DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA PROFESOR: LUIS RUIZ MARTÍN QUÍMICA 2º DE BACHILLERATO

Reacciones de transferencia de electrones

Actividades tema 8

► Reacciones de oxidación-reducción 1.-Asigna el número de oxidación a cada uno de los elementos de las siguientes reacciones, indica cuáles de ellas son de oxidación-reducción e identifica al agente oxidante y al agente reductor: a) Cl2 + 2KI → 2KCl + I2 b) Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu c) Na2SO4 + Ba(NO3)2 → 2NaNO3 + BaSO4 d) 4HCl + MnO2 → MnCl2 + Cl2 + 2H2O e) ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O f) Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2 g) Zn + S → ZnS 2.-Razona si es correcta o no la siguiente frase: No es posible la reducción de un agente oxidante si al mismo tiempo no se oxida un agente reductor.

0

0

Ajuste de ecuaciones redox

0

• Potencial estándar de una pila: E = Eox – Ered

0

• Una reacción cualquiera es espontánea si ∆G < 0 0

• Una reacción redox es espontánea si E > 0 0

0

[Porque: ∆G = – n · F · E ] –

• 1 mol e → 96500 C (1F)

•I=

Q t

(1 A = 1C/s)

1. Escribir la ecuación iónica (ionizar las especies) 2. Identificar los átomos que se oxidan y se reducen 3. Escribir y ajustar las semirreacciones iónicas de oxidación y reducción (1º masas, 2º cargas) (¿medio ácido o básico?) 4. Igualar los electrones de las semirreacciones (multiplicando por coeficientes adecuados) 5. Obtener la ecuación iónica ajustada (sumando semirreacciones) 6. Obtener la ecuación molecular ajustada (añadiendo iones espectadores, si es que vienen)

► Ajuste de las ecuaciones de oxidación-reducción 3.-(Sel) 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. 4.-(Sel) Dada la reacción:

2–

–

2–

2+

SO3 + MnO4 → SO4 + Mn a) Indique los estados de oxidación de todos los elementos en cada una 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 global ajustada. ► Estequiometría de las reacciones químicas 5.- (Sel) Se sabe que ion permanganato oxida al hierro (II) a hierro (III), en presencia de ácido sulfúrico, reduciéndose a Mn(II). a) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción y la ecuación 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? [Sol: 40 mL]

1

6.-(Sel) Un método de obtención del cloro gaseoso se basa en la oxidación del ácido clorhídrico con ácido nítrico, produciéndose simultáneamente dióxido de nitrógeno y agua. a) Escriba la reacción ajustada por el método del ion-electrón b) Determine el volumen de cloro obtenido, a 25 ºC y 1 atm, cuando se hacen reaccionar 500 mL de una disolución 2 M de HCl con ácido nítrico en exceso, si el rendimiento de la reacción es del 80%. –1 –1 Datos: R = 0,082 atm·L· mol ·K [Sol: 9,75 L] 7.-(Sel) 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 redox y la reacción neta molecular. 3 b) ¿Cuántos cm de bromo se producirán al hacer reaccionar 20 g de bromuro de potasio con ácido sulfúrico en exceso? –3 Datos: Masas atómicas: Br = 80, K = 39; densidad Br2 = 2,8 g·cm . 3 [Sol: 4,8 cm ] ► Serie de potenciales estándar de reducción –3

3+

8.-(Sel) En un vaso que contiene 100 mL de disolución de concentración 10 M del ion Au se introduce una placa de cobre metálico. a) Ajuste la reacción redox que se podría producir. Calcule su potencial normal e indique si es espontánea. 3+ 2+ b) Suponiendo que se reduce todo el Au presente, determine la concentración resultante de iones Cu . Calcule los moles de electrones implicados. 0 3+ 0 2+ Datos: E (Au /Au) = 1,52 V; E (Cu /Cu) = 0,34 V –3 –4 [Sol: a) 1,18 V; b) 1,5·10 M, 3·10 mol de electrones] 2+

2+

9.-¿Puede el Cu oxidar al Zn? ¿Y el Cu al Zn? ¿Y el Zn al Cu? ¿Por qué? 0 2+ 0 2+ Datos: E (Zn /Zn) = –0,76 V; E (Cu /Cu) = 0,34 V 10.-Explica lo que sucederá en los casos que se representan a continuación:

0

3+

0

2+

0

2+

Datos: E (Al /Al) = –1,66 V; E (Cu /Cu) = 0,34 V; E (Mg /Mg) = –2,37 V 11.-(Sel) Se dispone de una pila formada por un electrodo de zinc, sumergido en una disolución 1 M de Zn(NO3)2 y conectado con un electrodo de cobre, sumergido en una disolución 1 M de Cu(NO3)2. Ambas disoluciones están unidas por un puente salino. a) Escriba el esquema de la pila galvánica y explique la función del puente salino. b) Indique en qué electrodo tiene lugar la oxidación y en cual la reducción. c) Escriba la reacción global que tiene lugar e indique en qué sentido circula la corriente. 0 2+ 0 2+ Datos: E (Zn /Zn) = –0,76 V; E (Cu /Cu) = 0,34 V 12.-(Sel) Conteste razonadamente si las reacciones que se dan en los siguientes apartados serán espontáneas, ajustando los procesos que tengan lugar: 2+ a) Al agregar aluminio metálico a una disolución acuosa iones Cu . b) Al agregar un trozo de manganeso a una disolución acuosa 1M de Pb(NO3)2. 0 3+ 0 2+ 0 2+ 0 2+ Datos: E (Al /Al) = –1,66 V; E (Cu /Cu) = 0,34 V ; E (Mn /Mn) = –1,18 V; E (Pb /Pb) = –0,12 V –

13.-(Sel) En medio ácido, el ion permanganato (MnO4 ) se utiliza como agente oxidante fuerte. Conteste razonadamente a las siguientes preguntas y ajuste las reacciones iónicas que se puedan producir. a) ¿Reacciona con Fe(s)? b) ¿Oxidaría al H2O2? 0 – 2+ 0 2+ 0 Datos: E (MnO4 /Mn ) = 1,51 V; E (Fe /Fe) = –0,44 V; E (O2/H2O2) = 0,70 V

2

–

2+

14.-(Sel) En una disolución en medio ácido, el ion MnO4 oxida al H2O2, obteniéndose Mn , O2 y H2O. a) Nombre todos los reactivos y productos de la reacción, indicando los estados de oxidación del oxígeno y del manganeso en cada uno de ellos. b) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción en medio ácido. c) Ajuste la reacción global. d) Justifique, en función de los potenciales dados, si la reacción es espontánea o no en condiciones estándar. 0 – 2+ 0 Datos: E (MnO4 /Mn ) = 1,51 V; E (O2/H2O2) = 0,70 V 15.-(Sel) En disolución ácida el ion dicromato oxida al ácido oxálico (H2C2O4) a CO2 según la reacción (sin ajustar): 2– 3+ Cr2O7 + H2C2O4 → Cr + 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 semireacciones de oxidación y reducción. c) Ajuste la reacción global. d) Justifique si es espontánea o no en condiciones estándar. 0 2– 3+ 0 Datos: E (Cr2O7 /Cr ) = 1,33 V; E (CO2/H2C2O4) = –0,49 V 16.-(Sel) En una celda voltaica se produce la reacción: K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6Ag → Cr2(SO4)3 + 7H2O + 3Ag2SO4 + K2SO4 a) Calcule el potencial estándar de la celda. b) Calcule los gramos de sulfato de plata formados a partir de 2,158 g de plata. –1 c) Si se dispone de una disolución de ácido sulfúrico de concentración 1,47 g·L , calcule el volumen de la misma que se necesita para oxidar 2,158 g de plata. 0 2– 3+ 0 + Datos: E (Cr2O7 /Cr ) = 1,33 V; E (Ag /Ag) = 0,80 V Masas atómicas: Ag = 107,9;H = 1; O = 16; S = 32. [Sol: a) 0,53 V; b) 3,118 g; c) 1,53 L] 3

+

17.-(Sel) Un vaso contiene 100 cm de disolución de cationes Au 0,03 M. Este catión se reduce y se oxida 3+ + simultáneamente (dismutación) a oro metálico y catión Au hasta que se agota todo el catión Au . a) Ajuste la reacción redox que se produce. b) Calcule el potencial de reacción. 3+ c) Calcule la concentración resultante de iones Au en disolución. d) Calcule la masa de oro que se forma. 0 3+ + 0 + Datos: E (Au /Au ) = +1,25 V; E (Au /Au) = +1,72 V. Masa atómica: Au = 197 [Sol: a) 0,47 V; b) 0.01 M; c) 0,394 g] 18.-(Sel) En la oxidación de agua oxigenada con 0,2 moles de permanganato, realizada en medio ácido a 25ºC y 1 atm 2+ de presión, se producen 2 L de O2 y cierta cantidad de Mn y agua. a) Escriba la reacción iónica ajustada que tiene lugar. b) Justifique, empleando los potenciales de reducción, si es una reacción espontánea en condiciones estándar. c) Determine los gramos de agua oxigenada necesarios para que tenga lugar la reacción. d) Calcule cuántos moles de permanganato se han añadido en exceso. –1 –1 0 – 2+ 0 Datos: R = 0,082 atm·L·mol ·K ; E (MnO4 /Mn ) = 1,51 V; E (O2/H2O2) = 0,68 V. Masas atómicas: O = 16; H = 1 [Sol: b) 0,83 V > 0; c) 2,72 g; d) 0,168 mol] ► Electrolisis 19.-(Sel) Considerando condiciones estándar, justifique cuáles de las siguientes reacciones tiene espontáneamente y cuáles sólo pueden llevarse a cabo por electrolisis: 2+ 2+ a) Fe + Zn ⇄ Fe + Zn . b) 2H2O ⇄ 2H2(g) + O2(g) en medio ácido 2+ – 3+ c) I2 + 2Fe ⇄ 2I + 2Fe 3+ 2+ 2+ d) Fe + 2Cr ⇄ Fe + 2Cr 0 2+ 0 2+ 0 0 3+ 2+ Datos: E (Fe /Fe) = –0,44 V; E (Zn /Zn) = –0,77 V; E (O2/H2O) = 1,23 V; E (Fe /Fe ) = 0,77 V; 0 3+ 2+ 0 – E (Cr /Cr ) = –0,42 V; E (I2/I ) = 0,53 V [Sol: a) 0,33, espontáneo; b) –1,23, electrolisis; c) –0,24, electrolisis; d) 0,02, espontáneo] 20.-(Sel) Para un proceso electrolítico de una disolución de AgNO3 en el que se obtiene Ag metal, justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) Para obtener 1 mol de Ag se requiere el paso de 2 mol de electrones. b) En el ánodo se produce la oxidación de los protones del agua. c) En el cátodo se produce el oxígeno. d) Los cationes de plata se reducen en el cátodo.

3

21.-¿Qué diferencia hay entre una pila galvánica (o pila voltaica o pila Daniells) y una pila electroquímica? ► Leyes de Faraday 22.-(Sel) Se tiene una disolución acuosa de sulfato de cobre (II). a) Calcule la intensidad de corriente que se necesita pasar a través de la disolución para depositar 5 g de cobre en 30 minutos. b) ¿Cuántos átomos de cobre se habrán depositado? 23 –1 –1 Datos: Masa atómica del Cu = 63,5; Na = 6,023 · 10 átomos·mol ; F = 96500 culombios·mol . 22 [Sol: a) 8’47 A; b) 4’76·10 átomos] 2+

23.-(Sel) Se realiza la electrolisis de una disolución acuosa que contiene Cu . Calcule: a) La carga eléctrica necesaria para que se depositen 5 g de Cu en el cátodo. Exprese el resultado en culombios. b) ¿Qué volumen de H2(g), medido a 30 ºC y 770 mm Hg, se obtendría si esa carga eléctrica se emplease para + reducir H (acuoso) en un cátodo? –1 –1 Datos: R = 0,082 atm.L.mol K ; Masas atómicas: Cu = 63,5; F = 96500 C [Sol: a) 15247 C; b) 1’9 L] 24.-(Sel) En el cátodo de una pila se reduce el dicromato de potasio en medio ácido a Cromo (III). a) ¿Cuántos moles de electrones deben llegar al cátodo para reducir 1 mol de dicromato potásico? b) Calcule la cantidad de Faraday que se consume, para reducir todo el dicromato presente en una disolución, si ha pasado una corriente eléctrica de 2,2 A durante 15 min. c) ¿Cuál será la concentración inicial de dicromato en la disolución anterior, si el volumen es de 20 mL? –1 Datos: Faraday = 96500C·mol . – [Sol: a) 6 mol; b) 0’0205 F ó 0’0205 mol de e c) 0’17 M] 25.-(Sel) La electrolisis de una disolución acuosa de sulfato de cobre (II) se efectúa según la reacción iónica neta siguiente: 2+ + 2Cu (ac) + 2H2O(l) → 2Cu(s) + O2(g) + 4H (ac) Calcule: a) La cantidad (en gramos) que se necesita consumir de sulfato de cobre (II) para obtener 4,1 moles de O2. b) ¿Cuántos litros de O2 se han producido en el apartado anterior a 25 ºC y 1 atm de presión? c) ¿Cuánto tiempo es necesario (en minutos) para que se depositen 2,9 g de cobre con una intensidad de corriente de 1,8 A? –1 –1 –1 Datos: R = 0,082 atm.L.mol K ; Faraday = 96500 C·mol ; Masas atómicas: Cu = 63,5; S = 32; O =16. [Sol: a) 1307’9 g; b) 100’2 L; c) 82’2 min] ► Actividades complementarias 26.-Indica si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: En una pila voltaica: a) Al ánodo van los aniones, en él se produce la oxidación, es el electrodo negativo. b) Al cátodo van los cationes, en él se produce la reducción, es el electrodo positivo. Cuba electrolítica: c)Al ánodo van los aniones, en él se produce la oxidación, es el electrodo negativo. d) Al cátodo van los cationes, en él se produce la reducción, es el electrodo negativo. 27.-Una lámpara de 60 W está conectada a una fuente de 120 V. a) Calcula la intensidad de la corriente que circula por la lámpara. b) Calcula cuántos Julios y cuántas calorías se liberan en una hora en esa lámpara. c) Calcula cuántos grados podría aumentar la temperatura de un kilogramo de agua en una hora, con la energía disponible. -1 -1 Datos: Ce = 4180 J·Kg ·K ; 1J = 0,24 cal [Sol: a) 0,5 A; b) 216000 J, 51840 cal; c) 51,67 K] 28.-Pilas de combustible: Calcula el trabajo eléctrico producido cuando la reacción H2(g) + 1/2O2(g) → H2O(l) es realizada: a) Por la combinación de hidrógeno y oxígeno, sabiendo que el 30 % del calor producido se convierte en trabajo eléctrico. b) Por la pila electroquímica H2/O2.(Recuerda que ∆G es el trabajo máximo que se puede obtener en una reacción química) –1 Datos: ∆Hf H2O(l) = ∆Hc H2(g) –285,8 kJ·mol . 0 0 + E (O2/H2O) = 1,23 V; E (H2/H ) = 0,00 V; 1 F = 96500 C. –1 [Sol: a) 85’74 kJ/mol; b) 237,4 kJ·mol .]

4

o

Semirreacción de reducción +

–

+

–

E (V)

Li (aq) + e → Li (s)

– 3,05

K (aq) + e → K (s) +2

– 2,93

–

Ca

(aq) + 2e → Ca(s)

+

– 2,87

–

Na (aq) + e → Na(s) +2

–

Mg

+3

(aq) + 2e → Mg (s)

– 2,37

–

Al

(aq) + 3e → Al(s)

+2

+2

+3 +2 +2

Zn

Fe

(aq) + 2e → Mn (s)

– 1,18

–

(aq) + 2e → Zn (s)

– 0,76

(aq) + 3e → Cr (s)

–

– 0,74

(aq) + 2e → Fe (s)

–

– 0,44

–

– 0,40

Cd

+2

– 1.66

–

Mn

Cr

– 2,71

(aq) + 2e → Cd (s) –

Ni

(aq) + 2e → Ni (s)

– 0,25

+2

(aq) + 2e → Sn (s)

–

– 0,14

+2

(aq) + 2e → Pb (s)

–

– 0’13

Sn Pb

+

–

2H (aq) + 2e → H2 (g) –

(aq) + 2e → Sn

+2

(aq) + e → Cu (aq)

Sn

+2

0,00

+4

–

Cu

(aq)

+ 0,13

+

–2

+ 0,15

+

–

SO4 (aq) + 4H (aq) + 2e → SO2 (g) + 2H2O (l) +2

–

Cu

(aq) + 2e → Cu (s)

+ 0,34

–

–

O2 (g) + 2H2O (l) + 4e → 4OH (aq) –

+ 0,40

–

I2 (s) + 2e → 2I (aq) – MnO4

+ 0,53 –

–

(aq) + 2H2O (l) + 3e → MnO2 (s) + 4OH (aq) +

–

O2 (g) + 2H + 2e → H2O2 (aq) +3

(aq) + e → Fe

+

–

Fe

–

+2

(aq)

+ 0,77 + 0,80

+

–

(aq) + 4H (aq) + 3e → NO (g) + 2H2O (l) –

+ 0,59 + 0,68

Ag (aq) + e → Ag (s) – NO3

+ 0,20

–

+ 0,96

Br2(l) + 2e → 2Br (aq)

+ 1,07

+

+ 1,23

–

O2 (g) + 4H (aq) + 4e → 2H2O (l) –2

+

–

Cr2O7 (aq) + 14H (aq) + 6e → 2Cr –

+3

(aq) + 7H2O(l)

–

Cl2 (g) + 2e → 2Cl (aq) +3

Au

+ 1,36

–

(aq) + 3e → Au (s) –

+

+ 1,50 –

+2

MnO4 (aq) + 8 H (aq)+ 5e → Mn +4

Ce

–

+3

(aq) + e → Ce

+ 1,33

(aq) + 4H2O (l)

+ 1,51

(aq)

+ 1,61

–

+ 1,77

+

H2O2 (g) + 2H (aq) + 2e → 2H2O (l) –

+ 2,07

F2 (g) + 2e → 2F (aq)

+ 2,87

O3 (g) + 2H+ (aq) + 2e → O2 (g) + H2O (l) –

–

5