Ejercicios resueltos de selectividad de reacciones redox y electroquímica




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títuloEjercicios resueltos de selectividad de reacciones redox y electroquímica
fecha de publicación26.11.2015
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EJERCICIOS RESUELTOS DE SELECTIVIDAD DE REACCIONES REDOX Y ELECTROQUÍMICA
Cuando se hace reaccionar ácido nítrico con zinc metálico se obtiene, entre otros productos, ión amonio en forma de nitrato de amonio y zinc divalente en forma de nitrato de zinc.

  1. Complete y ajuste la reacción mediante el método ión-electrón y determine los gramos de oxidante que se reducen con 1 mol de electrones.

  2. Calcule el volumen de una disolución de ácido nítrico, que contiene 3,15 g de ácido por litro de disolución, necesario para oxidar 3,27 g de zinc metálico presente en un residuo procedente de la minería.

Datos.- Masas atómicas: H = 1,0; N = 14,0; O = 16,0; Zn = 65,4.
Solución:
a) 4· [Zn  Zn2+ + 2e-]

[NO3- + 10H+ + 8e-  NH4+ + 3H2O]




10HNO3 + 4Zn  NH4NO3 + 4Zn(NO3)2 + 3H2O
Gramos de oxidante (HNO3) que se reducen con unmol de electrones = 63/8 = 7,9 g
NOTA: También debe valorarse parcialmente si la reacción se ajusta en forma iónica


  1. [HNO3] = 3,15/PM = 3,15/63 = 0,05 M

moles de Zn = 3,27/65,4 = 0,05 moles de Zn presentes ;

Como la estequiometría HNO3:Zn es 10:4, serán necesarios 10·0,05/4 = 0,125 mol de HNO3

V = nº moles / [HNO3] = 0,125/0,05 = 2,5 L

Complete y ajuste, en medio ácido, las semirreacciones de oxidación y de reducción así como la reacción global. Indique si son espontáneas las reacciones globales en función de los potenciales redox.

  1. Cr2O72– + S2– + H+  Cr3+ + ...

  2. KMnO4 + HCl + SnCl2  SnCl4 + ...


Datos. Eº Cr2O72–/Cr3+ = 1,33 V; Eº S/S2– = 0,14 V;

Eº MnO4/Mn2+ = 1,51 V; Eº Sn4+/Sn2+ = 0,15 V
Solución:

a) Semirreacciones:

Cr2O72- + 14H+ + 6e-  2Cr3+ + 7H2O Eº = 1,33 V

S2-  S + 2e- Eº = - 0,14 V

Reacción global:

Cr2O72- + 14H+ + 3S2-  2Cr3+ + 3S + 7H2O Eº = 1,19 V

Eº > 0; Gº < 0  espontánea

b) Semirreacciones:

MnO4- + 8H+ + 5e-  Mn2+ + 4H2O Eº = 1,51 V

Sn2+  Sn4+ + 2 e- Eº = -0,15 V

Reacción global:

2 KMnO4 + 16HCl + 5SnCl2  2MnCl2 + 5SnCl4 + 8H2O + 2KCl ;Eº = 1,36 V

Eº > 0; Gº < 0  espontánea

Conociendo los potenciales normales de reducción de los halógenos:

a) Escriba las siguientes reacciones y determine cuáles serán espontáneas:

  1. Oxidación del ión bromuro por yodo

  2. Reducción de cloro por ión bromuro

  3. Oxidación de ioduro con cloro.

  1. Justifique cuál es la especie más oxidante y cuál es más reductora.


Datos: EºF2/F - =2,85 V, EºCl2/Cl- =1.36 V, EºBr2/Br- = 1,07 V, Eº I2/I- = 0,54 V

Solución:

a)
  1. Reacción no espontánea. El potencial de reducción del yodo es menor que el del bromo.

  2. Reacción espontánea. El potencial de reducción del cloro es superior al del bromo.


Cl2 + 2 Br -  2Cl- + Br2 Eº = 1,36-1,07= 0,29 V
  1. Reacción espontánea. El potencial de reducción del cloro es superior al del yodo.


Cl2 + 2I-  2Cl- + I2 Eº= 1,36-0,54= 0,82 V

b) De las especies dadas, la más oxidante es el F2 ya que posee el mayor potencial de reducción, mientras que la más reductora es I2 ya que posee el potencial de reducción más pequeño.
Dos celdas electrolíticas que contienen nitrato de plata (I) y sulfato de cobre (II), respectivamente, están montadas en serie. Si en la primera se depositan 3 gramos de plata.

  1. Calcule los gramos de cobre que se depositarán en la segunda celda.

  2. Calcule el tiempo que tardarán en depositarse si la intensidad de la corriente es de 2 Amperios.

Datos: Masas atómicas : Ag= 107,9; Cu= 63,5 ; Faraday: 96500 C


Solución:

a) Las reacciones de descarga en cada celda electrolítica son:

2 Ag+ + 2 e-  2 Ag

Cu2+ + 2 e-  Cu

2 nCu = nAg nCu = 3g(Ag) / 2· 107,9 g·mol-1 (Ag) = 0,0139 moles

mCu = 0,0139 mol· 63,5 g/mol = 0,883 g de Cu


  1. 96500 C / 107,9 g (Ag) = 2 (A)· t (s) / 3g (Ag) t = 1341 s


Considerando los siguientes metales: Zn, Mg, Pb y Fe

  1. Ordénelos de mayor a menor facilidad de oxidación.

  2. ¿Cuáles de estos metales pueden reducir Fe3+ a Fe2+ pero no Fe2+ a Fe metálico?

Justifique las respuestas.

Datos: Eº(Zn2+/Zn) = –0,76 V; Eº(Mg2+/Mg) = –2,37 V; Eº(Pb2+/Pb) = –0,13 V; Eº(Fe2+/Fe) = –0,44 V; Eº(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V

Solución:

    1. Se oxida más fácilmente el que tiene el potencial de reducción más negativo, en este caso el magnesio. El que menos fácilmente se oxida es el plomo, ya que tiene el potencial de reducción menos negativo, es decir el mayor potencial de todos. Así, el orden de mayor a menor tendencia es el siguiente: Mg, Zn, Fe, Pb.

    2. Plomo (Pb), ya que todos pueden reducir Fe3+ a Fe2+, pero solo él no puede reducir el Fe2+ a Fe metálico porque tiene un potencial de reducción mayor.

Pb + Fe2+  Pb2+ + Fe ; Eº = Eº(Fe2+/Fe) – Eº(Pb2+/Pb) = –0,44 –(–0,13) = –0,31 V; proceso no espontáneo.

Se colocan en serie una célula electrolítica de AgNO3 y otra de CuSO4.

  1. ¿Cuántos gramos de Cu(s) se depositan en la segunda célula mientras se depositan 2g de Ag(s) en la primera?

  2. ¿Cuánto tiempo ha estado pasando corriente si la intensidad era de 10 A?

Datos.- Masas atómicas: Ag = 107,87 y Cu = 63,54; Faraday = 96.500 C·mol1

Solución:

a) Ag+ + 1e  Ag y Cu2+ + 2e  Cu


2 g /107,87g·mol–1 = 0,0185 moles Ag

1 mol Cu por cada 2 Faradios  0,0185  63,54/2 g = 0,59 g Cu

b) t = 0,0185  96500 / 10 = 178,5 s

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