ACÏ - Mestre a casa

Dr J.M. Ayensa
Oxidación-reducción
9 REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES: AJUSTE DE REACCIONES,
ESTEQUIOMETRIA, VALORACIONES REDOX Y ELECTROQUÍMICA
FUNDAMENTOS PARA LA RESOLUCIÓN DE PROBLEMAS DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN, PILAS ELECTROQUÍMICAS Y
ELECTRODEPOSICIÓN.
OXIDANTES Y REDUCTORES; NÚMERO DE OXIDACIÓN, SEMIRREACCIONES Y ECUACIÓN GLOBAL. POTENCIALES
NORMALES DE ELECTRODO.
Los oxidantes son las especies químicas que se reducen. En su reducción disminuye el número de oxidación: hay
captura de electrones o aumento de la carga negativa “virtual” de la especie química.
Los reductores son las especies químicas que se oxidan. En su oxidación aumenta el número de oxidación: hay cesión
de electrones o disminución de la carga negativa “virtual” de la especie química.
Reglas para asignar el número de oxidación
• El número de oxidación de todos los elementos sin combinar es cero. Independientemente de la forma en que
se representen.
• El número de oxidación de las especies iónicas monoatómicas coincide con la carga del ion.
• El número de oxidación de un átomo en una especie iónica poliatómica es la que corresponde de restar la
carga del ion a los números de oxidación del resto de átomos. Por ejemplo en el MnO4 , el Mn tiene de número
de oxidación +7, -1-[4.(-2)] = + 7.
• El número de oxidación del hidrógeno combinado es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde su número
de oxidación es –1 (ej: AlH3, LiH)
• El número de oxidación del oxígeno combinado es –2, excepto en los peróxidos, donde su número de oxidación
es –1 (ej.:Na2O2, H2O2).
• El número de oxidación en los elementos metálicos, cuando están combinados es siempre positivo y
numéricamente igual a la carga del ion.
• El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es –1, en cambio el número
de oxidación del azufre en su hidrácido y respectivas sales es –2.
• El número de oxidación de una molécula es cero. O lo que es lo mismo, la suma de los números de oxidación
de los átomos de una molécula neutra es cero.
• En los compuestos orgánicos, el C tendrá el número de oxidación que le corresponda, según las reglas
precedentes.
Por ejemplo, en el ácido oxálico HOOC-COOH, hay 4 O (-8), 2 H (+2) y 2C. Por consiguiente, cada carbono
tendrá de nº de oxidación el opuesto a la suma (-8+2)/2 = -3, o sea, +3.
Ajuste de semirreacciones
+
• en medio ácido iones hidrógeno (H ), para pasar el O de la especie reaccionante a los productos (en forma de
H2O) y electrones para compensar los cambios en los números de oxidación.
Como alternativa, en medio acuoso, añadir H2O, se formará en los productos OH , que después se han de
+
ajustar con los H resultantes de la otra semirreacción.
−
• en medio básico iones hidróxido (OH ), para aumentar el número de O de la especie resultante y electrones
para compensar los cambios en los números de oxidación.
+
Como alternativa, en medio acuoso, añadir moléculas de agua (H2O), se formará en los productos H , que
después se han de ajustar con los OH resultantes de la otra semirreacción.
Potenciales normales de electrodo.
o
El potencial normal de electrodo o potencial normal de reducción de electrodo de un elemento, que se abrevia  (con
un superíndice que se lee como "normal" o "estándar"), es la diferencia de potencial que le corresponde a una celda o
semipila construida con un electrodo de ese elemento y un electrodo estándar de hidrógeno, cuando la concentración
efectiva o actividad de los iones que intervienen en el proceso es 1 mol/l (1 M), la presión de las sustancias gaseosas es
1 atmósfera, y la temperatura es 298 K (25°C). Es la medida de un potencial de electrodo reversible individual, en
condiciones estándar.
Su unidad en el Sistema Internacional es el voltio (V) Es una constante de cada electrodo e indica la tendencia a
producirse la reducción. Un potencial positivo indica que frente al electrodo de hidrógeno, se comportará como
+
oxidante (se reduce) y si es negativo, se comportará como reductor (se oxidará frente a H /H2.
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Oxidación-reducción
Cuando un sistema se enfrenta a otro, la especie que se reduce será la de menor potencial de reducción (con
independencia de que ésta sea positiva o negativa) y se oxidará la que tenga un potencial de reducción mayor (con
independencia de que ésta sea positiva o negativa). En la práctica, la diferencia de potencial entre dos sistemas ha de
ser mayor de 0,34 V (en la caso del hidrógeno, hasta 0,6 V) para que la velocidad de reacción sea apreciable.
VALORACIONES RE-DOX. CONCEPTO DE NORMALIDAD Y SU RELACIÓN CON LA MOLARIDAD.
En una valoración re-dox no es necesario ajustar la reacción para realizar cálculos estequiométricos, si se tiene en
cuenta el cambio que sufre el número de oxidación del oxidante y del reductor.
Se llama equivalente electroquímico a la cantidad de sustancia que transfiere un mol de electrones.
De acuerdo con esta definición, si un mol de una especie química intercambia un mol de electrones, un equivalente
coincide con un mol de sustancia; pero si un mol de una especie química intercambia dos mol de electrones, un
equivalente químico será 0,5 mol de sustancia; si transfiere 3 mol de electrones, un equivalente será 1/3 de mol, etc.
Cuando reacciona el oxidante y el reductor lo hacen equivalente a equivalente, dado que los electrones cedidos por el
reductor son aceptados por el oxidante. Esto es,
neq ox = neq re
Vox.cox.Ne-ox; = Vre.cre.Ne-re;
PILAS ELECTROQUÍMICAS: PROCESOS EN LOS ELECTRODOS O CÉLULAS.
En el ánodo se produce la oxidación, esto es la cesión de electrones, mientras que en el cátodo se produce la reducción
(captura de electrones).
Las fem fuerza electromotriz de la pila (que es el trabajo químico por unidad de carga para mantener la diferencia de
o
potencial entre los electrodos, cuando éstos se conectan a un circuito exterior), viene dado por εpila = ε+ - ε - Es decir, es
1
la diferencia entre el potencial de reducción mayor y el potencial de reducción menor .
o
o
o
Si es en condiciones estándar, se escribe ε pila = ε + - ε En la pila se produce el proceso de oxidación es cuando el potencial de reducción del par (ox/re) es mayor que aquel a
quien se enfrenta. Mientras que se produce la reducción cuando el potencial de reducción del par (ox/re) es el menor.
Para que pueda circular la corriente ha de haber un puente salino que permita el paso iónico en el interior de la pila y
la conexión a un circuito cerrado exterior.
La carga que pasará está relacionada con la cantidad de especie química q2ue se oxida y se reduce, dado que Q = I.∆t
= nF, donde n es el número de mol de electrones puestos en juego por mol de sustancia que se oxida o reduce y F la
constante de Faraday (C/mol e )
En deposición electrolítica, los iones que compiten se depositarán si tiene más tendencia a reducirse que el resto. Esto
ocurre cuando el potencial de reducción es menor, en las condiciones de concentración que se dan (el potencial de
reducción depende de la concentración, de acuerdo con la ecuación de Nernst, de la sección siguiente).
1
Si se escriben los procesos como tienen lugar, la fem será la suma de los potenciales de los procesos.
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Oxidación-reducción
AJUSTE DE ECUACIONES DE OXIDACIÓNREDUCCIÓN
Ejercicio 8.4.A continuación figuran varias semiecuaciones iónicas de oxidación o de reducción. Complétalas y
ajústalas. Señala si se trata de una oxidación o de una reducción.
(i) ClO3- en medio ácido → Cl- + ...
(ii) SO32- + H2O → SO42- + ...
(iii) NO3- + H+ → NO + ...
(iv) Cr2O72- + ... → Cr3+ + ...
(La solución figura al final de esta sección)
Ejercicio 8.5.Ajusta las siguientes ecuaciones iónicas, identificando cuál es la especie química oxidante y cuál la
reductora.
(a) Cr2O72- + I- + H+ → Cr3+ + I2 + H2O
(b) SO32- + ClO3- → SO42- + Cl(c) NO3- + H+ + Fe → Fe3+ + N2O + H2O
(La solución figura al final de esta sección)
Ejercicio 8.6.-Las siguientes ecuaciones iónicas están incompletas y sin ajustar. Complétalas y
ajústalas. Señala también cuáles son las especies oxidante y reductora.
(a) MnO4- + ...+ Fe2+ → Fe3+ + Mn2+ + ...
(b) Cl2 + ... → ClO- + Cl- + ...
(c) H2O2 + MnO4- + ... → Mn2+ + O2 + ...
(La solución figura al final de esta sección)
Ejercicio 8.7 .- Ajusta las ecuaciones siguientes:
(a) Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + H2O + NH4NO3
(b) Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O
(c) Bi2O3 + NaOH + NaClO → NaBiO3 + NaCl + H2O
(d) MnO + PbO2 + HNO3 → HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O
(e) H2C2O4 + KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O
ácido oxálico
(La solución figura al final de esta sección)
Ejercicio 8.8.Ajustar las siguientes reacciones, completándolas si es necesario. Téngase en cuenta que si se necesita
medio básico para que se produzca la reacción, éste lo proporciona el hidróxido de sodio y, si se trata de
medio ácido, lo proporciona el ácido sulfúrico.
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Oxidación-reducción
(a) Zn + NaNO3 + ... → ZnO22- + NH3 + ...
(b) Zn + NaNO3 + ... → Zn2+ + NH4+ + ...
Soluciones a los ejercicios de esta sección
Ejercicio 8.4. (i) ClO3- + 6 H+ + 6 e- → Cl- + 3 H2O; (ii) SO32- + H2O – 2e- → SO42- + 2H+; (iii) NO3- + 4 H+ + 3 e-→
NO + 2H2O; (iv) Cr2O72- + 14 H++ 6e- → 2 Cr3+ + 7 H2O
Ejercicio 8.5. (a) Cr2O72- + 6 I- + 14 H+ → 2 Cr3+ + 3 I2 + 7 H2O; (b) 3 SO32- + ClO3- → 3 SO42- + Cl-; (c) 6 NO3- +30
H+ + 8 Fe → 8 Fe3+ + 3 N2O + 15 H2O
Ejercicio 8.6. (a) MnO4- + 8 H+ + 5 Fe2+ → 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O; (b) Cl2 + 2 OH- → ClO- + Cl- + H2O; (c) 5 H2O2
+ 2 MnO4- + 6 H+ → 2 Mn2+ + 10 O2 + 8 H2O.
Ejercicio 8.7. (a) 4 Zn + 10 HNO3 → 4 Zn(NO3)2 + 3 H2O + NH4NO3; (b) 3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO +
4 H2O; (c) Bi2O3 + 2 NaOH +2 NaClO → 2 NaBiO3 + 2 NaCl + H2O; (d) 2 MnO + 5 PbO2 + 8 HNO3 → 2 HMnO4 +
5 Pb(NO3)2 + 4 H2O; (e) 2 KMnO4 + 5 H2C2O4 + 3 H2SO4 → K2SO4 + 2 MnSO4 + 10 CO2 + 8 H2O
Ejercicio 8.8. (a) 4 Zn + NaNO3 + 7 NaOH → NH3 + 4 Na2ZnO2 + 2 H2O;
(c) 8 Zn + 10 H2SO4 + 2 NaNO3 → 8 ZnSO4 + (NH4)2SO4 + Na2SO4 + 6 H2O
Estequiometría en reacciones redox
Ejercicio 8.9.-El cinc en polvo reacciona con el ácido nítrico dando iones cinc y amonio.
(a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón.
(b) Suponga un rendimiento cuantitativo y calcule el volumen de ácido nítrico del 40 %, y densidad
1’25 g/cm3, que se necesitará para disolver 10 g de cinc.
Dato: masas atómicas: Zn = 65; N=14; O=16; H=1
Sol: 4 Zn + 10 HNO3 → 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O (b) 48’5/r (ml), donde r es el rendimiento.
Ejercicio 8.10.- El permanganato potásico, en medio ácido, se reduce a Mn (II) cuando oxida un
sulfuro a azufre.
(a) Ajuste la reacción por el método ion electrón.
(b) ¿Cuánto permanganato potásico 3 M hará falta para oxidar a azufre un mol de Na2S?
Sol: 2 KMnO4 + 5 S2- + 16 H+ → 2 Mn2+ + 5 S + 2 K+ + 8 H2O; 133’3 ml2.
Ejercicio 8.11.- El dicromato potásico, en ácido sulfúrico concentrado, oxida a los iones yoduro a
yodo, reduciéndose a Cr3+.
(a) Ajuste la reacción por el método ion electrón.
(b) Calcule la cantidad mínima de K2Cr2O7, 0’1 M que necesitará para oxidar completamente 300
cm3 de una disolución de yoduro sódico 0’3 M.
Sol: (a) K2Cr2O7 + 6 I- + 7 H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 3 I2 + 3 SO42- + 7 H2O 3; (b) 150 ml.
2
La solución se atiene estrictamente a los datos dados en el ejercicio, pero se puede suponer, a título de ejemplo, que
el sulfuro mencionado es K2S y que el medio ácido lo proporciona el ácido sulfúrico. El tal caso, la ecuación quedaría:
2KMnO4 + 5 K2S + 8 H2SO4 → 6 K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 S + 8 H2O
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Oxidación-reducción
Ejercicio 8.12.- El permanganato potásico, en medio ácido sulfúrico, oxida a los sulfuros de
metales alcalinos a azufre elemental, pasando a Mn2+.
(a) Ajuste las dos semirreacciones redox.
(b) ¿Qué volumen de permanganato potásico 0,3785 M, hará falta para oxidar completamente 50
ml de sulfuro de sodio 1,256 M?
Sol: 2 MnO4- + 5 S2- + 16 H+ →2 Mn2+ + 5S + 8 H2O; (b) 66,37 ml
Ejercicio 8.13.- Por tratamiento con ácido sulfúrico diluido, todo el hierro contenido en una muestra de
0,4667 g, se transforma en Fe2+, que posteriormente se oxida con disolución de permanganato potásico
1,85.10-2 M, dando Fe3+ y Mn2+.
(a) En la primera oxidación Fe → Fe2+, ¿quién se reduce?
(b) En la segunda oxidación Fe2+ → Fe3+, ¿quién se reduce? Ajuste la reacción.
(c) ¿Cuál es la riqueza en hierro (%) de la muestra, sabiendo que se necesitaron 46 ml de la
disolución de permanganato para oxidar todo el Fe2+?
Sol:El H+ del ácido; el MnO4Ejercicio 8.14.En una permanganimetría, en la que se trata de valorar la concentración de Fe2+ que tiene una
disolución de 20 ml, gastamos 12’5 ml de permanganato de potasio 0’5 N. ¿Cuál es la
concentración de Fe2+ en la disolución valorada?
Sol: 0’312 mol/l
Ejercicio 8.15.- El clorato de potasio oxida al ion Cr3+ a cromato, CrO42-, en medio alcalino,
mientras el clorato se reduce a ion cloruro.
(a) Calcula el volumen de disolución, que contiene 0’2 mol/l de ion Cr3+, que puede oxidarse con
20 ml de clorato 0’3 N.
(b) Ajusta la reacción, por el método ion-electrón, teniendo en cuenta que el medio alcalino lo
proporciona el hidróxido de potasio y que el ion Cr3+ procede de la disolución de sulfato de
cromo (III).
Sol: (a) 10 ml; (b) KClO3 + Cr2(SO4)3 + 10 KOH → 2K2CrO4 + 3 K2SO4 + 5 H2O + KCl.
Ejercicio 8.16.- El permanganato de potasio, en medio ácido, se reduce a Mn (II) cuando oxida a
un sulfuro a azufre. ¿Qué volumen de disolución de permanganato de potasio 0’3 M se necesita
para oxidar 7’8 g de sulfuro de sodio?
Sol: 133’3 ml.
Ejercicio 8.17.El peróxido de hidrógeno (cuya disolución acuosa se denomina ‘agua oxigenada’) se valora con
permanganato de potasio, en medio ácido. En esta reacción, se desprende oxígeno, mientras el
3
En el supuesto de que se tratase de yoduro de potasio, en la ecuación global escribiríamos 4 K2SO4
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Oxidación-reducción
permanganato se reduce a Mn2+. En la valoración de 25 ml de agua oxigenada se emplean 18 ml
de disolución de permanganato de potasio 0’012 M. ¿Cuál es la concentración del agua
oxigenada?
Sol: 0’021 mol/l
Ejercicio 8.18.- El dicromato de potasio, en medio ácido, oxida el cloruro de potasio a cloro,
mientras se reduce a cromo (III).
(a) Escribe y ajusta la reacción por el método ion-electrón, sabiendo que el medio ácido lo
proporciona el ácido sulfúrico.
(b) Calcula el volumen de disolución de dicromato 0’12 M necesario para oxidar 3 g de cloruro de
potasio.
Sol: (a) K2Cr2O7 + 7 H2O + 6 KCl → Cr2(SO4)3 + 4 K2SO4 + 3 Cl2 + 7 H2O; (b) 55’93 ml
Ejercicio 8.19.- El permanganato de potasio es capaz de oxidar al Fe2+ a Fe3+ en medio ácido,
reduciéndose a sal de Mn(II). En cambio, si la reacción tiene lugar en medio acuoso, se reduce a
MnO2. ¿Cuál es la normalidad de una disolución que contiene 12 g/l en cada caso?. ¿Qué volumen
de disolución de permanganato haría falta para oxidar a 10 ml de una disolución de cloruro de
hierro (II) de 40 g/l, en cada caso?
Sol: (a) 0’38 y 0’228 eq-g/l; (b) 8’29 ml y 13’81 ml, respectivamente.
PILAS ELECTROQUÍMICAS
Ejercicio 8.20.- El potencial normal de electrodo, ¿qué es?. ¿Cómo se mide? ¿Qué significado tiene
el que sea un valor positivo o negativo?
Ejercicio 8.21.-El cinc se encuentra por encima del hidrógeno en la escala de tensiones o serie
electroquímica.
(a) ¿Qué significado tiene esto?
(b) ¿Cuánto ácido sulfúrico del 92 % de riqueza y 1’80 g/ml de densidad se necesitará para disolver
10 g de cinc?.
Datos masas atómicas: H=1, O=16; S=32; Zn=65
Sol: 9’1 ml.
Ejercicio 8.22.- Dibuje un esquema de la pila formada por electrodos de Ag en disolución Ag+ 1 M,
y de Cd, en disolución Cd2+ 1M.
Escriba las reacciones redox que ocurren en el ánodo y en el cátodo, y calcule el potencial de la
pila.
DATOS: Eº(Cd++/Cd) = -0’40 V; Eº(Ag+/Ag)=0’80 V
Sol: εº=1’2 V
Ejercicio 8.23.-En la tabla siguiente se dan los valores de los potenciales normales de reducción de
algunos semisistemas re-dox.
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Oxidación-reducción
Electrodo
Eº (V)
Electrodo
Eº (V)
Li+/Li
-3’05
Ag+/Ag
0’80
K+/K
-2’92
NO3-/NO2 (medio ácido)
0’80
Na+/Na
- 2’71
O2/H2O (agua pura)
0’81
Mg2+/Mg
- 2’37
NO3-/NO
0’96
Al3+/Al
- 1’67
SO32-/SO42- (medio básico)
0’93
-0’76
Br2/Br-
1’09
Fe2+/Fe
-0’49
IO3-/I- (medio ácido)
1’09
Cd2+/Cd
-0’40
MnO2/Mn2+ (medio ácido)
1’23
Ni2+/Ni
-0’28
Cr2O72-/Cr3+ (medio ácido)
1’33
Sn2+/Sn
-0’14
Cl2/Cl-
1’36
H+/H2
0’00
PbO2/Pb2+ (medio ácido)
1’46
SO42-/SO2 (medio ácido)
0’20
MnO4-/Mn2+
1’51
Cu2+/Cu
0’34
ClO-/Cl2 (medio ácido)
1’63
O2/H2O2 (medio ácido)
0’68
MnO4-/MnO2 (medio acuoso)
1’68
Fe3+/Fe2+
0’77
H2O2/H2O (medio ácido)
1’78
Hg22+/2Hg
0’79
F2/F-
2’85
2+
Zn /Zn
Predecir cuál será la fem de la pila formada por los semisistemas siguientes, en condiciones estándar y
concentraciones 1M, indicando cuál será el polo positivo, cuál el negativo y los procesos que tendrán lugar:
Zn2+/Zn y Ag+/Ag
Ni2+/Ni y PbO2/Pb2+ en medio ácido.
Mg2+/Mg y Al3+/Al
Zn2+/Zn y MnO4-/MnO2, en medio ácido.
(e) Zn2+/Zn y Sn2+/Sn
(a)
(b)
(c)
(d)
Sol: 1’56V; 1’74 V; 0’70 V; 2’44 V; 0’62 V
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Dr J.M. Ayensa
Oxidación-reducción
Ejercicio 8.24.En las pilas salinas, el polo positivo (extremo
Polo
de mayor potencial) es una barrita de carbón
Conector metálico
(colector), que está insertada en una pasta
Electrodo de carbón
negra de dióxido de manganeso (la parte
Pasta de MnO2
superior de esta barrita de carbón está
Masa de NH4Cl
recubierta de metal para favorecer el
Envoltura plástica
contacto). Una masa gelatinosa, que contiene
Carcasa de Zn
Polo negativo
cloruro de amonio, la separa del electrodo
negativo constituido por una carcasa de cinc
Figura 1. Esquema de la pila salina de 1’5
que envuelve toda la pila. La parte inferior de
la carcasa de cinc se deja sin recubrir, de modo que hace de contacto y polo negativo. En la figura
1 se ha representado un corte esquemático que muestra las partes de la popular pila seca.
Durante el funcionamiento el dióxido de manganeso se transforma en trióxido de dimanganeso y
el cinc pasa a formar Zn2+, que forma el ion amoniacal complejo [Zn(NH3)] 2+.
Escribe las semiecuaciones de oxidación y de reducción que tienen lugar durante el funcionamiento de la
pila. Se sabe que estas pilas tienen una fem de 1’5 V, ¿cuál es el potencial del electrodo Eº(MnO2/Mn2O3)?
Ejercicio 8.25.- Las pilas alcalinas tienen el mismo aspecto que las pilas salinas. Se diferencian en
los componentes, dado que la reacción de oxidación-reducción que tiene lugar es diferente. El cinc
se oxida, en medio alcalino a cincato ZnO22-, mientras el dióxido de manganeso se reduce a Mn2O3,
como en las pilas salinas. El cátodo es de acero, en lugar de grafito y proporciona un contacto
mejor con el dióxido de manganeso. Al no producirse el complejo amoniacal se evita formación de
gas (NH3) y proporciona mayor potencia y duración. En la figura 2 se han esquematizado las pilas
salina y alcalina, con objeto de comparar su estructura y la disposición de sus componentes.
Polo positivo ⊕
Polo positivo
Conector metálico
Conector de acero
Electrodo de carbón
Colector de acero
Pasta de MnO2
Pasta de MnO2
Masa de NH4Cl
Separador
Envoltura plástica
Carcasa de Zn
Polo negativo
Polo negativo
Pila salina.
Ánodo con KOH
Envoltura plástica
Carcasa de
acero
Pila alcalina.
Figura 2. Esquema comparativo de las pilas salina y alcalina.
Esquematiza los procesos que tienen lugar en la pila alcalina y escribe las semiecuaciones de
oxidación y de reducción que tiene lugar durante el funcionamiento de la pila.
Ejercicio 8.26.-
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Oxidación-reducción
Con ayuda de la tabla de potenciales normales de reducción, justifica en qué sentido estarán desplazados
los equilibrios siguientes:
(a) 5 SO42- + 2 Mn2+ + 4 H+ ⇔ 5 SO2 + 2 MnO4- + 2 H2O
(b) 2 Ag+ + 2 F- ⇔ 2 Ag + F2
Sol: (a) A la izda; (b) a la izda.
Ejercicio 8.27.-Con ayuda de la tabla de potenciales normales de reducción, predecir los procesos que
tendrán lugar en los casos siguientes:
(a) Se introducen los metales siguientes en ácido fosfórico: cinc, estaño, cobre y platino.
(b) Se sumerge una placa de cobre en una disolución de sulfato de cinc.
(c) Se sumerge una placa de cobre en una disolución de sulfato de hierro (II).
(d) Se añade permanganato de potasio, en medio ácido a una disolución de yoduro de potasio.
Sol: Se desprendería hidrógeno sólo en el caso del cinc.
Ejercicio 8.28.- (Propuesto en examen).
Predecir qué ocurrirá si se añade bromo a una disolución acuosa que contiene yoduro de sodio y
cloruro de sodio a 25 ºC y escribe la(s) reacción(es) química(s) espontánea(s).
Los potenciales estándar de reducción, a 25 ºC, son: Eº(Cl2/Cl-) =1’36 V; Eº(Br2/Br-)=1’07 V; Eº(I2/I-) =
0’53 V
Sol: 1/2 Br2 + I- → 1/2 I2 + BrEjercicio 8.29.- La pila Daniell está constituida por electrodos de Zn2+/Zn y Cu2+/Cu. Los potenciales
normales de reducción son, EZn2+/Zn = -0’76 V y ECu2+/Cu = 0’34 V. ¿Cuál es la fem de esta pila en
condiciones estándar, si las concentraciones de los iones presentes en cada uno de los
compartimentos son, [Zn2+] = 10-6 mol/l y [Cu2+] = 0’1 mol/l?.
Sol: 1’25 V
Ejercicio 8.30.Razona cómo influirá el pH en la fem de la pila formada por los electrodos siguientes:
Cr2O72-/2Cr3+ //Fe3+/Fe2+
Determina la fem de la pila cuando las concentraciones de las especies químicas que intervienen, (a pH=1)
sean 0’1 mol/l.
Sol: 0’34 V
Ejercicio 8.31.- Se introducen en un matraz Erlenemeyer las sustancias siguientes: 98 g de
dicromato de potasio, 52’3 g de disolución de peróxido de hidrógeno al 65 % en peso (agua
oxigenada) y ácido sulfúrico. En la reacción se desprende oxígeno y se forman sulfato de cromo
(III), sulfato de potasio y agua.
(a) Ajusta la reacción global, por el método ion-electrón, y señala las sustancias oxidantes y
reductoras.
(b) Calcula el número de equivalentes-gramo (mol.ne- intercambiados) de peróxido de hidrógeno
que serían necesarios para que reaccionase todo el dicromato de potasio contenido en el
Erlenmeyer. ¿Hay algún reactivo limitante?
(c) Halla el potencial normal de la pila. Los potenciales normales de reducción son: Eº (Cr2O72/Cr3+) = 1’36 V; Eº(O2/H2O2) = 0’68 V. Justifica el resultado.
Sol: (a) K2Cr2O7 + 3 H2O2 + 4 H2SO4 → Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7 H2O + 3 O2; (b) 1’986 eq-g; hay un exceso de 0’03
eq-g de H2O2, el reactivo limitante es el dicromato; (c) 0’68 V.
345
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Oxidación-reducción
Ejercicio 8.32.- La pila Daniell es una pila “húmeda” constituida por electrodos de Zn2+/Zn y
Cu2+/Cu. Los potenciales normales de reducción son, EZn2+/Zn = -0’76 V y ECu2+/Cu = 0’34 V.
(a) Describe los procesos que tienen lugar en el compartimento anódico y catódico, y en los
demás elementos de la pila, describiendo cómo funciona.
Determina la masa de cobre que se deposita durante media hora de funcionamiento de dicha pila,
si proporciona al circuito al que se conecta una corriente de 0’7 A.
Sol: 0’411 g
ELECTRÓLISIS. LEYES DE FARADAY
Ejercicio 8.33.- En una cuba electrolítica que contiene ZnCl2 fundido se hace pasar una corriente
de 5 A durante 4 h.
(a) Indique las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo.
(b) Calcule las cantidades de cloro y de cinc liberadas.
Sol: 0’373 mol de Zn y de Cl2
Ejercicio 8.34.- En una cuba electrolítica que contiene ZnCl2 fundido, se hace pasar una corriente de 5 A
durante 4 h.
(a) Indique las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo.
(b) Calcule las cantidades de cloro y de cinc liberadas en el proceso.
Masas atómicas Cl=35’5; Zn=65
Sol: 0’373 mol, 26,48 g de Cl2 y 24’25 g de Zn.
Ejercicio 8.35.- Por una disolución acuosa de CuCl2 se hace pasar una corriente constante de 1’5 A,
hasta que se depositan 25 g de cobre.
a) Indique los procesos que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo y el tiempo necesario para la
operación.
b) Indique el volumen de cloro recogido en ese tiempo, medido en C.N.
Datos: Masas atómicas: Cl = 35’5, Cu = 63’5. Faraday = 96500 C.
Sol: (a) 5’066.104 s (14 h y 4 min); (b) 8’81 l
Ejercicio 8.36.- Se hace pasar una corriente eléctrica por dos disoluciones. Una de ellas, contiene
una sal de oro (III) y la otra nitrato de plata. Al cabo de cierto tiempo se depositan 2’158 g de
plata. Determina la masa de oro que se deposita con dicha corriente.
Sol: 1’312 g
Ejercicio8.37.Determina la masa de níquel que se puede depositar electrolíticamente sobre una cuchara de hierro, al
paso de una corriente de 2 A por una disolución de cloruro de níquel (II), durante 2 minutos. ¿Qué masa se
habría depositado si se tratase de una disolución de cloruro de níquel III?
Sol: 73 mg; 48,7 mg
Ejercicio 8.38.- En una cuba electrolítica, que contiene cloruro de cinc fundido, se hace pasar una corriente
de 5 A durante 4 h.
(a) Dibuja un esquema de la cuba electrolítica. Indica los elementos que la constituyen y las reacciones que
tienen lugar en el ánodo y en el cátodo.
(b) Calcula las masas de cloro y cinc liberadas en los electrodos.
Sol: 26’48 g de Cl2 y 24’39 g de Zn
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Dr J.M. Ayensa
Oxidación-reducción
Ejercicio 8.39.Una pila Daniell está constituida por un electrodo de cobre (sumergido en una disolución de sulfato de
cobre 1 M) y un electrodo de cinc (en sulfato de cinc 1 M).
(a) ¿Qué energía eléctrica podría suministrar, en kW-h, si se disolvieran 20 g del electrodo de cinc?¿Qué
carga pasará por el circuito?
(b) ¿Qué masa de cobre se depositaría en el cátodo?
(c) Suponiendo que la resistencia total del circuito, al que está conectada la pila (incluida ésta), fuera de
200 Ω, ¿qué intensidad de corriente circularía?. ¿Cuántos iones Cu2+ se depositarían en un segundo?
Sol: (a) 1’653.10-2
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