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Problemas de Química 2º Bachillerato PAU −Redox−
28/04/2015
Pág. 1
2+
7
1.– A partir de los siguientes potenciales de reducción estándar:ξ0 (Zn │Zn) = –0,76 V ; ξ0
2+
2+
(Cd │Cd) = –0,40 V y ξ0 (Cu │Cu) = 0,34 V, indique, justificando brevemente la respuesta, si son
ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:
2+
2+
a) Con un electrodo de Zn │Zn y otro de Cd │Cd no se puede construir una pila, ya que ambos
tienen potenciales de reducción estándar negativos y hace falta que uno sea positivo.
2 +
b) Si en una disolución que contiene iones Cu se introduce una lámina de cinc, sobre ella se
depositará cobre metálico.
2 +
2+
c) Si a una disolución que contiene iones Cd se añaden iones Cu , se depositará cobre metálico.
7
2.–
Conocemos los potenciales estándar de reducción, a 298 K, del cobre y del zinc:
2+
2+
0
ξ (Cu │Cu)=+0,34V ; ξ0(Zn │Zn)= −0,76V.
a) Explique razonadamente qué reacción espontánea tendrá lugar en una pila formada por estos dos
electrodos, en condiciones estándar y a 298 K. Calcule la fuerza electromotriz (f.e.m.) de la pila en
estas condiciones.
b) Deseamos comprobar experimentalmente la fuerza electromotriz de esta pila en condiciones
estándar y a 298 K. Explique cómo la montaría en el laboratorio para hacer la comprobación, e
indique el material y los reactivos que utilizaría.
7
3.– Considere las siguientes semirreacciones:
+
–
Ag (ac) + e  Ag(s) ; ξ0 = 0,80 V.
2+
–
Cu (ac) + 2 e  Cu(s) ; ξ0 = 0,34 V.
2+
–
Sn (ac) + 2 e  Sn(s) ; ξ0 = – 0,137 V.
2+
–
Zn (ac) + 2 e  Zn(s) ; ξ0 = – 0,440 V.
+
–
Na (ac) + e  Na(s) ; ξ0 = – 2,713 V.
a) Justifique cuál es el oxidante más fuerte.
b) Justifique cuál es el reductor más fuerte.
c) Razone en base a los potenciales normales qué iones pueden ser reducidos por Sn(s).
7
4.– Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones y ajuste por el método de ion–electrón las
reacciones que tengan lugar de forma espontánea:
a) ¿Qué especie es el oxidante más fuerte y cuál el reductor más fuerte?
b) ¿Qué sucede si una disolución de sulfato de hierro(II) se guarda en un recipiente de cobre? ¿Y si
una de sulfato de cobre(II) se guarda en un recipiente de hierro?
c) ¿Se formará un recubrimiento metálico sobre una barra de plomo introducida en una disolución
acuosa 1 M de Ag+?
Datos: ξ0(voltios):
(Ag+│Ag) = 0,80.
7
(Mg2+│Mg) = –2,37 ;
(Fe2+│Fe) = –0,44 ; (Pb2+│Pb) = –0,13 ; (Cu2+│Cu) = 0,34 ;
5.– Conteste razonadamente si las reacciones que se dan en los siguientes apartados serán espontáneas,
ajustando los procesos que tengan lugar:
a) al agregar aluminio metálico a una disolución acuosa de iones Cu2+;
b) al agregar un trozo de manganeso a una disolución acuosa 1 M de Pb(NO3)2.
Datos:
ξ0 (Al3+│Al) = –1,66 V ; ξ0 (Cu2+│Cu) = 0,34 V ; ξ0 (Mn2+│Mn) = –1,18 V ; ξ0(Pb2+│Pb) = –0,12 V
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6.– Dada la siguiente tabla de potenciales estándar de reducción:
3+
Datos:
7
3+
–
ξ0 (Cl2│Cl )
0,77 V
1,51 V
1,33 V
1,36 V
Masa atómica del hierro (u) = 55,9
–
−
–
Dados los potenciales normales ξ0(Cl2│Cl ) = 1.36 V, ξ0(Br2│Br ) = 1,0 V y ξ0(I2│I ) = 0,53 V.
a) Prediga qué sucedería si se añade Br2 a una disolución acuosa de NaI y a otra de NaCl a 25 ºC.
b) Escriba la(s) reacción(es) química(s) espontánea(s).
3+
2+
2+
2+
2+
Datos: ξ0 (Fe │Fe ) = +0,77 V ; ξ0 (Cu │Cu) = +0,34 V ; ξ0 (Cd │Cd) = −0,40 V ; ξ0 (Zn │Zn) = −0,77 V
2+
2+
2+
+
; ξ0 (Mn │Mn) = −1,18 V ; ξ0 (Mg │Mg) = −2,37 V ; ξ0 (Ca │Ca) = −2,87 V ; ξ0 (K │K) = −2,93 V
7
Deduzca razonadamente por qué el hierro(II) puede ser oxidado en medio ácido a hierro(III) por el
ion nitrato y, sin embargo, este mismo ion no puede oxidar al oro en su estado elemental a oro(III).
Justifique la respuesta desde el punto de vista electroquímico y escriba las reacciones
correspondientes.
Datos:
11.–
Potenciales estándar de reducción:
–
3+
2+
NO3 │NO = 0,96 V ; Fe │ Fe = 0,77 V ;
3+
Au │Au = 1,50 V
Después de poner 180 g de Zn en un vaso de precipitados con ácido clorhídrico 5 M y de que haya
cesado la reacción, quedaron 35 g de Zn sin reaccionar. El proceso que tiene lugar es:
Zn(s) + HCl(ac)  ZnCl2(ac) + H2(g). Calcule:
a) el volumen de hidrógeno medido en condiciones normales que se ha obtenido;
b) el volumen de la disolución ácida que se empleó.
Datos:
7
2–
ξ0 (Cr2O7 │Cr )
9.–
Dados los siguientes potenciales normales de reducción elija un agente reductor capaz de reducir
2 +
2 +
Cd a Cd pero no Mg a Mg. Escriba la reacción global correspondiente.
10.–
7
2+
7.– Dadas las siguientes reacciones (sin ajustar):
CaO + H4P2O7  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.
8.–
7
–
ξ0 (MnO4 │Mn )
a) ordene de mayor a menor fuerza oxidante los siguientes reactivos: cloruro de hierro(III),
permanganato de potasio, dicromato de potasio y cloro. ¿Podría el permanganato de potasio
oxidar los iones cloruro a cloro? ¿Y el dicromato de potasio? Razone las respuestas.
b) Escriba la siguiente reacción y ajústela por el método de ion–electrón: dicromato de
potasio + cloruro de hierro(II) + ácido clorhídrico  cloruro de cromo(III) + cloruro de
hierro(III) + cloruro de potasio + agua.
c) Para oxidar el hierro(II) presente en una disolución se necesitaron 20 mL de dicromato de potasio
0,5 M. ¿Cuántos gramos de hierro(II) había en dicha disolución?
7
7
2+
ξ0(Fe │Fe )
Mat H = 1 ;
Cl = 35,5 ; Zn = 65,4 ;
R = 0,082 atm L mol–1 K–1
12.–
Dibuje un esquema de la pila Daniell e indique el material de laboratorio y los reactivos utilizados
para su construcción.
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Disponemos de una lámina de cinc introducida en un vaso de precipitados que contiene una
disolución azul de sulfato de cobre(II). Considerando que los potenciales de reducción a 25 ºC son: ξ0
2+
2+
(Zn │Zn) = – 0,76 V ; ξ0 (Cu │Cu) = 0,34 V, responda razonando las respuestas:
a) Escriba las reacciones que ocurren en el vaso de precipitados y razone el aspecto que tendrá la
lámina de cinc a medida que avanza la reacción ¿Qué sucederá al color azul de la disolución del
sulfato de cobre cuando la reacción se haya completado?
b) Dibuje el esquema de la pila que se puede construir con dos láminas, una de cinc introducida en
disolución 1 M de sulfato de cinc(II) y otra de cobre introducida en disolución 1 M de sulfato de
cobre(II). Indique sobre el esquema de la pila el sentido de la corriente de los electrones y el
movimiento de los iones del puente salino.
c) Calcule el valor de la f.e.m. estándar de la pila (a 25 ºC) e indique razonadamente el electrodo que
actuará como cátodo en la pila.
14.–
El ácido nítrico oxida el cobre metálico al estado de oxidación + 2.
a) Escriba la siguiente reacción y ajústela por el método de ion–electrón:
Ácido nítrico + Cobre  Dióxido de nitrógeno + Nitrato de cobre(II) + Agua
b) Si se pretendiese construir una pila basada en la anterior reacción, indique qué materiales y
reactivos químicos se necesitarían para construir el electrodo que actúa como ánodo así como el
potencial estándar de dicha pila.
c) Calcule el volumen de dióxido de nitrógeno (medido a 1 atmósfera de presión y 25 ºC de
temperatura) que se producen al disolver con ácido nítrico 5 g de cobre metálico (masa atómica
63,5) suponiendo que el único gas que se desprende es dióxido de nitrógeno.
7
Datos:
2+
–
ξ0 (Cu │Cu) = 0,34 V ; ξ0 (NO3 │NO2) = 0,81 V ; R = 0,082 atm L mol–1 K–1
15.–
El ácido nítrico reacciona con el sulfuro de hidrógeno dando azufre elemental, monóxido de
nitrógeno y agua.
a) Escriba y ajuste por el método de ion−electrón la reacción correspondiente.
b) Determine el volumen de H2S, medido a 60 ºC y 1,0 atm, necesario para que reaccione con 500 mL
de HNO3 0,20 M.
Datos:
16.–
7
17.–
7
Masas atómicas: Br= 80; K = 39
El ácido sulfúrico es capaz de oxidar ciertos metales, desprendiéndose hidrógeno en la reacción.
Considerando los valores de los potenciales normales que se acompañan responda razonadamente a la
siguiente cuestión: ¿reaccionará el Zn con ácido sulfúrico diluido?
Datos:
18.–
R = 0,082 atm L mol–1 K–1
El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio según la
reacción:H2SO4 + KBr  K2SO4 + Br2 + 5O2+H2O.
a) Ajústela por el método de ion–electrón y escriba las dos semiecuaciones redox.
b) Calcule el volumen de bromo líquido (densidad 2,92 g mL–1) que se obtendrá al tratar 90,1 g de
bromuro de potasio con suficiente cantidad de ácido sulfúrico.
Datos:
7
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13.–
7
7
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2+
ξ0 (Zn │Zn) = –0,76 V ;
+
ξ0 (H │H2) = 0,00 V
El ácido sulfúrico reacciona con cobre metálico para dar sulfato de cobre(II), dióxido de azufre y
agua.
a) Ajuste la reacción por el método de ion–electrón .
b) Determine la masa de sulfato de cobre(II) que se obtendrá si se hace reaccionar 3 g de una
disolución de ácido sulfúrico del 96% de riqueza con 0,8 g de cobre.
Datos:
Masas atómicas: Azufre: 32; Oxígeno: 16; Hidrógeno: 1; Cobre: 63,5
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19.–
7
El cinabrio es un mineral que contiene sulfuro de mercurio(II). Una muestra de cinabrio se hace
reaccionar con una disolución de ácido nítrico [hidroxidodioxidonitrógeno] concentrado, de manera
que el sulfuro de mercurio(II) presente en el mineral reacciona con ácido formando monóxido de
nitrógeno, sulfato de mercurio(II) [tetraoxidosulfato(2−) de mercurio(2+)] y agua.
a) Ajuste la reacción molecular por el método de ion−electrón.
b) Calcule el volumen de ácido nítrico de concentración 12,0 M que reaccionará con sulfuro de
mercurio(II) presente en 10,0 g de cinabrio que contiene un 92,5% en masa de sulfuro de
mercurio(II).
20.–
7
El clorato de potasio [trioxidoclorato(1−) de potasio] reacciona con dicloruro de cobalto en medio
básico de hidróxido de potasio produciendo cloruro de potasio, óxido de cobalto(III) [trióxido de
dicobalto] y agua.
a) Ajuste la ecuación iónica y molecular por el método de ion–electrón.
b) Calcule el volumen de disolución de clorato de potasio 1,5 M necesario para obtener 332 gramos
de óxido de cobalto(3+).
Datos:
Masas atómicas: Co = 59 ; O = 16
21.–
7
El cloro es un gas muy utilizado en la industria química, por ejemplo, como blanqueador de papel
o para obtener artículos de limpieza. Se puede obtener según la reacción:
MnO2(s) + HCl(ac)  MnCl2(ac) + Cl2(g) + H2O
Se quieren obtener 42,6 g de cloro y se dispone de ácido clorhídrico 5,0 M y de óxido de
manganeso(IV).
a) Ajuste la reacción por el método ion–electrón.
b) Calcule el volumen de la disolución de ácido clorhídrico y la masa mínima de óxido de
manganeso(IV) que se necesitan para obtener los 42,6 g de cloro.
Datos:
22.–
7
Masas atómicas: Cl = 35,5 ; Mn = 55 ; H = 1 ; O = 16
El cloruro de potasio es oxidado por el ácido nítrico [trioxidonitrato(1−) de hidrógeno] a clorato de
potasio [trioxidoclorato(1−) de potasio], reduciéndose aquel a monóxido de nitrógeno gaseoso y
obteniéndose también agua en la reacción.
a) Ajuste la ecuación iónica y molecular por el método de ion–electrón.
b) Calcule el volumen de monóxido de nitrógeno, medido a 30 ºC y 1,2 atm, que se desprenderá en
la reacción de 25 g de una disolución de ácido nítrico del 55% en masa.
Datos:
R = 0,082 atm L mol–1 K–1 ; Masas atómicas:
H = 1 ; N = 14 ; O = 16
7
23.–
El dicromato de potasio (K2Cr2O7) oxida, en medio ácido sulfúrico, al yoduro de potasio para dar
sulfato de cromo(III), sulfato de potasio, yodo y agua.
a) Ajuste, por el método de ion−electrón, la reacción iónica y la reacción molecular.
b) Calcule el volumen de una disolución 1,0·10−2 M de dicromato de potasio necesario para oxidar
50 mL de yoduro de potasio 1,0·10−1 M.
7
24.– El dicromato de potasio (K2Cr2O7), en medio ácido, oxida los iones cloruro hasta cloro
reduciéndose a cromo(III).
a) Escriba y ajuste por el método ion−electrón la ecuación iónica que representa el proceso anterior.
b) Calcule cuántos litros de cloro, medidos a 20 ºC y 1,5 atm se pueden obtener si 20 mL de dicromato
de potasio 0,2 M reaccionan con un exceso de cloruro de potasio en medio ácido.
Datos:
25.–
7
R = 0,082 atm L mol
–1
–1
K
El dicromato de potasio oxida al yoduro de potasio en medio ácido sulfúrico produciéndose sulfato
de potasio, yodo y sulfato de cromo(III).
a) Ajuste la reacción por el método de ion–electrón, indicando el oxidante y el reductor.
b) ¿Cuántos gramos de sulfato de cromo(III) podrán obtenerse a partir de 5 g de dicromato de potasio
si el rendimiento de la reacción es del 60%?
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26.–
7
El dicromato de potasio, en medio ácido, puede oxidar a los iones sulfito hasta sulfato,
3+
reduciéndose los iones dicromato hasta Cr .
a) Ajuste la reacción por el método ion–electrón.
b) Determine el volumen de disolución 0,12 M de dicromato de potasio que se necesita para
reaccionar, en medio ácido, con 50 mL de una disolución 0,10 M de sulfito de sodio.
28.–
El estaño metálico es oxidado por el ácido nítrico produciendo óxido de estaño(IV), dióxido de
nitrógeno y agua.
a) Ajuste las ecuaciones iónica y molecular del proceso por el método de ion–electrón.
b) Calcule los gramos de estaño que reaccionan con 2 L de disolución de ácido nítrico 2 M.
7
Datos:
29.–
7
Masa atómica: Sn = 118,7
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 de ion–electrón, la ecuación molecular completa.
b) Calcule la riqueza en estaño de una aleación si 1 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.
Datos:
Masa atómica: Sn = 119
30.–
El fósforo (monoatómico) reacciona con el oxidobromato(1−) de potasio (hipobromito de potasio)
en medio hidróxido de potasio, para dar fosfato de potasio (tetraoxidofosfato(3−) de potasio), bromuro
de potasio y agua. Razonadamente:
a) Ajuste la reacción por el método de ion–electrón, indicando oxidante y reductor.
b) Calcule la masa de fósforo (monoatómico) necesario para que reaccione con 168 g de hidróxido de
potasio y la masa de agua formada en la reacción.
Datos:
31.–
7
R = 0,082 atm L mol–1 K–1
27.–
7
7
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El dicromato de potasio, en medio ácido, oxida los iones cloruro hasta cloro reduciéndose a sal de
cromo(III).
a) Escriba y ajuste por el método ion–electrón la ecuación iónica que representa el proceso anterior.
b) Calcule cuántos litros de cloro, medidos a 20 ºC y 1,5 atm, se pueden obtener si 20mL de
dicromato de potasio 0,20 M reaccionan con un exceso de cloruro de potasio en medio ácido.
Datos:
7
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Masas atómicas (g mol–1): P = 31 ;
K = 39 ; O = 16 ;
H=1
El ion antimonio(III) se puede valorar en medio ácido oxidándolo a ion antimonio(V) empleando
una disolución de ion bromato [ion trioxidobromato(1−)] que se convierte en ion bromuro. Para
valorar 25,0 mL de una disolución de cloruro de antimonio(III) se gastan 30,4 mL de una disolución
0,102 M de bromato de potasio [trioxidobromato(1−) de potasio].
a) Ajuste la ecuación iónica redox, indicando las semirreacciones de oxidación y reducción.
b) ¿Cuál es la molaridad de la disolución de cloruro de antimonio(III)?
32.–
El magnesio es un elemento metálico que forma parte de muchas aleaciones, pero no se encuentra
puro en la Naturaleza. Se puede obtener a partir de alguna de sus sales empleando una celda
electrolítica.
a) Escriba las semirreacciones que se producen en cada electrodo, y la reacción global cuando se lleva
a cabo la electrolisis de cloruro de magnesio fundido, e indique el nombre y la polaridad de los
electrodos.
b) Justifique por qué el proceso de obtención de magnesio debe llevarse a cabo en una celda
electrolítica y no en una celda galvánica (pila). Si por la celda electrolítica de cloruro de magnesio
fundido circula una intensidad de corriente de 5,0 A, ¿cuántas horas deben transcurrir para obtener
100 g de magnesio?
Datos: Masas atómicas: Mat (g mol–1): Mg = 24,3 ; Constante de Faraday: 1 F = 96 485 C mol–1 ; Potencial
–
2+
estándar de reducción, a 298 K: ξ0 (Cl2│Cl ) = +1,36 V ; ξ0 (Mg │Mg) = −2,38 V
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33.–
El níquel reacciona con el sulfúrico según: Níquel + ácido sulfúrico  sulfato de
níquel(II) + hidrógeno.
a) Una muestra de 3 gramos de níquel impura reacciona con 2 mL de una disolución de ácido
sulfúrico 18 M. Calcule el porcentaje de níquel en la muestra.
b) Calcule el volumen de hidrógeno desprendido, a 25 ºC y 1 atm, cuando reaccionen 20 gramos de
níquel puro con un exceso de ácido sulfúrico.
34.–
El permanganato de potasio (KMnO4) reacciona con el ioduro de potasio (KI), en disolución
básica, obteniéndose como productos yodo (I2) y óxido de manganeso(IV) (MnO2).
a) Ajuste la ecuación iónica y molecular por el método de ion–electrón.
b) Calcule la cantidad de óxido de manganeso(IV) que se obtendría al reaccionar completamente
150 mL de una disolución de permanganato de potasio al 5% en masa con densidad 1,10 g mL–1.
7
7
Datos:
35.–
Mat O = 16 ;
K = 39,1 ; Mn = 54,9
El permanganato de potasio actúa como oxidante en medio ácido, dando lugar a la formación de
Mn y agua. Calcule la cantidad de permanganato de potasio necesaria para preparar 2 L de
disolución 1 N de dicha sustancia si se quiere utilizar como oxidante en medio ácido.
2 +
7
Datos:
36.–
7
Mat S = 32,1 ; K = 39,1 ; Mn = 54,9 ; O = 16
37.–
El sulfito de sodio, Na2SO3, reacciona con el permanganato de potasio, KMnO4, en medio ácido
sulfúrico, dando, entre otros productos MnSO4 y Na2SO4.
a) Escriba ajustadas las semirreacciones de oxidación y de reducción.
b) Ajuste, por el método de ion–electrón, las reacciones iónica y molecular.
38.–
El sulfuro de cadmio(II) reacciona con ácido nítrico para dar nitrato de cadmio(II), formándose
también en el proceso azufre elemental y monóxido de nitrógeno.
a) Ajuste la reacción por el método de ion–electrón.
b) Calcule los gramos de sulfuro de cadmio(II) necesarios para preparar 22 g de nitrato de cadmio(II).
7
7
Datos:
39.–
Masas atómicas:
N = 14 ; O = 16 ;
Cd = 112,4 ; S = 32
El sulfuro de cobre(II) [monosulfuro de cobre] reacciona con ácido nítrico [trioxidonitrato(1−) de
hidrógeno] obteniéndose monóxido de nitrógeno (gas), nitrato de cobre(II) [trioxidonitrato(1−) de
cobre(2+)], azufre (S) y agua.
a) Ajuste la ecuación iónica y molecular por el método de ion–electrón.
b) Calcule el volumen de disolución de ácido nítrico 2 M, necesario para obtener 2 litros de
monóxido de nitrógeno medido a 25 ºC y 1,5 atmósferas de presión.
Datos:
7
K = 39 ; O = 16 ; Mn = 55
El permanganato de potasio reacciona con el sulfuro de hidrógeno, en medio ácido sulfúrico,
dando, entre otros productos, azufre elemental y sulfato de manganeso(II).
a) Escriba y ajuste la reacción por el método de ion–electrón.
b) Indique las especies que se oxidan o se reducen, indicando cuál es la especie oxidante y cuál es la
especie reductora.
c) Suponiendo que la reacción es total, calcule los gramos de KMnO4 que habrá que utilizar para
obtener 4 g de azufre elemental.
Datos:
7
Masas atómicas:
R = 0,082 atm L mol–1 K–1
40.–
El sulfuro de cobre(II) reacciona con ácido nítrico, en un proceso en el que se obtiene azufre
sólido, monóxido de nitrógeno, nitrato de cobre(II) y agua.
a) Formule y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción, indicando cuáles son los reactivos
oxidante y reductor.
b) Formule y ajuste la reacción molecular global.
c) Calcule la molaridad de una disolución de ácido nítrico del 65 % de riqueza en masa y densidad
1,4 g cm−3.
d) Calcule qué masa de sulfuro de cobre(II) se necesitará para que reaccione completamente con
90 mL de la disolución de ácido nítrico del apartado anterior.
Datos: Masas atómicas: Mat (g mol−1):
H = 1,0 ;
N = 14,0 ; O = 16,0 ; S = 32,0 ;
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Cu = 63,5
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7
Pág. 7
41.–
El sulfuro de cobre(II) sólido (CuS) reacciona con ácido nítrico diluido (HNO3) produciendo, entre
otros compuestos, azufre sólido (S) y monóxido de nitrógeno gas (NO).
a) Ajuste la reacción iónica y molecular por el método de ion−electrón.
b) Calcule el número de moles de NO que se producen cuando reaccionan de forma completa 430,29 g
de CuS.
Datos:
7
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Masas atómicas: Mat (g mol–1):
S = 32,07 ; Cu = 63,54
42.–
El tetraoxidomanganato(1−) de potasio (permanganato de potasio) en medio ácido sulfúrico,
transforma el ioduro de potasio en yodo molecular a la vez que el primero se transforma en sulfato de
manganeso(II) y se forma sulfato de potasio y agua. Razonadamente:
a) formule, ajuste por el método de ion−electrón y complete la reacción molecular citada, indicando
oxidante y reductor;
b) calcule la concentración (molar) de ioduro de potasio presente en 50 mL de disolución si consume
25 mL de permanganato de potasio 0,5 M en la valoración en exceso de medio ácido.
Datos:
43.–
7
–1
Mat (g mol ): O = 16 ;
K = 39,1 ; Mn = 54,9 ;
I = 126,9
El yodo (I2) es oxidado a yodato de potasio [trioxidoyodato(1−) de potasio] por acción del
permanganato de potasio [tetraoxidomanganato(1−) de potasio], en presencia de ácido sulfúrico
[dihidroxidodioxidoazufre]. En la reacción se forman además dióxido de manganeso, sulfato de
potasio [tetraoxidosulfato(2−) de potasio] y agua.
a) Ajuste la ecuación iónica y molecular por el método de ion–electrón.
b) Calcule los gramos de permanganato de potasio necesarios para obtener 428 gramos de yodato de
potasio, teniendo en cuenta que la reacción transcurre con un rendimiento del 70%.
Datos:
Masas atómicas: Mn = 55 ; K = 39 ;
I = 127 ; O = 16
44.–
7
En condiciones adecuadas el clorato de potasio, KClO3, reacciona con el azufre según la siguiente
reacción no ajustada: KClO3(s) + S(s)  KCl(s) + SO(g). Se hacen reaccionar 15 g de clorato de
potasio y 7,5 g de azufre en un recipiente de 0,5 L donde previamente se ha hecho el vacío.
a) Escriba la ecuación ajustada de esta reacción.
b) Explique cuál es el reactivo limitante y calcule la cantidad (en gramos) de KCl obtenido.
c) Calcule la presión en el interior de dicho recipiente si la reacción anterior se realiza a 300 ºC.
Datos:
45.–
Mat: O = 16 ;
Cl = 35,5 ; K = 39,1 ; S = 32,1 ;
R = 0,082 atm L mol–1 K–1
En el laboratorio se han realizado los siguientes experimentos en tubo de ensayo:
7
a)
b)
c)
d)
Tubo
Experimento
Observación
1
Cinc metálico + Ácido clorhídrico
Se desprende un gas incoloro
2
Cobre metálico + Ácido clorhídrico
No ocurre nada
3
Cobre + disolución de Sulfato de cinc
No ocurre nada
4
Cobre + disolución de Nitrato de plata
Sobre el cobre se forma un
depósito gris metálico
Escriba las ecuaciones iónicas de las reacciones químicas observadas.
Señale en cada caso el oxidante y el reductor.
Justifique las observaciones realizadas utilizando la tabla de potenciales de reducción.
Dibuje un esquema de la pila que se podría formar a partir de la reacción del tubo 1 indicando el
cátodo y el ánodo, el sentido de la corriente de los electrones por el circuito externo y el de
migración de los iones en las disoluciones.
Datos:
2+
2+
+
ξ0 (Zn │Zn) = –0,76 V ; ξ0 (Cu │Cu) = 0,34 V ; ξ0 (Ag │Ag) = 0,80 V
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46.–
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Pág. 8
En el laboratorio se han realizado los siguientes experimentos en tubo de ensayo:
7
Tubo
Experimento
Observación
1
Aluminio metálico + Ácido clorhídrico
Se desprende un gas incoloro
2
Plata metálico + Ácido clorhídrico
No ocurre nada
3
Aluminio + disolución de Nitrato de cobre(II)
El aluminio se recubre de un
depósito de cobre
4
Plata + disolución de Nitrato de aluminio
No ocurre nada
a) Escriba las ecuaciones iónicas de las reacciones químicas en las que ocurre algún fenómeno
observable.
b) Señale en cada caso el oxidante y el reductor.
c) Justifique las observaciones realizadas utilizando la tabla de potenciales de reducción.
d) Dibuje un esquema de la pila que se podría formar a partir de la reacción del tubo 3 indicando el
cátodo y el ánodo, el sentido de la corriente de los electrones por el circuito externo y el de
migración de los iones en las disoluciones.
Datos:
47.–
3+
2+
+
ξ0 (Al │Al) = –1,66 V ; ξ0 (Cu │Cu) = 0,34 V ; ξ0 (Ag │Ag) = 0,80 V
En el laboratorio se han realizado los siguientes experimentos:
7
Experimento
Reactivos
Resultados
Tubo 1
Lámina de cobre + Disolución de sulfato de cinc
No se observa
reacción
Tubo 2
Lámina de cobre + Disolución de nitrato de plata
La disolución se
vuelve azul
a) Justifique, utilizando los potenciales estándar de reducción, por qué no se observa reacción en el
tubo 1.
b) Utilizando el método de ion–electrón, escriba la ecuación iónica ajustada de la reacción que ha
tenido lugar en el tubo 2, indicando qué especie se oxida y cuál se reduce.
c) Dibuje un esquema de la pila que podría construirse utilizando la reacción del tubo 2 señalando el
ánodo, el cátodo y el sentido del movimiento de los iones del puente salino.
Datos:
48.–
7
2+
2+
ξ0 (Cu │Cu) = 0,34 V ; ξ0 (Zn │Zn) = –0,76 V
En el laboratorio se han realizado los siguientes experimentos:
Experimento
Reactivos
Resultados
Tubo 1
Lámina de cobre + Ácido clorhídrico
No se observa reacción
Tubo 2
Lámina de cinc + Ácido clorhídrico
Desprendimiento de un gas
a) Justifique, utilizando los potenciales estándar de reducción, por qué no se observa reacción en el
tubo 1.
b) Utilizando el método de ion–electrón, escriba la ecuación iónica ajustada de la reacción que ha
tenido lugar en el tubo 2, indicando qué especie se oxida y cuál se reduce.
c) Dibuje un esquema de la pila que podría construirse utilizando la reacción del tubo 2 señalando el
ánodo, el cátodo y el sentido del movimiento de los iones del puente salino.
Datos:
2+
2+
ξ0 (Cu │Cu) = 0,34 V ; ξ0 (Zn │Zn) = –0,76 V
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49.–
7
28/04/2015
Pág. 9
En el laboratorio se han realizado los siguientes experimentos:
Experimento
Reactivos
Resultados
Tubo 1
Hilo de plata + Ácido clorhídrico
No se observa reacción
Tubo 2
Lámina de aluminio + Ácido clorhídrico
Desprendimiento de un gas
a) Justifique, utilizando los potenciales estándar de reducción, por qué no se observa reacción en el
tubo 1.
b) Utilizando el método de ion–electrón, escriba la ecuación iónica ajustada de la reacción que ha
tenido lugar en el tubo 2, indicando qué especie se oxida y cuál se reduce.
c) Dibuje un esquema de la pila que podría construirse utilizando la reacción del tubo 2 señalando el
ánodo, el cátodo y el sentido del movimiento de los iones del puente salino.
Datos:
50.–
+
3+
ξ0 (Ag │Ag) = 0,80 V ; ξ0 (Al │Al) = –1,66 V
En el laboratorio se han realizado los siguientes experimentos:
Experimento
Reactivos
Resultados
Tubo 1
Hilo de plata + disolución de sulfato de cinc
No se observa reacción
Tubo 2
Lámina de cinc + disolución de sulfato de
cobre
La disolución pierde
intensidad de su color
azul (se decolora)
7
a) Justifique, utilizando los potenciales estándar de reducción, por qué no se observa reacción en el
tubo 1.
b) Utilizando el método de ion–electrón, escriba la ecuación iónica ajustada de la reacción que ha
tenido lugar en el tubo 2, indicando qué especie se oxida y cuál se reduce.
c) Dibuje un esquema de la pila que podría construirse utilizando la reacción del tubo 2 señalando el
ánodo, el cátodo y el sentido del movimiento de los iones del puente salino.
Datos:
51.–
+
2+
ξ0 (Ag │Ag) = 0,80 V ; ξ0 (Zn │Zn) = –0,76 V
En el laboratorio se han realizado los siguientes experimentos:
7
Experimento
Reactivos
Resultados
Tubo 1
Alambre de cobre + Disolución
de sulfato de hierro(II)
No se observa reacción
Tubo 2
Hilo de hierro + disolución de
sulfato de cobre(II)
El hierro se recubre de un depósito
metálico diferente de color rojizo.
a) Justifique, utilizando los potenciales estándar de reducción, por qué no se observa reacción en el
tubo 1.
b) Utilizando el método de ion–electrón, escriba la ecuación iónica ajustada de la reacción que ha
tenido lugar en el tubo 2, indicando qué especie se oxida y cuál se reduce.
c) Dibuje un esquema de la pila que podría construirse utilizando la reacción del tubo 2 señalando el
ánodo, el cátodo y el sentido del movimiento de los iones del puente salino (KCl).
Datos:
2+
2+
ξ0 (Cu │Cu) = 0,34 V ; ξ0 (Fe │Fe) = –0,44 V
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52.–
28/04/2015
Pág. 10
En el laboratorio se han realizado los siguientes experimentos:
Experimento
Reactivos
Tubo 1
Lámina de cobre + disolución de sulfato de cinc
Tubo 2
Lámina de cinc + disolución de sulfato de
cobre(II)
7
Prediga, utilizando los potenciales estándar de reducción, los resultados que se observarán en
cada uno de los tubos.
Datos:
53.–
7
7
1 F = 96 485 C mol–1
R = 0,082 atm L mol–1 K–1 ;
En la electrólisis del cloruro de litio sólido, LiCl, se obtiene Cl2 en el ánodo y Li en el cátodo.
a) Escriba el proceso que tiene lugar en cada uno de los electrodos e indique cuál es el proceso de
oxidación y cuál el de reducción. ¿Qué polaridad tienen los electrodos?
b) Calcule la intensidad de corriente necesaria para descomponer 15,0 g de cloruro de litio sólido en
una hora.
Datos:
Mat (g mol–1):
Cl = 35,5 ;
Li = 6,9 ; 1 F = 9,65·104 C mol–1
55.–
En la práctica “Construcción de una pila Daniell (o su equivalente)”:
a) ¿En qué consiste el puente salino? ¿Para qué sirve?
b) ¿En qué electrodo se ha producido la oxidación y en cuál la reducción?
c) Represente simbólicamente la pila.
56.–
En la práctica titulada “Construcción de una pila galvánica” (o su homóloga):
a) describa los elementos de los que consta la pila y su función;
b) escriba las reacciones que tienen lugar en cada electrodo y la reacción global;
c) conteste qué ocurre si quita el puente salino.
7
7
Datos:
57.–
7
2+
En el proceso electrolítico de una disolución acuosa ácida se producen hidrógeno y oxígeno,
a) establezca ajustadas las semirreacciones de oxidación y de reducción, señalando el electrodo en el
que se producen y la reacción global del proceso;
b) calcule la cantidad de oxígeno, en gramos, que se forma cuando una corriente de 1,5 amperios
pasa durante 5 horas a través de la celda electrolítica;
c) calcule el volumen de hidrógeno obtenido durante el mismo proceso, en condiciones estándar.
Datos:
54.–
2+
ξ0(Cu │Cu) = 0,34 V ; ξ0(Zn │Zn) = −0,76 V
2+
ξ (Zn │Zn) = –0,77 V ;
0
2+
ξ (Cu │Cu) = 0,34 V
0
En medio ácido sulfúrico, el trioxidosulfato(2−) de potasio (o sulfito de potasio), reacciona con el
tetraoxidomanganato(1−) de potasio (o permanganato de potasio) para formar tetraoxidosulfato(2−) de
potasio −o sulfato de potasio−, tetraoxidosulfato(2−) de manganeso(II)−o sulfato de manganeso(II)−,
además de agua.
a) Ajuste razonadamente la reacción molecular por el método de ion–electrón, indicando oxidante y
reductor.
b) El tetraoxidomanganato(1−) de potasio es un agente de oxido–reducción muy potente y por esa
razón se ha utilizado para eliminar los malos olores en los últimos tramos de los ríos. En
ocasiones se ha utilizado también el peróxido de hidrógeno o agua oxigenada para el mismo fin,
porque es menos contaminante que el primero. Escriba la reacción de reducción del peróxido de
hidrógeno y razone las ventajas que pueda tener para esta finalidad.
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58.–
7
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Pág. 11
En soluciones acuosas de ácido sulfúrico, el sulfato de hierro(II) reacciona con el permanganato de
potasio y se forma sulfato de hierro(III), sulfato de manganeso(II), sulfato de potasio y agua.
a) Ajuste esta reacción por el método de ion–electrón.
b) En farmacia, el sulfato de hierro(II) se utiliza en la preparación de medicamentos para tratar
pacientes con determinados tipos de anemia. Con la finalidad de conocer el contenido de catión
2+
Fe en unos comprimidos antianémicos, se disuelve uno de estos comprimidos en una solución de
ácido sulfúrico y se hace reaccionar con una solución de permanganato de potasio 0,020 M.
2+
Sabiendo que todo el Fe del comprimido reacciona de manera estequiométrica con 6,60 mL de
2+
la solución de permanganato de potasio, calcule los mg de catión Fe que había en el comprimido
analizado.
2+
c) Escriba la semirreacción correspondiente a la reducción del catión Fe e indique el interés
industrial del producto que se ha formado. Comente el nombre genérico que reciben las industrias
donde se obtiene este producto.
Datos: Considere que el único componente del comprimido que reacciona con el permanganato de potasio es
el sulfato de hierro(II) ; Mat Fe = 55,85
7
59.– En una pila Daniell, indique el metal y la composición de la disolución acuosa que forman cada uno
de los electrodos de la pila.
60.–
7
En una pila electroquímica, el ánodo está formado por una barra de cobre sumergida en una
disolución acuosa de nitrato de cobre(II), mientras que el cátodo consiste en una lámina de plata
sumergida en una disolución acuosa de nitrato de plata.
a) Formule las semirreacciones del ánodo y del cátodo.
b) Formule la reacción global iónica y molecular de la pila.
c) Explique de forma justificada por qué se trata de una pila galvánica.
d) Indique razonadamente el signo de ∆G0 para la reacción global.
Datos:
61.–
7
2+
En una pila voltaica formada por un electrodo de cinc en una disolución de ZnSO4 1,0 M y un
electrodo de plata en disolución de AgNO3 1,0 M, considerando que todas las disoluciones están a
25 ºC,
a) determine, a la vista de sus potenciales estándar, cuál es el cátodo y cuál el ánodo;
b) escriba las semirreacciones y la reacción global ajustadas que tienen lugar;
c) calcule la fuerza electromotriz estándar de la pila;
d) escriba la notación abreviada de la pila.
e) ¿Por qué sabemos que la reacción redox tiene lugar espontáneamente?
Datos:
7
+
ξ0 (Ag │Ag) = 0,80 V ; ξ0 (Cu │Cu) = 0,34 V
+
2+
ξ (Ag │Ag) = +0,80 V ; ξ (Zn │Zn) = –0,76 V
0
0
62.–
Escriba una ecuación química ajustada para la reacción de la célula galvánica representada por la
2+
2+
notación esquemática Cd│Cd ║Ni │Ni. Señale el ánodo y el cátodo de la misma.
63.–
Espontaneidad de las reacciones redox: Indique si las reacciones siguientes son espontáneas y, en
caso afirmativo, calcule el potencial normal de la pila correspondiente.
a) H2SO4 + Zn  ZnSO4 + H2.
b) AgNO3 + Cu  Ag + Cu(NO3)2.
c) FeSO4 + Sn  SnSO4 + Fe.
7
+
2+
+
Datos: ξ0 (H │H2) = +0,00 V ; ξ0 (Zn │Zn) = –0,76 V ; ξ0 (Ag │Ag) = +0,84 V ;
2+
2+
0
(Fe │Fe) = –0,44 V ; ξ (Sn │Sn) = –0,14 V
64.–
7
2+
ξ0 (Cu │Cu) = +0,34 v ; ξ0
Explique mediante las correspondientes reacciones qué sucede cuando en una disolución de sulfato
de hierro(II) se introduce una lámina de:
a) plata;
b) cinc;
c) hierro.
Datos:
2+
2+
+
ξ0 (Zn │Zn) = –0,76 V ; ξ0 (Fe │Fe) = –0,44 V ; ξ0 (Ag │Ag) = 0,80 V
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65.–
7
7
67.–
2+
3+
2+
εº(Cu │Cu) = 0,34 V ; εº(Al │Al) = –1,66 V ; εº(Fe │Fe) = –0,44 V
2+
ξ0 (Zn │Zn) = –0,76 V
2+
Halle el valor de la fuerza electromotriz de una pila Daniell, en la que [Cu ] = 0,5 M y
2+
[Zn ] = 1,5 M, y sabiendo que ξ0pila = 1,10 V. Escriba la notación abreviada de esta pila.
69.–
Indica, justificando brevemente la respuesta, si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones
relativas a la electrolisis.
a) La cantidad de sustancia obtenida en un electrodo durante la electrolisis es
directamente proporcional a la cantidad de corriente eléctrica que ha circulado por la
disolución.
b) La cantidad de sustancia obtenida en un electrodo durante la electrolisis es
directamente proporcional al tiempo durante el cual ha circulado la corriente eléctrica.
c) Para una misma cantidad de corriente circulante por la disolución, la cantidad de
sustancia obtenida en un electrodo depende de la carga del ion que se deposita.
70.–
7
Indique la cantidad de cobre y aluminio que se depositará cuando, a través de dos células que
contienen CuSO4y AlCl3 respectivamente, se hace circular una corriente de 8 amperios, durante
2 horas y 20 minutos.
Datos:
Mat Cu = 63,54 ;
Al = 36,98 ; 1 F = 96 485 C mol–1
71.–
Indique razonadamente la verdad o falsedad del siguiente enunciado: “Una sustancia
fuertemente oxidante tiene una alta tendencia a aceptar electrones”.
72.–
Indique razonadamente lo que acontecerá si a una disolución de FeSO4 le añadimos:
a) trozos de cinc;
b) limaduras de cobre.
7
Datos:
73.–
a)
b)
c)
d)
7
2+
2+
74.–
2+
ξ0(Fe │Fe) = −0,44 V ; ξ0(Zn │Zn) = −0,76 V ; ξ0(Cu │Cu) = +0,34 V
Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando su respuesta:
2+
La reacción redox entre el Sn y el Pb es espontánea.
El Sn se oxida espontáneamente en medio ácido.
2+
La reducción del Pb con sodio metálico tiene un potencial ξ = 0,125 − 2·(−2,713) = 5,551 V.
2+
La reducción del Sn con sodio metálico tiene un potencial ξ = −0,137 − (−2,713) = 2,576 V.
Datos: Potenciales normales de reducción (V):
+
(Na │Na) = −2,713
7
2+
68.–
7
7
2+
Halle el potencial de reducción de un electrodo de cinc introducido en una disolución 0,01 M de
sulfato de cinc.
Datos:
7
+
ξ0 (Ag │Ag) = +0,80 V ; ξ0 (Zn │Zn) = –0,76 V ; ξ0 (Cd │Cd) = –0,40 V
Explique razonadamente si se puede guardar una disolución de nitrato de cobre(II) en un recipiente
de aluminio metálico. ¿Y una disolución de cloruro de hierro(II) en un recipiente de aluminio
metálico?
Datos:
7
Pág. 12
Explique razonadamente si los metales Ag, Zn y Cd se disolverán en ácido clorhídrico 1,0 M.
Escriba las ecuaciones de las reacciones espontáneas que tengan lugar.
Datos:
66.–
28/04/2015
2+
2+
(Sn │Sn) = −0,137 ; (Pb │Pb) = +0,125 ;
Indique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas, justificando la respuesta
a) Las sustancias que se utilizan como indicadores para detectar el punto de equivalencia en
una neutralización suelen ser ácidos o bases fuertes.
b) Para detectar el punto de equivalencia en una valoración de un ácido fuerte con una base
fuerte, sería adecuado utilizar un indicador cuyo intervalo de viraje fuese (10,1−12,0).
c) En cualquier valoración ácido−base, el pH en el punto de equivalencia (cuando la
neutralización es total) es siempre igual a 7.
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75.–
7
76.–
28/04/2015
Indique, justificando brevemente la respuesta, si son ciertas o falsas las siguientes afirmaciones:
a) Una reacción exotérmica siempre es espontánea.
b) La presencia de catalizador permite obtener mayor cantidad de productos en una
reacción química.
c) Se puede construir una pila con dos electrodos cuyos potenciales de reducción estándar
sean ambos positivos.
Justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
a) En una pila galvánica, la reacción de reducción tiene lugar en el ánodo.
b) En la pila Daniell, la reducción de los cationes Cu2 + tiene lugar en el polo positivo de la
pila.
c) En una pila galvánica, el polo negativo recibe el nombre de cátodo.
d) En la pila Daniell, la oxidación del Zn tiene lugar en el ánodo.
7
3+
7
2+
Utilice como electrodos láminas metálicas de hierro ; ξ0(Fe │Fe) = −0,44 V
78.– La corrosión del hierro es un proceso natural que inutiliza muchos
dispositivos, de forma que aproximadamente el 20% del hierro producido cada
año sirve para reemplazar objetos que han quedado inutilizados por la formación
del óxido. Cuando se expone una pieza de hierro al agua, que contiene oxigeno
2+
–
disuelto, se produce el proceso siguiente: Fe(s) + O2(g) + H2O Fe (ac) + OH
(ac). Posteriormente, los iones de hierro(II) migran hacia los bordes de la gota,
donde precipitan como hidróxido de hierro(II), que posteriormente forma óxido de
hierro(III).
a) Indique la reacción de oxidación y la de reducción.
b) Para evitar la corrosión del hierro en ocasiones se utiliza una barra de cinc.
¿Puede justificar esta circunstancia?
Datos:
79.–
7
2+
77.–
La celda voltaica que utiliza la reacción: Fe(s) + 2 Fe (ac)  3 Fe (ac), tiene un potencial
estándar de celda igual a 1,21 V.
a) Escriba las dos semirreacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo de la celda. Calcule
3+
2+
ξ0(Fe │Fe ).
b) Dibuje un esquema de la celda voltaica, indicando el ánodo, el cátodo y el sentido de flujo de los
electrones.
Datos:
7
Pág. 13
2+
–
2+
ξ0 (Fe │Fe) = −0,41 V ; ξ0 (O2│OH ) = +0,40 V ; ξ0 (Zn │Zn) = −0,76 V
La electrólisis de una disolución acuosa de sulfato de cobre(II) se efectúa según la reacción iónica
2+
+
neta siguiente: 2 Cu (ac) + 2 H2O(ℓ)  2 Cu(s) + O2(g) + 4 H (ac). Calcule:
a) la cantidad, expresada en gramos, de sulfato de cobre(II) necesaria para producir 100,2 L de O2 a
25 ºC y 1 atm de presión;
b) el tiempo necesario, expresado en minutos, para que se depositen 2,9 g de cobre, si se hace pasar
una intensidad de corriente de 1,8 A.
Datos: 1 F = 96 485 C mol–1 ;
Cu = 63,5 g mol–1
R = 0,082 atm L mol–1 K–1 ; Masas molares: CuSO4 = 159,5 g mol–1 ;
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80.–
7
7
1 F = 96 485 C mol–1 ;
Mat H = 1,0
La pila de combustible de hidrógeno apunta como posible sustituto de los motores actuales
basados en combustibles derivados del petróleo. En una de sus variantes se usan electrodos de oxigeno
e hidrógeno usando como electrólito hidróxido de potasio.
a) Ajuste las semirreacciones de electrodo en medio básico:
–
O2 + ...  OH : H2 + ...  H2O.Identifique qué electrodo ejercerá de cátodo.
b) Calcule el potencial estándar de la pila.
c) Exprese la reacción global de la pila.
Datos:
–
ξ0 (O2│OH ) = +0,40 V ;
+
ξ0 (H2O│H ) = –0,83 V
82.–
La reacción de dicromato de potasio con dióxido de azufre en presencia de ácido sulfúrico da lugar
a la formación de agua y sulfato doble de cromo(III) y potasio.
a) Ajuste la reacción por el método de ion–electrón.
b) Indique cuál es el sistema oxidante y cuál el reductor en dicha reacción.
83.–
La siguiente reacción tiene lugar en medio ácido:
MnO2 + As2O3 + HCl  MnCl2 + As2O5 + H2O.
a) Indique cuál es el oxidante y cuál el reductor.
b) Ajuste la reacción molecular mediante el método de ion−electrón.
c) ¿Cuántos mL de HCl de densidad 1,18 g mL–1 y riqueza del 35% en masa se necesitarán para
obtener 115 gramos de pentaóxido de arsénico?
7
7
Pág. 14
La electrólisis del agua mediante un corriente eléctrica continua proporcionada
por células fotovoltaicas puede ser una vía sostenible para la obtención de hidrógeno,
un combustible que, a diferencia de los hidrocarburos de origen fósil, no produce
gases de efecto invernadero.
a) Se puede producir la electrólisis del agua acidulada con H2SO4 sirviéndose de un
esquema experimental como el que se muestra en la figura adjunta.
a.1) Observando la figura, razone qué gas se libera en el electrodo A y cuál
en el electrodo B e indique cómo se nombran estos electrodos.
a.2) Escriba las reacciones que tienen lugar en cada uno de estos
electrodos.
b) En una célula electrolítica en la que tiene lugar la electrólisis del agua, se han
liberado, transcurrido un cierto tiempo, 4 g de hidrógeno gas. Calcule la carga
eléctrica que ha circulado por la célula durante este tiempo.
Datos:
81.–
28/04/2015
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84.–
28/04/2015
La siguiente tabla recoge los potenciales normales de electrodo de los sistemas dados:
Sistema
ξ0(V)
Sistema
ξ0(V)
Na+(ac)│Na(s)
–2,71
Fe3+(ac)│Fe2+(ac)
+0,77
Zn2+(ac)│Zn(s)
–0,76
Ag+(ac)│Ag(s)
+0,80
Cu2+(ac)│Cu(s)
+0,34
F2(g)│F–(ac)
+2,65
Explique el sentido en que transcurriría cada una de las siguientes reacciones, suponiendo que
reactivos y productos se encuentran en las condiciones de definición del potencial normal. Para
simplificar la exposición, explique, en primer lugar, los criterios que piensa aplicar. Después,
simplemente, escriba la reacción e indique el sentido, directo o inverso.
Na+(ac) + F–(ac)  Na(s) + ½ F2(g)
Cu2+(ac) + 2 Na(s)  Cu(s) + 2 Na+(ac)
Cu(s) + 2 H+(ac)  Cu2+(ac) + H2(g)
Fe3+(ac) + Ag(s)  Fe2+(ac) + Ag+(ac)
Zn(s) + Cu2+(ac)  Zn2+(ac) + Cu(s)
F2(g) + 2 H+(ac)  2 F–(ac) + H2(g)
7
85.–
7
2 +
Las disoluciones del ion Cu tienen color azul. Cuando a esta disolución se le añade níquel, el
cobre se deposita sobre este metal y el color azul es reemplazado por el color verde del ion
2 +
Ni disuelto. Explique estos hechos en base a la reacción redox que se produce.
Datos:
2+
ξ0 (Cu │Cu) = 0,34 V ;
2+
ξ0 (Ni │Ni) = –0,25 V
2+
7
Pág. 15
2+
86.– Los potenciales estándar de reducción de los pares Zn │Zn y Fe │Fe son, respectivamente,
−0,76 y −0,44 V.
a) ¿Qué ocurriría si a una disolución de sulfato de hierro(II) le añadimos trocitos de Zn?
b) ¿Y si le añadimos limaduras de Cu?
Datos:
87.–
2+
ξ0(Cu │Cu) = +0,34 V
Los potenciales normales de reducción de los siguientes electrodos son:
2+
2+
2+
2+
Electrodo
Sn │Sn
Ni │Ni
Pb │Pb
Zn │Zn
ξ0 (voltios)
−0,14
−0,23
−0,13
−0,76
7
a) ¿Qué combinación de pares de electrodos proporcionaría la pila de mayor potencial normal? ¿Y la
de menor? ¿Cuál sería el potencial en cada caso?
b) Represente y ajuste la reacción que tendría lugar en las pilas de mayor y menor potencial normal.
Indique, en ambos casos, la especie oxidante y la reductora y el sentido de circulación de los
electrones.
7
88.– Los valores de los potenciales de reducción de los siguientes semisistemas aumentan en el sentido
3+
2+
2+
+
2+
ξ0 (Al │Al) <ξ0 (Zn │Zn) <ξ0 (Cd │Cd) <ξ0 (H │H2) <ξ0 (Cu │Cu). Deduzca en qué sentido se
producen las reacciones siguientes:
2 +
2+
a) Cd + Cu
−−−−−− Cu + Cd .
b) Zn + 2 HCl −−−−−− ZnCl2 + H2.
3+
2+
c) 2 Al + 3 Cd −−−−−− 2 Al + 3 Cd .
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Problemas de Química 2º Bachillerato PAU −Redox−
Para determinar la concentración de una disolución de sulfato de hierro(II) se valoran 50 mL de la
misma con una disolución de permanganato de potasio de concentración 1 M en medio ácido. Como
3+
2+
consecuencia del proceso redox el hierro pasa a Fe y el manganeso a Mn .
a) Escriba y ajuste la reacción que se produce durante la valoración.
b) Identifique el elemento que se oxida y el que se reduce.
c) Sabiendo que se han consumido 22 mL de la disolución de permanganato de potasio, determine la
concentración del sulfato de hierro(II).
90.–
Para la pila Sn(s)│Sn ║Pb │Pb(s),
a) indique cuál es el ánodo y cuál el cátodo, así como las reacciones que ocurren en los electrodos y
la reacción iónica total;
b) calcule el potencial y la constante de equilibrio de la pila.
7
2+
Datos:
91.–
7
92.–
7
2+
2+
2+
ξ (Sn │Sn(s)) = –0,14 V ; (Pb │Pb) = –0,13 V
0
Para saber el contenido en hierro de un mineral, se disuelven 1,2 g del mineral en ácido sulfúrico
diluido, con lo cual todo el hierro que contiene se disuelve como hierro(II). Esta disolución necesita
para su valoración 20mL de permanganato de potasio 0,10 M. En la valoración el permanganato se
reduce hasta manganeso(II) y el hierro(II) se oxida hasta hierro(III).
a) Escriba y ajuste por el método de ion–electrón la reacción redox.
b) Calcule el porcentaje de hierro en el mineral.
Datos:
Masas atómicas: hierro = 55,8
Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones:
a) Ajuste la reacción: K2Cr2O7 + H2SO4 + FeSO4  K2SO4 + Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + H2O por el
método de ion−electrón, nombrando todos los compuestos que intervienen.
b) Calcule los gramos de sulfato de hierro(III) que se obtendrán a partir de 6,0 g de dicromato de
potasio del 70 % de riqueza en masa.
Datos: Masas atómicas: Mat (g mol−1): O = 16,0 ; S = 32,0 ; K = 39,0 ;
93.–
7
Cr = 52,0 ;
Fe = 56,0
Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones:
a) Se
dispone
de
una
pila
galvánica
de
f.e.m.
igual
a +1,54 V:
Cr│Cr(NO3)3(ac, 1 M)║ AgNO3(ac, 1 M)│Ag. Indique el ánodo y el cátodo, escriba las
correspondientes semireacciones e indique qué electrodo disminuirá su masa al funcionar la pila.
b) ¿Qué pasará si se agita una disolución de nitrato ferroso con una cuchara de aluminio?
Datos:
3+
2+
ξ0(Al │Al) = −1,67 V ; ξ0(Fe │Fe) = −0,41 V
94.–
Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones:
a) Ajuste mediante el método de ion−electrón la reacción siguiente:
HNO3 + HI  NO + I2 + H2O.
b) Identifique además la especie oxidante, la semirreacción de reducción y calcule el número de gramos
de ácido nítrico que contendrán 200 mL de una disolución 0,1 N de dicho ácido empleada en la
reacción anterior.
Datos:
95.–
7
Pág. 16
89.–
7
7
28/04/2015
Mat H = 1,0 ; N = 14,0 ; O = 16,0
Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones:
a) Ajuste
la
siguiente
reacción
por
el
método
ion–
electrón:FeSO4 + KMnO4 + H2SO4  Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O
b) Identifique la sustancia oxidante y la semirreacción de reducción (si las hay), en los siguientes
procesos:
b.1) Na + H2O  NaOH + H2
b.2) HCl + NH3  NH4Cl
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96.–
7
7
Pág. 17
Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones:
a) ¿Reaccionarán Cu o Mn con una disolución acuosa 1,0 M en HCl? En caso afirmativo, escriba la
reacción e indique el oxidante, el reductor, la especie que se oxida y la que se reduce. ¿Qué
voltaje proporcionará la pila?
b) Dibuje y etiquete la pila anterior describiendo adecuadamente el proceso que tiene lugar.
Datos:
97.–
28/04/2015
E(V): Mn2+│Mn = –1,18 ;
H+│H = 0 ; Cu2+│Cu = +0,34
Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones:
a) Suponga una celda electroquímica que funciona en el sentido espontáneo de la reacción de la
celda (celda voltaica). Diga razonadamente si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
b) Los electrones se desplazan del cátodo al ánodo.
c) Los electrones atraviesan el puente salino.
d) La reducción tiene lugar en el electrodo positivo.
Datos:
Se pueden facilitar las respuestas dibujando un esquema de la celda voltaica
e) Cuando el cloruro de sodio se funde y se electroliza con electrodos inertes, ¿qué producto se
forma en el ánodo? ¿Y en el cátodo? Escriba ambas reacciones.
98.–
Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones:
–
2–
a) En medio ácido, la reacción entre los iones permanganato, MnO4 , y los iones sulfito, SO3 ,
2 +
2–
produce iones Mn e iones SO4 . El final de la reacción se percibe porque la disolución incolora
se torna de color violeta cuando se completa el consumo del sulfito inicial.
a.1) Identifique la especie que se reduce y la que se oxida, la especie oxidante y la especie
reductora.
a.2) Ajuste la reacción iónica global.
b) Describa la cuba electrolítica (esquema) que permite depositar cobre sobre un objeto metálico
indicando la naturaleza del cátodo y del ánodo y la circulación de los electrones por el circuito
externo de la cuba.
99.–
Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones:
a) En un tubo de ensayo limpio, tubo 1, se introducen 40 gotas de una disolución amarilla de
cromato de potasio 0,1 M. En otro tubo de ensayo limpio, tubo 2, se introducen 40 gotas de una
disolución naranja de dicromato de potasio 0,1 M. A cada uno de ellos se le añade, gota a gota,
hidróxido de sodio 1 M, hasta que se observe un cambio en alguno de ellos. Teniendo en cuenta el
+
2–
2–
equilibrio: 2 CrO4 (ac) + 2 H (ac) ⇌Cr2O7 (ac) + H2O(ℓ), indique y explique los cambios que se
observarán.
b) Repita el experimento pero añadiendo ahora, gota a gota, ácido clorhídrico 1 M hasta que se
observe un cambio en alguno de los tubos. Indique y explique los cambios que se observarán.
7
7
7
100.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones:
a) Ajuste por el método de ion–electrón la siguiente reacción redox:
2+
 Cu + S8(s) + NO(g)
b) Indique:
b.1) cuál es el oxidante y cuál el reductor;
b.2) los átomos que ganan electrones y los que los pierden;
b.3) los átomos que no sufren cambio en su número de oxidación.
7
101.– Responda, razonadamente, las siguientes cuestiones:
a) ¿Qué se entiende por procesos de oxidación−reducción?
b) Indique cuáles de las siguientes reacciones son de oxidación−reducción. Identifique en su caso la
especie oxidante y la reductora, la especie que se ha formado por oxidación y la que se ha obtenido
por reducción.
b.1) 2 Ca3(PO4)2 + 10 C + 6 SiO2  P4 + 10 CO + 6 CaSiO3.
b.2) CaCO3 + 2 HNO3  Ca(NO3)2 + CO2 + H2O.
b.3) 2 NaClO3 + Br2  2 NaBrO3 + Cl2.
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CuS(s) + NO3
–
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7
102.–
a)
b)
c)
28/04/2015
Responda, razonando tus respuestas, que ocurrirá cuando:
se agita con una cucharilla de cinc una disolución de FeSO4;
se introducen limaduras de hierro en una disolución de sulfato de cobre(II);
se añaden trozos de cinc sobre una disolución de cloruro de calcio.
2+
2+
Pág. 18
2+
Datos: Potenciales de reducción: ξ0 (Zn │Zn) = –0,76 V ; ξ0 (Fe │Fe) = 0,44 V ; ξ0 (Cu │Cu) = 0,34 V ;
2+
ξ0 (Ca │Ca) = –2,87 V
7
103.– Sabiendo que las siguientes reacciones redox en disolución acuosa se producen espontáneamente,
ordena los metales según su poder reductor creciente y los iones metálicos según su poder oxidante
creciente. Justifique su respuesta:
2+
2+
Cu + Cd(s)  Cu(s) + Cd
+
2+
2 Ag + Cd(s)  2 Ag + Cd
+
2+
2 Ag + Cu(s)  2 Ag + Cu
7
104.–
a)
b)
c)
d)
2+
Datos:
7
+
Se construye la pila Zn│Zn ║Ag │Ag. Indique razonadamente:
las semireacciones y la reacción total que tiene lugar;
la f.e.m.de la pila;
la polaridad de cada electrodo;
un esquema de cómo construiría esta pila en el laboratorio.
2+
+
E°(Zn │Zn) = –0,76 V ; E°(Ag │Ag) = 0,8 V
105.– Se construye una pila con sendos electrodos en condiciones normales o estándar de cobre, ξ0
2+
+
(Cu │Cu) = 0,34 V, y plata, ξ0 (Ag │Ag) = 0,80 V, unidos por un puente salino de nitrato de potasio.
Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:
a) En el electrodo de cobre tiene lugar una reducción.
+
b) Los iones K del puente salino migran hacia el electrodo de plata.
c) Cuando funciona la pila aumenta la masa del electrodo de cobre.
Nota:
Se pueden facilitar las respuestas dibujando un esquema de la pila diseñada
2 +
Se construye una pila con un electrodo de Mg│Mg (ξ0 = 2,37 V) y un electrodo de hidrógeno.
Represente la pila mediante la notación abreviada.
Indique las semirreacciones que se darán en el cátodo y en el ánodo.
Calcule el potencial de la pila.
7
106.–
a)
b)
c)
7
107.– Se construye una pila con una lámina de Zn y otra de Cu, y dos disoluciones, una 1 M de sulfato
de cinc(II) y otra, 1 M de sulfato de cobre(II). Considerando que las disoluciones están a 25ºC,
a) determine cuál es el cátodo y cuál el ánodo, a la vista de sus potenciales estándar;
b) escriba las semirreacciones y la reacción global ajustadas que tienen lugar;
c) calcule la fuerza electromotriz estándar de la pila;
d) escriba la notación abreviada de la pila.
e) ¿por qué sabemos que la reacción redox tiene lugar experimentalmente?
Datos:
7
2+
2+
ξ0 (Cu │Cu) = +0,34 V ; ξ0 (Zn │Zn) = –0,76 V
108.– Se desea realizar la electrolisis de 255 mL de una disolución acuosa 0,196 M de AgNO3(ac). Para
ello se dispone de electrodos de Pt(s), así como del resto de material necesario para realizar la
electrolisis.
a) Dibuje un esquema de la célula electrolítica utilizada en la electrolisis. Indique el signo del ánodo,
el signo del cátodo y el flujo de electrones durante la electrolisis.
b) Si la electrolisis se realiza utilizando una corriente eléctrica de 1,84 A durante 10 minutos, calcule
+
la [Ag ] en la disolución final.
Datos:
−1
Constante de Faraday: 1 F = 96 485 C mol
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7
+
2+
ξ0 (Ag │Ag) = 0,79 V ; ξ0 (Zn │Zn) = –0,76 V
110.– Se dispone de una disolución acuosa de ácido nítrico del 25% en masa y densidad 1,40 g cm−3.
a) ¿Cuál es la molaridad de la disolución?
b) ¿Qué volumen de esta disolución debe tomarse para preparar 5 L de disolución 0,01 M?
c) Calcule la normalidad de la disolución concentrada (del 25%) cuando ésta se emplea en un proceso
de oxidación−reducción en el que el ácido nítrico se reduce a monóxido de nitrógeno. Ajuste la
semirreacción de reducción del ácido nítrico.
Datos:
7
Pág. 19
109.– Se dispone de dos barras metálicas, una de plata, y otra de cinc. También se dispone de las sales
nitrato de estos elementos y cloruro de potasio, material de vidrio adecuado y un voltímetro con
conexiones eléctricas.
a) Dibuje un esquema de la pila indicando el signo de los electrodos, el sentido de la corriente de los
electrones por el circuito externo y el de migración de los iones en las disoluciones.
b) Escriba las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo de dicha pila indicando qué
especie se oxida y cuál se reduce.
c) Calcule el potencial estándar de la pila.
Datos:
7
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111.–
a)
b)
c)
Masas atómicas:
N = 14 ;
H = 1 ; O = 16
Se dispone de una disolución acuosa de AgNO3 1 M.
Si se sumerge un alambre de cobre, ¿se oxidará? Justifique la respuesta.
Si el alambre fuese de oro, ¿se oxidaría? Justifique la respuesta.
Si se produce reacción, escriba y ajuste la ecuación correspondiente.
Datos:
+
ξ0(Ag │Ag) = 0,80 V ;
2+
3+
ξ0(Cu │Cu) = 0,34 V ; ξ0(Au │Au) = 1,50 V
2+
7
112.– Se dispone en el laboratorio de una disolución de Zn (ac) de concentración 1 M a partir de la cual
se desea obtener cinc metálico, Zn(s). Responda razonadamente:
a) Si disponemos de hierro y aluminio metálicos, ¿cuál de los dos metales deberemos añadir a la
2 +
disolución de Zn para obtener cinc metálico?
b) Para la reacción mediante la cual se obtuvo cinc metálico en el apartado anterior, indique la
especie oxidante y la especie reductora.
c) ¿Cuántos gramos de metal utilizado para obtener cinc metálico se necesitarán añadir a 100 mL de
la disolución inicial para que la reacción sea completa?
Datos:
7
F = 96 500 C
Masas atómicas: Na = 23 ;
As = 74,9 ; O = 16
115.– Se hacen pasar exactamente 0,20 faradays a través de tres células electroquímicas en serie. Una
contiene ion plata, otra, ion cinc y la última, ion hierro(3+). Suponiendo que la única reacción catódica
en cada célula es la de reducción del ion a metal, ¿cuántos gramos se depositarán de cada metal?
Datos:
7
3+
ξ0 (Al │Al) = –1,68 V ; Mat: Al = 27 ; Fe = 55,9
114.– Se hace reaccionar arsénico (As) con hipobromito de sodio [oxidobromato(1−) de sodio] en
presencia de hidróxido de sodio, obteniéndose arseniato de sodio [tetraoxidoarseniato(3−) de sodio],
bromuro de sodio y agua como productos de reacción.
a) Ajuste la ecuación iónica y molecular por el método de ion–electrón.
b) Calcule los gramos de arsénico necesarios para obtener 10 gramos de arseniato de sodio, si el
rendimiento de la reacción es del 85%.
Datos:
7
2+
ξ0 (Fe │Fe) = –0,44 V ;
113.– Se electroliza una disolución acuosa de ácido sulfúrico y se desprende hidrógeno y oxígeno.
a) ¿Qué cantidad de carga eléctrica se ha de utilizar para obtener 1 L de oxígeno medido en
condiciones normales?
b) ¿Cuántos moles de hidrógeno se obtienen en esas condiciones?
Datos:
7
2+
ξ0 (Zn │Zn) = –0,76 V ;
Mat (g mol–1): Fe = 55,9 ;
Zn = 65,4 ;
Ag = 107,9
116.– Se mezclan 20 gramos de zinc puro con 200 mL de ácido clorhídrico 6 M. Cuando se acaba el
desprendimiento de hidrógeno,
a) ¿qué quedará en exceso, zinc o ácido? ¿Cuántos moles?;
b) ¿qué volumen de hidrógeno, medido a 27 ºC y a la presión de 760 mmHg, se habrá obtenido?
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3+
7
2+
ξ0 (Sn │Sn) = –0,137 V
1 F = 96 485 C mol ;
–1
Mat Cr = 51,99
119.– Se quiere construir una pila galvánica empleando como electrodos el Sn y el Zn sumergidos en una
disolución de una de sus sales.
a) Indique cuál es el cátodo y cuál es el ánodo y dibuje un esquema de la pila.
b) Escriba las reacciones parciales que ocurren en cada electrodo.
c) Escriba la reacción global de la pila.
d) Calcule la fuerza electromotriz (f.e.m.) estándar de dicha pila.
Datos:
7
3+
ξ0 (Al │Al) = –1,676 V ;
118.– Se pretende depositar Cr metal, por electrolisis, de una disolución ácida que contiene óxido de
cromo(VI), CrO3.
a) Escriba la semirreacción de reducción.
b) ¿Cuántos gramos de Cr se depositarán si se hace pasar una corriente de 1·104 C?
c) ¿Cuánto tiempo tardará en depositarse un gramo de Cr si se emplea una corriente de 6 A?
Datos:
7
2+
2+
ξ0(Zn │Zn) = −0,76 V ; ξ0(Sn │Sn) = −0,14 V
120.– Se quiere oxidar el ion bromuro, del bromuro de sodio, a bromo empleando una disolución acuosa
de peróxido de hidrógeno 0,2 M en presencia de ácido sulfúrico. Respecto a dicha reacción:
a) ajuste las semirreacciones iónicas y la reacción molecular global;
b) calcule el potencial estándar para la reacción global;
c) calcule la masa de bromuro de sodio que se oxidaría a bromo empleando 60 mL de peróxido de
hidrógeno;
d) calcule el volumen de bromo gaseoso, medido a 150 ºC y 790 mmHg, desprendido en el proceso
anterior.
–
Datos: ξ0(Br2│Br ) = 1,06 V; ξ0(H2O2│H2O) = 1,77 V; R = 0,082 atm L mol–1 K–1 ;
Br = 80
7
Masas atómicas: Na = 23;
121.– Se realizó una valoración (volumetría) redox para determinar la cantidad de Fe2O3 en una muestra
de mineral de hierro. Se disolvieron hasta su totalidad 0,500 g de mineral en ácido clorhídrico diluido.
3+
2+
Tras reducir el Fe procedente de la disolución del mineral a Fe , éste se valoró en medio ácido, con
2+
3+
–
permanganato de potasio 0,060 M, con lo cual el Fe se oxidó de nuevo a Fe mientras que el MnO4
2+
pasó a Mn . La muestra de mineral requirió 7,50 mL del reactivo valorante.
a) Escriba la ecuación química correspondiente a la disolución del mineral en el ácido clorhídrico.
b) Escriba y ajuste por el método de ion–electrón la reacción redox que tiene lugar en el transcurso
de la volumetría.
c) Calcule el porcentaje (%) de Fe2O3 contenido en la muestra.
Datos:
7
2+
117.– Se prepara una pila voltaica formada por electrodos de Al │Al y Sn │Sn en condiciones
estándar.
a) Escriba la semirreacción que ocurre en cada electrodo, así como la reacción global ajustada.
b) Indique cuál actúa de ánodo y cuál de cátodo y calcule la diferencia de potencial que
proporcionará la pila.
Datos:
7
Pág. 20
Masas atómicas (u): Fe = 55,8 ; O = 16,0
122.– Se requieren 2 g de una disolución acuosa comercial de peróxido de hidrógeno para reaccionar
totalmente con 15 mL de una disolución de permanganato de potasio (KMnO4) 0,2 M, en presencia de
cantidad suficiente de ácido sulfúrico, observándose el desprendimiento de oxígeno molecular, a la vez
que se forma sulfato de manganeso(II).
a) Escriba las semirreacciones de oxidación y reducción y la reacción molecular global del proceso.
b) Calcule la riqueza en masa de la disolución comercial de peróxido de hidrógeno, y el volumen de
oxígeno desprendido, medido a 27 ºC y una presión de 700 mmHg.
Datos:
R = 0,082 atm L mol–1 K–1 ; Mat (g mol–1):
H = 1 ; O = 16
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7
Pág. 21
123.– Se toma una muestra de un cloruro metálico, se disuelve en agua y se realiza la electrolisis de la
disolución aplicando una intensidad de corriente de 2 A durante 30 minutos, depositándose entonces
en el cátodo 1,26 g del metal.
a) Calcule la carga del catión sabiendo que la masa atómica del elemento es 101,1.
b) Determine el volumen de gas cloro a 27 ºC y 1 atm que se desprenderá en el ánodo durante la
electrolisis.
Datos:
7
28/04/2015
F = 96 500 C eq–1 ;
R = 0,082 atm L mol–1 K–1
124.– Se toman 250 cm3 de una disolución de cloruro de aluminio(III) de concentración 3,0 M y se
mezcla con 250 cm3 de otra disolución de la misma sustancia de concentración 2,5 M. Finalmente se
enrasa la mezcla de ambas disoluciones hasta 1 000 cm3 con agua destilada.
a) ¿Cuál es la molaridad de la disolución resultante? Puede suponer que los volúmenes son aditivos.
b) ¿Cuál sería la cantidad de aluminio que podría obtenerse por reducción electrolítica de 1 000 litros
de la disolución anterior si el proceso ocurre con un rendimiento del 65%?
Datos:
Masas atómicas: Cl = 35,5 ;
Al = 27
–
–
 2 Cl + Br2.
7
125.– Sea la siguiente reacción electroquímica espontánea a 25 ºC:Cl2 + 2 Br
a) Escriba la notación de la pila representada por dicha ecuación.
b) Indique cuál es el electrodo con el valor mayor de ξ0.
7
126.– Sea una pila constituida, en condiciones estándar, por un electrodo de plata sumergido en una
disolución de nitrato de plata y un electrodo de cadmio sumergido en una disolución de nitrato de
cadmio.
a) Escriba la reacción química que se produce en esta pila.
b) Escriba la notación de la pila formada.
c) Calcule la fuerza electromotriz de la pila.
Datos:
7
2+
127.– Si 12 g de un mineral que contiene un 60 % de cinc se hacen reaccionar con una disolución de
ácido sulfúrico del 96 % en masa y densidad 1,82 g mL–1, según: Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2,
calcule:
a) los gramos de sulfato de cinc que se obtienen;
b) el volumen de ácido sulfúrico que se ha necesitado.
Datos:
7
+
ξ0 (Ag │Ag) = 0,80 V ; ξ0 (Cd │Cd) = –0,40 V
Masas atómicas: Mat (g mol–1):
H = 1 ; O = 16 ; S = 32 ; Zn = 65
128.– Si se introduce 1 mol de trióxido de azufre (SO3) en un recipiente de 1 litro a 25ºC y 1 atm de
presión, se produce el siguiente equilibrio:2 SO3(g)  2 SO2(g) + O2(g).
a) Calcule la composición de la mezcla resultante una vez alcanzado el equilibrio.
b) Calcule el grado de disociación del trióxido de azufre.
c) Calcule el valor de Kp.
Datos:
Kc = 6,75·10–7
2+
7
Datos:
7
+
129.– Suponga que construimos una pila basada en los pares Zn │Zn y Ag │Ag.
a) Escriba la reacción que transcurre espontáneamente y calcule el potencial de la pila.
b) Dibuje dicha pila e indique en el esquema: el electrodo que actúa como ánodo y el que lo hace
como cátodo así como las semirreacciones que transcurren en cada uno de ellos.
2+
ξ0 (Zn │Zn) = –0,76 V ;
+
ξ0 (Ag │Ag) = 0,80 V
130.– Suponga una celda galvánica espontánea (pila). Razone si son verdaderas o falsas cada una de las
siguientes afirmaciones:
a) Los electrones se desplazan del cátodo al ánodo.
b) Los electrones atraviesan el puente salino.
c) La reducción tiene lugar en el electrodo positivo.
d) La f.e.m. de la pila no depende los potenciales de cada electrodo y su valor tiene que ser
siempre negativo para que la reacción sea espontánea.
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131.– Suponiendo condiciones estándar, ¿reaccionarán el ion nitrato y el cinc metálico en medio ácido
para dar iones amonio e iones cinc(II)? Razone la respuesta y en caso afirmativo ajuste, mediante el
método de ion−electrón, la reacción iónica global que tiene lugar entre ellos, indicando oxidante y
reductor.
Datos: Potenciales normales de reducción, ξ0: ion nitrato/ion amonio = 0,89 V ;
ion cinc(II)/cinc metal = −0,76 V
2+
7
132.– Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares ξ0(Hg2 │Hg) = 0,27 V y
2+
ξ0(Cu │Cu) = 0,34 V,
a) ¿cuál es la fuerza electromotriz, en condiciones estándar, de la pila que se podría construir?;
b) escriba las semirreacciones y la reacción global de esa pila;
c) indique cuál es el cátodo, el ánodo y sus signos.
7
133.– Un método de obtención de 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 de 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 de un
80%.
7
134.– Una de las pilas más conocidas en un laboratorio de prácticas es la pila Daniell.
a) Dibuje un esquema rotulado de la misma, señalando el sentido de circulación de los electrones.
b) Indique las reacciones que ocurren en cada electrodo, y el potencial de dicha pila.
Datos:
2+
2+
Potenciales estándar, ξ0 (V): Cu │Cu = +0,34 ; Zn │Zn = –0,76
c) Haga una breve descripción de los materiales que se necesitan para el montaje de dicha pila en el
laboratorio.
7
135.– Una de las prácticas de laboratorio ha sido una electrolisis. Se hace pasar por una disolución que
contiene una sal de cromo(III) la misma cantidad de electricidad que libera 2,158 g de plata de una sal
de plata, depositándose 0,346 6 g de cromo. Sabiendo que la masa atómica de la plata es 107,9, calcule
razonadamente:
a) la masa atómica del cromo;
b) el número de átomos de plata y de cromo depositados.
Datos:
7
136.– Una de las prácticas de laboratorio ha sido una electrolisis. Suponga que se electroliza una
disolución de HCl y se desprende cloro en el ánodo. Calcule razonadamente el volumen de gas cloro,
medido a 25 ºC y 730 mmHg que se desprenderá cuando haya circulado una carga de 50 000 culombios.
Datos:
7
R = 0,082 atm L mol–1 K–1 ;
1 F = 96 500 C mol–1
137.– Una manera de obtener Cl2(g) a escala de laboratorio es tratar el MnO2(s) con HCl(ac). Se
obtienen como resultado de esta reacción cloro, agua y MnCl2(s).
a) Escriba la reacción redox debidamente ajustada.
b) Calcule la cantidad de MnO2 y HCl (en gramos) necesaria para obtener 6 L de cloro medidos a
1 atmósfera y 0 ºC.
c) Calcule el volumen de disolución acuosa 12 M de HCl que se necesita para realizar la operación
anterior, supuesto un rendimiento del 90%.
Datos:
7
Número de Avogadro: NA = 6,02·1023 átomos mol–1 ; 1 F = 96 500 C
R = 0,082 atm L mol–1 K–1 ; Mat: H = 1 ;
Cl = 35,5 ; O = 16 ; Mn = 54,9
138.– Una mezcla de los óxidos CuO y Cu2O, con una masa total de 1 gramo, fue reducida
cuantitativamente a 0,839 g de cobre metálico. Calcule el porcentaje de CuO en la mezcla.
Datos:
Masas atómicas:
O = 16,0 ;
Cu = 63,55 g mol–1
Licencia Creative Commons 3.0. Autor: Antonio José Vasco Merino
Problemas de Química 2º Bachillerato PAU −Redox−
7
F = 96 500 C ; Masa atómica del metal = 157,2
140.– Una muestra de un mineral de cobre con una masa de 0,400 g se disolvió en HNO3(ac)
2+
–
obteniéndose Cu (ac). A la disolución se le añadió un exceso de I obteniéndose CuI(s) e I2(ac). El I2
–
obtenido se valoró con Na2S2O3(ac) [tiosulfato de sodio], 0,106 M obteniéndose I e ion tetrationato,
2–
S4O6 .
a) Si al valorar se usaron 24,6 dm3 de Na2S2O3, ¿cuál es el porcentaje en masa de Cu en el mineral?
b) Indique el oxidante, el reductor, la especie que se oxida y la que se reduce en las reacciones
anteriores.
Datos:
7
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139.– Una muestra de un metal se disuelve en ácido clorhídrico y se realiza la electrólisis de la
disolución. Cuando han pasado por la célula electrolítica 3 215 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:
7
28/04/2015
Masa molar del Cu = 63,5 g mol–1
141.– Una pila consta de una semicélula que contiene una barra de platino sumergida dentro de una
2+
3+
disolución 1 M de Fe y 1 M de Fe . La otra semicélula consiste en un electrodo de talio sumergido
dentro de una disolución 1 M de ion talio(I).
a) Escriba las semirreacciones en el cátodo y en el ánodo y la reacción global.
b) Calcule el potencial estándar de la pila.
Datos:
3+
2+
+
Potenciales estándar de reducción a 25 ºC: ξ0 (Fe │Fe ) = 0,77 V ; ξ0 (Tl │Tl) = –0,34 V
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