1.
Justifica razo Justifica razonad nadamen amente te si son verd verdader aderas as o falsa falsass las sigu siguient ientes es afirmaciones . En la reacción: 2 AgNO3 (ac )
+
Fe (s )
→
Fe (NO3)2 (ac )
+
2 Ag (s )
a) Los cationes Ag+ actúan como reductores. b) Los aniones actúan como oxidantes. c) El Fe Fe (s ) es el oxidante. d) El Fe (s ) se ha oxidado a Fe2+. e) Los cationes Ag+ se han reducido a Ag (s ). ).
Asignamoslosnúmerosdeoxidaciónalasespeciesquesufren cambios: +1
+2
0
2 Ag NO3 (ac ) + Fe (s )
→
Fe (NO3 )2 (ac)
0
+
2 Ag (s)
Segúnesto: a) Fal Falsa. sa.Ag Ag+ →Ag0,laplatadisminuyesunúmerodeoxidación; portanto,estásufriendounareducciónyse portanto,estásufrie ndounareducciónyserálaespecie rálaespecie oxidante. b) Falsa.Segúnvemo Falsa.Segúnvemosenlareacci senlareacción,losionesnitrato ón,losionesnitratonomodifican nomodifican suestadodeoxidación. c) Fal Falsa. sa.Fe Fe →Fe+2,elhierroaumentasunúmerodeoxidación, seoxidayserálaespeciereductora. d) Verdadera.T Verdadera.Talycomohem alycomohemosvistoenc). osvistoenc). e) Verdadera.T Verdadera.Talycomohem alycomohemosvistoena). osvistoena).
2.
a) Definir Definir el conc concepto epto de núm número ero de oxid oxidación ación (tam (también bién llam llamado ado esta estado do de oxidación) de un átomo en un compuesto. b) Calcular el número de oxidación de cada elemento en los compuestos: LiAlH4 y Na2SnO2.
a) Númerooíndic Númerooíndicedeoxidaciónes edeoxidacióneslacargaquetendrí lacargaquetendríaunátomo aunátomo enuncompuestosiesteestuviesecons enuncompuestosie steestuvieseconstituidoporiones. tituidoporiones. b) Enel EnelLiA LiAlH lH4. ElLi,alserunalcalino,tendrán.ºox.+1. ElHpresentan.ºox.-1.Suaportaciónalamoléculaserá: 4⋅(-1)= -4. Comolamolécula LiAlH4esneutra,lasumadelosn.ºox.será cero,luego: n.ºox.(Al)+n.ºox.(Li)+n.ºox.(H)⋅4=0→ →n.ºox.(Al)+(+1)+(-1)⋅4=0→n.ºox.(Al)= +3
1
de electrones EnelNa2SnO2. ElNa,alserunalcalino,tendrán.ºox.+1.Suaportación alamoléculaserá:2⋅(+1)= +2. ElOpresentan.ºox.-2.Suaportaciónalamoléculaserá: 2⋅(-2)= -4. ComolamoléculaNa2SnO2esneutra,lasumadelosn.ºox.será cero,luego: n.ºox.(Sn)+n.ºox.(Na)⋅2+n.ºox.(O)⋅2=0→ →n.ºox.(Sn)+(+1)⋅2+(-2)⋅2=0→n.ºox.(Sn)= +2
3.
Ajustarr las sig Ajusta siguie uient ntes es rea reacc ccion iones es e indica indicarr en cad cada a cas caso o las semirreacciones redox y cuáles son los agentes oxidantes y reductores. a) K2Cr2O7 b) KIO3
+
HI
+
KI
+
+
HClO4
H2SO4
+6
a) K 2 Cr2 O 7
→
→
I2
Cr(ClO4)3 K2SO4
+
-1
KClO4
+
+
+ I2 +
H2O
+3
+ HI + HClO 4
→
H2O
0
Cr (ClO 4 )3
+ KClO 4 +
I2
+ H2O
S.oxidación:(2I- →I2 +2e-)⋅3;I-:agentereductor. S.reducción:Cr Cr2O72 + 14H+ +6e- →2Cr3+ Cr2O72 :agenteoxidante. -
Ecuacióniónica: 26I- +Cr2O7
+
+14H
+7H2O;
3+ +2Cr +7H2O
3I2
→
Ecuaciónmolecular: K2Cr2O7 +6HI+8HClO4 →2Cr(ClO4)3 +2KClO4 +3I2 +7H2O +5
-1
0
b) K I O 3 + K I + H2SO 4 unadismutación.
→
I2
+ K 2SO 4 + H2O .Estamosante
S.oxidación:(2I- →I2 +2e-)⋅5;I-:agentereductor. S.reducción:2IO 2IO3- +12H+ +10eIO3-:agenteoxidante.
I2 +6H2O;
→
Ecuacióniónica: 10I-
-
Ecuaciónmolecular: 2KIO3 +10KI+6H2SO4
4.
+
+2IO3 +12H
5I2 +I2 +6H2O
→
6I2 +6K2SO4 +6H2O
→
Dada la siguiente reacción: KIO3 + Al + HCl I2 + AlCl3 + KCl + H2O a) Deducir, razonando la respuesta, qué sustancia se oxida y cuál se reduce. b) ¿Cuál es la sustancia oxidante y cuál la reductora? c) Escribir y ajustar las semirreacciones de oxidación-re oxidación-reducción, ducción, y ajustar la reacción global.
2
de electrones EnelNa2SnO2. ElNa,alserunalcalino,tendrán.ºox.+1.Suaportación alamoléculaserá:2⋅(+1)= +2. ElOpresentan.ºox.-2.Suaportaciónalamoléculaserá: 2⋅(-2)= -4. ComolamoléculaNa2SnO2esneutra,lasumadelosn.ºox.será cero,luego: n.ºox.(Sn)+n.ºox.(Na)⋅2+n.ºox.(O)⋅2=0→ →n.ºox.(Sn)+(+1)⋅2+(-2)⋅2=0→n.ºox.(Sn)= +2
3.
Ajustarr las sig Ajusta siguie uient ntes es rea reacc ccion iones es e indica indicarr en cad cada a cas caso o las semirreacciones redox y cuáles son los agentes oxidantes y reductores. a) K2Cr2O7 b) KIO3
+
HI
+
KI
+
+
HClO4
H2SO4
+6
a) K 2 Cr2 O 7
→
→
I2
Cr(ClO4)3 K2SO4
+
-1
KClO4
+
+
+ I2 +
H2O
+3
+ HI + HClO 4
→
H2O
0
Cr (ClO 4 )3
+ KClO 4 +
I2
+ H2O
S.oxidación:(2I- →I2 +2e-)⋅3;I-:agentereductor. S.reducción:Cr Cr2O72 + 14H+ +6e- →2Cr3+ Cr2O72 :agenteoxidante. -
Ecuacióniónica: 26I- +Cr2O7
+
+14H
+7H2O;
3+ +2Cr +7H2O
3I2
→
Ecuaciónmolecular: K2Cr2O7 +6HI+8HClO4 →2Cr(ClO4)3 +2KClO4 +3I2 +7H2O +5
-1
0
b) K I O 3 + K I + H2SO 4 unadismutación.
→
I2
+ K 2SO 4 + H2O .Estamosante
S.oxidación:(2I- →I2 +2e-)⋅5;I-:agentereductor. S.reducción:2IO 2IO3- +12H+ +10eIO3-:agenteoxidante.
I2 +6H2O;
→
Ecuacióniónica: 10I-
-
Ecuaciónmolecular: 2KIO3 +10KI+6H2SO4
4.
+
+2IO3 +12H
5I2 +I2 +6H2O
→
6I2 +6K2SO4 +6H2O
→
Dada la siguiente reacción: KIO3 + Al + HCl I2 + AlCl3 + KCl + H2O a) Deducir, razonando la respuesta, qué sustancia se oxida y cuál se reduce. b) ¿Cuál es la sustancia oxidante y cuál la reductora? c) Escribir y ajustar las semirreacciones de oxidación-re oxidación-reducción, ducción, y ajustar la reacción global.
2
Reacciones de transfere transferencia ncia +5
0
K I O3
Al + HCl
+
+3
0
I2
→
+
Al Cl 3
+ KCl + H2O
a),b)yc) S.oxidación:(Al (Al→Al3+ +3e-)⋅10.Seoxidaelaluminioyserá elagentereductor. S.reducción:(2IO (2IO3- +12H+ +10e- →I2 +6H2O)⋅3. SereduceIO3- yseráelagenteoxidante. Ecuacióniónica: 10Al+6IO3-
10Al3+
+
+36H
→
+3I2 +18H2O
Ecuaciónmolecular: 6KIO3
5.
+10Al+36HCl3I2 +10AlCl3 +6KCl+18H2O
En disolución ácida el clorato potásico (KClO 3) oxida al cloruro de hierro (II) a cloruro de hierro (III), quedando él reducido a cloruro potásico y agua. Ajuste la reacción por el método del ion-electrón y calcule el número de electrones transferidos.
+5
+3 - 1
+2
K Cl Cl O3
+ Fe Cl2
S.oxidación:(Fe2+
→
S.reducción:CIO3-
+6H
Fe Cl 3 + K Cl
→
Fe3+
+1e
+
+6e
-1
-
+ H2O
)⋅6
-
Cl-
+3H2O
→
Ecuacióniónica: CIO3-
2+ + +6Fe +6H
6Fe3+
→
-
+Cl
+3H2O
Ecuaciónmolecular: KClO3 +6FeCl2 +6HCl→6FeCl3
+KCl+3H2O
Vemosquesetransfierenseiselectrones.
6.
Se sabe que el ion permanganato oxida el hierro (II) a hierro (III), en presencia de ácido sulfúrico, reduciéndose él a Mn (II). a) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción y la ecuación iónica global. b) ¿Qué volumen de permanganato de potasio 0,02 M se requiere para oxidar 40 mL de disolución 0,1 M de sulfato de hierro (II) en disolución de ácido sulfúrico?
a) S.ox S.oxidac idación: ión:(Fe (Fe2+
Fe3+
→
S.reducción:MnO4-
+
+8H
-
+1e
)⋅5
-
+5e
Mn2+
→
+4H2O
Ecuacióniónica: 5Fe2+
-
+
+MnO4 +8H
5Fe3+
→
2+ +Mn +4H2O
3
de electrones b) Utilizandofactoresdeconversión: -
V (MnO4 )
=
40 mL disol. Fe2+
1 mol MnO4
1 ⋅ 103 mL disol. MnO4
⋅ 2+
-
⋅
5 mol Fe2+
7.
3
1 ⋅ 10 mL disol.Fe
-
⋅
0,1 mol Fe2+
=
-
0,02 mol MnO4
-
40 mL disol. MnO4
El sulfato de cobre, CuSO4, se utilizó hace años como aditivo en piscinas para la eliminación de las algas. Este compuesto se puede preparar tratando el cobre metálico con ácido sulfúrico en caliente, según la reacción (no ajustada): Cu (s )
+
H2SO4 (ac )
CuSO4 (ac )
→
+
SO2 ( g )
+
H2O (l )
a) Ajuste la reacción en forma molecular. b) Calcule los mL de ácido sulfúrico de densidad 1,98 g/mL y riqueza 95 % (en peso) necesarios para reaccionar con 10 g de cobre metálico. Datos: masas atómicas: H
0
a) Cu
+6
+
=
1; O
=
+2
H2 SO4
→
+
S.oxidación:Cu→Cu2+ 2-
=
32; Cu
=
63,5.
+4
CuSO4
S.reducción:SO4
16; S
SO2
+ H2O
-
+2e +
+4H
-
+2e
SO2 +2H2O
→
Ecuacióniónica: Cu+SO 42
-
+
+4H
Cu2+ +SO2 +2H2O
→
Ecuaciónmolecular: Cu(s )+2H2SO4(ac )→CuSO4(ac )+SO2(g )+2H2O(l ) b) Enprimerlugarcalculamoslosmolesquesecorresponden con10gdeCu: n =
m
→
M
n =
10 g
=
63, 5 g/mol
0,16 mol Cu
Teniendoencuentaquelamasamoleculardelácidosulfúrico es98g/mol,utilizamosfactoresdeconversión: V (H2SO4 )
⋅
=
0,16 mol Cu
100 g impuro 98 g puro
⋅
⋅
2 mol H2SO4 1 mol Cu
1 mL H2SO4 1,98 g impuro
=
⋅
98 g H2SO 4 1 mol H2SO 4
16,67 mL H2SO 4
4
⋅
Reacciones de transferencia
8.
Dada la siguiente reacción redox: Cu
+
HNO3
Cu(NO3)2
+
NO
+
H2O
a) Ajústela por el método del ion-electrón. b) Calcule el volumen de NO, medido en condiciones normales, que se obtiene cuando reaccionan 7,5 g de Cu con 1 litro de disolución 0,2 M de HNO 3. Masa atómica: Cu
0
=
63,5.
+5
+2
a) Cu + HNO3
→
+2
Cu(NO3 )2
+
NO + H2O
S.oxidación:(Cu→Cu2+
+2e
S.reducción:(NO3-
+
-
+4H
)⋅3 -
+3e
NO+2H2O)⋅2
→
Ecuacióniónica: 3Cu+2NO3-
3Cu2+
+
+8H
→
+2NO+4H2O
Ecuaciónmolecular: 3Cu+8HNO3 3Cu(NO3)2 +2NO+4H2O b) EnprimerlugarcalculamoslosmolesdeCuydeHNO3 paravercuáldelosdosreactivosestáenexceso. n =
M =
n V (L)
m M →
→
n =
7,5 g 63, 5 g/mol
n = M ⋅ V (L) =
= 0,118
0, 2 M ⋅ 1 L
=
mol Cu 0, 2 mol HNO 3
VemoscuántosmolesdeHNO3senecesitanparareaccionar conlos0,118moldeCu: n (HNO3 ) =
0,118 mol Cu
⋅
8 mol HNO 3 3 mol Cu
=
0,31 mol HNO3
VemosqueelHNO3estáendefecto,yelcobre,enexceso. Portanto,usaremoslos0,2moldeHNO3pararealizarloscálculos confactoresdeconversión: V (NO) =
9.
0,2 mol HNO 3
⋅
2 mol NO 8 mol HNO 3
22,4 L
⋅
1 mol NO
=
1,12 L NO
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, KMnO 4, 0,120 M. a) 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. b) Calcule la molaridad de la disolución de oxalato.
5
de electrones +3
+7
a) Na2 C2 O4
+4
+ KMn O 4
C O2
→
2-
S.oxidación:(C2O4
+2
+ Mn
2CO2
→
S.reducción:(MnO4- +8H+
-
+2e
)⋅5 Mn2+
-
+5e
→
+4H2O)⋅2
Ecuacióniónica: 2-
5C2O4
-
+
+2MnO4 +16H
10CO2 +2Mn2+
→
+8H2O
Ecuaciónmolecular: 5Na2C2O4 →
+2KMnO4 +8H2SO4
10CO2 +2MnSO4
→
+5Na2SO4 +K2SO4 +8H2O
b) Enprimerlugarcalculamoslosmolesdepermanganatopotásico. M = →
n = M ⋅ V (L) =
n
→
V (L)
0,12 M ⋅ 15 ⋅ 10-3 L
=
1, 8 ⋅ 10-3 mol KMnO4
Atravésdefactoresdeconversióncalculamoslosmolesdeoxalato desodio: 5 mol Na2C2O 4 -3 n (Na2C2O 4) = 1, 8 ⋅ 10 = mol KMnO 4 ⋅ 2 mol K KMnO4 =
4,5 ⋅ 10-3 mol Na2C 2O 4
Comohanreaccionado25mLdedisolución,calculamos lamolaridaddeladisolucióndeoxalato: M =
10.
n
→
V (L)
M =
4,5 ⋅ 103 mol -3
25 ⋅ 10
=
L
0,18 M
Se dispone de una pila, formada por un electrodo de cinc y otro de plata sumergidos en una disolución 1 M de sus respectivos iones, Zn2+ y Ag+. Razone la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: a) La plata es el cátodo, y el cinc, el ánodo. b) El potencial de la pila es 0,04 V. c) En el ánodo de la pila tiene lugar la reducción del oxidante. Datos:
E 0
(Zn2+ /Zn)=
-
0,76 V;
E 0
(Ag+ /Ag)
=
0,80 V.
a) Verdadera.Paraquelareacciónseaespontáneaelpotencial delcátodohadesermayorqueeldelánodo.Secumple: E 0(Ag+ /Ag)> E 0(Zn2+ /Zn)
b) Falso. 0
0
0
E pila = E cátodo - E ánodo
→
0
E pila =
0,8 V - (-0,76 V)
=
1,56 V
c) Falso.Enelánodoseproducelaoxidacióndelreductor.
6
Reacciones de transferencia
11.
Disponemos de Zn metálico, Cu metálico y disoluciones 1 M de nitrato de cinc y 1 M de nitrato de cobre (I). Explica cuál o cuáles de las sustancias anteriores se podrían utilizar y escribe las semirreacciones redox correspondientes para que: a) Los iones Fe3+ de una disolución se reduzcan a iones Fe 2+. b) Los iones Fe3+ de una disolución se reduzcan a iones Fe 2+ y estos se reduzcan a Fe metálico. Potenciales de reducción estándar: E 0 (Fe3+ /Fe2+) = 0,77 V; E 0 (Fe2+ /Fe) = -0,44 V; E 0 (Zn2+ /Zn) = -0,76 V; E 0 (Cu2+ /Cu) = 0,34 V.
a) SielFe3+sereduceactuaríacomocátododeunahipotéticapila, yparaellosupotencialhadesermayorquelaespecie queseoxida.Vemosque:E 0(Fe3+ /Fe2+)> E 0(Zn2+ /Zn) yE 0(Fe3+ /Fe2+)> E 0(Cu2+ /Cu).Sepuedeusartanto elelectrododecobrecomoeldecinc.Lassemirreacciones serían: • S.oxidación:Zn →Zn2+ +2e- S.oxidación:Cu→Cu2+ +2e• S.reducción:Fe3+ +1e- →Fe2+ S.reducción:Fe3+ +1e- →Fe2+ b) Enestecaso,ademásdelacondiciónanterior setienequecumplirqueelpotencialE 0(Fe2+ /Fe)seamayor queeldelcincoeldelcobre.Aquísolosecumple: E 0(Fe2+ /Fe)> E 0(Zn2+ /Zn).Solosepuedeusarelelectrodo decinc.Lassemirreaccionesserán: • S.oxidación:Zn →Zn2+
-
+2e
• S.reducción:Fe3+ +1e- →Fe2+ S.reducción:Fe2+ +2e- →Fe
12.
a) Concepto electrónico de oxidación y de reducción. b) Calcular el estado de oxidación o número de oxidación de cada elemento en los compuestos Na 2S2O3 y Ca(ClO4)2.
a) Unareaccióndeoxidación-reducciónesaquella enlaqueseproduceunatransferenciadeelectrones. • Oxidación:procesoenelqueunasustancia(reductor)pierde electrones,aumentandosunúmerodeoxidación. • Reducción:procesoenelqueunasustancia(oxidante)gana electrones,disminuyendosunúmerodeoxidación.
7
de electrones b) EnelNa2S2O3. ElNa,alserunalcalino,tendrán.ºox.+1.Suaportación alamoléculaserá:2⋅(+1)= +2. ElOpresentan.ºox.-2.Suaportaciónalamoléculaserá: 3⋅(-2)= -6. ComolamoléculaNa2S2O3esneutra,lasumadelosn.ºox. serácero,luego: n.ºox.(S)⋅2+n.ºox.(Na)⋅2+n.ºox.(O)⋅3=0→ n.ºox.(S)⋅2+(+1)⋅2+(-2)⋅3=0→n.ºox.(S)= +2
→
EnelCa(ClO4)2. ElCa,alserunalcalinotérreo,tendrán.ºox.+2. ElOpresentan.ºox.-2.Suaportaciónalamoléculaserá: 8⋅(-2)= -16. ComolamoléculaCa(ClO4)2esneutra,lasumadelosn.ºox. serácero,luego: n.ºox.(Cl)⋅2+n.ºox.(Ca)+n.ºox.(O)⋅8=0→ n.ºox.(Cl)⋅2+(+2)+(-2)⋅8=0→n.ºox.(Cl)= +7
→
13.
Dada la reacción: Cu (s )
+
HNO3 (ac )
→
Cu(NO3)2 (ac )
+
NO ( g )
+
H2O (l )
a) Indica los estados de oxidación de todos los átomos en cada una de las moléculas de la reacción y cuáles son los que se oxidan y los que se reducen. Escribe, utilizando el método del ion-electrón, las semirreacciones iónicas. b) Escribe la reacción global ajustada y calcula la cantidad máxima de nitrato de cobre que se podría obtener por reacción de 100 cm3 de disolución 3 M de ácido nítrico sobre 10 g de cobre. Datos: H = 1; N = 14; O = 16; Cu = 63,5.
0
+1 +5 -2
a) Cu + H N O 3
+2 +5 -2
→
+2 -2
Cu (N O 3 )2
NO
+
S.oxidación:Cu→Cu2+
+2e
S.reducción:NO3-
+
+
H2 O
-
+4H
b) S.oxidación:(Cu→Cu2+ S.reducción:(NO3-
+1 -2
-
+3e
→
-
)⋅3
+2e +
+4H
-
+3e
NO+2H2O NO+2H2O)⋅2
→
Ecuacióniónica: 3Cu+2NO3-
+
+8H
3Cu2+
→
+2NO+4H2O
Ecuaciónmolecular: 3Cu+8HNO3 3Cu(NO3)2 +2NO+4H2O
8
Reacciones de transferencia EnprimerlugarcalculamoslosmolesdeCuydeHNO 3 paravercuáldelosdosreactivosestáenexceso: n
M
=
n
m
=
→
V (L)
→
M
n
n
=
10 g
= 0,16 mol Cu
63, 5 g/mol
= M ⋅ V (L) = 3 M ⋅ 100 ⋅ 10-3 L = 0, 3 mol HNO 3
VemoscuántosmolesdeHNO3senecesitanparareaccionar conlos0,118molesdeCu. n (HNO3)
= 0,16 mol Cu ⋅
8 mol HNO 3 3 mol Cu
= 0,42 mol HNO 3
VemosqueelHNO3estáendefecto,yelcobre,enexceso. Portanto,usaremoslos0,3moldeHNO3pararealizarloscálculos confactoresdeconversión,teniendoencuentaquelamasa moleculardelnitratodecobre(II)es187,5g/mol: 3 mol Cu(NO3)2
(Cu(NO3 )2) = 0,2 mol HNO 3 ⋅
m
⋅
14.
187,5 g Cu(NO3)2 1 mol Cu(NO3)2
8 mol HNO 3
⋅
= 21,1 g Cu(NO3)2
Considere la reacción redox: 2-
Cr2O7
+
Fe2+
+
H+
→
Cr3+
+
Fe3+
+
H2O
a) ¿Qué especie es el oxidante y a qué se reduce? ¿Pierde o gana electrones? b) ¿Qué especie es el reductor y a qué se oxida? ¿Pierde o gana electrones? c) Ajuste por el método del ion-electrón la reacción molecular entre FeSO4 y K2Cr2O7 en presencia de ácido sulfúrico, para dar Fe2(SO4)3 y Cr2(SO4)3, entre otras sustancias. +6
Cr 2 O27- + Fe2+ + H+
→
Cr 3+ + Fe 3+ + H2O
a) Laespecieoxidanteseráaquellaquesereduzcadisminuyendo sunúmerodeoxidaciónyganandoelectrones.Estaespecie eselCr2O72 ,quesereduceaCr3+. b) Laespeciereductoraseráaquellaqueseoxideaumentando sunúmerodeoxidaciónyperdiendoelectrones. EstaespecieeselFe2+,queseoxidaaFe3+. c) S.oxidación:(Fe2+
Fe3+ +1e-)⋅6
→
2S.reducción:Cr2O7 +14H+ +6e-
2Cr3+ +7H2O
→
9
de electrones Ecuacióniónica: 6Fe2+ +Cr2O72
-
+
+14H
6Fe3+
→
3+ +2Cr +7H2O
Ecuaciónmolecular: K2Cr2O7 +6FeSO4 +7H2SO4
→
Cr2(SO4)3 +3Fe2(SO4)3 +K2SO4 +7H2O
→
15.
Teniendo en cuenta la siguiente reacción global, en medio ácido y sin ajustar: K2Cr2O7 + HI → KI + CrI3 + I2 + H2O a) Indique los estados de oxidación de todos los átomos en cada una de las moléculas de la reacción. b) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción, así como la reacción global.
+1
+6
-2
+1 -1
a) K 2 Cr 2 O 7
+
H I
→
+1 -1
+3 -1
0
+1 -2
K I
Cr I 3
+ I2 +
H2 O
+
b) S.oxidación:(2I- →I2 +2e-)⋅3 2-
S.reducción:Cr2O7
+
-
+14H
+6e
2Cr3+
→
+7H2O
Ecuacióniónica: 6I-
2+ +Cr2O 7 +14H
3I2
→
3+ +2Cr +7H2O
Ecuaciónmolecular: K2Cr2O7 +14HI→2KI+2CrI3 +3I2 +7H2O
16.
Cuando el I2 reacciona con gas hidrógeno se transforma en yoduro de hidrógeno: a) Escriba el proceso que tiene lugar, estableciendo las correspondientes semirreacciones redox. b) Identifique, razonando la respuesta, la especie oxidante y la especie reductora. c) ¿Cuántos electrones se transfieren para obtener un mol de yoduro de hidrógeno según el proceso redox indicado? Razone la respuesta.
0
a) I 2
+1 -1
0
+ H2
→
H I
S.oxidación:H2 →2H+ R.global:I2 +H2
-
+2e
S. reducción: I2 +2e-
2I-
→
2HI
→
b) I2sereduceyserálaespecieoxidante.H2seoxida yserálaespeciereductora. c) Vemosquepara2molesdeHIseintercambian2moles deelectrones,luegoparaobtener1moldeyodurodehidrógeno setransfiere1moldeelectrones.
10
Reacciones de transferencia
17.
Dada la reacción de oxidación-reducción: K2Cr2O7 + FeCl2 Cr3+ + Fe3+ a) Indica los estados de oxidación de todos los elementos en cada una de las especies químicas de la reacción. b) Escribe y ajusta las semirreacciones de oxidación y reducción en medio ácido. c) Escribe la reacción global ajustada. d) Identifica, justificando brevemente la respuesta, el agente oxidante y el reductor.
+1
+6
-2
a) K 2 Cr 2 O 7
+2 -1
+ Fe Cl 2
Cr 3+ + Fe 3+
→
b) S.oxidación:(Fe2+
Fe3+
→
2-
S.reducción:Cr2O7
-
+1e +
-
+14H
c) Ecuacióniónica: 26Fe2+ +Cr2O7
)⋅6
+6e
2Cr3+
→
6Fe3+
+
+14H
→
+7H2O
3+ +2Cr +7H2O
Ecuaciónmolecular: K2Cr2O7 +6FeCl2 +14HCl→6FeCl3 +2CrCl3
+7H2O+2KCl
2-
d) ElCr2O 7 sereduce,porloqueseráelagenteoxidante. ElFe2+seoxidayseráelagentereductor.
18.
Dada la reacción de oxidación-reducción: 2-
SO3
-
MnO4
+
→
2-
SO4
Mn2+
+
a) Indique los estados de oxidación de todos los elementos en cada uno de los iones de la reacción. b) Nombre todos los iones. c) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción en medio ácido. d) Escriba la reacción iónica ajustada.
+4 -2
a) b)
+6 -2 +7 -2 2S O3 + MnO4 → SO24- + Mn2+ 22SO3 :ionsulfito;MnO4 :ionpermanganato;SO4 :ionsulfato; 2+
Mn
:ionmanganeso(II). 2-
c) S.oxidación:SO3
2+ +H2O→SO4 +2H +2e -
S.reducción:MnO4 2-
d) S.oxidación:(SO3
+
+8H
-
+5e
+H2O→ -
S.reducción:(MnO4
+
+8H
Ecuacióniónica: 5SO32 +2MnO4
2-
SO4
Mn2+
→
-
+5e
+
+6H
+
+2H
-
-
+2e
Mn2+
→
5SO42
→
+4H2O
)⋅5
+4H2O)⋅2
2+ +2Mn +3H2O
11
de electrones
19.
El permanganato de potasio, en medio ácido, es capaz de oxidar al sulfuro de hidrógeno a azufre pasando el permanganato a ion manganeso (II). a) Ajuste la reacción iónica por el método del ion-electrón, indicando la especie que se oxida y la que se reduce. b) Suponiendo que el ácido empleado es el ácido sulfúrico, complete la reacción que tiene lugar.
+7
-2
KMnO4 a) S.oxidación:(S2-
+ H2
S
0
S
→
2+ + Mn
S+2e-)⋅5
→
S.reducción:(MnO4- +8H+
-
+5e
Mn2+
→
+4H2O)⋅2
Ecuacióniónica: -
2MnO4
2+ +5S +16H
5S+2Mn2+
→
+8H2O
b) Suponiendoqueelmedioácidoloaportaelácidosulfúrico, laecuaciónmolecularserá: 2KMnO4
20.
+5H2S+3H2SO4
5S+2MnSO4 +K2SO4 +8H2O
→
Escribir y ajustar las semirreacciones iónicas y la relación global de la siguiente ecuación que tiene lugar en medio ácido: Kl
+
H2SO4
+
KMnO4
-1
K I
→
I2
+7
→ -
S.reducción:(MnO4
I2
-
+2e +
+8H
→
+
K2SO4
+
H2O
+2
0
+ H2SO 4 + KMnO 4
S.oxidación:(2I-
MnSO4
+
I 2 + MnSO 4
+ K 2SO 4 + H2O
)⋅5 -
+5e
Mn2+
→
+4H2O)⋅2
Ecuacióniónica: 10I-
+
-
2MnO4
5I2 +2Mn2+
+
+16H
→
+8H2O
Ecuaciónmolecular: 10KI+8H2SO4 +2KMnO4 →5I2 +2MnSO4 +6K2SO4
21.
+8H2O
Ajuste iónica y molecularmente por el método del ion-electrón la reacción del permanganato potásico (KMnO 4) con ácido clorhídrico para dar, entre otras especies, cloruro de manganeso (II) y cloro.
+7
-1
KMnO4 S.oxidación:(2Cl-
+ HCl
+2
→
MnCl2
0
+
Cl2
Cl2 +2e-)⋅5
→ -
S.reducción:(MnO4
+
+8H
-
+5e
Mn2+
→
+4H2O)⋅2
12
Reacciones de transferencia Ecuacióniónica: 10Cl-
-
+
+2MnO4 +16H
5Cl2
→
2+ +2Mn +8H2O
Ecuaciónmolecular: 2KMnO4 +16HCl→2MnCl2
22.
+5Cl2 +2KCl+8H2O
El bromuro de potasio reacciona con el ácido sulfúrico concentrado para dar sulfato de potasio, bromo libre, dióxido de azufre y agua. Conteste a las siguientes preguntas: a) Formule y ajuste las semirreacciones iónicas redox y la reacción neta molecular. b) ¿Cuántos cm3 de bromo se producirán al hacer reaccionar 20 g de bromuro de potasio con ácido sulfúrico en exceso? Datos: Br = 80, K = 39; d (Br2) = 2,8 g ⋅ cm-3. -1
KBr
+6
+ H2
S O4
a) S.oxidación:2Br2-
S.reducción:SO4
+4
0
K 2SO 4
→
+ Br 2 +
S O2
+ H2O
Br2 +2e-
→
+
-
+4H
+2e
SO2 +2H2O
→
Ecuacióniónica: 2Br-
2+ +SO4 +4H
Br2
→
+SO2 +2H2O
Ecuaciónmolecular: 2KBr+2H2SO4 →K2SO4
+Br2 +SO2 +2H2O
b) Enprimerlugarcalculamoslosmolesquesecorresponden con20gdebromurodepotasioteniendoencuentaquesumasa moleculares119g/mol. n =
m
→
M
n =
20 g
=
119 g/mol
0,17 mol KBr
Conlaestequiometríadelareacción,aplicandofactoresde conversiónyteniendoencuentaquelamasamoleculardelbromo es160g/mol: V (Br2) = =
23.
0,17 mol KBr
⋅
1 mol Br2 2 mol KBr
⋅
160 g Br2
⋅
1 mol Br2
1 cm3 Br2
=
2,8 g Br2
4,8 cm3 Br2
Dada la siguiente reacción en disolución acuosa: KMnO4 + KI + H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4
+
H2O
a) Ajuste la reacción, en forma molecular, por el método del ion-electrón. b) Calcule los litros de disolución 2 M de KMnO4 necesarios para obtener 1 kg de I2. Masa atómica: I = 126,9.
13
de electrones +7
-1
KMnO4
+K
I
0
+ H2SO 4
→
+2
I2
+ MnSO 4 + K 2SO 4 + H2O
a) S.oxidación:(2I- →I2 +2e-)⋅5 -
S.reducción:(MnO4
+
+8H
-
+5e
Mn2+
→
+4H2O)⋅2
Ecuacióniónica: 10I-
-
5I2 +2Mn2+
+
+2MnO4 +16H
→
+8H2O
Ecuaciónmolecular: KMnO4 +10KI+8H2SO4 →5I2 +2MnSO4 +6K2SO4 +8H2O b) Enprimerlugarcalculamoslosmolesqueequivalena1kgdeI2 teniendoencuentaquesumasamoleculares253,8g/mol. m
n =
→
M
n =
1000 g
3,94 mol I2
=
253,8 g/mol
Teniendoencuentalaestequiometríadelareaccióncalculamos losmolesdepermanganatopotásiconecesariosparaobtener esacantidaddeI2. n (KMnO 4) =
3,94 mol I2 ⋅
2 mol KMnO 4
=
5 mol I2
1,576 mol K KMnO 4
Sabiendoqueladisolucióndepermanganatopotásicoes2M, elvolumenquenecesitamosdeellaes: n
M =
→
24.
V (L) =
n
=
1,576 mol
=
2M
M
→
V (L)
0,788 L disol. KMnO4
=
788 mL
En disolución acuosa, en medio ácido, el permanganato potásico reacciona con peróxido de hidrógeno para dar iones manganeso (II), oxígeno y agua. a) Ajustar la reacción por el método del ion-electrón e indicar quién es el oxidante y quién es el reductor. b) Calcular el número de moles de permanganato potásico necesarios para obtener 2 L de oxígeno medidos en condiciones normales. +7
-1
KMnO4
+ H2
O2
0
→
2+
Mn
a) S.oxidación:(H2O2 →O2 +2H+ reductor.
+ -
+2e
O2
+ H2O
)⋅5;H2O2eselagente
S.reducción:(MnO4 +8H+ +5e- →Mn2+ MnO4 eselagenteoxidante. -
+4H2O)⋅2;
Ecuacióniónica: -
5H2O2 +2MnO4
+
+6H
5O2 +2Mn2+
→
+8H2O
14
Reacciones de transferencia Ecuaciónmolecular: 5H2O2 +2KMnO4 +6HCl→2MnCl2 +5O2 +8H2O+2KCl b) Teniendoencuentaquenosencontramosencondicionesnormales ylaestequiometríadelareacción,utilizamosfactores deconversión: n (KMnO 4) =
2 L O2
1 mol O 2
⋅
2 mol KMnO 4
⋅
22,4 L
=
5 mol O 2
= 0,036 mol KMnO 4
25.
El estaño metálico reacciona con el ácido nítrico concentrado y forma óxido de estaño (IV), dióxido de nitrógeno y agua. a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. b) Calcule el volumen de una disolución de ácido nítrico del 16,0 % en masa y densidad 1,09 g mL 1 que reaccionará estequiométricamente con 2,00 g de estaño. -
⋅
Datos: Sn
=
118,7; H
1,0; N
=
0
14,0; O
=
+5
16,0.
+4
Sn + H N O3
+4
SnO2
→
a) S.oxidación:Sn+2H2O→SnO2 S.reducción:(NO3-
=
+
+2H
+
N O2 +
+4H
-
+1e
+ H2O -
+4e
NO2
+H2O)⋅4
→
Ecuacióniónica: Sn+4NO3-
+
+4H
SnO2 +4NO2
→
+2H2O
Ecuaciónmolecular: Sn+4HNO3
SnO2
→
+4NO2 +2H2O
b) Enprimerlugarcalculamoslosmolesqueequivalena2g deestañoteniendoencuentaquesumasaatómica es118,7g/mol. n =
m
→
M
n =
2g 118,7 g/mol
= 0, 017
mol Sn
Teniendoencuentaquelamasamoleculardelácidonítrico es63g/mol,laestequiometríadelareacciónyaplicandofactores deconversión: V (HNO3) =
⋅
0,017 mol Sn
100 g HNO3 disol. 16 g HNO3 puro
⋅
⋅
4 mol HNO 3 1 mol Sn
1 mL disol 1,09 g disol.
=
⋅
63 g HNO3 puro
⋅
1 mol HNO3 24,56 mL disol. HNO3
15
de electrones
26.
El cinc en polvo reacciona con ácido nítrico dando nitratos de cinc (II) y de amonio. a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. b) Calcule el volumen de ácido nítrico de riqueza del 40 % en peso y densidad 1,25 g cm 3 necesarios para la disolución de 10 g de cinc. -
⋅
0
+5
+2
Zn + H N O3 a) S.oxidación:(Zn→Zn2+ S.reducción:NO3-
-3
Zn(NO3)2
→
-
+2e +
+10H
N H4NO3
+
)⋅4 -
+8e
+
NH 4
→
+3H2O
Ecuacióniónica: 4Zn+NO3-
+
+10H
4Zn2+
→
+
+NH 4 +3H2O
Ecuaciónmolecular: 4Zn+10HNO3 →4Zn(NO3)2 +NH4NO3 +3H2O b) Enprimerlugarcalculamoslosmolesqueequivalen a10gdecincteniendoencuentaquesumasaatómica es65g/mol. n =
m
→
M
10 g
n =
65 g/mol
= 0,154
mol Zn
Teniendoencuentaquelamasamoleculardelácidonítrico es63g/mol,laestequiometríadelareacciónyaplicandofactores deconversión: V (HNO3) =
⋅
0,154 mol Zn
100 g HNO3 disol. 40 g HNO3 puro
27.
⋅
⋅
10 mol HNO3
⋅
4 mol Zn
1 mL disol. 1,25 g disol.
=
63 g HNO3 puro 1 mol HNO3
48,51 mL disol. HNO3
El bromuro de sodio reacciona con el ácido nítrico (trioxonitrato (V) de hidrógeno) para dar bromo molecular (Br 2), dióxido de nitrógeno, nitrato de sodio (trioxonitrato (V) de sodio) y agua. a) Ajusta la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón. b) Calcula el volumen de disolución de ácido nítrico 2 molar que debe reaccionar con la cantidad estequiométrica de bromuro de sodio para obtener 20 gramos de bromo. Dato: masa atómica: Br
=
80.
16
⋅
Reacciones de transferencia -1
+5
NaBr + HN O 3
a) S.oxidación:2Br-
+4
0
+ NaNO3 + H2O
Br 2 + N O2
→
Br2 +2e-
→
S.reducción:(NO3-
+
+2H
-
+1e
NO2
→
+H2O)⋅2
Ecuacióniónica: -
2Br-
+
+2NO3 +4H
Br2 +2NO2 +2H2O
→
Ecuaciónmolecular: 2NaBr+4HNO3
Br2 +2NO2
→
+2NaNO3 +2H2O
b) Enprimerlugarcalculamoslosmolesqueequivalena20gdeBr2 teniendoencuentaquesumasamoleculares160g/mol. m
n =
→
M
20 g
n =
= 0,125
160 g/mol
mol Br2
Teniendoencuentalaestequiometríadelareaccióncalculamos losmolesdeácidonítriconecesariosparaobtener esacantidaddeBr2: n (HNO3) =
0,125 mol Br2 ⋅
4 mol HNO 3
=
1 mol Br2
0,5 mol HN NO3
Sabiendoqueladisolucióndeácidonítricoes2M,elvolumen quenecesitaríamosdeellaes: M =
→
28.
V (L) =
n
0,5 mol
=
=
2M
M
n
→
V (L)
0,250 L disol. HNO 3
=
250 mL
a) Ajustar la siguiente reacción por el método del ion-electrón. MnO2
+
KI
H2SO4
+
→
MnSO4
+
KIO3
+
H2O
b) Calcular cuántos gramos de oxidante se necesitan para obtener 200 gramos de iodato potásico KIO3. Datos: H
=
1; O = 16; S
=
+4
MnO2
32; K
=
39; Mn
-1
+K
a) S.oxidación:I-
I
55; I
=
=
+2
+ H2SO 4
→
+5
MnSO 4
-
+
+3H2O→IO3 +6H
S.reducción:(MnO2 +4H+
-
+2e
127.
+K
I O 3 + H2O -
+6e
Mn2+
→
+2H2O)⋅3
Ecuacióniónica: I- +3MnO2 +6H+ →IO3- +3Mn2+
+3H2O
Ecuaciónmolecular: 3MnO2 +KI+3H2SO4 →3MnSO4
+KIO3 +3H2O
17
de electrones b) EloxidanteeselMnO2. Enprimerlugarcalculamoslosmolesquecorrespondena200g deKIO3teniendoencuentaquesumasamoleculares214g/mol. n =
m
→
M
200 g
n =
=
214 g/mol
0, 93 mol KIO 3
Teniendoencuentalaestequiometríadelareacción, quelamasamoleculardelMnO2es87g/molyaplicandofactores deconversión: m (MnO2) = =
29.
0,93 mol KIO 3
3 mol MnO2
⋅
87 g MnO2
⋅
1 mol KIO 3
=
1 mol MnO 2
242,73 g MnO2
Una muestra que contiene sulfuro de calcio, CaS, se trata con ácido nítrico concentrado hasta reacción completa, según: CaS
+
HNO3
NO
+
SO2
+
Ca(NO3)2 + H2O
a) Ajuste por el método del ion-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular. b) Sabiendo que al tratar 35 g de la muestra con exceso de ácido se obtienen 20,3 L de NO, medidos a 30 °C y 780 mm de Hg, calcule la riqueza en CaS de la muestra. Datos: R = 0,082 atm ⋅ L ⋅ K-1 ⋅ mol-1; Ca = 40; S = 32. -2
Ca S
+5
+2
+ H N O3
a) S.oxidación:S2-
→
+4
N O + S O2
Ca(NO 3)2
+
+
+2H2O→SO2 +4H
S.reducción:(NO3-
+
+4H
-
+3e
+ H2O
-
+6e
NO+2H2O)⋅2
→
Ecuacióniónica: S2-
-
+
+2NO3 +4H
SO2
→
+2NO+2H2O
Ecuaciónmolecular: CaS+4HNO3 →2NO+SO2 +Ca(NO3)2
+2H2O
b) EnprimerlugarcalculamoslosmolesdeNOqueequivalen alos20,3Lformadosatravésdelaecuacióndelosgasesideales. P =
780 mm Hg
⋅
1 atm
=
760 mm Hg
1,03 atm
T =30+273=303K P ⋅ V = n ⋅ R ⋅ T → →
n (NO) =
P ⋅ V R ⋅ T
=
1, 03 atm ⋅ 20, 3 L atm ⋅ L 0, 082 ⋅ 303 K mol ⋅ K
=
0,84 mol NO
18
Reacciones de transferencia Apartirdelaestequiometríadelareacción,losfactores deconversiónadecuadosysabiendoquelamasamolecular delCaSes72g/mol,calculamoslamasadeCaSquesenecesita paraproduciresosmolesdeNO: m (CaS) =
0,84 mol NO
1 mol CaS
⋅
72 g CaS
⋅
2 mol NO
=
1 mol CaS
30,24 g CaS
Comosehanutilizado35gdeCaS,lariquezadelamuestraserá: Riqueza =
30.
masa pura
⋅
masa impura
100
→
Riqueza =
30, 24 g 35 g
⋅ 100 =
86,4 %
En una muestra de 100 g existen CaS y otros componentes inertes. Al tratar esa muestra con HNO 3 1,5 M hasta reacción completa se obtienen 20,3 litros de NO a 780 mm Hg y 25 °C. a) Ajuste la ecuación mediante el método del ion-electrón. b) Calcule la masa de CaS contenido en la muestra sabiendo que además del óxido de nitrógeno (II) se forman sulfato de calcio y agua. Datos: masas atómicas: S = 32; Ca R = 0,082 atm ⋅ L ⋅ mol-1 ⋅ K-1.
-2
CaS a) S.oxidación:(S2-
40; N
=
+5
+2
+ HNO 3
+
+4H
14; O
=
16; H
=
1;
+6
NO + CaSO 4
→
+4H2O→
S.reducción:(NO3-
=
2-
SO4
-
+3e
+
+8H
+ H2O -
+8e
)⋅3
NO+2H2O)⋅8
→
Ecuacióniónica: 3S2-
-
+
+8NO3 +8H
2-
3SO4
→
+8NO+4H2O
Ecuaciónmolecular: 3CaS+8HNO3 →8NO+3CaSO4
+4H2O
b) EnprimerlugarcalculamoslosmolesdeNOqueequivalen a20,3Lformadosconlaecuacióndelosgasesideales. P =
780 mm Hg
⋅
1 atm
=
760 mm Hg
1,03 atm
T =25+273=298K P ⋅ V = n ⋅ R ⋅ T → →
n (NO) =
P ⋅ V R ⋅ T
=
1, 03 atm ⋅ 20, 3 L atm ⋅ L 0, 082 ⋅ 298 K mol ⋅ K
=
0,85 mol NO
19
de electrones Apartirdelaestequiometríadelareacción,losfactoresde conversiónadecuadosysabiendoquelamasamoleculardelCaS es72g/mol,calculamoslamasadeCaSquesenecesitapara produciresosmolesdeNOyqueserálacontenidaenlamuestra: m (CaS) =
31.
0,85 mol NO
3 mol CaS
⋅
72 g CaS
⋅
8 mol NO
=
1 mol CaS
23 g CaS
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 Fe 3+ 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). +2
+7
FeSO4 a) S.oxidación:(Fe2+
+ KMnO4
Fe3+
→ -
S.reducción:MnO4
→ -
+1e
+
+8H
Fe 3+ + Mn2+
)⋅5
-
+5e
Mn2+
→
+4H2O
Ecuacióniónica: 5Fe2+
-
+
+MnO4 +8H
5Fe3+
→
2+ +Mn +4H2O
Ecuaciónmolecular: 10FeSO4 +2KMnO4 +8H2SO4 → →5Fe2(SO4)3 +2MnSO4 +K2SO4 +8H2O b) SeoxidaFe2+ysereduceelionpermanganato,MnO4 . -
c) Enprimerlugarcalculamoslosmolescontenidos en22mLdedisolución1M. M = →
n =
n
→
V (L)
n = M ⋅ V (L)
1 M ⋅ 22 ⋅ 10-3 L
→
= 0,022 mol KMnO 4
Porestequiometríacalculamoslosmolesdesulfatodehierro(II) quereaccionaríanconellos: n (FeSO4) =
0,022 mol KMnO4
⋅
10 mol FeSO 4 2 mol KMnO4
= 0 0,11 mol
FeSO4
Porúltimocalculamoslamolaridaddelos50mLdedisolución desulfatodehierro(II): M =
n V (L)
→
M =
0,11 mol 50 ⋅ 10-3 L
=
2,2 M
20
Reacciones de transferencia
32.
Una reacción frecuente en la valoración de exceso de dicromato potásico presente en una disolución es la siguiente: K2Cr2O7
+
H2SO4
+
FeSO4
→
K2SO4
+
Fe2(SO4)3
+
Cr2(SO4)3
+
H2O
Se pide: a) Ajustar la ecuación anterior aplicando el método del ion-electrón, señalando cuáles son las semirreacciones de oxidación y de reducción. b) Un volumen de 10 mL de esa disolución de dicromato reacciona con 20 mL de una disolución de sulfato de hierro (II) que contiene 5 g de sal por litro de disolución. Calcular la concentración molar de una disolución de dicromato potásico. Datos: masas atómicas: Cr S = 32; Fe = 55,8.
+6
=
52; K = 39,1; O = 16; H = 1;
+2
+3
K 2 Cr2 O7 + H2SO 4 + FeSO 4
→
+3
K 2SO 4 + Fe 2 (SO 4)3 + Cr2 (SO4)3 + H2O
a) S.oxidación:(2Fe2+ →2Fe3+ +2e-)⋅3 2S.reducción:Cr2O7 +14H+ +6e- →2Cr3+ +7H2O
Ecuacióniónica: 26Fe2+ + Cr2O7 +14H+ →6Fe3+ +2Cr3+ +7H2O
Ecuaciónmolecular:
+6FeSO4 +7H2SO4 → →3Fe2(SO4)3 +Cr2(SO4)3 +K2SO4 +7H2O K2Cr2O7
b) Enprimerlugarcalculamoslamolaridaddeunadisolución deFeSO4,5g/L,teniendoencuentaquelamasa moleculardelFeSO4es151,8g/mol.
[FeSO4 ] =
5 g FeSO 4 1L
⋅
1 mol FeSO 4 151,8 g FeSO4
= 0,0329 M
Calculamoslosmolespresentesen20mLdeestadisolución: M →
n
=
n V (L)
→
n
= 0,0329 M ⋅ 20 ⋅ 10-3
= M ⋅ V (L) → L
0-4 mol FeSO 4 = 6,58 ⋅ 10
Porestequiometríacalculamoslosmolesdedicromatopotásico quereaccionaríanconellos: n (K 2Cr2O 7)
= 6,58 ⋅ 10-4 mol FeSO 4 ⋅
1 mol K 2Cr2O7 6 mol FeSO4
= 1,097 ⋅ 10-4 mol K 2Cr2O7 21
=
de electrones Porúltimocalculamoslamolaridaddelos10mLdedisolución dedicromatopotásico: M =
33.
n
1,097 ⋅ 10-4 mol
M =
→
V (L)
-3
10 ⋅ 10
=
L
0,011 M
Si 18 mL de una disolución 0,15 molar de K2Cr2O7 reaccionan exactamente con un volumen V de disolución 0,9 molar de FeSO4, de acuerdo con la reacción: K2Cr2O7
+
FeSO4
+
H2SO4
→
Cr2(SO4)3
Fe2(SO4)3
+
+
K2SO4
a) Ajuste la reacción molecular aplicando el método del ion-electrón. b) Determine el valor del volumen V . c) Masa de Fe contenida en ese volumen.
+6
K 2 Cr 2 O7
+2
+3
+ H2SO 4 + FeSO 4
a) S.oxidación:(2Fe2+
→
K 2SO 4 + Fe 2 (SO 4)3 + Cr 2 (SO4)3 + H2O
2Fe3+
-
+2e
→
2-
S.reducción:Cr2O7
+3
+
+14H
-
+6e
)⋅3 2Cr3+
→
+7H2O
Ecuacióniónica: 6Fe2+
+
2-
Cr2O7
+
+14H
6Fe3+
→
3+ +2Cr +7H2O
Ecuaciónmolecular: K2Cr2O7 +6FeSO4 +7H2SO4
→
3Fe2(SO4)3 +Cr2(SO4)3 +K2SO4 +7H2O b) Calculamoslosmolespresentesen18mLdeladisolución 0,15Mdedicromatopotásico: M = →
n =
n
→
V (L)
n = M ⋅ V (L)
0,15 M ⋅ 18 ⋅ 10-3 L
=
→
2,7 ⋅ 10-3 mol K2Cr2O 7
Porestequiometríacalculamoslosmolesdesulfatodehierro(II) quereaccionaríanconellos: n (FeSO4) =
2,7 ⋅ 10-3 mol K 2Cr2O 7
= 0, 0162
6 mol FeSO4
⋅
=
1 mol K 2Cr2O7
mol FeSO4
Porúltimocalculamoselvolumendedisolución0,9Mdesulfato dehierro(II): M =
→
V (L) =
n
→
V (L)
0, 0162
mol
0, 9 M
=
V (L) =
n
→
M
0,018 L
→
18 mL FeSO 4
22
Reacciones de transferencia c) En0,0162moldeFeSO4tendremos0,0162moldeFe. Lamasacontenidaserá: n =
34.
m Mm
→
m = n ⋅ Mm
→
m = 0, 0162
mol ⋅ 55, 8 g/mol = 0, 9 g
Indique: a) Por qué se produce corriente eléctrica en una pila galvánica cuando está colocado el puente salino, y en ausencia no hay corriente (comente algún ejemplo). b) Qué es el electrodo estándar de hidrógeno.
a) Lafuncióndelpuentesalinoesmantenerlaelectroneutralidad delapilamedianteelmovimientointernodeionesycerrar elcircuito.Sinoexistiera,unladodelapilasesaturaríadeiones positivosyotrodeionesnegativosylapiladejaríadefuncionar. Deberáser,portanto,unmedioiónicoqueevite quelasdisolucionessemezclendirectamente,permitiendo únicamenteelpasodeiones. Estoselograpreparandounagelatinaconunadisoluciónsaturada ycalientedeKNO3oKClqueseintroduceenuntuboenU. Porejemplo,enlapilaDanielllosionesCl-delpuentesalino semuevenhaciaelánodoparacompensarelaumentodecarga positivaquesegeneraenélalproducirseZn2+.Porotrolado, losionesK+delpuentesalinosemuevenhaciaelcátodopara compensarlapérdidadecargapositivaqueseproduce enélcuandolosionesCu2+setransformanencobremetálico. b) Elelectrodoestándardehidrógeno,EEH,consisteenunalámina deunmetalinerte,generalmenteplatino,sumergida enunadisolucióndeHCl1Ma25°C,porlaqueburbujea gashidrógeno,H2,aunapresiónde1atm.Aesteelectrodosele haasignadodeformaarbitrariaunpotencialestándar E 0 =0,00V.
35.
A partir de los potenciales de reducción estándar: E 0 (Zn2+ /Zn) = -0,76 V, E 0 (Cd2+ /Cd) = -0,40 V y E 0 (Cu2+ /Cu) = 0,34 V, indica, justificando brevemente la respuesta, si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Con un electrodo de Zn 2+ /Zn y otro de Cd2+ /Cd no se puede construir una pila, ya que ambos tienen potenciales de reducción estándar negativos y hace falta que uno sea positivo. b) Si en una disolución que contiene iones Cu 2+ se introduce una lámina de cinc, sobre ella se depositará cobre metálico. c) Si a una disolución que contiene iones Cd2+ se le añaden iones Cu 2+, se depositará cobre metálico.
23
de electrones a) Falsa.Actuarácomocátodoelelectrodoconmayorpotencial dereducción.Enestecasoseráelmenosnegativo,paraquelapila formadatengaunpotencialpositivo. Ennuestrocaso,elcátodoseráelelectrododecadmio,yelánodo, eldecinc. 0
0
0
E pila = E cátodo - E ánodo
→
0
E pila = -0, 40
V - (-0, 76 V)
=
0, 36 V
b) Verdadera.ParaquesedepositeCumetálicolassemirreacciones serán: • S.oxidación:Zn→Zn2+
+2e
• S.reducción:Cu2+
-
-
+2e
Cu
→
Esdecir,elelectrododecobreactuarácomocátodo,yeldecinc, comoánodo.Paraqueestoocurrahadecumplirse: E 0(Cu2+ /Cu)> E 0(Zn2+ /Zn).Vemosqueestoesasí, porloquelaafirmaciónescorrecta. c) Falso.Lasreaccionesqueocurriríanserían: Cu2+
+2e
Cd2+
+2e
-
Cu
→
Cd
→
Ambassonreaccionesdereducción,yaquenohaymetaleslibres paraquesedenlasreaccionescontrarias.
36.
En el laboratorio se han realizado los siguientes experimentos: Experimento
Reactivos
Resultados
Tubo 1
Hio e pata + ácio corhírico
no se observa reacció
Tubo 2
lámia e aumiio ácio corhírico
+
despreimieto e u gas
a) Justificar, utilizando los potenciales estándar de reducción, por qué no se observa reacción en el tubo 1. b) Utilizando el método del ion-electrón, escribir la ecuación iónica ajustada de la reacción que ha tenido lugar en el tubo 2, indicando qué especie se oxida y cuál se reduce. c) Dibujar un esquema de la pila que podría construirse utilizando la reacción del tubo 2 señalando el ánodo, el cátodo y el sentido del movimiento de los iones del puente salino. Datos:
E 0
(Ag+ /Ag)
=
0,80 V;
E 0(Al3+ /Al) = -1,66
V.
a) Eneltubo1tenemosplatametálicaeionesH+;portanto,debería producirselaoxidacióndelaplata;Ag→Ag+(ánodo) ylareduccióndelhidrógenoH+ →H2(cátodo).
24
Reacciones de transferencia Paraqueestosucedaelpotencialdereduccióndelhidrógeno tendríaquesermayorqueeldelaplata,paraqueelpotencial delahipotéticapilaformadafuesepositivoylareacción, espontánea.Vemosqueelpotencialdelhidrógenoesmenor queeldelaplata;luegolareacciónnoesespontánea ynoseráposible. E 0(H+ /H2)=0,00V< E 0(Ag+ /Ag)=0,80V e-
e-
V
Cátodo
+
Ánodo Al
-
Al3+
H2(g )
kCl
Cl-
K+
H+ H2
b) S.oxidación:(Al→Al3+ +3e-)⋅2 S.reducción:(H+ +2e- →H2)⋅3 Reacciónglobal: 2Al+6H+ →2Al3+ +3H2 Vemosqueseoxidaelaluminioysereducenlosprotones. c) Elesquemadelapilasería: Al(s )Al3+(aq )H+(aq )H2(g ) 37.
En disolución ácida, el ion dicromato oxida al ácido oxálico (H2C2O4) a CO2 según la reacción (sin ajustar): 2+
Cr2O7
H2C2O4
→
Cr3+
+
CO2
a) Indique los estados de oxidación de todos los átomos en cada uno de los reactivos y productos de dicha reacción. b) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción. c) Ajuste la reacción global. d) Justifique si es espontánea o no en condiciones estándar. Datos:
2-
E 0(Cr2O7
+6 -2
/Cr3+)
a) Cr 2O27-+
=
1,33 V;
+1 +3 -2
H2 C 2 O4
→
Cr
E 0(CO2 /H2C2O4) = -0,49
3+
V.
+4 -2
+ C O2
b) S.oxidación:(H2C2O4 →2CO2 +2H+ +2e-)⋅3 S.reducción:Cr2O72- +14H+ +6e- →2Cr3+ +7H2O 25
de electrones c) Ecuaciónglobal: Cr2O72- +3H2C2O4 +8H+ →2Cr3+ +7H2O+6CO2 d) Eliondicromatoactuaríacomoelcátododeunahipotéticapila, yelácidooxálico,comoánodo. 0 0 0 = E cátodo - E ánodo E pila
→
0 = E 0 (Cr2O27 -/Cr 3+) E pila
- E 0 (CO2 /H2C2O 4) = 1, 33 V - (-0, 49 V) = 1, 82 V 0 > 0; espontánea E pila
38.
Conociendo los potenciales normales de reducción de los halógenos: a) Escriba las siguientes reacciones y determine cuáles serán espontáneas: i) Oxidación del ion bromuro por yodo. ii) Reduccion de cloro por ion bromuro. iii) Oxidación de ioduro con cloro. b) Justifique cuál es la especie más oxidante y cuál es la más reductora. Datos: E 0 (F2 /F-) = 2,85 V; E 0 (Cl2 /Cl-) = 1,36 V; E 0 (Br2 /Br-) = 1,07 V; E 0 (I2 /I-) = 0,54 V
a) i) S.oxidación:2Br- →Br2 +2e-.Ánodo;E 0(Br2 /Br-)=1,07V S. reducción: I2 +2e- →2I-.Cátodo;E 0(I2 /I-)=0,54V 0 0 0 = E cátodo - E ánodo E pila
→
0 = 0, 54 V - 1, 07 V = -0,53 V E pila
0 < 0; no espontánea E pila
ii) S.oxidación:2Br- →Br2 +2e-.Ánodo;E 0(Br2 /Br-)=1,07V S. reducción: Cl2 +2e- →2Cl-.Cátodo;E 0(Cl2 /Cl-)=1,36V R. global: Cl2 +2Br- →2Cl- +Br2 0 0 0 = E cátodo - E ánodo E pila
→
0 = 1,36 E pila V - 1,07 V = 0 0,29 V
0 > 0; espontánea E pila
iii) S.oxidación:2I- →I2 +2e-.Ánodo;E 0(I2 /I-)=0,54V S. reducción: Cl2 +2e- →2Cl-.Cátodo;E 0(Cl2 /Cl-)=1,36V R. global: Cl2 +2I- →2Cl- +I2 0 0 0 = E cátodo - E ánodo E pila
→
0 = 1,36 E pila V - 0,54 V = 0 0,82 V
0 > 0; espontánea E pila
26
Reacciones de transferencia b) Laespeciemásoxidanteserálaquetengamástendencia areducirsey,portanto,unmayorpotencialdereducción. Enestecasoseráelflúor,F 2. Laespeciemásreductoraserálaquetengamástendencia aoxidarsey,portanto,unmenorpotencialdereducción. Enestecasoseráelionyoduro,I-.
39.
Dados los potenciales estándar de reducción: E 0
(Fe3+ /Fe2+)
=
0,77 V y
E 0
2-
(Cr2O7 /Cr3+)
=
1,33 V
a) Justifique en qué sentido se producirá la reacción: Fe2(SO4)3 →
+
Cr2(SO4)3
FeSO4
+
+
H2O + K2SO4
K2Cr2O7
+
→
H2SO4
b) Indique qué especie actúa como agente oxidante y cuál como agente reductor. c) Ajuste la reacción, en forma molecular, por el método del ion-electrón.
a) Dadoqueelpotencialdereduccióndeldicromatoesmayor queeldelhierro,seproducirálareduccióndeldicromato ylaoxidacióndelFe2+,paraqueelpotencialsea positivoylareacción,espontánea.Portanto,lareacción seproducirádederechaaizquierda. b) ElCr2O 72 sereduce,luegoseráelagenteoxidante.ElFe2+seoxida yseráelagentereductor. -
c) S.oxidación:(2Fe2+
2Fe3+
-
+2e
→
2-
S.reducción:Cr2O7
+
+14H
-
+6e
)⋅3 2Cr3+
→
+7H2O
Ecuacióniónica: 6Fe2+
+
2-
Cr2O7
+
+14H
6Fe3+
→
3+ +2Cr +7H2O
Ecuaciónmolecular: 6FeSO4 +K2Cr2O7 +7H2SO4→ →3Fe2(SO4)3 +Cr2(SO4)3 +7H2O +K2SO4
40.
Responda a las siguientes preguntas, justificando la respuesta: a) ¿Se puede guardar una disolución de nitrato de cobre (II) en un recipiente de aluminio? ¿Y en un recipiente de cinc metálico? ¿Y en uno de plata? b) ¿Se puede guardar una disolución de cloruro de hierro (II) en un recipiente de aluminio? ¿Y en un recipiente de cinc metálico? ¿Y en uno de cobre metálico? Datos: E 0 (Cu2+ /Cu) = 0,34 V; E 0 (Ag+ /Ag) = 0,80 V; E 0 (Al3+ /Al) = -1,67 V; E 0 (Fe2+ /Fe) = -0,44 V; E 0 (Zn2+ /Zn)
= -0,74
27
V.
de electrones a) Sisedepositaunadisolucióndenitratodecobre(II) enunrecipientedealuminioseproduciránlassiguientesreacciones: • S.oxidación:Al→Al3+ • S.reducción:Cu2+
-
+3e -
+2e
Cu
→
Estoesdebidoaque: E 0(Cu2+ /Cu)=0,34V> E 0(Al3+ /Al)= -1,67V yestasreaccionessonespontáneas.Elnitratodecobre(II)noserá estable,depositándosecobremetálico. Enunrecipientedecincmetálicosucederáexactamenteigual, yaqueE 0(Cu2+ /Cu)=0,34V> E 0(Zn2+ /Zn)= -0,74V ydenuevosedepositarácobremetálico. Enunrecipientedeplata,comoenestecasotenemos E 0(Cu2+ /Cu)=0,34V< E 0(Ag+ /Ag)=0,80V,noseproducirá lareduccióndelCu2+ynosedepositarácobremetálico. Sísepodráusarunrecipientedeplata. b) Elrazonamientoesanálogoaldelapartadoanterior. Sisedepositaclorurodehierro(II)enunrecipientedealuminio seproduciránlassiguientesreacciones: • S.oxidación:Al→Al3+ • S.reducción:Fe2+
-
+3e -
+2e
Fe
→
Estoesdebidoaque: E 0(Fe2+ /Fe)= -0,44V> E 0(Al3+ /Al)= -1,67V yestasreaccionessonespontáneas.Elclorurodehierro(II)noserá estable,depositándosehierrometálico. Enunrecipientedecincmetálicosucederáexactamenteigual, yaqueE 0(Fe2+ /Fe)= -0,44V> E 0(Zn2+ /Zn)= -0,74V ydenuevosedepositaráhierrometálico. Enunrecipientedecobre,comoenestecaso E 0(Fe2+ /Fe)= -0,44V< E 0(Cu2+ /Cu)=0,34V,noseproducirá lareduccióndelFe2+ynosedepositaráhierrometálico. Sísepodráusarunrecipientedecobre.
41.
Determina la carga de un ion estaño si al hacer pasar una corriente de 24 125 culombios por una disolución de estaño se obtienen 14,84 gramos de este metal. Datos: Sn: 118,7; 1 F
=
96 500 culombios.
Utilizandolafórmulavistaenteoríaysustituyendo: m =
M
⋅Q
→
z =
z ⋅ F
M ⋅ Q m ⋅ F
=
118, 7 g ⋅ mol-1 ⋅ 24 125 C 14,48 g ⋅ 96 500 C
SetratarádelionSn2+.
28
=
2
Reacciones de transferencia
42.
En una cuba electrolítica se hace pasar una corriente de 0,7 amperios a través de un litro de disolución de AgNO 3 0,15 M durante 3 horas. a) ¿Cuál es el peso de plata metálica depositada en el cátodo? Y ¿cuál es la concentración de ion plata que queda finalmente en la disolución? b) Si en el ánodo se desprende oxígeno, dibuje el esquema de la cuba, el sentido de la corriente, y calcule cuál es el volumen de este gas, medido en condiciones normales, que se desprende durante el proceso. Datos: Ag = 107,8; F = 96 500 C; R = 0,082 atm ⋅ L ⋅ mol-1 ⋅ K-1.
a) Enprimerlugarcalculamoslamasadeplatadepositada,teniendo encuentaquelareaccióndereducciónes:Ag+ +1e- →Ag y,portanto,z =1. Además:Q = I ⋅ t m =
M z ⋅ F
→
⋅Q
Q = 0,7 A ⋅ 3 ⋅ 3600 s = 7560 C.
→
107, 8 g
m =
1 ⋅ 96 500 C
⋅ 7560 C = 8,44 g
Estamasacorrespondea0,078moldeAgdepositada, yaque: n =
m M
=
8, 44 g 107, 8 g/mol
= 0,078 mol
Losmolesinicialesdeplataenladisolucióneran: M =
n
→
V (L)
n = M ⋅ V (L) = 0,15 M ⋅ 1 L = 0,15 mol
Losmolesquequedanenladisoluciónserán: ndisolución = n iniciales - n depositados →
→
n disolución = 0,15 mol - 0, 078 mol = 0,072 mol
Laconcentraciónfinaldeionplataenladisoluciónserá:
[ Ag+ ] =
n V (L)
=
0, 072 mol
1L
= 0,072 M
b) Lasreaccionesquetendránlugarson: • S.oxidación:2H2O→O2 +4H+ +4e• S.reducción:(Ag+ +1e- →Ag)⋅4 R.global: 4Ag+ +2H2O→4Ag+O2 +4H+
29
de electrones Teniendoencuentalaestequiometríadelareacción yquenosencontramosencondicionesnormales,elvolumen deoxígenodesprendidoaldepositarse0,078moldeAgserá: V (O2)
=
0,078 mol Ag
⋅
1 mol O 2
⋅
4 mol Ag →
V (O2 )
=
22,4 L O2 1 mol O 2
= 0, 437 L
O2
→
437 mL
Elesquemadelacubaserá: eAg
O2(g )
AgNO3
H2O
43.
Ag+
Se tienen dos cubas electrolíticas conectadas en serie, la primera contiene una disolución de sulfato de níquel (II), y la segunda, una disolución de nitrato de plata. Se hace pasar una corriente continua, depositándose 0,650 g de plata. Calcule: a) Los gramos de níquel que se habrán depositado en la primera cuba. b) La cantidad de corriente que habrá pasado a través de las cubas. c) El tiempo necesario para la deposición si por la pila circula una corriente de 2,5 A. Masas atómicas: Ag 107,9; Ni 58,7; F 96 500 C. =
=
=
a)yb) Calculamosprimerolacantidaddecorrientequepasaatravés delascubasconeldatodelos0,650gdeplatadepositada, teniendoencuenta:Ag+ +1e- →Agyz =1. m =
→
Q =
m ⋅ z ⋅ F
=
M
M z ⋅ F
⋅ Q →
0,650 g ⋅ 1 ⋅ 96 500 C
=
107,9 g
581 1,32 C
Coneldatoanterioryapodemoscalcularlosgramosdeníquel depositadosteniendoencuentalareacción:Ni2+ +2e- →Ni yquez =2. m =
M z ⋅ F
⋅Q
→
m =
58,7 g 2 ⋅ 96 500 C
⋅
581, 32 C
= 0,177
30
g Ni
