CUESTIONES REDOX 1.- a) Defina el concepto electrónico de oxidación y reducción. b) Indique cuál o cuáles de las semirreacciones siguientes: -
-
ClO2 Cl ; S SO4= ; Fe2+ Fe3+; corresponden a una oxidación y cuál o cuáles a una reducción. c) Indique la variación del número de oxidación del cloro, hierro y azufre.
Solución: a) Oxidación: Es el proceso en el que un átomo de un elemento o de un compuesto pierde electrones. Reducción: Es el proceso en el que un átomo de un elemento o de un compuesto gana electrones. b) −
+
−
−
ClO2 + 4 H + 4e Cl + 2 H 2O : Re ducción −
2−
+
S + 4 H 2O − 6e SO4 + 8 H : Oxidación +
−
+
Fe 2 − 1e Fe3 : Oxidación
c) El Cloro pasa de +3 a -1 . El hierro pasa de +2 a +3. El Azufre pasa de 0 a +6 .
2.- De las siguientes reacciones: -
HCO3 + H+ CO2 + H2O CuO + NH3 N2 + H2O + Cu KClO3 KCl + O2 a) Justifique si son todos procesos redox. b) Escriba las semirreacciones redox donde proceda.
Solución: -
a) En la reacción: HCO3 + H+ CO2 + H2O; los números de oxidación del C, O e hidrógeno no cambian. Por tanto no es una reacción redox. En la reacción: CuO + NH3 N2 + H2O + Cu ; el Cobre pasa de +2 a 0 y el Nitrógeno de -3 a 0. Por tanto el Cobre se reduce y el Nitrógeno se oxida. Es una reacción redox. En la reacción: KClO3 KCl + O2 ; el Cloro pasa de +5 a -1 y el Oxígeno de -2 a 0. Por tanto el Cloro se reduce y el Oxígeno se oxida. Es una reacción redox. b)
CuO + NH3 Cu
2+
−
N2 +
H2O + Cu
+ 2e Cu : Re ducción o
− + 2 NH 3 − 6e N 2 + 6 H : Oxidación
KClO3
KCl
+ O2
ClO3− + 6 H + + 6e− Cl − + 3 H 2 O : Re ducción
2O 2− − 4e− O2 : Oxidación
3.- Dadas las siguientes reacciones: NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O Cu + Cl2 CuCl2 CH4 + O2 CO2 + 2H2O a) Justifique si todas son de oxidación-reducción. b) Identifique el agente oxidante y el reductor donde proceda.
Solución: a) En la reacción: NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O; los números de oxidación de los elementos no cambian. Por tanto no es una reacción redox. En la reacción: Cu + Cl2 CuCl2 ; el Cobre pasa de 0 a +2 y el Cloro de de 0 a -1. Por tanto el Cobre se oxida y el Cloro se reduce. Es una reacción redox. En la reacción: CH4 + O2 CO2 + 2H2O ; el Carbono pasa de -4 a +4 y el Oxígeno de 0 a -2. Por tanto el Carbono se oxida oxida y el Oxígeno se reduce. reduce. Es una reacción reacción redox. b)
Cu + Cl2
CuCl2
o − 2+ Cu − 2e Cu : Oxidación
−
−
0 Cl2 + 2e 2Cl : Re ducción
El Cobre es el agente Reductor y el Cloro es el agente Oxidante. CH4 + O2 CO2 + 2H2O − + CH 4 + 2 H 2O − 8e CO2 + 8 H : Oxidación − 2− O2 + 4e 2O : Re ducción
El Metano es el agente Reductor y el Oxígeno es el agente Oxidante.
4.- En las siguientes semirreaciones: SO 4= SO ; Ag+ Ag ; ClO- Cl-; Mn2+ MnO4a) ¿Cuáles corresponden a una oxidación y cuáles a una reducción?. b) ¿Cuál es la variación del número de oxidación del azufre, plata, cloro y manganeso?. c) ¿Qué especie de cada reacción es la oxidante?.
Solución: a) 2− + − SO4 + 6 H + 4e SO + 3 H 2 O : Re ducción
Ag + + 1e− Ag : Re ducción o
ClO − + 2 H + + 2e− Cl − + H 2 O : Re ducción Mn
2+
Oxidación + 4 H 2O − 5e− MnO4− + 8 H + : Oxidación
b) El número de oxidación del azufre pasa de +6 a +2; la plata de +1 a 0; el cloro de +1 a -1 y el manganeso de +2 a +7. c) Son agentes oxidantes el SO4= ; Ag+ ; ClO- y el MnO4-.
5.- Para la reacción: HNO3 + C CO2 + NO + H2O Justifique la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: a) El número de oxidación del oxígeno pasa de - 2 a 0. b) El carbono se oxida a CO2. c) El HNO3 se reduce a NO.
Solución: a) Falso. El número de oxidación del oxígeno en todos los compuestos es -2. b) Verdadero. C + 2 H 2O − 4e− CO2 + 4 H + : Oxidación c) Verdadero. NO3− + 4 H + + 3e− NO + 2 H 2 O : Re ducción
6.- a) Indique los números de oxidación del nitrógeno en las siguientes moléculas: N2;NO; N2O N2O2. b) Escriba la semirreacción de reducción del HNO3 a NO.
Solución: a) Los números de oxidación del nitrógeno son: 0; +2; +1 y +2. b) NO3− + 4 H + + 3e− NO + 2 H 2 O : Re ducción 7.- Dadas las siguientes reacciones (sin ajustar): CaO + H2O Ca(OH)2 Ag + HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O Razone: a) Si son de oxidación-reducción. b) ¿Qué especies se oxidan y qué especies se reducen?
Solución: a) CaO + H2O Ca(OH)2 . No es una reacción redox ya que los números de oxidación de todos los elementos que intervienen en la reacción no cambian. En la reacción : Ag + HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O − + − NO3 + 2 H + 1e NO2 + H 2 O : Re ducción − + Ag − 1e Ag : Oxidación o
En esta reacción el número de oxidación del nitrógeno pasa de +5 a +4(reducción) y la plata pasa de 0 a +1(oxidación). Por tanto es una reacción redox. b) El ácido nítrico se reduce y la plata se oxida.
8.- La siguiente reacción redox tiene lugar en medio ácido: -
-
MnO4 + Cl + H+ Mn2+ + Cl2 + H2O Indique, razonando la respuesta, la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes: -
a) El Cl es el agente reductor. -
b) El MnO4 experimenta una oxidación. c) En la reacción, debidamente ajustada, se forman 4 moles de H2O por cada mol -
de MnO4
.
Solución: En la reacción el número de oxidación del manganeso pasa de +7 a +2 (reducción) y el cloro pasa de -1 a 0 (oxidación) MnO4− + 8H + + 5e− Mn2+ + 4 H 2 O : Re ducción
2Cl − − 2e− Cl2 : Oxidación
____________________________________ 2 MnO4− + 10Cl − + 16 H + 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H 2O
a) Verdadera. El ion cloruro se oxida y por tanto es el agente reductor. b) Falsa. El ion permanganato se reduce (gana electrones). c)Verdadera. Como puede verse en el ajuste final de la reacción, por cada dos moles -
de permanganato se forman 8 moles de agua. Es decir 1mol de MnO4 /2moles de agua.
PROBLEMAS REDOX 1.- Cuando el óxido de manganeso(IV) reacciona con ácido clorhídrico se obtiene cloro, cloruro de manganeso(II) y agua. a) Ajuste esta reacción por el método del ion-electrón. b) Calcule el volumen de cloro, medido a 20ºC y 700 mm de mercurio de presión, que se obtiene cuando se añade un exceso de ácido clorhídrico sobre 20 g de un mineral que contiene un 75% en peso de riqueza en dióxido de manganeso. Datos: R = 0,082 atm.L.K-1.mol-1 Masas atómicas: O = 16; Mn = 55.
Solución: a) MnO2 + HCl
Cl2 +
MnCl2 + H2O
2 MnO2 + 4 H + + 2e− Mn + + 2 H 2 O
2Cl − − 2e− Cl2
________________________ − + 2+ MnO2 + 2Cl + 4 H Mn + Cl2 + 2 H 2O
Llevando los coeficientes a la ecuación anterior y teniendo en cuenta que hay que poner 4H+ se obtiene: MnO2 + 4HCl Cl2 + MnCl2 + 2H2O b) MMnO2 = 87 g/mol 20 gramosMineral ×
75 gramosMnO2 100 gramosMineral −
×
1molCl2 87 gramosMnO2 −
= 0,172molesCl2
0,172 moles ⋅ 0, 082 atmLK 1mol 1 ⋅ (20 + 273) K = = 4,48 LitrosCl2 V = 700 p atm 760 nRT
2.- El yodo (I2) reacciona con el ácido nítrico diluido formando ácido yódico (HIO 3) y dióxido de nitrógeno. a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. b) Calcule los gramos de yodo y de ácido nítrico necesarios para obtener 2 litros de NO2 (g) medidos en condiciones normales. Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16; I = 127.
Solución: a) I2 + HNO3
HIO3 + −
NO2 +
−
NO3 + 2 H + 1e NO2 + H 2 O −
−
+
I 2 + 6 H 2 O − 10e 2 IO3 + 12 H
Multiplicando la primera ecuación por 10 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: 10 NO3− + 20 H + + 10e− 10 NO2 + 10 H 2 O − − + I 2 + 6 H 2 O − 10e 2 IO3 + 12 H
_________________________________________ 10 NO3− + I 2 + 20 H + + 6H 2 O 10 NO2 + 2 IO3− + 12 H + + 10 H 2 O −
+
−
10 NO3 + I 2 + 8 H 10 NO2 + 2 IO3 + 4 H 2 O
Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos: I2 + 10 HNO3
2 HIO3 +
10 NO2 + 4 H2O
b) MHNO3 = 63 g/mol ; MI2 = 254 g/mol 2 LitrosNO2 ×
2 LitrosNO2 ×
1molNO2 22, 4 LitrosNO2 1molNO2 22, 4 LitrosNO2
×
254 gramosI 2
×
10 ⋅ 63 gramosHNO3
10molesNO2
= 2, 27 gramosI 2
10 molesNO2
= 5, 63 gramosHNO3
3.- El I2O5 oxida al CO, gas muy toxico, a dióxido de carbono en ausencia de agua, reduciéndose él a I2. a) Ajuste la reacción molecular por el método del ion-electrón. b) Calcule los gramos de I2O5 necesarios para oxidar 10 litros de CO que se encuentran a 75ºC y 700 mm de mercurio de presión. Datos: R = 0,082 atm.L.K-1.mol-1 . Masas atómicas: O = 16; I = 127.
Solución: a) I2O5 + CO
CO2
+ I2 +
−
I 2O5 + 10 H + 10 e I 2 + 5 H 2O −
+
CO + H 2 O − 2e CO2 + 2 H
Multiplicando la segunda ecuación por 5 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: + − I 2O5 + 10 H + 10 e I 2 + 5 H 2O
5CO + 5 H2 O − 10 e− 5CO2 + 10 H +
__________________________________ + + I 2O5 + 5CO + 10 H + 5 H 2 O I2 + 5 H 2 O + 5 CO2 +10 H
I 2O5 + 5CO I 2 + 5CO2
Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos: I2O5 + 5 CO
5
CO2 + I2
b) MI2O5 = 334 g/mol 700
nCO
atm ×10 Litros 760 = = = 0,323molesCO −1 −1 RT 0, 082 atmLK mol ⋅ (75 + 273) K pV
0,323molesCO ×
334 gramosI2O5 5molesCO
= 21, 58 gramosI 2O5
4.- El monóxido de nitrógeno gaseoso (NO) se prepara por reacción del cobre metálico con ácido nítrico, obteniéndose, además, nitrato de cobre (II) y agua. a) Ajuste por el método del ion electrón la reacción anterior. b) ¿Cuántos moles de ácido y qué peso de cobre se necesitan para preparar 5 L de NO, medidos a 730 mm de mercurio y a la temperatura de 25ºC? c) Datos: Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16; Cu = 63,5. Datos: R = 0,082 atm.L.K-1.mol-1.
Solución: a) Cu + HNO3
NO
+ Cu(NO3)2 + H2O −
2 Cu − 2e Cu o
−
+
+
−
NO3 + 4 H + 3e NO + 2 H 2 O
Multiplicando la primera ecuación por 3, la segunda ecuación por 2 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: 2 NO3− + 8 H + + 6 e− 2 NO + 4 H 2 O 3Cu o − 6e − 3Cu 2+
_______________________________ 2 NO3− + 8 H + + 3Cu o 2 NO + 3Cu 2+ + 4 H2 O
Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos:
3 Cu + 8 HNO3
2
NO + 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O
b) MHNO3 = 63 g/mol 730
n NO
atm × 5 Litros 760 = = = 0,197molesNO −1 −1 RT 0, 082 atmLK mol ⋅ (25 + 273) K pV
0,197 molesNO ×
0,197 molesNO ×
8molesHNO3 2molesNO
= 0, 788 molesHNO3
3 ⋅ 63,5 gramosCu 2molesNO
= 18, 76 gramosCu
5.- El ácido sulfúrico reacciona con cobre para dar sulfato de cobre (II), dióxido de azufre y agua. a) Ajuste, por el método del ion electrón, la reacción molecular. b) ¿Qué masa de sulfato de cobre (II) se puede preparar por la acción de 2 mL de ácido sulfúrico del 96% de riqueza en peso y densidad 1,84 g/mL sobre cobre en exceso? Masas atómicas: H = 1; O = 16; S = 32; Cu = 63,5.
Solución: a)
Cu + H2SO4
CuSO4
+ SO2 + H2O Cu − 2e − Cu 2+ o
2−
+
−
SO4 + 4 H + 2e SO2 + 2 H 2 O
Sumando directamente las dos semirreacciones obtendremos: − o + + SO42 + Cu + 4 H SO2 + Cu 2 + 2 H 2 O
Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos: Cu + 2 H2SO4
CuSO4
+ SO2 + 2 H2O
b) MCuSO4 = 159,5 g/mol ; MH2SO4 = 98 g/mol 2mLDisolución ×
1,84 gramosDisolución
= 2,87 gramosCuSO4
1mLDisolución
×
96 gramosH 2 SO4 100 gramosDisolución
×
159,5 gramosCuSO4 2 ⋅ 98 gramosH 2SO4
=
6.- El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio para dar sulfato de potasio, bromo, dióxido de azufre y agua. a) Iguale la reacción por el método del ion electrón. b) Calcule el volumen de bromo líquido (densidad = 2,92 g/mL) que se obtendrá al tratar 90,1 g de bromuro de potasio con suficiente cantidad de ácido sulfúrico. Masas atómicas: K = 39; Br = 80.
Solución: a)
H2SO4 + KBr
K2SO4
+ Br2 + SO2 + H2O 2 Br − − 2e− Br 2
o
−
+
−
2 SO4 + 4 H + 2e SO2 + 2 H 2 O
Sumando directamente las dos semirreacciones obtendremos: + − o 2− SO4 + 4 H + 2 Br SO2 + Br2 + 2 H 2 O
Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos:
2H2SO4 + 2KBr
K2SO4
+ Br2 + SO2 + 2H2O
b) MKBr = 119 g/mol ; MBr2 =160 g/mol 90,1gramosKBr ×
160 gramosBr2 2 ⋅119 gramosKBr
×
1mLBr2 2,92 gramosBr 2
= 20, 74 mLBr2
7.- En medio ácido, el ion cromato oxida al ion sulfito según la ecuación: CrO4= + SO3= + H+ Cr3+ + SO4= + H2O a) Ajuste la ecuación iónica por el método del ion-electrón. b) Si 25 mL de una disolución de Na2SO3 reaccionan con 28’1 mL de disolución 0’088M de K2CrO4 , calcule la molaridad de la disolución de Na2SO3.
Solución: a)
CrO4= + SO3= + H+
3+
Cr 2−
+
+ SO4= + H2O −
3+
−
−
CrO4 + 8 H + 3e Cr −
+ 4 H2O +
2 2 SO3 + H 2O − 2e SO4 + 2 H
Multiplicando la primera ecuación por 2, la segunda ecuación por 3 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: 2CrO42− + 16 H + + 6e− 2Cr 3+ + 8 H 2O 3SO32− + 3 H 2O − 6e− 3 SO42− + 6 H +
___________________________________________ 2CrO42− + 3SO32− + 16 H + + 3 H 2O 2 Cr 3+ + 3 SO42− + 8 H 2 O + 6 H + + 2− 2− 3+ 2− 2CrO4 + 3SO3 + 10 H 2 Cr + 3 SO4 + 5 H 2 O
Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos:
2CrO4= + 3SO3= + 10H+
2Cr3+ + 3SO4= + 5H2O
b) 28,1mLDisolución ×
M =
0,088molesK2CrO4 1000 mLDisolución
n º molesNa2 SO3 LitrosDisolución
=
×
3molesNa2 SO3 2molesK 2CrO4
3, 71 ⋅10 −3 molesNa2 SO3 0,025LitrosDisolución
= 0,15M
= 3, 71 ⋅10 −3 molesNa2 SO3
8.- Cuando reacciona el zinc metálico con nitrato de potasio en medio sulfúrico, se produce la siguiente reacción: Zn + KNO3 + H2SO4 ZnSO4 + (NH4)2SO4 + K2SO4 + H2O a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón b) Dada la reacción redox ajustada en medio básico: 3KClO + 2KCrO2 + 2KOH 3KCl + 2K2CrO4 + H2O Calcular los gramos de agua que se forman cuando reaccionan totalmente 10 moles de KClO. Masas atómicas: O=16; H=1
Solución: a)
Zn + KNO3 + H2SO4
ZnSO4
+ (NH4)2SO4 + K2SO4 + H2O
Zn − 2e− Zn 2 + o
− + − + NO3 + 10 H + 8e NH 4 + 3 H 2 O
Multiplicando la primera ecuación por 4 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: o 4 Zn − 8e− 4 Zn 2 +
− + − + NO3 + 10 H + 8e NH 4 + 3 H 2 O
_____________________________ 2 NO3− + 4 Zn + 10 H + NH 4+ + 4 Zn + + 3 H 2 O o
Como al llevar los coeficientes a la ecuación habría que poner en el ion amonio un ½, conviene previamente multiplicar la ecuación obtenida por 2. Quedaría entonces: 2 NO3− + 8 Zno + 20 H + 2 NH 4+ + 8 Zn2+ + 6 H 2 O
Llevando finalmente estos coeficientes a la ecuación, tendremos:
8Zn + 2KNO3 + 10H2SO4 b) 3KClO + 2KCrO2 + 2KOH 10molesKClO ×
3KCl
8ZnSO4 + (NH4)2SO4 + K2SO4 + 6H2O + 2K2CrO4 + H2O
18 gramosH2O 3molesKClO
= 60 gramosH 2O
9.- El KMnO4, en medio ácido sulfúrico, reacciona con el H2O2 para dar MnSO4, O2, H2O y K2SO4 a) Ajuste la reacción molecular por el método del ion-electrón. b) ¿Qué volumen de O2 medido a 1520 mm de mercurio y 125 ºC se obtiene a partir de 100 g de KMnO4? R= 0,082 atm L K-1 mol-1. Masas atómicas: C = 12; O = 16; K = 39; Mn = 55. ・
・
・
Solución: a)
KMnO4 + H2O2 + H2SO4
MnSO4
+ O2 + K2SO4 + H2O
2 MnO4− + 8 H + + 5e− Mn + + 4 H 2 O
− + H 2O2 − 2e O2 + 2 H o
Multiplicando la primera ecuación por 2, la segunda ecuación por 5 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: 2 MnO4− + 16 H + + 10 e− 2 Mn2+ + 8 H 2O 5 H 2O2 − 10e− 5O2o + 10 H +
____________________________________ 2 MnO4− + 5 H 2O2 + 16 H + 2 Mn2+ + 5O2o + 8 H 2 O +10 H + 2 MnO4− + 5 H 2O2 + 6 H + 2 Mn2 + + 5O2 + 8 H 2 O o
Llevando estos coeficientes a la ecuación, tendremos:
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O b) MKMnO4 = 158 g/mol 100 gramosKMnO4 ×
5molesO2 2 ⋅158 gramosHMnO4
= 1,58molesO2
1, 58moles ⋅ 0, 082 atmLK −1mol −1 ⋅ (125 + 273) K = = 25,78 LitrosO2 V = 1520 p atm 760 nRT
10.- El (NH4)2Cr2O7 se descompone por calentamiento según la siguiente reacción sin ajustar: (NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + H2O a) Ajústela por el método del ion-electrón. b) ¿Qué volumen de nitrógeno se obtiene a 730 mm de Hg y 30ºC, cuando se calientan 2 moles de (NH4)2Cr2O7?.
Solución: a) (NH4)2Cr2O7
N2
+ Cr2O3 + H2O 2 NH 4+ − 6e− N 2 + 8 H +
+ − 2− Cr2O7 + 8 H + 6e Cr2 O3 + 4 H 2 O
Sumando las dos semirreacciones obtendremos: + + + 2− Cr2O7 + 8 H + 2 NH 4 Cr2O3 + N 2 + 8 H + 4 H 2 O 2−
+
Cr2O7 + 2 NH 4 Cr2O3 + N 2 + 4 H 2 O
Llevando estos coeficientes a la ecuación, tendremos: (NH4)2Cr2O7
N2
+ Cr2O3 + 4H2O
b) 2moles (NH 4 ) 2Cr2O 7 ×
1molN 2 1mol (NH 4 ) 2Cr2O7
= 2molesN 2
2moles ⋅ 0, 082 atmLK −1mol −1 ⋅ (30 + 273) K = = 51,73 LitrosN 2 V = 730 p atm 760 nRT
11.- El cloro gaseoso(Cl2) oxida al hidróxido de cromo(III) en presencia de hidróxido de potasio. En la reacción anterior se obtienen como productos cromato de potasio, cloruro de potasio y agua, según la reacción: Cl2 + Cr(OH)3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O a) Ajuste la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón b) Calcule los gramos de cloruro de potasio que se pueden obtener en la reacción a partir de 0,5 Litros de cloro, medidos a 20ºC y 730 mm de Hg, con un exceso de los otros reactivos. Datos: R = 0,082 atm.L.K-1.mol-1. Masas atómicas: Cl=35,5; K=39.
Solución: a)
Cl2 + Cr(OH)3 + KOH
K2CrO4
+ KCl + H2O
−
Cl2 + 2e 2Cl Cr
3+
−
+ 4 H 2 O − 3e− CrO42− + 8 H +
Multiplicando la primera ecuación por 3, la segunda ecuación por 2 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: 3Cl2 + 6e− 6Cl − 2Cr 3+ + 8 H 2O − 6e− 2CrO42− + 16 H +
_______________________________ 2Cr 3+ + 3Cl2 + 8 H 2O 2CrO42− + 6 Cl − +16 H + -
Sumando a los dos miembros de ecuación 16OH y simplificando las moléculas de agua , obtendremos: 2Cr 3+ + 3Cl2 + 8 H 2O + 16 OH − 2 CrO42− + 6 Cl− +16 H + +16 OH − 2Cr
3+
+ 3Cl2 + 8 H 2O + 16OH − 2 CrO42− + 6 Cl − +16 H 2 O
2Cr 3+ + 3Cl2 + 16OH − 2CrO42− + 6 Cl − + 8 H 2 O
Llevando los coeficientes a la ecuación y teniendo en cuenta que en la misma hay dos compuestos con grupos OH, repartimos los 16 OH y tendremos:
3Cl2 + 2Cr(OH)3 + 10KOH
2K2CrO4
+ 6KCl + 8H2O
b) MKCl = 74,5 g/mol 730
nCl2
atm ⋅ 0,5 L 760 = = = 0,02 molesCl2 −1 −1 RT 0, 082 atmLK mol ⋅ (20 + 273) K PV
0, 02 molesCl2 ×
6 ⋅74,5 gramosKCl 3molesCl2
= 2,98 gramosKCl
12.- En una valoración, 31,25 mL de una disolución 0,1 M de Na2C2O4 (oxalato de sodio) en medio ácido consumen 17,38 mL de una disolución de KMnO4 de concentración desconocida. Sabiendo que el oxalato pasa a CO2 y el permanganato a Mn2+. a) Ajuste la ecuación iónica por el método del ion-electrón. b) Calcule la concentración de la disolución de KMnO4. Datos: Masas atómicas: O = 16; K = 39; Mn = 55.
Solución: a)
C2O42- + MnO4-
CO2 + Mn2+
−
−
2 C2O4 − 2e 2CO2
MnO4− + 8 H + + 5e− Mn2+ + 4 H 2O
Multiplicando la primera ecuación por 5, la segunda por 2 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: 5C2O42 − − 10 e− 10 CO2 2 MnO4− + 16 H + + 10 e− 2 Mn2+ + 8 H 2O
__________________________________ 2 MnO4− + 16 H + + 5C2 O42− 2 Mn2+ + 10 CO2 + 8 H 2 O
b) 31, 25mLDisoluciónNa2 C2O4 ×
0,1molNa2C2O4 1000 mLDisoluciónNa2C2O4
= 1,25 ⋅10 −3 molesKMnO4 M =
1,25 ⋅10 −3 molesKMnO4 0,01738 LitrosDisolución
= 0,072 M
×
2 molesKMnO4 5 molesNa2C2O4
=
13.- El estaño metálico, en presencia de ácido clorhídrico, es oxidado por el dicromato de potasio (K2Cr2O7) a cloruro de estaño (IV) reduciéndose el dicromato a Cr(III). a) Ajuste, por el método del ion-electrón, la ecuación molecular completa. b) Calcule la riqueza en estaño de una aleación si un gramo de la misma una vez disuelta se valora, en medio ácido clorhídrico, con dicromato de potasio 0,1 M, gastándose 25 mL del mismo. Masa atómica: Sn = 119
Solución: a)
Sn + K2Cr2O7 + HCl
SnCl4
+ Cr3+
− + − + Cr2O72 + 14 H + 6 e 2 Cr 3 + 7 H 2 O
o − 4+ Sn − 4e Sn
Multiplicando la primera ecuación por 2, la segunda por 3 y sumando las dos semirreacciones obtendremos: 2Cr2O72 − + 28 H + + 12 e− 4 Cr 3+ + 14 H 2 O 3Sn o − 12e− 3Sn 4+
_________________________________ 2Cr2O72 − + 3Sn + 28 H + 4 Cr 3+ + 3 Sn4+ +14 H 2 O o
Llevando estos coeficientes a la ecuación, tendremos:
3Sn + 2K2Cr2O7 + 28HCl
4CrCl3 + 3SnCl4 + 4KCl + 14H2O
b) 25mLDisolución ×
% Riqueza =
0,1molesK2Cr2O7 1000 mLDisolución
0,446 gramos 1gramo
×
3 ⋅119 gramosSn 2molesK 2Cr2O7
×100 = 44, 6%
= 0, 446 gramosSn
ELECTROQUÍMICA 1.- A la vista de los siguientes potenciales normales de reducción: Eo (Na+/Na) = - 2,71 V; Eo (H+/H2) = 0,00 V; Eo (Cu2+/Cu) = + 0,34 V Razone: a) Si se desprenderá hidrógeno cuando se introduce una barra de sodio en una disolución 1 M de ácido clorhídrico. b) Si se desprenderá hidrógeno cuando se introduce una barra de cobre en una disolución acuosa de ácido clorhídrico 1 M. c) Si el sodio metálico podrá reducir a los iones Cu(II).
Solución: a) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son: +
−
2 H + 2e H 2 − + Na − 1e Na
Eo (H+/H2) = 0,00 V Eo (Na+/Na) = - 2,71
Para la reacción global: 2 H + + 2 Na H 2 + 2 Na+ o o o El potencial normal de la pila : ∆ E pila = Ecátodo − Eánado = 0.0 − ( −2,71) = 2,71Voltios . Como este potencial es positivo, la reacción es espontánea y por tanto será posible.
b) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son: 2 H + + 2e− H 2 − 2+ Cu − 2e Cu
Eo (H+/H2) = 0,00 V Eo (Cu2+/Cu) = + 0,34 V
Para la reacción global: 2 H + + Cu H 2 + Cu 2+ o o o El potencial normal de la pila : ∆ E pila = Ecátodo − Eánado = 0.0 − 0, 34 = −0, 34Voltios . Como este potencial es negativo, la reacción no es espontánea y por tanto no será posible.
c) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son: Cu
2+
+ 2e− Cu
− + Na − 1e Na
Eo (Cu2+/Cu) = + 0,34 V Eo (Na+/Na) = - 2,71 V
Para la reacción global: Cu
2+
+ 2 Na Cu + 2 Na +
o o o El potencial normal de la pila : ∆ E pila = Ecátodo − Eánado = 0.34 − ( −2,71) = 3,05Voltios . Como este potencial es positivo, la reacción es espontánea y por tanto será posible.
2.- Explique mediante la correspondiente reacción, que sucede cuando en una disolución de sulfato de hierro (II) se introduce una lamina de: a) Cd b) Zn Datos: Eo (Zn2+/Zn) = - 0,76 V; Eo (Fe2+/Fe) = -0,44 V; Eo (Cd2+/Cd) = - 0,40 V.
Solución: a) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son: Fe
2+
+ 2e− Fe
− 2+ Cd − 2e Cd
Eo (Fe2+/Fe) = -0,44 V Eo (Cd2+/Cd) = -0,40 V
Para la reacción global: Fe
2+
+ Cd Fe + Cd 2 +
o o o El potencial normal de la pila : ∆ E pila = Ecátodo − Eánado = −0, 44 − ( −0, 40) = −0, 04Voltios . Como este potencial es negativo, la reacción no es espontánea y por tanto no será posible.
b) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son: Fe2 + + 2e− Fe Zn − 2e− Zn 2+
Eo (Fe2+/Fe) = -0,44 V Eo (Cd2+/Cd) = - 0,76 V
Para la reacción global: Fe2 + + Zn Fe + Zn2+ o o o El potencial normal de la pila : ∆ E pila = Ecátodo − Eánado = −0,44 − ( −0,76) = 0,32Voltios . Como este potencial es positivo, la reacción es espontánea y por tanto será posible. Es decir se depositará átomos de hierro en la barra de zinc y simultáneamente los átomos de zinc de la barra pasarán a la disolución como iones Zn2+.
3.- Si se introduce una lámina de zinc en una disolución de sulfato de cobre(II), CuSO4, se observa que el cobre se deposita en la lámina, se pierde el color azul de la disolución y la lámina de zinc se disuelve. a) Explique, razonadamente, este fenómeno. b) Escriba las reacciones observadas.
Solución: a) La disolución pierde el color azul por que los iones Cu2+ de la disolución se reducen a cobre metálico que se deposita en la barra de zinc. Mientras la barra de zinc se disuelve por que el zinc metálico se oxida a Zn2+.
b)
Cu 2+ + 2e− Cu − 2+ Zn − 2e Zn
______________ Reacción global:
Cu 2 + + Zn Cu + Zn 2+
4.- Se sabe que el flúor desplaza al yodo de los yoduros para formar el fluoruro correspondiente. a) Escriba las semirreacciones que tienen lugar. b) Sabiendo que Eo (I2/I-) = + 0,53 V, justifique cuál de los tres valores de Eo siguientes: + 2,83 V; + 0,53 V y - 0,47 V, corresponderá al par F2/F-.
Solución: a)
−
−
F2 + 2e 2 F
;
2 I − − 2e− I 2
b) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son: F2 + 2e − 2 F −
Eo (F2/F-) = “x” V Eo (I2/I-) = + 0,53 V
− − 2 I − 2e I 2
Para la reacción global: −
−
F2 + 2 I 2 F + I 2 o o o El potencial normal de la pila : ∆ E pila = Ecátodo − Eánado = x − 0,53 . Como este potencial tiene que ser positivo para que la reacción sea espontánea, el único valor válido del potencial del flúor tiene que ser + 2,83 V.
5.- Se construye una pila con los pares Fe 2+/Fe y Sn4+/Sn2+. a) Indique que par actúa como ánodo, que par actúa como cátodo y escriba las reacciones que tienen lugar en el electrodo. b) Calcule la f.e.m. de la pila. Datos: Eo (Fe2+/Fe) = - 0,45 V; Eo (Sn4+/Sn2+) = 0,15 V.
Solución: a) Teniendo en cuenta los valores de los potenciales normales, el cátodo estará formado por el par Sn4+/Sn2+ y el ánodo por el par Fe2+/Fe. Sn 4 + + 2e− Sn 2+ −
Fe − 2e Fe
2+
b) Para la reacción global: Sn 4 + + Fe Sn2+ + Fe2+ o o o El potencial normal de la pila : ∆ E pila = Ecátodo − Eánado = 0,15 − ( −0,45) = 0,60Voltios
6.- Dados los potenciales normales de reducción Eo(Pb2+/Pb) = -0,13 V y Eo(Cu2+/Cu) = 0,34 V. a) Escriba las semirreacciones y la reacción ajustada de la pila formada. b) Calcule su fuerza electromotriz e indique que electrodo actúa como ánodo y cuál como cátodo.
Solución: a)
Cu 2 + + 2e− Cu − 2+ Pb − 2e Pb
________________ Reacción global:
Cu 2+ + Pb Cu + Pb 2+
o o o b) El potencial normal de la pila : ∆ E pila = Ecátodo − Eánado = 0,34 − ( −0,13) = 0,47Voltios . El cátodo es el par Cu2+/ Cu y el ánodo el par Pb2+/Pb.
7.- a) ¿Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con hierro metálico? b) ¿Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con cobre? c) ¿Qué ocurrirá si se añaden limaduras de hierro a una disolución de Cu 2+. Justifique las respuestas. Datos: Eo(Cu2+/Cu ) = 0,34V ; Eo (Fe2+/Fe) = - 0,44V; Eo(H+/H2 ) = 0,0 V.
Solución: a) Si el ácido clorhídrico reacciona con el hierro se deben producir las siguientes reacciones: + − 2 H + 2e H 2 Eo (H+/H2) = 0,00 V Fe − 2e − Fe2+ Eo (Fe2+/Fe) = -0,44 V Para la reacción global: 2 H + + Cu H 2 + Cu 2+ o o o El potencial normal de la pila : ∆ E pila = Ecátodo − Eánado = 0.0 − ( −0,44) = 0,44Voltios . Como este potencial es positivo, la reacción es espontánea y por tanto será posible.
b) + − 2 H + 2e H 2 −
Cu − 2e Cu 2
+
Eo (H+/H2) = 0,00 V Eo (Cu2+/Cu) = + 0,34 V
Para la reacción global: 2 H + + Cu H 2 + Cu 2+ o o o El potencial normal de la pila : ∆ E pila = Ecátodo − Eánado = 0.0 − 0, 34 = −0, 34Voltios . Como este potencial es negativo, la reacción no es espontánea y por tanto no será posible.
c) Teniendo en cuenta los valores de los potenciales normales, las semirreacciones posibles serán: Cu 2+ + 2e− Cu Eo(Cu2+/Cu ) = 0,34V Eo (Fe2+/Fe) = - 0,44V Fe − 2e − Fe2+ Para la reacción global: Cu 2+ + Fe Cu + Fe2+ o o o El potencial normal de la pila : ∆ E pila = Ecátodo − Eánado = 0.34 − ( −0,44) = 0,78Voltios . Como este potencial es positivo, la reacción es espontánea y por tanto será posible. Por tanto las limaduras de hierro metálico reducirán a los iones Cu(II) a cobre metálico.
8.- Sabiendo que: Zn (s) /Zn2+(1 M) ||H+(1 M)/H2(1 atm)/Pt(s) Eopila = 0,76 V Zn(s) /Zn2+(1 M) // Cu2+(1 M) /Cu(s) Eopila = 1,10 V Calcule los siguientes potenciales estándar de reducción: a) Eo (Zn2+/Zn). b) Eo (Cu2+/Cu)
Solución: a) El potencial normal de la primera pila: o o o ∆ E pila = Ecátodo − Eánado = 0.0 − Eo ( Zn2+ / Zn) = 0, 76Voltios ⇒ Eo ( Zn2+ / Zn) = −0, 76 V
b) El potencial normal de la segunda pila:
o o o ∆ E pila = Ecátodo − Eánado = Eo (Cu 2+ / Cu) − ( −0, 76) = 1,10Voltios ⇒ Eo ( Cu2+ / Cu) = 1,10 − 0, 76 = 0,34 V
9.- Se construye una pila, en condiciones estándar, con un electrodo de cobre y un electrodo de aluminio. a) Indique razonadamente cuál es el cátodo y cuál el ánodo. b) Escriba el diagrama de la pila y calcule la f.e.m de la misma. Datos: Potenciales estándar de reducción: Cu2+/Cu = 0,34 V; Al3+/Al = -1,65 V.
Solución: a) Teniendo en cuenta los valores de los potenciales normales, el cátodo estará formado por el par Cu2+/Cu y el ánodo por el par Al3+/Al. Cu 2 + + 2e− Cu Al − 3e− Al 3+
b) Para la reacción global: 3Cu 2 + + 2 Al 3Cu + 2 Al 3+
Diagrama:
3+ 2+ Al ( s)| Al (1M ) Cu (1M )| Cu ( s)
o o o El potencial normal de la pila : ∆ E pila = Ecátodo − Eánado = 0.34 − ( −1,65) = 1,99Voltios
10.- La notación de una pila electroquímica es: Mg | Mg2+ (1M) || Ag+ (1M) | Ag a) Calcule el potencial estándar de la pila. b) Escriba y ajuste la ecuación química para la reacción que ocurre en la pila. c) Indique la polaridad de los electrodos. Datos: Eo (Ag+/Ag) = 0’80V; Eo(Mg2+/Mg) = −2’36V
Solución: o o o a) El potencial normal de la pila : ∆ E pila = Ecátodo − Eánado = 0,8 − ( −2,36) = 3,16Voltios
b) Las semirreacciones de la pila serán: +
−
Ag + 1e Ag −
2 Mg − 2e Mg
+
_________________ La reacción global es:
2 Ag + + Mg 2 Ag + Mg 2+
c) El cátodo(Ag+ (1M)|Ag) es el electrodo + y el ánodo[Mg|Mg2+ (1M)] es el electrodo -.
ELECTROLISIS 1.- Para cada una de las siguientes electrolisis, calcule: a) La masa de zinc metálico depositada en el cátodo al pasar por una disolución acuosa de Zn2+ una corriente de 1’87 amperios durante 42,5 minutos. b) El tiempo necesario para que se depositen 0,58 g de plata tras pasar por una disolución acuosa de AgNO3 una corriente de 1,84 amperios. Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Zn = 65,4; Ag = 108
Solución: a) La reacción que tiene lugar es: Zn2+ + 2e-
Zn
Q = I ⋅ t = 1, 87 A ⋅ (42, 5 ⋅ 60) seg = 4768, 5 C
4768, 5C ×
1mol (e− ) 96500C
×
1molZn 2 mol( e− )
×
65, 4 gramosZn 1molZn
b) La reacción que tiene lugar es: Ag+ + 1e−
Q (C ) × Q=
1mol (e ) 96500C
0, 58 ⋅ 96500 108
×
1molAg −
1mol( e )
×
= 1, 62 gramosZn
Ag
108 gramosAg 1molAg
= 518, 24C; Q = I ⋅ t ⇒ t =
= 0, 58 gramosAg
Q I
=
518, 24 C 1,84 A
= 281, 65 seg
2.- Tres cubas electrolíticas conectadas en serie, contienen disoluciones acuosas de AgNO3 la primera, de Cd(NO3)2 la segunda y de Zn(NO3)2 la tercera. Cuando las tres cubas son atravesadas por la misma cantidad de corriente, justifique si serán ciertas o no las siguientes afirmaciones: a) En el cátodo se depositará la misma masa en las tres cubas. b) En las cubas segunda y tercera se depositará el doble número de equivalentesgramo que en la primera. c) En las cubas segunda y tercera se depositarán la misma cantidad de sustancia.
Solución: Primera cuba: Ag+ + 1e- Ag Segunda cuba: Cd2+ + 2e- Cd Tercera cuba: Zn2+ + 2e- Zn a) Falsa: La 2ª ley de Faraday establece que para una determinada cantidad de electricidad la cantidad de sustancia depositada o liberada es directamente proporcional a su equivalente químico(Meq). Siendo Meq= Matom/nº electrones. Como las tres sustancias tienen diferentes Meq ello implica que la misma cantidad de electricidad depositará diferentes masas en cada cátodo. b)Falsa. Se deposita el mismo nº de equivalentes en las tres cubas, pues los atraviesan los mismos culombios. c)Falsa. Para una determinada cantidad de electricidad la cantidad de sustancia depositada o liberada es directamente proporcional a su equivalente químico(M eq). Siendo Meq= Matom/nº electrones. Como las tres sustancias tienen diferentes M eq las cantidades serán diferentes.
3.- Enuncia las leyes de Faraday
Solución: a) 1ª Ley: La cantidad de sustancia depositada o liberada al paso de una corriente eléctrica es directamente proporcional a la cantidad de electricidad aplicada. Q = Ixt b) 2ª Ley: Para una determinada cantidad de electricidad la cantidad de sustancia depositada o liberada es directamente proporcional a su equivalente químico(M eq). Siendo Meq= Ma/nº electrones. c) La cantidad de electricidad necesaria para depositar o liberar un equivalente químico de cualquier sustancia es siempre e igual a 96487 culombios. Esta cantidad de electricidad recibe el nombre de Faraday.
4.- A través de una cuba electrolítica que contiene una disolución de nitrato de cobalto(II) pasa una corriente eléctrica durante 30 minutos, depositándose en el cátodo 5 g de cobalto. a) Calcule la intensidad de la corriente que ha circulado. b) ¿Cuál es el número de átomos de cobalto depositados? Masas atómicas: Co = 59; F = 96500 C.
Solución: a) La reacción que tiene lugar es: Co2+ + 2eQ (C ) × Q=
b)
1mol (e− ) 96500C
5 ⋅ 96500 ⋅ 2
5 gramosCo ×
59
×
1molCo 2 mol( e− )
×
Co
59 gramosCo 1molCo
= 5 gramosCo
= 16355,93C; Q = I ⋅ t ⇒ I =
Q t
1molátomosCo 6, 023 ⋅10 23 átomosCo 59 gramosCo
×
1molátomosCo
=
16355, 93 C 30 ⋅ 60 seg
= 9, 01 Amperios
= 5,1 ⋅10 22 átomosCo
5.- Se desea conocer la cantidad de electricidad que atraviesa dos cubas electrolíticas conectadas en serie, que contienen disoluciones acuosas de nitrato de plata, la primera, y de sulfato de hierro (II), la segunda. Para ello se sabe que en el cátodo de la primera se han depositado 0'810 g de plata. a) Calcule la cantidad de electricidad que ha atravesado las cubas. b) Calcule la cantidad de hierro depositada en el cátodo de la segunda cuba. Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Fe=56; Ag=108.
Solución: a) Primera cuba: Ag+ + 1eQ (C ) × Q=
Ag
1mol (e− ) 96500C
×
0,810 ⋅96500 108
1molAg 1mol( e − )
×
108 gramosAg 1molAg
= 0,810 gramosAg
= 723,75Culombios
b) Segunda cuba: Fe2+ + 2e- Fe 723, 75C ×
1mol (e− ) 96500C
×
1molFe −
2 mol ( e )
×
56 gramosFe 1molFe
= 0, 21 gramosFe
6.- A través de un litro de disolución 0,1 M de nitrato de plata se hace pasar una corriente de 0,15 A durante 6 horas. a) Determine la masa de plata depositada en el cátodo. b) Calcule la molaridad del ion plata una vez finalizada la electrolisis, suponiendo que se mantiene el volumen inicial de la disolución. Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: N=14; O=16; Ag=108.
Solución: a) La reacción que tiene lugar es: Ag+ + 1e-
Ag
Q = I ⋅ t = 0,15 A ⋅ (6 ⋅ 3600) seg = 3240 C
3240C ×
1mol (e− ) 96500C
+
×
1molAg −
1mol ( e )
b) Nº de moles de iones Ag iniciales:
×
108 gramosZn 1molAg
= 3, 63 gramosAg
1 LitroDisolución ×
Nº de moles de iones Ag+ depositados:
0,1molesAg + 1 LitroDisolución
3, 63 gramosAg ×
1molAg 108 gramosAg
= 0,1molesAg +
= 0, 0336 molesAg =
= 0,0336 moles Ag+. Nº de moles de iones Ag+ que quedan en disolución: 0,1 – 0,0336 = 0,0664 moles. [Ag+] = 0,0664moles/1Litro disol = 0,0664M
7.- Una muestra de un metal se disuelve en ácido clorhídrico y se realiza la electrolisis de la disolución. Cuando han pasado por la célula electrolítica 3215 C, se encuentra que en el cátodo se han depositado 1,74 g de metal. Calcule: a) La carga del ion metálico. b) El volumen de cloro desprendido medido en condiciones normales. Datos: F = 96500 C; Masa atómica del metal = 157,2
Solución: a) La reacción que tiene lugar es: Mn+ + ne3215C ×
1mol (e− ) 96500C
Despejando “n” obtenemos:
×
1molM " n " mol( e− )
n=
×
3215 ⋅157, 2 96500 ⋅1,74
M
157, 2 gramosM 1molM
= 1, 74 gramosM
=3
b) Para liberar el cloro, la reacción que tiene lugar es: 2Cl- - 2e3215C ×
1mol(e− ) 96500C
×
0, 01671molesCl2 ×
1molCl2 −
2 mol( e )
= 0, 01671molesCl2
22,4 Litros 1molesCl2
= 0,37 Litros
Cl2
8.- a) ¿Qué cantidad de electricidad es necesaria para que se deposite en el cátodo todo el oro contenido en un litro de disolución 0,1 M de cloruro de oro (III)? b) ¿Qué volumen de cloro, medido a la presión de 740 mm de mercurio y 25ºC, se desprenderá en el ánodo? Datos: F = 96500 C; R = 0,082 atm L K-1mol-1.
Solución: a) AuCl3 Au3+ + 3Cl-. Los moles de Au3+ en la disolución serán: 1 Litro x 0,1 M = 0,1 moles. La reacción que tiene lugar es: Au3+ + 3e- Au −
Q (C ) ×
1mol (e ) 96500C
×
1molAu 3mol ( e− )
= 0,1moles( Au)
Q = 0,1 ⋅ 96500 ⋅ 3 = 28950 Culombios
b) Para liberar el cloro la reacción que tiene lugar es: 2Cl- - 2e28950C ×
1mol(e− ) 96500C
×
1molCl2 2 mol( e − )
Cl2
= 0,15 molesCl2
0,15moles ⋅ 0, 082 atmLK −1mol −1 ⋅ (25 + 273) K = = 3,76 Litros V = 740 p atm 760 nRT
9.- La fórmula de un cloruro metálico es MCl4. Se realiza la electrolisis a una disolución de dicho cloruro haciendo pasar una corriente eléctrica de 1’81 amperios durante 25’6 minutos, obteniéndose 0’53 g del metal. Calcule: a) La masa atómica del metal. b) El volumen de Cl2 que se obtendrá en el ánodo, medido en condiciones normales. Dato: F = 96500 C.
Solución: a) MCl4
4+
M
+ 4 Cl-. Para que se deposite el metal, la reacción que tiene lugar es: M4+ + 4e-
M
Q = I ⋅ t = 1,81 A ⋅ (25,6 ⋅ 60) seg = 2780,16 C
2780,16C ×
1mol (e− ) 96500C
Despejando Ma obtenemos: M a =
×
1molM 4 mol( e − )
×
0,53 ⋅ 96500 ⋅ 4 2780,16
M a gramosM
1molM
= 0,53 gramosM
= 73,6 g / mol
b) Para liberar el cloro, la reacción que tiene lugar es: 2Cl- - 2e−
2780,16C ×
1mol(e ) 96500C
0, 0144 molesCl2 ×
×
1molCl2 2 mol( e− )
22,4 Litros 1molesCl2
= 0, 0144 molesCl2
= 0,32 Litros
Cl2
10.- A una disolución acuosa de una sal de osmio se electroliza durante dos horas con una corriente de intensidad 1,5 A. Calcule la carga del ion osmio en la disolución, sabiendo que en el cátodo se han depositado 3,548 g de osmio metálico durante la electrolisis. Datos: Masa atómica: Os = 190,2; F = 96500 C.
Solución: Q = I ⋅ t = 1, 5 A ⋅ (2 ⋅ 3600) seg = 10800 C
10800C ×
1mol (e− ) 96500C
Despejando “n” obtenemos:
×
1molOs " n " mol( e− )
n=
×
190, 2 gramosOs
10800 ⋅ 190,2 96500 ⋅ 3,548
1molOs
=6
= 3,548 gramosOs
11.- Para platear un objeto se ha estimado que es necesario depositar 40 gramos de plata. a) Si se realiza la electrólisis con una corriente de 2 Amperios, ¿cuánto tiempo se tardará en realizar el plateado? b) ¿Cuántos moles de electrones han sido necesarios para ello? Dato. Masa atómica: Ag=108.
Solución: a) La reacción que tiene lugar es : Ag+ Q (C ) × Q=
1mol (e − ) 96500C
×
1molAg 1mol( e − )
o
Ag
×
108 gramosAg 1molAg
40 ⋅96500
= 40 gramosAg
= 35.740,74Culombios ⇒ Q = I ⋅ t ⇒ 108 Q 35704,74Culombios = 17870 segundos t= = 2 Amperios I
b)
35740, 74Culombios ×
1mol(e − ) 96500Culombios
= 0,37 mol( e − )
12.- Se electroliza una disolución acuosa de ácido sulfúrico (se desprende hidrógeno y oxígeno). a) ¿Qué cantidad de carga eléctrica se ha de utilizar para obtener 1 m 3 de oxígeno medido en condiciones normales? b) ¿Cuántos moles de hidrógeno se obtienen en esas condiciones?
Solución: a) La reacción que tiene lugar es: 4 OH- - 4 e- O2 + 2 H2O 1m3 = 1000 Litros ⋅
1molO2 22,4 Litros
= 44, 64 molesO2
−
Q(culombios ) ×
1mol(e ) 96500culombios
×
1molO2 −
4 mol( e )
= 44, 64 molesO2
Q = 44,64 × 4 × 96500 = 17231040 culombios
b) La reacción que tiene lugar es: 2 H+ + 2e17231040 culombios ×
1mol(e − )
H2
×
1molH 2 −
96500culombios 2mol ( e )
= 89, 28 molesH 2
13.- Una corriente de 6 amperios pasa a través de una disolución acuosa de ácido sulfúrico durante 2 horas. Calcule: a) La masa de oxígeno liberado. b) El volumen de hidrógeno que se obtendrá, medido a 27ºC y 740 mm de Hg. Datos: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1. F = 96500 C. Masa atómica: O = 16.
Solución: a) La reacción que tiene lugar es: 2 H2O - 4 e- O2 + 4 H+ ⎛ ⎝
Q = I × t = 6 Amperios × ⎜ 2horas ×
43200Culombios ×
3600 segundos ⎞
⎟ = 43200Culombios ⎠
1hora
1mol(e− ) 96500Culombios
×
1molO2 −
4 mol ( e )
×
32 gramosO2 1molO2
= 3,58 gramosO2
b) La reacción que tiene lugar es: 2 H+ + 2e43200culombios ×
1mol(e− ) 96500culombios
H2
×
1molH 2 2 mol( e − )
= 0, 224 molesH 2
0, 224 moles × 0, 082 atmLmol −1 K −1(27 + 273) K = = 5,66 LitrosH 2 V = 740 p atm 760 nRT
14.- a) Calcule el tiempo necesario para que una corriente de 6 amperios deposite 190’50 g de cobre de una disolución de CuSO4 b) ¿Cuántos moles de electrones intervienen? Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Cu = 63’5.
Solución: a) La reacción que tiene lugar es: Cu2+ + 2eQ (C ) × Q= t=
b)
1mol (e− ) 96500C
×
1molCu 2 mol( e )
190,5 ⋅96500 × 2
Q I
63,5
=
−
63,5 gramosCu 1molCu
= 190,5 gramosCu
= 579000 Culombios ⇒ Q = I ⋅ t ⇒
579000 Culombios
579000Culombios ×
×
Cu
6 Amperios
= 96500 segundos
1mol(e− ) 96500Culombios
= 6 mol( e − )
