¡Descarga Ejercicios Redox Con Solucion y más Apuntes en PDF de Química Analítica solo en Docsity!
REACCIONES DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN (REDOX)
EJERCICIOS - 1
BLOQUE I. )))) QUÉ ES UNA REACCIÓN REDOX? I.1. Explica el número de oxidación del carbono en los compuestos: metano, metanol, metanal, ácido metanoico. Sol: Metano: -4; metanol: -2; metanal: 0; ác. metanoico: +
I.2. Comprobar que la reacción de formación de hierro: Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2 es una reacción redox. Indicar los números de oxidación de todos los elementos antes y después de la reacción.
Reducción: El Fe disminuye su Nº de Ox. de “+3” a “0” luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones). Oxidación: El C aumenta su Nº de .Ox. de “+2” a “+4” luego se oxida (en este caso pasa de compartir 2e– con el O a compartir los 4 electrones).
I.3. Indicar los números de oxidación de todos los elementos de las siguientes moléculas o iones: a). NH 3 : b) ClO 3 - ; c) H 4 P 2 O 7 ; d) KMnO 4 ; e) K 2 Cr 2 O 7 ; f) Na 2 CO 3 ; g) Cl 2
I.4. Formule, complete y ajuste las siguientes reacciones, justificando de que tipo son: a) Cloruro de hidrógeno más amoniaco. b) Carbonato cálcico más calor. c) Cloro más sodio. d) Ácido sulfúrico más zinc metal. Sol: a) HCl + NH 3 → NH 4 Cl Ácido-base. No cambia ningún número de oxidación
b) CaCO 3 → CaO + CO 2 (∆H<0) Descomposición. No cambia ningún número de oxidación
c) ½ Cl 2 + Na → NaCl Redox nº. O.: 0 0 +1 –
d) H 2 SO 4 + Zn → ZnSO 4 + H 2 Redox nº.O.: +1 +6 –2 0 +2 +6 –2 0
I.5. Ajustar las reacciónes: Zn + AgNO 3 → Zn(NO 3 ) 2 + Ag Sol: Zn + 2AgNO 3 →→→→ Zn(NO 3 ) 2 + 2Ag KMnO 4 + H 2 SO 4 + KI → MnSO 4 + I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O. Sol: 2 KMnO 4 + 8H 2 SO 4 +10KI → 2MnSO 4 + 5I 2 + 6K 2 SO 4 + 8H 2 O Cr 2 (SO 4 ) 3 + KClO 3 + KOH → K 2 CrO 4 + KCl + K 2 SO 4 + H 2 O Sol: Cr 2 (SO 4 ) 3 + KClO 3 + 10KOH → 2K 2 CrO 4 + 5H 2 O + KCl + 3K 2 SO 4
Estequiometría REDOX I.6. a) Ajuste la siguiente reacción escribiendo las semirreacciones de oxido-reducción que se producen: HClO + NaCl → NaClO + H 2 O + Cl 2 ; b) Calcule el volumen de disolución de ácido hipocloroso 0,1 M que sería necesario utilizar para obtener 10 gramos de cloro. Datos: Masas atómicas: Cl=35,5 ; Na=23 ; 0=16 y H= Sol: a) Oxidación: 2 Cl–^ → Cl 2 + e– Reducción: 2 ClO–^ + 4 H+^ + 2 e–^ → Cl 2 + 2 H 2 O R. global: 2 Cl–^ + 2 ClO–^ + 4 H+^ → 2 Cl 2 + 2 H 2 O 4 HClO + 2 NaCl → 2 Cl 2 + 2 NaClO + 2 H 2 O
Se pueden dividir entre 2 todos los coeficientes:
2 HClO + NaCl → Cl 2 + NaClO + H2O
b) (^) 2 2
2 71 0 ,^141
10 · molCl gCl
mol gCl =
mol molCl
molHClO nHClO molCl 0 , 282 1
2
= 2 = mol L L
mol M
n V V
n M 2 , 82 0 , 1 /
+3 - 2 +2 - 2 0 +4 - 2 Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2
Estequiometría REDOX I.7. Cuando se hace reaccionar permanganato de potasio con ácido clorhídrico se obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II) y cloro molecular. a) Ajuste y complete la reacción. b) Calcule el volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100 g de permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico. Masas atómicas: K=39,1; Mn=54,9; O=16,0; Cl=35,5; H= 1, Sol: Oxidación: 5x(2 Cl–^ – 2 e–^ → Cl 2 ) Reducción: 2x(MnO 4 –^ + 8 H+^ + 5 e–^ → Mn2+^ + 4 H 2 O)
R. global: 2 MnO 4 –^ + 16 H+^ + 10 Cl–^ →^ 2 Mn2+^ + 5 Cl 2
2 KMnO 4 + 16 HCl → 2 MnCl 2 + 8 H 2 O + 5 Cl 2 +2 KCl
4 0 ,^6334
100 · molKMnO g
mol gKMnO = (^2) 4
2 2 4 1 ,^583 2
0 , 633 molCl molKMnO
molCl nCl = molKMnO =
2 35 ,^52
1 , 583 · LdeCl mol
L
mol Cl =
Valoraciones REDOX I.8. Se valoran 50 mL de una disolución de FeSO 4 acidulada con sulfúrico, con 30 mL de KMnO 4 0,25M (el ión permanganato pasa a ion Mn(II)). ¿Calcular la concentración de la disolución de sulfato de hierro (II)?
Sol: Se ajusta la reacción para ver la estequiometría entre sulfato de hierro (II) y permanganato potásico. 5x(Fe2+^ → Fe3+^ + 1e- 1x(MnO 4 -^ + 8H+^ + 5e-^ → Mn2+^ + 4H 2 O 5Fe2+^ + MnO 4 -^ + 8H+^ → 5Fe3+^ + Mn2+^ + 4H 2 O esteq. 5 1
Calculamos los moles de permanganato gastados: n MnO 4 -^ = 0,25·30·10-3^ mol Por tanto, según estequiometría, los de sulfato ferroso:
M
V
n Lamolaridades M
molFe en mL molMnO
molFe nFe molMnO
3
3 2 4
2 4
2 3
−
− + −
− +
Valoraciones REDOX I.9. De una disolución acuosa de sulfato de hierro (II) se toman 50 mL y una vez acidulados con sulfúrico, se valoran con dicromato potásico 0,35M (reduciéndose a ión Cr (III)), siendo necesarios 32,2 mL para alcanzar el punto de equivalencia. Calcular la M de la disolución del sulfato de hierro (II).
Se ajusta la reacción para ver la estequiometría entre sulfato de hierro (II) y dicromato potásico. 6x(Fe2+^ → Fe3+^ + 1e- 1x(Cr 2 O 7 2-^ + 14H+^ +6e-^ → 2Cr3+^ + 7H 2 O 6Fe2+^ + Cr 2 O 7 2-^ + 14H+^ → Fe3+^ + 2Cr3+^ + 7H 2 O esteq. 6 1 Calculamos los moles de dicromato gastados: n Cr 2 O 7 2-^ = 0,35x32,2·10-3^ mol Por tanto, los de sulfato ferroso, según la estequiometría:
M
V
n Lamolaridades M
molFe en mL molCrO
molFe nFe molCrO
3
3 2 2 2 7
2 2 2 7
2 3
−
− + −
− +
Como solo interesa la estequiometría entre el sultato de hierro (II) y el dicromato, no es necesario ajustar la reacción molecular
Como solo interesa la estequiometría entre el sultato de hierro (II) y el permanganato, no es necesario ajustar la reacción molecular
BLOQUE III. ELECTRÓLISIS
III. 1. Se realiza la electrólisis de un disolución de tricloruro de hierro, haciendo pasar una corriente de 10 A durante 3 horas. Calcula la cantidad de hierro depositado en el cátodo.
Sol: cátodo: Fe3+^ + 3e-^ → Fe Un mol de Fe3+^ necesita 3 mol de electrones (3 faraday)
q It q culombios t
q I = ⇒ = · ⇒ = 10 · 3 · 3600 = 108. 000
gde Fe molFe
gFe mole
molFe C
mole culombios 20 , 82 1
−
III.2. Una corriente de 4 amperios circula durante 1 hora y 10 minutos a través de dos células electrolíticas que contienen, respectivamente, sulfato de cobre (II) y cloruro de aluminio, a) Escriba las reacciones que se producen en el cátodo de ambas células electrolíticas. b) Calcule los gramos de cobre y aluminio metálicos que se habrán depositado. Datos: Masas atómicas: Cu = 63,54 y Al = 27,0. Constante de Faraday: F = 96500 C/mol e-^ Sol: cátodo1: Cu2+^ +2e-^ → Cu cátodo2: Al3+^ + 3e-^ → Al
q It q culombios t
q I = ⇒ = · ⇒ = 4 · 70 · 60 = 16. 800 ésta cantidad de electricidad pasa por las dos células electrolíticas.
cátodo1: Cu2+^ +2e-^ → Cu; gdeCu molCu
gCu mole
molCu C
mole culombios 5 , 53 1
−
cátodo2: Al3+^ + 3e-^ → Al gdeAl molAl
gAl mole
molAl C
mole culombios 1 , 57 1
−
III.3. Calcular el tiempo necesario para obtener un kg de cobre por electrolisis usando una corriente de 3 amperios. Suponer que se está electrolizando CuSO 4. Hacer un esquema del proceso. ¿Cuántos gramos de O 2 se liberarán? Reacción anódica: electrodo inerte (Pt), H 2 O/O 2 Reacción catódica: electrodo inerte (Pt), Cu2+/Cu Sol: ánodo: 2H 2 O → O 2 + 4H+^ + 4e- cátodo: Cu2+^ + 2e-→ Cu 1 mol Cu2+^ necesita 2 mol de electrones
mol Cu gCu
molCu g Cu 15 , 74 63 , 54
C
mole
C
molCu
mole mol Cu 3. 037. 456 , 7 1
s horas I
q t t
q I 1. 012. 485 , 6 281 , 2 3
Los gramos de O 2 que se liberan serán:
2 2
15 , 74 · gdeO molO
gO molCu
molO mol Cu =
La reacción ajustada es: 2H 2 O + 2Cu2+^ - → O 2 + 2Cu + 4H+
á c
O C
O 2 Cu 2+
EJERCICIOS DE REDOX (PAU)
PAU CyL J2004 ajustar una ácida y otra básica Ajustar y completar, por el método del ion-electrón, las reacciones: a) MnO 4 -^ + SO 2 → Mn2+^ + HSO 4 -^ en disolución ácida. b) Bi(OH) 3 + SnO 2 2-^ → SnO 3 2-^ + Bi en disolución básica.
a) Mn O − 4 + SO 2 → Mn2+^ + HS O − 4 en disolución ácida
El manganeso se reduce desde Mn7+^ a Mn2+^ y el azufre se oxida de S4+^ a S6+ Las semirreacciones son:
Oxidación: SO 2 + 2 H 2 O → HS O − 4 + 3 H+^ + 2 e-
Reducción: Mn O − 4 + 8 H+^ + 5 e-^ → Mn2+^ + 4 H 2 O
Multiplicando la primera ecuación por cinco, la segunda por dos y sumando se tiene la correspondiente reacción iónica.
5 SO 2 + 2 Mn O − 4 + 2 H 2 O + H+^ → 5 HS O − 4 + 2 Mn2+
b) Bi(OH) 3 + SnO 2 2-^ → SnO 3 2-^ + Bi en disolución básica.
El bismuto se reduce de Bi3+^ a Bi^0 y el estaño se oxida de Sn4+^ a Sn6+.
Como la reacción es medio básico se añade agua al medio que contiene exceso de oxígeno e iones hidróxido, OH-, al otro. Las semirreacciones son:
Oxidación: SnO 2 2-^ + 2 OH-^ → SnO 3 2-^ + H 2 O + 2 e- Reducción: Bi3+^ + 3 e-^ → Bi^0
Multiplicando la primera ecuación por tres, la segunda por dos y sumando se tiene la correspondiente reacción iónica. 3 SnO 2 2-^ + 2 Bi3+^ + 6 OH-^ → 3 SnO 3 2-^ + 2 Bi^0 + 3 H 2 O
Por tanto: 3 SnO 2 2-^ + 2 Bi(OH) 3 → 3 SnO 3 2-^ + 2 Bi^0 + 3 H 2 O
PAU CyL S2001 permanganato con sulfúrico y H 2 O 2 y oxígeno desprendido a) Ajuste la siguiente reacción por el método de ión electrón: KMnO 4 + H 2 SO 4 + H 2 O 2 → MnSO 4 + H 2 O + O 2 + K 2 SO 4 b) Si en la reacción se consumen 3,26 g de permanganato, ¿cuántos litros de oxígeno se desprenden medidos en las condiciones ambientales de laboratorio, que son: 698 mm Hg y 18ºC?
El manganeso se reduce de de Mn7+^ a Mn2+^ y el oxígeno se oxida de O 2 2-^ a O 2. Las semirreacciones correspondientes son:
oxidación: H 2 O 2 → O 2 + 2H+^ + 2e- reducción: MnO 4 -^ + 8H+^ + 5e-^ → Mn2+^ + 4H 2 O
Multiplicando la primera ecuación por 5, la segunda por 2 y sumando, se tiene: 5 H 2 O 2 + 2 MnO 4 -^ + 6 H+^ → 5 O 2 + 2 Mn2+^ + 8 H 2 O
La reacción molecular ajustada es: 2 KMnO 4 + 3 H 2 SO 4 + 5 H 2 O 2 → 2 MnSO 4 + 8 H 2 O + 5 O 2 + K 2 SO 4
Teniendo en cuanta la estequiometría de la reacción, resulta que los moles de oxígeno desprendidos son:
cátodo, reducción: NO 3 -^ + 4 H+^ + 3 e-^ → NO + 2 H 2 O E^0 cátodo = E^0 (NO 3 - /NO) = 0,96 V Sumando ambas ecuaciones se observa que la reacción sí que es posible, ya que el E de la pila es > Epila = E^0 ánodo + E^0 cátodo = - 0,77 V + 0,96 V = + 0,19 V > 0
La reacción global es: 3 Fe2+^ + NO 3 -^ + 4 H+^ → 3 Fe3+^ + NO + 2 H 2 O
PAU CyL J2003 electrólisis del cloruro de calcio Se hace pasar una corriente de 5 A durante 2 horas a través de una celda electrolítica que contiene CaCl 2 (fundido). a) Escriba las reacciones de electrodo. b) Calcule las cantidades, en gramos, de los productos que se depositan o desprenden en los electrodos.
a) En el ánodo se produce la oxidación de los aniones cloruro, Cl-, y el cátodo la reducción de los cationes calcio, Ca2+.
(+) ánodo, oxidación: 2 Cl-^ (l) → Cl 2 (g) + 2 e- (-) cátodo, reducción: Ca2+^ (l) + 2 e-^ → Ca (s)
b) La cantidad de carga eléctrica que pasa por la celda es: Q = I · t = 5 A · 2 h · 3 600 s/h = 36 000 C Aplicando la primera ley de Faraday y como en cada proceso se intercambian 2 mol de electrones paras obtener un mol de producto, se tiene:
ánodo: (^2) Cl 13 , 2 gCl 2 e
71 g/mol 96500 C/mole
36000 C
z
M
F
Q
m = 2 = − − =
cátodo: 7 , 5 gCa 2 e
40 g/mol 96500 C/mole
36000 C
z
M
F
Q
m = Ca^ = − − =
Calcula la E de la pila: Cu|Cu2+(0,1M)||Ag+(0,1M)|Ag, los potenciales normales son: Cu2+/Cu = +0,34V y Ag+|Ag = 0,80V.
Sol: El proceso redox que tiene lugar en la pila es: Cu + 2Ag+^ → Cu2+^ + 2Ag Epila= Ereducción plata – Ereducción cobre = 0,80 – 0,34 = 0,46V Como las concentraciones no son todas 1M, se debe de aplicar la ecuación de Nerst. Por tanto, resulta:
[ ]
[ ]
V
Ag
Cu Q n
E (^) pila Epila 0 , 43 0 , 1
log 2
log 0 , 46 2
log 0 , 46
2 2
2 = 0 − = − = − =
