Material de Apoyo de Química General
EJERCICIOS RESUELTOS DE REDOX
1.
Al hacer reaccionar cobre metálico con ácido nítrico diluido se obtiene monóxido de nitrógeno y nitrato de cobre (II). Plantee, iguale y complete la ecuación redox correspondiente, tanto la ecuación iónica como la molecular. Cu + NO3 nº.O.
0
+5
+2
Etapa 1
Cu se oxida,
Etapa 2
Cu0 NO3
Etapa 3
Cu2+ + NO +2
NO3 se reduce
Cu2+
(semireacción de oxidación)
NO
(semireacción de reducción)
a. Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia 0
+2 2+
Cu Cu + 2e +5 +2 NO3 + 3e NO
b. Agregar H+ para igualar las cargas generadas 0 Cu
+2 2+ Cu + 2e
+5 + NO3 + 3e + 4H
c.
+2 2+ Cu + 2e
(ecuación igualada)
+5 + NO3 + 3e + 4H
a.
+2 NO
Agregar moléculas de agua para equilibrar la reacción 0 Cu
Etapa 4
(ecuación igualada)
+2 NO + 2H2O
(ecuación igualada)
Igualar número de electrones Cu0
Cu2+ + 2 e /· 3
NO3 + 3 e + 4H+
NO + 2 H2O /· 2
b. Sumar miembro a miembro 3 Cu0
3 Cu2+ + 6 e
2 NO3 + 6 e + 8 H+ 2 NO + 4 H2O ______________________________________________________ __________________________ __________________________________ ______ 0 + 2+ 3 Cu + 2 NO3 + 8 H + 6 e 3 Cu + 2 NO + 4 H2O + 6 e
Pág. 1
Material de Apoyo de Química General Solución Ecuación iónica:
3 Cu0 + 2 NO3 + 8 H+ 3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O
Ecuación molecular:
3 Cu0 + 8 HNO3 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O 2.
El sulfuro de hidrógeno es oxidado a azufre elemental, en medio ácido, por el permanganato de potasio, obteniéndose, además, dióxido de manganeso. Plantee, iguale y complete la ecuación química correspondiente, tanto en forma iónica como molecular, suponiendo que el ácido utilizado es el ácido clorhídrico. H2S + MnO4− S + Mn2+ nº.O. Etapa 1: Etapa 2:
-2
+7
0
S 2 se oxida,
MnO4 se reduce
2
S
S0
+7
+2
(semireacción de oxidación)
+2
MnO4
Mn2+
−
(semireacción de reducción)
Etapa 3: a. Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia: 2
S
S0 + 2e
+7
(ecuación igualada) +2
Mn2+
−
MnO4 + 5e
b. Agregar H+ para igualar las cargas generadas 2
S
S0 + 2e
(ecuación igualada)
+7
+2 −
+
MnO4 + 5e + 8H
Mn2+
c. Agregar moléculas de agua para equilibrar la reacción reacción 2 0 S + 2e (ecuación igualada) S
+7
+2
MnO4− + 5e + 8 H+ Mn2+ + 4 H2O (ecuación igualada)
Etapa 4: Igualar número de electrones: S
2
S + 2 e /·5
MnO4− + 5e + 8 H+ Mn2+ + 4 H2O /· 2
b. Sumar miembro a miembro 5S
2
5 S + 10 e
2 MnO4− + 10e + 16 H+ 2 Mn2+ + 8 H2O _____________________________________________________ _________________________ _________________________________ _____ 2 − + 2+ 5 S + 2 MnO4 + 16 H 5 S + 2 Mn + 8 H2O
Pág. 2
Material de Apoyo de Química General Solución Ecuación iónica:
5 S 2 + 2 MnO4− + 16 H+ 5 S + 2 Mn 2+ + 8 H2O
Ecuación molecular:
5 H2S + 2 KMnO4 + 6 HCl 5 S + 2 MnCl2 + 2 KCl + 8 H2O 3.
Plantee, iguale y complete la ecuación química, tanto la forma iónica como la molecular, correspondiente a la dismutación del cloro gaseoso a cloruro y clorato en medio básico. Suponga que la base utilizada es hidróxido de sodio. Cl2 nº.O.
Cl + ClO3
0
1
+5
(a esta ecuación se le llama ecuación de dismutación , porque una misma especie se oxida y se reduce simultáneamente.) Etapa 1:
Cl20
se oxida 0
Etapa 2:
a.
+5
Cl2
ClO3
0
b. Etapa 3 a.
(semireacción de oxidación)
(semireacción de reducción)
-1
Cl2
Cl
Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia: 0
Cl2
+5
2ClO3
+ 10e
0
-1
Cl2 + 2e Etapa 3 b.
Cl20 se reduce
y
2 Cl
(ecuación igualada)
Agregar OH para igualar las cargas generadas
0
+5
Cl2 + 12 OH 0
2 Cl
(ecuación igualada)
Agregar H2O para igualar la ecuación 0
+5
Cl2 + 12 OH
0
2ClO3
+ 10e + 6 H2O (ecuación igualada)
-1
Cl2 + 2e
Etapa 4 a
-1
Cl2 + 2e Etapa 3 c
2ClO3 + 10e
2 Cl
(ecuación igualada)
Igualar número de electrones: 0
+5
Cl2 + 12 OH
0
2ClO3
-1
Cl2 + 2e
2 Cl
/·5 Pág. 3
+ 10e + 6 H2O
Material de Apoyo de Química General Etapa 4 b.
Sumar miembro a miembro Cl2 + 12 OH 5 Cl2 + 10e
2ClO3 10 Cl
+ 10e + 6 H2O
-
6 Cl2 + 12 OH
2 ClO3 + 10 Cl + 6 H2O
y dividiendo por 2 para pa ra que los coeficientes estequiométricos sean los menores posibles: Solución Ecuación iónica:
3 Cl2 + 6 OH
ClO3 + 5 Cl + 3 H2O
Ecuación molecular:
3 Cl2 + 6 NaOH 4.
NaClO3 + 5 NaCl + 3 H2O
Al completar e igualar la siguiente ecuación, en medio básico, con coeficientes enteros: Pb(OH)42−(ac) + ClO−(ac) PbO2(s) + Cl−(ac) Indique cuántos iones hidróxido, OH−(ac), se necesitan y en qué lado de la ecuación deben aparecer Pb(OH)42− + ClO− +2
Etapa 1:
Pb(OH)42
Etapa 2.
+2
+1
se oxida
-1
ClO se reduce
(semireacción de oxidación)
-1 −
ClO
Cl−
(semireacción de reducción)
Agregar electrones para igualar la carga del átomo que cambia: +2
+4
Pb(OH)42−
+1
-1
ClO− + 2e
PbO2 + 2e Cl−
Agregar OH para igualar las cargas generadas
+2
+4
Pb(OH)42−
PbO2 + 2e
+1
-1 −
ClO Etapa 3. c.
y
PbO2
+1
Etapa 3.b.
+4
+4
Pb(OH)42−
Etapa 3. a.
PbO2 + Cl−
+ 2e
Cl− + 2 OH
Agregar H2O para igualar la ecuación Pb(OH)42−
PbO2 + 2e + 2 H2O
ClO− + 2e + H2O Cl− + 2 OH
Pág. 4
Material de Apoyo de Química General Etapa 4
Igualar número de electrones y sumar ambas ecuaciones Pb(OH)42−
PbO2 + 2 H2O + 2 e
2 e + H2O + ClO− Cl− + 2 OH
-
Pb(OH)42− + H2O + ClO− PbO2 + 2 H2O + Cl− + 2 OH
Pb(OH)42− + ClO− PbO2 + H2O + Cl− + 2 OH
Solución
2 OH , en el lado derecho
5.
Determine el número de oxidación del S en los siguientes compuestos: a) H2S
b) H2SO3
c) H2SO4
d) SO2
e) SO3
b) +4
c) +6
d) +4
e) +6
Solución
a) −2
6.
Determine los cambios en los números de oxidación de las especies participantes en las siguientes ecuaciones de óxido reducción: a)
MnO4 (ac) + Cl – (ac) Mn2+ (ac) + Cl2 (g) –
Solución
Mn: +7 → +2, b)
Cl: −1 → 0
Cr 2O72 – (ac) + NO2 (ac) NO3 (ac) + Cr 3+ (ac) –
–
Solución
Cr: +6 → +3, c)
N: +3 → +5
Hg(l) + 2 Fe3+(ac) Hg2+(ac) + 2Fe2+(ac)
Solución
Hg: 0 → +2,
d)
Fe: +3 → +2
Pb(OH)42 – (ac) + ClO – (ac) PbO2(s) + Cl – (ac)
Solución
Pb: +2 → +4,
Cl: +1 → −1
Pág. 5
Material de Apoyo de Química General 7.
Al hacer reaccionar sulfuro de plomo (II) con el oxígeno del aire a altas temperaturas, se forma óxido de plomo (II) y dióxido de azufre. a)
Escriba e iguale la ecuación correspondiente.
Solución
PbS + O2 → PbO + SO2 b)
Determine cuál es el agente oxidante y cuál es el agente reductor
Solución
Agente oxidante O2 y agente reductor PbS 8.
Iguale las siguientes reacciones que ocurren en medio acuoso y pH ácido: a)
KBiO3(ac) + Mn2+(ac) Bi(s) + MnO4 – (ac)
Solución
Oxidación: Mn2+ + 4 H2O MnO4 + 5 e + 8 H+
Reducción: BiO3 + 5 e + 6 H+ Bi (s) + 3 H2O
Ec. Molecular: KBiO3 (ac) + Mn2+ (ac) + H2O Bi (s) + KMnO4 (ac) + 2H+ (ac) b)
NiSO4 + Na2Cr 2O7 + H2SO4 Ni2(SO4)3 + Cr 2(SO4)3 + Na2SO4
Solución
Oxidación: 6 Ni2+ 6 Ni3+ + 6 e / 6
Reducción: Cr 2O72 + 6 e + 14 H+ 2Cr 3+ + 7 H2O
Ec. Iónica: 6 Ni2+ + Cr 2O72 + 14 H+ 6 Ni3+ + 2 Cr 3+ + 7 H2O
Ec. Molecular: 6 NiSO4 + Na2Cr 2O7 + 7 H2SO4 3 Ni2(SO4)3 + Cr 2(SO4) + Na2SO4 + 7 H2O 9.
Iguale las siguientes reacciones que ocurren en medio acuoso y pH básico: Iguale las a)
ClO – (ac) + Cr(OH)4 – (ac) Cl – (ac) + CrO4 – 2 (ac)
Solución
Oxidación: Cr(OH)4− + 4 OH− CrO42− + 3 e + 4 H2O / 2
Reducción: ClO− + 2 e + H2O Cl− + 2 OH− / 3
Ec. Iónica: 3 ClO− (ac) + 2 Cr(OH)4− + 2 OH− 3Cl− + 2 CrO42− + 5 H2O b)
Br 2(l) Br – (ac) + BrO3 – (ac)
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Material de Apoyo de Química General Solución
Oxidación: Br 2(l) + 12 OH− 2 BrO3− + 10 e + 6 H2O
Reducción: Br 2(l) + 2 e
2 Br − / 5
Ec. Iónica: 6 Br 2 (l) + 12 OH− 10 Br − + 2 BrO3− + 6 H2O c)
KMnO4 + KBr MnO2(s) + KBrO3
Solución
Reducción: 3 e + MnO4 + 2 H2O MnO2 + 4 OH−/. 2
−
Oxidación: Br − + 6 OH
−
BrO3− + 3 H2O + 6 e
Ec. Iónica: 2 MnO4 + Br − + H2O 2 MnO2 + BrO3− + 2 OH− −
Ec. Molecular: 2 KMnO4 + KBr + H2O 2 MnO2 + KBrO3 + 2 KOH 10.
Iguale las siguientes reacciones que ocurren en medio acuoso y pH ácido e indique el agente oxidante y el agente reductor en cada caso: a)
As2O3(s) + NO3−(ac) H3AsO4(ac) + N2O3(ac)
Solución
As2O3(s) + 2 NO3−(ac) + 2 H2O 2 AsO43−(ac) + N2O3(ac) + 4 H+(ac) Agente Oxidante: NO3−(ac) b)
Agente Reductor: As2O3(s)
Cr 2O72−(ac) + I−(ac) Cr 3+(ac) + IO3−(ac)
Solución
Cr 2O72−(ac) + I−(ac) + 8 H+(ac) 2 Cr 3+(ac) + IO3−(ac) + 4 H2O Agente Oxidante: Cr 2O72− (ac) c)
Agente Reductor: I−(ac)
I2(s) + ClO−(ac) IO3−(ac) + Cl−(ac)
Solución
I2(s) + 5 ClO−(ac) + H2O 2 IO3−(ac) + 5 Cl−(ac) + 2 H+(ac) Agente Oxidante: ClO−(ac) 11.
Agente Reductor: I2(s)
Se construye construye una celda voltaica poniendo en uno de los compartimientos compartimientos de electrodo electrodo una tira de cinc metálico en contacto con una solución de Zn(NO3)2, y en el otro una tira de níquel metálico en contacto con una solución de NiCl2. Indique ¿cuál de las siguientes reacciones ocurre en el ánodo y cuál ocurre en el cátodo? i) Ni2+ + 2 e
Ni
Pág. 7
Material de Apoyo de Química General ii) Zn2+ + 2e
Zn
iii) Ni Ni2+ + 2e
iv) Zn Zn2+ + 2e
Solución
Si consideramos los potenciales de reducción: Ni2+ (ac) + 2 e
Zn2+ (ac) + 2 e
Ni (s)
- 0,25 V
Zn (s)
- 0,76 V
Se producirán las reacciones i) en el cátodo, iv) en el ánodo 12.
Considerando la siguiente tabla tabla de potenciales estándar estándar de reducción, se podría afirmar afirmar que el ión Cu2+ oxidará a: Ag+ + e
Cu2+ + 2 e Pb2+ + 2 e Fe2+ + 2 e
Cr 2+ + 2 e
Ag (s)
Eº = + 0,80 V
Cu (s)
Eº = + 0,34 V
Pb (s)
Eº = − 0,13 V
Fe (s)
Eº = − 0,44 V
Cr (s)
Eº = − 0,90 V
Solución
El ión Cu2+ oxidará a Pb(s), Fe(s) y Cr(s) porque en esos casos el ΔEº pila es positivo 13.
Si la siguiente reacción es espontánea tal cual está escrita, entonces se puede deducir que: Cdº + Cu2+ Cd2+ + Cuº A.
El cadmio es el ánodo
B.
El cobre es el cátodo
C.
El cadmio se oxida
D.
Los electrones van del Cd al Cu
E.
Todas las anteriores
Solución
E 14.
Utilizando la tabla de potenciales estándar estándar de reducción determine ¿cuál de las siguientes siguientes especies es el agente oxidante más fuerte y cuál es el más débil, en solución ácida o neutra?: AgF,
HClO,
Cu2+.
H2O2,
F2 (g) + 2 e
2 F
Pág. 8
2,87 V
Material de Apoyo de Química General H2O2 + 2 H+ + 2 e
2 HClO + 2 H+ + 2 e
Ag+ + e
1,76 V
2 H2O
Cl2 (g) + 2 H2O
0,80 V
Ag (s)
Cu2+ + 2 e
1,63 V
0,34 V
Cu (s)
Solución
Agente oxidante más fuerte: H2O2 Agente oxidante más débil: Cu2+ 15.
Para la siguiente celda voltaica: PdCl42− + Cd(s) Pd(s) + 4Cl−(ac) + Cd2+(ac) Determine: a)
¿Es espontánea la reacción tal cual está escrita?
Solución
Sí, porque el ΔE es e s positivo
b)
¿Qué especie se oxida y cuál se reduce?
Solución
Se oxida el Cd y se reduce el Pd2+ c)
Escriba e iguale las semi-ecuaciones correspondientes
Solución
Pd2+(ac) + 2e → Pd(s)
2+
Cd(s) → Cd (ac) + 2e
d)
Reducción
0,951 V
Oxidación − (− 0,403) V
Determine el ΔEº de la pila.
Solución
ΔEº = 0,951 − (− 0,403) = 1,354 V
16.
Dados los siguientes potenciales estándar de reducción: Cr 3+ + 3e Al3+ + 3e
Cu2+ + 2 e
Cr(s)
Eº= − 0,744 V
Al(s)
Eº= − 1,662 V
Cu(s)
Eº= 0,3419 V
Pág. 9
ΔE = 1,03 V
Material de Apoyo de Química General ClO3− + 6 H+ + 5 e
1/2Cl2 + 3 H2O
Cr 2O72− + 14 H+ + 6 e
2 Cr 3+ + 7 H2O
Eº= 1,47 V Eº= 1,232 V
Determine: a)
¿Cuál es el mejor agente oxidante y cuál es el mejor agente reductor?
Solución
ClO3− es el mejor agente oxidante, Al(s) es el mejor agente reductor b)
¿Cuál es la mejor pila que puede formar?
Solución
Al3+/Al(s) con ClO3−/ Cl2 c)
¿Cuál es la reacción global de la celda?
Solución
10 Al(s) + 6 ClO3− + 36 H+ 10 Al3+ + 3Cl2 + 18 H2O d)
Haga el diagrama resumido de la pila.
Solución
Al(s) / Al 3+(1 M) // ClO 3−(1 M) / Cl 2 (g) / Pt(s) 17.
¿Cuántos faradays se necesitan para producir 1 mol de metal libre a partir de los siguientes cationes: a) Hg2+, a) Hg22+ + 2 e
b) K +,
c) Al3+?
2 Hg (l)
Solución
2 Faraday b) K + + e
K (s)
Solución
1 Faraday c) Al3+ + 3 e
Al (s)
Solución
3 Faraday Pág. 10
Material de Apoyo de Química General 18.
La cantidad de carga necesaria para depositar 8,43 g de un metal a partir de una disolución que contiene iones 2+ es 14.475 C. ¿De qué metal se trata? M
q · carga I · t · E Eq m= = F F C 96500 mol · 2 · 8,43 g g Masa molar = = 112,4 14475 C mol Solución
Esta masa molar corresponde al Cd 19.
Una disolución acuosa de una sal de paladio se electroliza electroliza durante 2 horas con una corriente corriente de 1,5 Å. Calcular la carga del ión paladio en la disolución, sabiendo que en el cátodo se han depositado 2,977 g de paladio metálico durante la electrólisis. M
I · t carga m= F g 1,5 Å · 7200 s · 106,4 mol carga = =4 C 2,977 g · 96500 mol Solución
La carga del Pd es +4 20.
Se hace pasar una corriente de 4 Å durante 30 min, a través de una solución de ácido clorhídrico. Determine el volumen de oxígeno e hidrógeno obtenido en CNPT.
n=
n=
m M
I . t carga = F
4 Å · 1800 s C = 0,0373 mol 2 · 96500 mol
V = 0,0373 mol · 22,4 Solución
Se producen 0,836 L de cada gas Pág. 11
L = 0,836 L mol
