembro
3 Cu0
 3 Cu2+ + 6 e
2 NO3 + 6 e + 8 H+  2 NO + 4 H2O
____________________________________________________________
3 Cu0 + 2 NO3 + 8 H+ + 6 e  3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O + 6 e
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Solución
Ecuación iónica:
3 Cu0 + 2 NO3 + 8 H+  3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O
Ecuación molecular:
3 Cu0 + 8 HNO3  3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
2.
El sulfuro de hidrógeno es oxidado a azufre elemental, en medio ácido, por el permanganato de
potasio, obteniéndose, además, dióxido de manganeso.
Plantee, iguale y complete la ecuación química correspondiente, tanto en forma iónica como
molecular, suponiendo que el ácido utilizado es el ácido clorhídrico.
H2S + MnO4−  S + Mn2+
nº.O.
Etapa 1:
Etapa 2:
-2
+7
0
S2 se oxida,
S2
MnO4 se reduce
 S0
+7
+2
(semireacción de oxidación)
+2
−
MnO4
 Mn2+
(semireacción de reducción)
Etapa 3: a. Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia:
S2  S0 + 2e
+7
(ecuación igualada)
+2

−
MnO4 + 5e  Mn2+
b. Agregar H+ para igualar las cargas generadas
S2
 S0 + 2e
(ecuación igualada)
+7
+2
−

MnO4 + 5e + 8H  Mn2+
+
c. Agregar moléculas de agua para equilibrar la reacción
S2
 S0 + 2e
(ecuación igualada)
+7
+2
−

MnO4 + 5e + 8 H  Mn2+ + 4 H2O (ecuación igualada)
+
Etapa 4: Igualar número de electrones:
S2  S + 2 e /·5
MnO4− + 5e + 8 H+  Mn2+ + 4 H2O /· 2
b.
Sumar miembro a miembro
5 S2  5 S + 10 e
2 MnO4− + 10e + 16 H+  2 Mn2+ + 8 H2O
__________________________________________________________
5 S2 + 2 MnO4− + 16 H+  5 S + 2 Mn2+ + 8 H2O
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Solución
Ecuación iónica:
5 S2 + 2 MnO4− + 16 H+  5 S + 2 Mn2+ + 8 H2O
Ecuación molecular:
5 H2S + 2 KMnO4 + 6 HCl  5 S + 2 MnCl2 + 2 KCl + 8 H2O
3.
Plantee, iguale y complete la ecuación química, tanto la forma iónica como la molecular,
correspondiente a la dismutación del cloro gaseoso a cloruro y clorato en medio básico. Suponga
que la base utilizada es hidróxido de sodio.
Cl2  Cl + ClO3
nº.O.
1
0
+5
(a esta ecuación se le llama ecuación de dismutación, porque una misma especie se oxida y se
reduce simultáneamente.)
Etapa 1:
Cl20
se oxida
0
Etapa 2:
a.
+5
 ClO3
Cl2
0
b.
Etapa 3 a.
Cl20 se reduce
y
-1
Cl

Cl2
Cl2
+5
 2ClO3 + 10e
0
-1

Cl2 + 2e  2 Cl
Cl2
+5

+ 12 OH
0
 2ClO3 + 10e
-1

Cl2 + 2e  2 Cl
(ecuación igualada)
Agregar H2O para igualar la ecuación
0
Cl2
+5

+ 12 OH
0
 2ClO3 + 10e + 6 H2O
-1

Cl2 + 2e  2 Cl
Etapa 4 a
(ecuación igualada)
Agregar OH para igualar las cargas generadas
0
Etapa 3 c
(semireacción de reducción)
Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia:
0
Etapa 3 b.
(semireacción de oxidación)
(ecuación igualada)
Igualar número de electrones:
0
Cl2
+5

+ 12 OH
0
 2ClO3 + 10e + 6 H2O
-1

Cl2 + 2e  2 Cl
/·5
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(ecuación igualada)
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Etapa 4 b.
Sumar miembro a miembro
Cl2 + 12 OH  2ClO3 + 10e + 6 H2O
5 Cl2 + 10e  10 Cl
6 Cl2 + 12 OH  2 ClO3 + 10 Cl + 6 H2O
y dividiendo por 2 para que los coeficientes estequiométricos sean los menores posibles:
Solución
Ecuación iónica:
3 Cl2 + 6 OH  ClO3 + 5 Cl + 3 H2O
Ecuación molecular:
3 Cl2 + 6 NaOH  NaClO3 + 5 NaCl + 3 H2O
4.
Al completar e igualar la siguiente ecuación, en medio básico, con coeficientes enteros:
Pb(OH)42−(ac) + ClO−(ac)  PbO2(s) + Cl−(ac)
Indique cuántos iones hidróxido, OH−(ac), se necesitan y en qué lado de la ecuación deben
aparecer
Pb(OH)42− + ClO−  PbO2 + Cl−
+2
Etapa 1:
Pb(OH)42
Etapa 2.
+2
se oxida
(semireacción de oxidación)
-1
ClO−
 Cl−
(semireacción de reducción)
Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia:
+2
+4
 PbO2 + 2e
2−
Pb(OH)4
+1
-1
−
ClO

+ 2e  Cl−
Agregar OH para igualar las cargas generadas
+2
+4
2−
Pb(OH)4
 PbO2 + 2e
+1
-1
−
ClO
Etapa 3. c.
-1
ClO se reduce
y
 PbO2
Pb(OH)4
+1
Etapa 3.b.
+4
+4
2−
Etapa 3. a.
+1

+ 2e  Cl− + 2 OH
Agregar H2O para igualar la ecuación
Pb(OH)42−  PbO2 + 2e + 2 H2O
ClO− + 2e + H2O  Cl− + 2 OH
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Etapa 4
Igualar número de electrones y sumar ambas ecuaciones
Pb(OH)42−  PbO2 + 2 H2O + 2 e
2 e + H2O + ClO−  Cl− + 2 OH
Pb(OH)42− + H2O + ClO−  PbO2 + 2 H2O + Cl− + 2 OH
Pb(OH)42− + ClO−  PbO2 + H2O + Cl− + 2 OH
Solución
2 OH, en el lado derecho
5.
Determine el número de oxidación del S en los siguientes compuestos:
a) H2S
b) H2SO3
c) H2SO4
d) SO2
e) SO3
b) +4
c) +6
d) +4
e) +6
Solución
a) −2
6.
Determine los cambios en los números de oxidación de las especies participantes en las
siguientes ecuaciones de óxido reducción:
a)
MnO4 – (ac) + Cl– (ac)  Mn2+ (ac) + Cl2 (g)
Solución
Mn: +7 → +2,
b)
Cl: −1 → 0
Cr2O72– (ac) + NO2– (ac)  NO3– (ac) + Cr3+ (ac)
Solución
Cr: +6 → +3,
c)
N: +3 → +5
Hg(l) + 2 Fe3+(ac)  Hg2+(ac) + 2Fe2+(ac)
Solución
Hg: 0 → +2,
d)
Fe: +3 → +2
Pb(OH)42– (ac) + ClO– (ac)  PbO2(s) + Cl– (ac)
Solución
Pb: +2 → +4,
Cl: +1 → −1
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7.
Al hacer reaccionar sulfuro de plomo (II) con el oxígeno del aire a altas temperaturas, se forma
óxido de plomo (II) y dióxido de azufre.
a)
Escriba e iguale la ecuación correspondiente.
Solución
PbS + O2 → PbO + SO2
b)
Determine cuál es el agente oxidante y cuál es el agente reductor
Solución
Agente oxidante O2 y agente reductor PbS
8.
Iguale las siguientes reacciones que ocurren en medio acuoso y pH ácido:
a)
KBiO3(ac) + Mn2+(ac)  Bi(s) + MnO4– (ac)
Solución
Oxidación: Mn2+ + 4 H2O  MnO4 + 5 e + 8 H+
Reducción: BiO3 + 5 e + 6 H+  Bi (s) + 3 H2O
Ec. Molecular: KBiO3 (ac) + Mn2+ (ac) + H2O  Bi (s) + KMnO4 (ac) + 2H+ (ac)
b)
NiSO4 + Na2Cr2O7 + H2SO4  Ni2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + Na2SO4
Solución
Oxidación: 6 Ni2+  6 Ni3+ + 6 e / 6
Reducción: Cr2O72 + 6 e + 14 H+  2Cr3+ + 7 H2O
Ec. Iónica: 6 Ni2+ + Cr2O72 + 14 H+  6 Ni3+ + 2 Cr3+ + 7 H2O
Ec. Molecular: 6 NiSO4 + Na2Cr2O7 + 7 H2SO4  3 Ni2(SO4)3 + Cr2(SO4) + Na2SO4 + 7 H2O
9.
Iguale las siguientes reacciones que ocurren en medio acuoso y pH básico:
a)
ClO–(ac) + Cr(OH)4–(ac)  Cl–(ac) + CrO4–2 (ac)
Solución
Oxidación: Cr(OH)4− + 4 OH−  CrO42− + 3 e + 4 H2O / 2
Reducción: ClO− + 2 e + H2O  Cl− + 2 OH− / 3
Ec. Iónica: 3 ClO− (ac) + 2 Cr(OH)4− + 2 OH−  3Cl− + 2 CrO42− + 5 H2O
b)
Br2(l)  Br– (ac) + BrO3– (ac)
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Solución
Oxidación: Br2(l) + 12 OH−  2 BrO3− + 10 e + 6 H2O
Reducción: Br2(l) + 2 e  2 Br− / 5
Ec. Iónica: 6 Br2 (l) + 12 OH−  10 Br− + 2 BrO3− + 6 H2O
c)
KMnO4 + KBr  MnO2(s) + KBrO3
Solución
Reducción: 3 e + MnO4− + 2 H2O  MnO2 + 4 OH−/. 2
Oxidación: Br− + 6 OH−  BrO3− + 3 H2O + 6 e
Ec. Iónica: 2 MnO4− + Br− + H2O  2 MnO2 + BrO3− + 2 OH−
Ec. Molecular: 2 KMnO4 + KBr + H2O  2 MnO2 + KBrO3 + 2 KOH
10.
Iguale las siguientes reacciones que ocurren en medio acuoso y pH ácido e indique el agente
oxidante y el agente reductor en cada caso:
a)
As2O3(s) + NO3−(ac)  H3AsO4(ac) + N2O3(ac)
Solución
As2O3(s) + 2 NO3−(ac) + 2 H2O  2 AsO43−(ac) + N2O3(ac) + 4 H+(ac)
Agente Oxidante: NO3−(ac)
b)
Agente Reductor: As2O3(s)
Cr2O72−(ac) + I−(ac)  Cr3+(ac) + IO3−(ac)
Solución
Cr2O72−(ac) + I−(ac) + 8 H+(ac)  2 Cr3+(ac) + IO3−(ac) + 4 H2O
Agente Oxidante: Cr2O72− (ac)
c)
Agente Reductor: I−(ac)
I2(s) + ClO−(ac)  IO3−(ac) + Cl−(ac)
Solución
I2(s) + 5 ClO−(ac) + H2O  2 IO3−(ac) + 5 Cl−(ac) + 2 H+(ac)
Agente Oxidante: ClO−(ac)
11.
Agente Reductor: I2(s)
Se construye una celda voltaica poniendo en uno de los compartimientos de electrodo una tira de
cinc metálico en contacto con una solución de Zn(NO 3)2, y en el otro una tira de níquel metálico
en contacto con una solución de NiCl2. Indique ¿cuál de las siguientes reacciones ocurre en el
ánodo y cuál ocurre en el cátodo?
i) Ni2+ + 2 e  Ni
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ii) Zn2+ + 2e  Zn
iii) Ni  Ni2+ + 2e
iv) Zn  Zn2+ + 2e
Solución
Si consideramos los potenciales de reducción:
Ni2+ (ac) + 2 e
 Ni (s)
- 0,25 V
Zn2+ (ac) + 2 e
 Zn (s)
- 0,76 V
Se producirán las reacciones i) en el cátodo, iv) en el ánodo
12.
Considerando la siguiente tabla de potenciales estándar de reducción, se podría afirmar que el ión
Cu2+ oxidará a:
Ag+ + e  Ag (s)
Eº = + 0,80 V
Cu2+ + 2 e  Cu (s)
Eº = + 0,34 V
Pb2+ + 2 e  Pb (s)
Eº = − 0,13 V
Fe2+ + 2 e  Fe (s)
Eº = − 0,44 V
Cr2+ + 2 e  Cr (s)
Eº = − 0,90 V
Solución
El ión Cu2+ oxidará a Pb(s), Fe(s) y Cr(s) porque en esos casos el ΔEº pila es positivo
13.
Si la siguiente reacción es espontánea tal cual está escrita, entonces se puede deducir que:
Cdº + Cu2+  Cd2+ + Cuº
A.
El cadmio es el ánodo
B.
El cobre es el cátodo
C.
El cadmio se oxida
D.
Los electrones van del Cd al Cu
E.
Todas las anteriores
Solución
E
14.
Utilizando la tabla de potenciales estándar de reducción determine ¿cuál de las siguientes
especies es el agente oxidante más fuerte y cuál es el más débil, en solución ácida o neutra?:
AgF,
HClO,
Cu2+.
H2O2,
F2 (g) + 2 e  2 F
Pág. 8
2,87 V
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H2O2 + 2 H+ + 2 e  2 H2O
1,76 V
2 HClO + 2 H+ + 2 e  Cl2 (g) + 2 H2O
1,63 V
Ag+ + e  Ag (s)
0,80 V
Cu2+ + 2 e  Cu (s)
0,34 V
Solución
Agente oxidante más fuerte: H2O2
Agente oxidante más débil: Cu2+
15.
Para la siguiente celda voltaica:
PdCl42− + Cd(s)  Pd(s) + 4Cl−(ac) + Cd2+(ac)
Determine:
a)
¿Es espontánea la reacción tal cual está escrita?
Solución
Sí, porque el ΔE es positivo
b)
¿Qué especie se oxida y cuál se reduce?
Solución
Se oxida el Cd y se reduce el Pd2+
c)
Escriba e iguale las semi-ecuaciones correspondientes
Solución
d)
Pd2+(ac) + 2e → Pd(s)
Reducción
Cd(s) → Cd2+(ac) + 2e
Oxidación − (− 0,403) V
0,951 V
Determine el ΔEº de la pila.
Solución
ΔEº = 0,951 − (− 0,403) = 1,354 V
16.
Dados los siguientes potenciales estándar de reducción:
Cr3+ + 3e  Cr(s)
Eº= − 0,744 V
Al3+ + 3e  Al(s)
Eº= − 1,662 V
Cu2+ + 2 e  Cu(s)
Eº=
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0,3419 V
ΔE = 1,03 V
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ClO3− + 6 H+ + 5 e  1/2Cl2 + 3 H2O
Eº=
1,47 V
Cr2O72− + 14 H+ + 6 e  2 Cr3+ + 7 H2O
Eº=
1,232 V
Determine:
a)
¿Cuál es el mejor agente oxidante y cuál es el mejor agente reductor?
Solución
ClO3− es el mejor agente oxidante, Al(s) es el mejor agente reductor
b)
¿Cuál es la mejor pila que puede formar?
Solución
Al3+/Al(s) con ClO3−/ Cl2
c)
¿Cuál es la reacción global de la celda?
Solución
10 Al(s) + 6 ClO3− + 36 H+  10 Al3+ + 3Cl2 + 18 H2O
d)
Haga el diagrama resumido de la pila.
Solución
Al(s) / Al3+(1 M) // ClO3−(1 M) / Cl2 (g) / Pt(s)
17.
¿Cuántos faradays se necesitan para producir 1 mol de metal libre a partir de los siguientes
cationes: a) Hg2+,
b) K+,
c) Al3+?
a) Hg22+ + 2 e  2 Hg (l)
Solución
2 Faraday
b) K+ + e  K (s)
Solución
1 Faraday
c) Al3+ + 3 e  Al (s)
Solución
3 Faraday
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18.
La cantidad de carga necesaria para depositar 8,43 g de un metal a partir de una disolución que
contiene iones 2+ es 14.475 C. ¿De qué metal se trata?
M
q · carga
I · t · EEq
m =
=
F
F
96500
Masa molar =
C
· 2 · 8,43 g
g
mol
= 112,4
14475 C
mol
Solución
Esta masa molar corresponde al Cd
19.
Una disolución acuosa de una sal de paladio se electroliza durante 2 horas con una corriente de
1,5 Å. Calcular la carga del ión paladio en la disolución, sabiendo que en el cátodo se han
depositado 2,977 g de paladio metálico durante la electrólisis.
I · t
m =
M
carga
F
1,5 Å · 7200 s · 106,4
carga =
2,977 g · 96500
g
mol = 4
C
mol
Solución
La carga del Pd es +4
20.
Se hace pasar una corriente de 4 Å durante 30 min, a través de una solución de ácido clorhídrico.
Determine el volumen de oxígeno e hidrógeno obtenido en CNPT.
m
n =
=
M
n =
I . t
carga
F
4 Å · 1800 s
= 0,0373 mol
C
2 · 96500 mol
V = 0,0373 mol · 22,4
Solución
Se producen 0,836 L de cada gas
Pág. 11
L
= 0,836 L
mol