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ACTIVIDADES
1 Los procesos redox se denominan procesos de transferencia de electrones. ¿Sabrías justificar por qué?
Porque algunas de las sustancias que intervienen intercambian electrones, la que se oxida cede
electrones y la que se reduce los capta.
2 Determina el número de oxidación de todos los elementos en cada una de las especies que se indican a continuación:
CO, CO
3
−
, AgCrO 4, Si, Cr2O 7
2
−
, KOH, AlH 3, MnO2, I 2, Na2O 2
+2 –2 +4 –2 +1 +7 -2 0 +6 -2 +1 –2 +1 +3 –1 +4 -2 0 +1 -
CO, CO
3
−
, AgCrO
4
, Si, Cr
2
O
7
2-
, KOH, AlH
3
, MnO
2
, I
2
, Na
2
O
2
3 Determina cuáles de las siguientes ecuaciones representan procesos redox e indica los números de oxidación de los
elementos:
a
a a )
Zn + CuSO 4
→ ZnSO 4
b
b b)
CaCl 2
CO
3
→ 2 NaCl + CaCO 3
c
c c )
MgO + 2 HBr → MgBr
2
+ H
2
O
d
d d)
MnO
4
−
+ NO
2
→ Mn
2+
+ NO
3
−
e
e e )
2 H
2S + H 2SO 3
→ 3 S + 3 H
2O
f
f f )
2 NaOH + H 3
PO
4
→ Na 2HPO 4
+ 2H
2O
Ser·n procesos redox aquellas reacciones en la que algunos de sus elementos cambien su estado de
oxidaciÛn de los reactivos a los productos.
a
a a )
0 +2 +6 ñ2 +2 +6 ñ2 0
Zn + CuSO
4
→ ZnSO
4
SÌ es un proceso redox, el Zn se oxida pasando de 0 a +2 y el cobre se reduce pasando de 2+ a 0.
b
b b)
+2 -1 +1 +4 ñ2 +1 -1 +2 +4 -
CaCl
2
2
CO
3
→ 2 NaCl + CaCO
3
No es un proceso redox pues no cambian.
c
c c )
+2 -2 +1 -1 +2 -1 +1 -
MgO + 2 HBr → MgBr 2
+ H
2
O
No es un proceso redox pues no cambian.
d
d d)
+7 -2 +4 ñ2 +2 +5 -
MnO
4
−
+ NO
2
→ Mn
2+
+ NO
3
−
SÌ es proceso redox pues el manganeso de reduce pasando de +7 a +2 y el nitrÛgenos se oxida pasando
de + 4 a +5.
e
e e )
+1 ñ2 +1 +6 -2 0 +1 -
2 H
2
S + H
2
SO
3
→ 3 S + 3 H
2
O
SÌ es un proceso redox, una dismutaciÛn pues es el azufre el que se oxida pasando de ñ2 a 0 y tambiÈn
se reduce pasando de +6 a 0.
f
f f )
+1 ñ2 +1 +1 +5 ñ2 +1 +1 +5 ñ2 +1 -
2 NaOH + H 3
PO
4
→ Na 2
HPO
4
+ 2H
2
O
No es una reacciÛn redox pues no hay cambios en los estados de oxidaciÛn.
4 Ajusta los siguientes procesos redox, indicando, en cada caso, cuál es la especie oxidante y cuál la reductora:
a
a a )
Zn + CuSO 4
→ ZnSO 4
b
b b)
Cu + HNO 3
→ Cu(NO 3
2
+ NO + H
2O
c
c c )
MnO 4
−
+ NO
2
→ Mn
2+
+ NO
3
−
d
d d)
H
2S + H2SO 3
→ S + H
2O
a
a a )
0 +2 +6 ñ2 +2 +6 ñ2 0
Zn + CuSO
4
→ ZnSO
4
" EcuaciÛn iÛnica
Zn + Cu
2+
+ SO
4
2-
→ Zn
2+
+ SO
4
2-
Cu
2+
2+
OxidaciÛn
ReducciÛn
$ Ajuste de semireacciones:
Reducción : Cu
2+
→ Cu, como la masa est· ajustada ajustamos la carga, Cu
2+
→ Cu.
Oxidación : Zn → Zn
2+
, como la masa est· ajustada ajustamos la carga, Zn → Zn
2+
El n∫ de electrones que se intercambian est· igualado.
Cu
2+
→ Cu
Zn → Zn
2+
_________________________
Cu
2+
2+
& Luego la reacciÛn molecular es:
Zn + CuSO 4
→ ZnSO 4
b
b b)
0 +1 +5 ñ2 +2 +5 ñ2 +2 ñ2 +1 ñ
Cu + HNO
3
→ Cu(NO
3
2
+ NO + H
2
O
" EcuaciÛn iÛnica
& Luego la reacciÛn ajustada despuÈs de simplificar protones y agua es:
MnO 4
+ 5NO
2
+ H
2
O → Mn
2+
+ 5NO
3
−
+ 2H
d
d d)
+1 ñ2 +1 +4 ñ2 0 +1 -
H
2
S + H
2
SO
3
→ S + H
2
O
" EcuaciÛn iÛnica
2H
+ S
2-
+ SO
3
2-
+ 2H
→ S + H
2
O
# SO
3
2-
+ S
2-
→ S + S
OxidaciÛn
Es una dismutaciÛn en el sentido inverso.
ReducciÛn
$ Ajuste de semireacciones:
Reducción : SO 3
2-
→ S, ajustamos la masa SO 3
2-
+ 6H
→ S + 3H
2
O, y despuÈs ajustamos la carga, SO 3
2-
+ 6H
→ S + 3H
2
O.
Oxidación : S
2-
→ S , ajustamos la carga S
2-
→ S + 2e
Para igualar el n∫ de electrones que se intercambian hay multiplicar la segunda por 2.
SO
3
2-
+ 6H
→ S + 3H
2
O.
2S
2-
→ 2S + 4e
SO
3
2-
+ 2S
2-
+ 6H
→ 2S + S + 3H
2
O
& Luego la reacciÛn molecular es:
2H
2
S + H
2
SO
3
→ 3S + 3H
2
O
en donde los 6 protones se han distribuido 4 en el sulfhidrico y los otros dos en el sulfuroso y hemos sumado los
azufres.
5 Cuando la cantidad de nitrógeno es muy alta, los microorganismos, al descomponer la materia orgánica, provocan alguna
de estas reacciones:
NitritaciÛn 2 NH 4
(aq) + 3 O 2
(g) → 2 NO 2
−
(aq) + 2 H 2O (l) + 4 H
(aq) + energía
NitrataciÛn 2 NO 2
−
(aq) + O 2
(g) → 2 NO 3
−
(aq) + energía
En ausencia de aire NO 3
−
(aq) + 5 e
(aq) → 1/2 N 2
(g) + 3 H 2O (l)
Indica, en cada caso, los números de oxidación de los átomos y propón los pares de semirreacciones redox.
Nitración
-3 +1 0 +3 ñ2 +1 ñ2 +
2 NH
4
(aq) + 3 O
2
(g) → 2 NO
2
(aq) + 2 H
2
O (l) + 4 H
(aq) + energÌa
Oxidación : N
3-
→ N
3+
Reducción : O
2
+ 4H
→ 2H
2
O.
NitrataciÛn
+3 ñ2 0 +5 -
2 NO
2
(aq) + O
2
(g) → 2 NO
3
(aq) + energÌa
Oxidación : N
3+
→ N
5+
Reducción : O 2
→ 2O
2-
Ausencia de aire
+5 ñ2 +1 0 +1 -
NO
3
(aq) + 5 e
+ 6 H
(aq) → 1/2 N
2
(g) + 3 H
2
O (l)
SÛlo hay una semireacciÛn que es la de reducciÛn, falta el par de la oxidaciÛn.
6 Una muestra de un mineral de hierro que pesa 1,2 g se disuelve en HCl (aq) y todo el hierro se transforma en Fe
2+
(aq). A
continuación, esta disolución se valora con 28,7 ml de K 2Cr 2O 7
(aq) de concentración 0,05 M, proceso en el que el cromo se
convierte en Cr
3+
(aq). ¿Cuál es el porcentaje en masa del hierro en la muestra mineral?
La reacciÛn que transforma el hierro en catiÛn hierro(II) es:
Fe + 2HCl → FeCl
2
+ H
2
(g)
y la de valoraciÛn del catiÛn ferroso con dicromato:
6Fe
2+
O
7
2-
+ 14H
→ 6Fe
3+
3+
+ 7H
2
O
cuyas semireacciones son:
Oxidación : Fe
2+
→ Fe
3+
Reducción : Cr 2
O
7
2-
+ 14H
→ 2Cr
3+
+ 7H
2
O
Como las valoraciones ocurren equivalente a equivalente:
N∫ de equiv-gr (Fe
2+
) = n∫ de equiv-gr (K
2
Cr
2
O
7
−
V ∑M ∑n∫ e
2 2 7 2 2 7
K CrO KCrO
0,0287 l ∑ 0,05 mol/l ∑6 eqiv-gr/mol=
0,00861 equiv-gr de Fe
2+
que se corresponde con una masa de Fe disuelto:
m = 0,00861 equiv-gr ∑ 56 g/equiv-gr = 0,4536 g de Fe habÌa en la muestra, luego el porcentaje es:
% = 0,4536 g de Fe / 1,2 g de muestra ∑ 100 = 37,8 %.
7 Describe la pila que se podría construir utilizando un electrodo de plata y otro de cinc. Determina qué valor de la fem se
obtiene si se trabaja en condiciones estándar
Escribimos las semireacciones de reducciÛn y sus potenciales:
Ag
(aq) + e
→ Ag(s) ε∫ = +0,80 V
Zn
2+
→ Zn(s) ε∫ = - 0,76 V
Si invertimos el segundo proceso y multiplicamos el primero por 2:
Cátodo (+) : 2Ag
→ 2Ag(s) ε∫ = +0,80 V
Ánodo (-) : Zn(s) → Zn
2+
ε∫ = -( - 0,76 V)
Pila: 2Ag
2+
ε∫ = 0.80 + 0,76 = 1,36 V
Al → Al
3+
Fe
2+
→ Fe
Cátodo (+) : 3Fe
2+
→ 3Fe ReducciÛn
Ánodo (-) : 2Al → 2Al
3+
OxidaciÛn
Pila : 2Al + 3Fe
2+
→ 2Al
3+
+3Fe
Y el esquema de pila serÌa: (-) Al(s) | Al
3+
(aq) || Fe
2+
(aq) | Fe(s) (+)
b
b b)
Como ε∫ = ε C·todo
; 1,27 V = ( -,041) V + ε ¡nodo
luego ε ¡nodo
= 1,27 V + 0,41 V = 1,68 V.
10 Se dispone de una espátula de aluminio para trabajar en nuestro laboratorio. ¿Hay algún problema en utilizarla para
manipular una disolución de cloruro de calcio? ¿Y para manipular una disolución de sulfato de cinc?
Como la sal es un electrolito fuerte, est· totalmente disociada en disoluciÛn:
CaCl 2
→ Ca
2+
−
Las semireacciones y potenciales redox de las especies presentes son:
Ca
2+
→ Ca(s) ε∫ = - 2, 76 V
Cl
2
(g) + 2e
→ 2Cl
−
ε∫ = +1, 36 V
Al
3+
→ Al(s) ε∫ = - 1, 68 V
El Al ha de actuar como reductor luego no puede reaccionar con los aniones cloruro que tambiÈn act˙an
como reductores y con los cationes calcio se formarÌa un proceso:
3Ca
2+
→ 3Ca(s) ε∫ = - 2, 76 V
2Al → 2Al
3+
ε∫ = + 1,68 V
___________________________________________
Con potencial negativo : ε∫ = - 1,08 V que no es espont·neo ( ε∫ < 0) , luego no hay ning˙n
problema en trabajar con la esp·tula de Al pues no es atacada por la disoluciÛn de CaCl
2
Si la disoluciÛn de trabajo el ZnSO
4
→ Zn
2+
+ SO
4
2-
se producirÌa el proceso:
3Zn
2+
→ 3Zn(s) ε∫ = - 0, 76 V
2Al → 2Al
3+
ε∫ = + 1,68 V
___________________________________________
3Zn
2+
3+
ε∫ = + 0,98 V
que sÌ es espont·neo ya que tiene potencial positivo. No es conveniente trabajar con una esp·tula de aluminio en
esta disoluciÛn pues el catiÛn cinc atarÌa al Al de la esp·tula disolviÈndola y haciendo que pase a la disoluciÛn
como cationes Al
3+
11 Habitualmente, los objetos de plata se ensucian y pierden brillo porque se forma una capa de sulfuro de plata. Para
limpiarla, se envuelven en papel de aluminio y se sumergen durante un tiempo en un recipiente que contenga agua con sal.
Explica por qué es adecuado este método. (Nota: el papel de aluminio doméstico tiene un barniz protector; si vas a realizar este
experimento, procura que los bordes que has cortado estén en contacto con el objeto de plata que quieres limpiar o raspa su
superficie.)
La reacciÛn que se produce es la siguiente:
Al (s) + Ag 2
S (s) + H 2
O (l) → Ag (s) + Al (OH) 3
(s) + H 2
S (ac)
El aluminio reduce el sulfuro de plata de color pardusco a plata met·lica quedando de nuevo brillante.
12 Utilizando la tabla de potenciales estándar de reducción, elige tres metales que sean idóneos para proteger, actuando de
ánodo de sacrificio, una superficie de hierro.
Los metales que vayamos a usar como ·nodo de sacrificio tienen que tener m·s tendencia a oxidarse que
el hierro, es decir, han de tener un potencial de reducciÛn menor, por ejemplo:
Al
3+
→ Al(s) ε∫ = - 1, 68 V
Zn
2+
→ Zn(s) ε∫ = - 0,76 V
Cr
3+
→ Cr(s) ε∫ = - 0,74 V
cuyos potenciales de reducciÛn son menores que :
Fe
2+
→ Fe ε∫ = - 0,41 V
13 ¿Por qué la galvanización (recubrimiento con Zn) es un método de protección eficaz para el hierro, mientras que el
estañado no lo es y, en su caso, la hojalata (hierro estañado) se oxida con mucha facilidad?
Si escribimos la semireacciones y sus potenciales:
Fe
2+
→ Fe ε∫ = - 0,41 V
Zn
2+
→ Zn(s) ε∫ = - 0,76 V
Apreciamos que en caso de romperse la capa protectora de Zn que recubre el hierro ( al entrar en contacto con el
oxÌgeno del aire) como el Zn tiene m·s tendencia a reducirse ( menor potencial), se producirÌa la oxidaciÛn del Zn
y no del hierro preservando este.
14 ¿Cuál será, aproximadamente, la fem creada en cada celda de la batería de plomo de un automóvil? ¿Cuántas celdas
deberían ponerse en serie para obtener los 12,6 V necesarios?
Las semireacciones y sus potenciales son:
Cátodo (+) : PbO 2
(s) + SO
4
2-
(aq) + 4H
→ PbSO
4
(s) + 2H
2
O ε∫ = + 1,69 V ReducciÛn
Ánodo (-) : Pb(s) + SO 4
2-
(aq) → PbSO
4
(s) + 2e
ε∫ = + 0,36 V OxidaciÛn
Global: Pb(s) + PbO 2
(s) + 2H
2
SO
4
(aq) → 2PbSO
4
(s) + 2H
2
O ε∫ = +2,05 V
Luego n∫ de celdas necesarias para tener 12,6 V = 6
2 , 05 V
12 , 6 V
≈ celdas
15 Sabiendo que la fem de una pila seca Leclanché es de unos 1,5 V, y suponiendo que no hay interferencias de ningún tipo,
¿cuál es el potencial de reducción estándar de la semipila MnO 2
(s) | Mn 2O 3
(s)?
Las semireaciones la global y los potenciales son:
El proceso que necesita menor aporte energÈtico para que se produzca electrolisis:
(+) Ánodo ( oxidación ) : 2OH
−
(aq) → Ω O 2
(g) + H 2
O(l) + 2e
ε∫ = -0,40V
(−) Cátodo ( reducción ) : 2H
(aq) + 2e
→ H
2
(g) ε∫ = 0,00V
c
c c )
NaOH → Na
+ OH
−
Na
→ Na(s) ε∫ = -2,71V
Ω O
2
(g) + 2H 2
O(l) + 2e
→ 2OH
ε∫ = 0,40V
luego se producen las semireacciones del apartado anterior:
(+) Ánodo ( oxidación ) : 2OH
−
(aq) → Ω O
2
(g) + H
2
O(l) + 2e
ε∫ = -0,40V
(−) Cátodo ( reducción ) : 2H
(aq) + 2e
→ H
2
(g) ε∫ = 0,00V
d
d d)
Na
2
SO
4
→ 2Na
+ SO
4
2-
ahora se produce la descomposiciÛn del agua en sendos electrodos:
(+) Ánodo ( oxidación ) : 2H
2
O (l) → O
2
(g) + 4H
ε∫ = -1,43V
(−) Cátodo ( reducción ) : 4H 2
O (l) + 4e
→ 2H
2
(g) + 4OH
−
(aq) ε∫ = -0,83V
e
e e )
CuSO 4
→ Cu
2+
+ SO
4
2-
(+) Ánodo ( oxidación ) : 2H 2
O (l) → O 2
(g) + 4H
ε∫ = -1,43V
(−) Cátodo ( reducción ) : 2Cu
2+
(aq) + 4e
→ 2Cu
(aq) ε∫ = +0,16V
18 Calcula los faradios que circulan en un sistema de corriente que trabaja con una intensidad de 0,5 mA durante 1 hora.
¿Cuántos electrones han circulado? ¿Qué cantidad de Zn
2+
se ha podido depositar como Zn (s)?
Q = I ∑ t = 0,5 ∑ 10
A ∑ 3 600 s = 1,8 C = 1,8 C ∑ =
96500 C
1 F
F.
Ahora pasamos a n∫ electrones teniendo en cuenta que un Faradio es la cantidad de electricidad que equivale a
un mol de electrones:
F = 1,87 ∑
F ∑ =
−
1 mol
6 , 022 ∑ 10 e
1 F
1 moldee
19
electrones
Para hallar la cantidad de Zn depositada partimos de la semireacciÛn:
Zn
2+
→ Zn(s)
−
1 , 87 ∑ 10 F∑
n
M
n∫deFaradios∑
F∑n
I∑t∑M
m
5
g de Zn se depositan
19 ¿Cuánta carga eléctrica -en culombios- se consumiría al depositar 25 g de Cu en la electrolisis del CuSO
4
? ¿Cuánto
tiempo debería pasar una corriente de 1 A para obtenerla?
La semireacciÛn es: Cu
2+
→ Cu(s)
Como = ⇒ = = = =
25 g∑ 96500 ∑ 2
M
m∑F∑n
Q I∑t
F∑n
I∑t∑M
m 75 984 C.
El tiempo necesario para que una I = 1 A haga pasar esta electricidad es : = = =
1 A
75984 C
I
Q
t 75 984 s ≈ 21 hr.
20 Si el precio industrial del kW· h es de 3 céntimos de euro, ¿qué coste supone la producción de 1 m
3
de Cl 2
gaseoso,
medido en CN, a partir del proceso electrolítico del NaCl en disolución acuosa?
Las semireacciÛnes y potenciales son:
(+) Ánodo ( oxidación ) : 2Cl
−
(aq) → Cl
2
(g) + 2e
ε∫ = -1,36V
(−) Cátodo ( reducción ) : 2H 2
O (l) + 2e
→ H
2
(g) + 2OH
−
(aq) ε∫ = -0,83V
______________________________________________________________
Cuba : 2Cl
−
(aq) + 2H
2
O (l) → Cl
2
(g) + H
2
(g) + 2OH
−
(aq) ε∫ = -2,19V
Q = 1 000 l de Cl 2
2
2
1 moldee
96500 C
1 moldeCl
2 molesdee
22 , 4 l
1 moldeCl
8 616 071 C se necesitan
Como ε = ⇔T=Q∑ε=
Q
T
8 616 071 C∑ 2,19 V = 18 869 195 J, luego el coste:
Coste = 18 869 195 J ∑ =
1 kw∑ h
0 , 03 Ä
3600000 J
1 kw ∑h
0,16Ä
21 Se conectan en serie tres pilas electrolíticas con disoluciones de AgNO
3, AlCl 3
y ZnSO
- En la primera de ellas se
depositaron 1,75 g de plata, después de que hubiese circulado una corriente continua durante 90 minutos. Calcula:
a
a a )
La intensidad de esa corriente.
b
b b)
La masa de cada uno de los metales que se ha debido depositar en las otras dos pilas.
La disociaciÛn de las sales y las semireacciones de los cationes met·licos son:
AgNO 3
→ Ag
+ NO
3
−
Ag
→ Ag(s)
AlCl 3
→ Al
3+
−
Al
3+
→ Al(s)
ZnSO 4
→ Zn
2+
+ SO
4
2−
Zn
2+
→ Zn(s)
A partir de la masa de Ag depositada en la primera hallamos la craga necesaria
Como = ⇔ = = =
−
108 g/ mol
1 , 75 g∑ 96500 C∑ 1 e
M
m ∑F∑n
Q
F∑n
Q∑M
m
Ag
1 563,7 C
a) = = =
90 ∑ 60 s
1563 , 7 C
t
Q
I 0,3 A.
b) Como la carga que atraviesa las tres cubas es la misma ( est·n en serie), las masas depositadas ser·n
proporcionales a sus pesos equivalentes:
∑ 1 , 75 g 0 , 53 g
∑m
Pe
Pe
m
Pe
m
Pe
m
∑ 1 , 75 g 0 , 15 g
∑m
Pe
Pe
m
Pe
m
Pe
m
Pe
m
Pe
m
Pe
m
Ag
Ag
Zn
Zn
Zn
Zn
Ag
Ag
Ag
Ag
Al
Al
Al
Al
Ag
Ag
Zn
Zn
Al
Al
Ag
Ag
24 Podríamos lograr la electrolisis del NaCI en estado fundido utilizando como fuente de energía una celda galvánica.
Propón alguna que pueda hacerlo. Representa el montaje e indica qué reacciones tendrían lugar en cada electrodo de la celda
galvánica y la electrolítica.
Primero vemos quÈ potencial necesitamos para la electrolisis del NaCl fundido:
(+) Ánodo ( oxidación ) : 2Cl
−
(aq) → Cl
2
(g) + 2e
ε∫ = -1,36V
(−) Cátodo ( reducción ) : 2Na
→ 2Na (l) ε∫ = -2,71V
______________________________________________________________
Cuba : 2Cl
−
(aq) + 2Na
(aq) → Cl
2
(g) + 2Na (s) ε∫ = -4,07V
Necesitamos, pues, una pila, o una baterÌa de pilas, que proporcione al menos un potencial de 4,07 V, por
ejemplo:
Cátodo (+) : 5MnO 4
−
+ 40H
→ 5Mn
2+
+ 20H
2
O ε∫ = +1,51V ReducciÛn
Ánodo (-) : 40K → 40K
ε∫ = +2,92V OxidaciÛn
Pila : 5MnO 4
−
+ 40K + 40H
→ 5Mn
2+
+ 40K
+ 20H
2
O ε∫ = +4,43V
25 Haz un esquema que represente un método válido de estañado del hierro. Indica qué elemento pondrías de ánodo, cuál
de cátodo y qué disolución de electrolito.
El electrolito deberÌa ser una sal de Sn
2+
. El ·nodo de Sn y el c·todo el objeto de
hierro a estaÒar.
26 Calcula la cantidad de sulfato de cobre(II) hexahidratado y el tiempo que ha de emplearse para recubrir una placa
cuadrada de hierro, de 8 cm de lado y espesor despreciable, por electrodeposición de una película de cobre de un espesor de
una milésima de milímetro. La intensidad de la corriente eléctrica empleada es de 1,5 A, y la densidad del cobre metal es 8,
g/cm
3
.
La barra met·lica ha de ser el c·todo en donde ocurre la reducciÛn deposit·ndose el cobre met·lico
seg˙n la semireacciÛn:
Cu
2+
+ 2e
→ Cu ( que se deposita)
El volumen de cobre que se ha de depositar es el volumen de un ortoedro o paralelepÌpedo
rectangular de base la de la capa y altura el espesor a electrodepositar = 64 cm
2
cm = 6,4∑ 10
cm
3
Como densidad = ρ = ⇔ =ρ = =
−
∑ 6 , 4 ∑ 10 ml
ml
g
m ∑V 8 , 93
V
m
3
0,057 g de Cu que son =
mol
g
0 , 057 g
moles de electrones intercambiados luego podemos calcular la carga que se necesita:
Q 173 , 7
Q
1 , 8 ∑ 10 molesdee
96500 C
1 mol dee
−
C
Si por ˙ltimo de Q = I ∑t despejamos el tiempo tenemos 115 , 8 s 1 min
1 , 5 A
173 , 7 C
I
Q
t = = = = 56s
Como CuSO
4
→ Cu
2+
+ SO
4
2-
se necesitar·n tantos moles de sulfato como de cobre han de
depositarse es decir 8,9∑
moles de sulfato de cobre que son 8,9∑
moles de CuSO
4
∑ 159,5 g/mol =
0,142 g de sulfato.
CUESTIONES Y PROBLEMAS
Cuestiones generales
1 Explica por qué es más correcto hablar de procesos redox que de procesos de oxidación o procesos de reducción.
Porque no puede darse un proceso de reducciÛn (captaciÛn de electrones) sin que simult·neamente haya
otro proceso de oxidaciÛn (cesiÛn de electrones) ya que alguien debe ceder los electrones que el otro capta, es
decir los dos proceso son inseparables por lo que ha de hablarse de procesos de red ucciÛn- ox idaciÛn
2 Comenta si es cierta o falsa la siguiente afirmación: «para que un elemento se oxide, debe combinarse con oxígeno».
La afirmaciÛn es falsa ya que el concepto moderno de oxidaciÛn no implica al oxÌgeno, basta con que la
sustancia ceda electrones aumentando su estado de oxidaciÛn para considerar que se ha oxidado.
3 ¿Hay algún modo de realizar un proceso redox no espontáneo?
SÌ hay forma de realizar un proceso redox que es espont·neo, suministrando la energÌa necesaria para
que ocurra, ejemplos tenemos en las cubas electrolÌticas y sus aplicaciones industriales para purificar metales o la
glavanostegia y galvanoplastia.
♦Cuanto m·s positivo sea el potencial de reducciÛn de un electrodo, m·s tendencia tendr· a reducirse y,
por tanto, mayor ser· su poder oxidante.
8 ¿Es preciso combinar un electrodo de potencial estándar positivo con otro de potencial estándar negativo para construir
una pila?
Para construir una pila no es necesario que los electrodos tengan potencial de signo distinto, basta con el
potencial est·ndar de la pila, ε∫ = ε∫ c·todo
sea positivo.
9 ¿Es lo mismo un electrodo estándar que un electrodo inerte? Ilústralo con un ejemplo.
No es lo mismo, un electrodo est·ndar es aquel en el que las sustancias que interviene en el proceso
est·n en condiciones est·ndar ( concentraciones 1 M para las disoluciones, 1 atm de presiÛn para los gases y
temperatura de 25∫ C), mientras que un electrodo inerte es aquel que a˙n siendo conductor no participa en el
proceso redox.
¿Es lo mismo una celda electroquímica que una celda electrolítica? ¿Y una galvánica?
Una celda electroquímica es un dispositivo que permite obtener energÌa elÈctrica a partir de un proceso
redox espont·neo mientras que una cuba electrolítica , por el contrario, realiza un proceso redox no espont·neo
al suministrase la energÌa que necesita para que tenga lugar.
El tÈrmino celda galvánica se suele usar como sinÛnimo de celda electroquÌmica.
11 Indica cuál es el sentido del movimiento de los electrones en la celda galvánica y en la celda electrolítica.
Celda electroquímica: los e
van del ·nodo (−) al c·todo (+).
Cuba electrolítica: los e
van del ·nodo (+) al c·todo (−).
12 Une con flechas:
Celda electroquímica Celda electrolítica
¡nodo OxidaciÛn ¡nodo OxidaciÛn
C·todo ReducciÛn C·todo ReducciÛn
13 ¿Qué signo tiene la fem (e) en un proceso redox espontáneo? Relaciónalo con el signo de ∆G.
Un proceso espont·neo es aquel en que ∆G < 0 y como ∆G = - nF∑ε∫ pila
, para que ∆G < 0 ⇒ ε∫ pila
14 ¿Es el resultado de la electrolisis del NaCI el mismo tanto si la sal está fundida como si está disuelta en agua? Razona tu
respuesta.
No, pues si el NaCl est· disuelto en agua, en el c·todo en lugar de descargarse el catiÛn sodio, la
semireacciÛn que ocurre es:
(−) Cátodo ( reducción ) : 2H 2
O (l) + 2e
→ H
2
(g) + 2OH
−
(aq) ε∫ = -0,83V
ya que el agua es m·s f·cilmente reducible que los cationes Na
por tener mayor potencial de reducciÛn normal.
15 ¿Hay algún valor límite para el voltaje del generador de corriente que utilicemos a fin de que se produzca una
electrolisis?
Existe un valor mÌnimo que es el potencial de cuba por debajo del cual no tiene lugar la electrolisis, el
lÌmite superior lo marca la energÌa necesaria para fisionar los ·tomos mediante reacciones nucleares o que
descarguen sustancias contaminantes en los electrodos.
16 ¿Qué volúmenes relativos de hidrógeno y oxígeno se des prenderán en la electrolisis del agua? ¿Por qué?
la reacciÛn global de electrolisis del agua es:
2H
2
O (l) → O
2
(g) + 2H
2
(g)
luego el volumen de H 2
↑ ser· siempre el doble del de O
2
↑ ya que, en las mismas condiciones, si hay el doble de
moles de un gas, el volumen que ocupa ser· el doble (ley de Avogadro).
17 ¿Por qué se produce la corrosión? Sugiere al menos dos métodos para evitar la corrosión de una tubería de hierro.
Un metal se oxida cuando pierde electrones. Cuando este proceso est· causado por los agentes atmosfÈricos se
llama corrosiÛn. Se denomina corrosiÛn al deterioro de cualquier material, y en especial los metales, producido por
el medio ambiente. La corrosiÛn es un fenÛmeno electroquÌmico, aunque de naturaleza muy compleja, que
consiste en la oxidaciÛn de un metal en contacto con el oxÌgeno atmosfÈrico y la humedad para formar un Ûxido
met·lico. Se citan como cl·sicas las dos condiciones necesarias para que se produzca la corrosiÛn: que haya
oxÌgeno y que haya humedad.
El oxÌgeno toma los electrones del metal:
O
2
(g) + 4 e
→ 2 O
2-
(s) o bien: O
2
(g) + 2 H
2
O (l) + 4 e
→ 4 OH
(s)
La humedad del aire es usualmente el medio que permite la transferencia de los electrones. Por condensaciÛn del
vapor de agua, el metal se encuentra recubierto por una fina pelÌcula de agua, que, con las sustancias que ha ido
tomando de la atmÛsfera, constituye una disoluciÛn iÛnica (la corrosiÛn es muy r·pida cerca del mar donde la
atmÛsfera est· cargada de NaCI).
El fenÛmeno de corrosiÛn m·s cotidiano es el aherrumbramiento del hierro; sin embargo, el oscurecimiento de los
objetos de plata ola formaciÛn de una capa verdosa en el cobre y sus aleaciones son tambiÈn debidos a la
corrosiÛn. La corrosiÛn afecta a automÛviles, barcos, puentes y todo tipo de construcciones met·licas expuestas a
los agentes atmosfÈricos. El problema de la corrosiÛn es particularmente importante desde el punto de vista
econÛmico, ya que las pÈrdidas que ocasiona en los paÌses industrializados son muy elevadas. No sÛlo hay que
tener en cuenta el coste asociado a la reparaciÛn de los daÒos producidos, sino tambiÈn las inversiones que la
protecciÛn frente a este fenÛmeno origina.
Ser·n procesos redox aquellos en los que halla variaciÛn en el estado de oxidaciÛn de alguno de sus
constituyentes.
+2 +4 ñ2 +2 -2 +4 -
a
a a )
BaCO
3
→ BaO + CO
2
No es un proceso redox
+1 +7 ñ2 +1 -1 0
b
b b)
KClO
3
→ KCl + O
2
. Sí es un proceso redox.
+4 -2 +1 ñ1 +2 -1 0 +1 -
c
c c )
MnO
2
2
2
+ H
2
O. Sí es un proceso redox.
0 0 -3 +
d
d d)
N
2
+ H
2
→ NH
3
Sí es un proceso redox.
+7 -2 +2 +4 -2 +
e
e e )
MnO 4
2+
→ MnO 2
3+
. Sí es un proceso redox.
20 Para la reacción:
Cu + H 2SO 4
→ CuSO 4
+ SO
2
+ H
2O
a
a a )
Determina cuál es la especie que se oxida.
b
b b)
Determina cuál es la especie que se reduce.
c
c c )
Determina cuál es la especie oxidante.
d
d d)
Determina cuál es la especie reductora.
e
e e )
Señala los pares redox conjugados.
0 +1 +6 ñ2 +2 +6 ñ2 +4 ñ2 +1 -
Cu + H 2
SO
4
→ CuSO 4
+ SO
2
+ H
2
O
a
a a )
La especie que se oxida es la que aumenta de estado de oxidaciÛn, el Cu
b
b b)
La especie que se reduce es la que disminuye su estado de oxidaciÛn S
6+
del H 2
SO
4
c
c c )
El oxidante capta electrones: SO 4
2-
+ 4H
→ SO
2
+ 2H
2
O y se reduce.
d
d d)
El reductor cede electrones Cu → Cu
2+
y se oxida.
e
e e )
Cu/ Cu
2+
y S
6+
/ S
4+
21 Ajusta los siguientes procesos redox señalando, en cada caso, la especie oxidante y la reductora:
a
a a )
Ca + AlCl 3
→ CaCl 2
b
b b)
MnO 2
+ H
2
O + Cl 2
c
c c )
Fe 2
O
3
+ H
2
→ Fe + H 2
O
d
d d)
I
−
+ H
2
O → IO
3
−
+ H
−
e
e e )
Fe
2+
+ H
→ Fe
3+
O
f
f f )
Cl 2
+ H
2O
→ HClO + HCl
g
g g)
HNO
3
- 2
h
h h)
I
2
+ HNO
3
→ HIO
3
+ NO
2
+ H
2
i
ii)) ) K 2
Cr 2O 7
+ H
2S + HCl
→ CrCl 3
a
a a )
0 +3 ñ1 +2 -1 0
Ca + AlCl
3
→ CaCl
2
" EcuaciÛn iÛnica
Ca + Al
3+
→ Ca
2+
Al
3+
2+
OxidaciÛn
ReducciÛn
$ Ajuste de semireacciones:
Reducción : Al
3+
→ Al, como la masa est· ajustada ajustamos la carga, Al
3+
→ Al.
Oxidación : Ca → Ca
2+
, ajustamos la carga Ca → Ca
2+
Para igualar el n∫ de electrones que se intercambian hay multiplicar la primera por 2 y la segunda por 3.
2Al
3+
→ 2Al
3Ca → 3Ca
2+
2Al
3+
2+
& Luego la reacciÛn molecular es:
3Ca + 2AlCl
3
→ 3CaCl
2
b
b b)
+4 -2 +1 ñ1 +2 -1 +1 ñ2 0
MnO
2
2
+ H
2
O + Cl
2
" EcuaciÛn iÛnica
MnO 2
+ H
−
→ Mn
2+
+2Cl
−
+ H
2
O + Cl 2
MnO
2
→ Mn
2+
+Cl 2
OxidaciÛn
ReducciÛn
$ Ajuste de semireacciones:
Reducción : MnO
2
→ Mn
2+
, se ajusta primero la masa MnO
2
+ 4H
→ Mn
2+
+ 2H
2
O y despuÈs ajustamos la
carga MnO
2
+ 4H
→ Mn
2+
+ 2H
2
O.
Oxidación : 2Cl
−
→ Cl
2
El n∫ de electrones que se intercambian est· igualado.
MnO
2
+ 4H
→ Mn
2+
+ 2H
2
O
2Cl
−
→ Cl 2
MnO
2
+ 4H
−
→ Mn
2+
2
+ 2H
2
O
& Luego la reacciÛn molecular es:
MnO
2
2
+ 2H
2
O + Cl
2
En donde los 4 Cl del HCl son para igualar los dos que se combinan con el Mn y los de la molÈcula libre, al tiempo
que balanceamos los H.
