Ejercicios de selectividad




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OXIDACIÓN - REDUCCIÓN Y ELECTROQUÍMICA.

EJERCICIOS DE SELECTIVIDAD


  1. Se añade agua oxigenada a una disolución de Fe2+. Con los datos de potenciales adjuntos:

    1. Predecir que reacción tendrá lugar (oxidación o reducción del Fe2+ ).

    2. Escribir y ajustar la reacción.

    3. Calcular la f.e.m. de la pila que podría formarse.

Datos: Eo Fe3+/Fe2+ = 0,77; Eo Fe2+/Fe0 = -0,44; E0 H2O2/H2 O = 1,76; E0 O2/H2O2 = 0,69 .(Madrid. Junio 94)

  1. ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas? Escríbase de nuevo las afirmaciones falsas de modo que resulten correctas.

En cualquier celda electroquímica:

    1. Se produce energía eléctrica a partir de una reacción espontánea de oxidación-reducción.

    2. El ánodo es el electrodo en el que ocurre la reducción.

    3. El electrodo, que es fuente de electrones, es el negativo.

    4. Los cationes poseen siempre carga positiva y se desplazan siempre hacia el cátodo.

Madrid. Septiembre1994

  1. Escribir y ajustar las reacciones que tienen lugar en los siguientes casos:

    1. Si se introduce una barra de hierro en una disolución de nitrato de plata.

    2. Si se mezcla una disolución de permanganato potásico en medio ácido con otra de cloruro de estaño (II).

Datos: Eº(Ag+/Ag) = 0,80 V; Eº (Fe2+/Fe) = -0,44 V; Eº(MnO4-/Mn2+) = 1,51 V

Eº(Sn4+/Sn2+) = 0,15 V . (Junio1996).

Suponiendo que la oxidación anódica tiene lugar con un rendimiento del 80%, Calcúlese cuánto tiempo tendrá que circular una corriente de 5 amperios para oxidar 15 gramos de Mn2+ a MnO4-.

Dato: Masa atómica del Mn = 55.(Junio 1996).

  1. Se hace la electrólisis de NaCl en disolución acuosa utilizando una corriente de 5 A durante 30 minutos:

    1. ¿Qué volúmenes de gases se obtienen en el ánodo y en el cátodo a 1 atm y 25ºC?

    2. Cómo tendría que estar el electrólito en la celda para que se depositase sodio y qué diferencia de potencial habría que aplicar?

Datos: Eº(Na+ /Na) = -2,71 V; Eº(Cl2 /2Cl-) = 1.36 V. (Septiembre 1996)

  1. Un gramo de un mineral de hierro se disuelve en ácido sulfúrico. Para que reaccione todo el Fe(II) formado, se emplean 20 ml de disolución 0,2 N de permanganato potásico. Masa atómica del Fe = 55,8.

    1. Escriba y ajuste la reacción del Fe(II) con el ión permanganato.

    2. Calcule el porcentaje de hierro en el mineral. (Septiembre 1996)

  2. Dados los equilibrios:

KMnO4 + FeCl2 + HCl  MnCl2 + FeCl3 + KCl +H2O

KMnO4 + SnCl2 + HCl ó MnCl2 + SnCl4 + KCl + H2O

  1. Ajuste ambas reacciones y justifíque si están desplazadas a la derecha.

  2. Calcule el volumen de KMnO4 0,1 M necesario para oxidar el Fe2+ y el Sn2+ contenidos en 10 g de una muestra que contiene partes iguales en peso de sus cloruros.

Datos: Eº (MnO4-/Mn2+) = 1,56 V; Eº(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V; Eº(Sn4+/Sn2+) = 0,13 V.

  1. Deduzca razonadamente y escribiendo la reacción ajustada.

    1. Si el hierro en su estado elemental puede ser oxidado a hierro (II) con MoO42-.

    2. Si el hierro (II) puede ser oxidado a hierro (III) con NO3-.

Datos: Eº (MoO42- /Mo3+) = 0,51 V; Eº (NO3-/NO) = 0,96 V Eº (Fe3+/Fe2*) = 0,77 V Eº (Fe2+/Fe0) = -0,44 V. (Junio 1999)

  1. Cuando se hace reaccionar el permanganato de potasio con ácido clorhídrico se obtienen, entre otros productos, cloruro de manganeso (II) y cloro molecular.

    1. Ajuste y complete la reacción. Calcule los pesos equivalentes del oxidante y del reductor.

    2. Calcule el volumen de cloro, medido en condiciones normales, que se obtendrá al hacer reaccionar 100g de permanganato de potasio con exceso de ácido clorhídrico.

Masas atómicas: K = 39,1; Mn = 54,9; O = 16,0; Cl = 35,5; H = 1,0.

R = 0,082 atm l K-1 mol-1 . (Modelo 98-99)


  1. Considere la reacción: HNO3 + Cu óCu(NO3)2 + NO (g) +H2O

    1. Ajuste la reacción por el método del ión-electrón.

    2. ¿Qué volumen de NO (medido a 1 atmósfera de presión y 273 K) se desprenderá si se oxidan 2,50 g de cobre metálico?

Datos: Masas atómicas: Cu=63,5; O=16,0; N= 14,0; H=1,0

R = 0,082 atm.l.mol-1.K-1. (Junio 1999)

  1. Dados los valores de potencial estándar de reducción de los siguientes sistemas:

E0(I2/I- ) = 0,53 V; E0 (Br2/Br- ) = 1,07 V; E0 (Cl2/Cl-) = 1,36 V

Indique razonadamente:

  1. ¿Cuál es la especie química más oxidante entre todas las mencionadas anteriormente?

  2. ¿Cuál es la forma reducida con mayor tendencia a oxidarse?

  3. ¿Es espontánea la reacción ende el cloro molecular y el ión yoduro?

  4. ¿Es espontánea la reacción entre el ión cloruro y el bromo molecular? (septiembre 1999)

  1. Una muestra de 20 g de latón (aleación de cinc y cobre) se trata con ácido clorhídrico, desprendiéndose 2,8 litros de hidrógeno gas medidos a 1 atm y 25 0C.

    1. Formule y ajuste la reacción o reacciones que tienen lugar.

    2. Calcule la composición de la aleación, expresándola como tanto por ciento en peso.

Datos: R= 0,082 atm·l·K-1·mol-1; E(Zn2+/Zn) = -0,76 V; E(Cu2+/Cu) = +0,34 V; E(H+/H2) = +0,00 V;

Masas atómicas: Zn= 65,4; Cu = 63,5; H = 1,0 (Septiembre 1999)

  1. El cinc metálico puede reaccionar con los iones hidrógeno oxidándose a cinc (II).

    1. Qué volumen de hidrógeno medido a 700 mm de Hg y 77ºC, se desprenderá si se disuelven completamente 0,5 moles de cinc?

    2. Si se realiza la electrólisis de una disolución de cinc (II) aplicando una intensidad de 1,5 amperios durante 2 horas y se depositan en el cátodo 3,66 g de metal, calcule la masa atómica del cinc.

Dato: F = 96500 C; R = 0,082 atm.l.mol-1 .K-1.(Modelo 99-00)

  1. El cloro se obtiene por oxidación del ácido clorhídrico con dióxido de manganeso pasando el manganeso a estado de oxidación dos.

    1. Escriba y ajuste la reacción.

    2. ¿Cuántos moles de dióxido de manganeso hay que utilizar para obtener dos litros de cloro gas, medidos a 25ºC y una atmósfera?

    3. ¿Qué volumen de ácido clorhídrico 2M se requiere para obtener los dos litros de cloro del apartado b)?

Datos: R= 0,082 atm·l·K-1·mol-1. ( Junio 2000).

  1. Considerando los datos adjuntos, deduzca si se producirán las siguientes reacciones de oxidación-reducción y ajuste las que puedan producirse:

    1. MnO4- + Sn2+ ---->

    2. NO3- + Mn2+ ---->

    3. MnO4- + IO3- ---->

    4. NO3- + Sn2+ ---->

Datos.- Eº(MnO4- /Mn2+ ) = 1,51 V; Eº(IO4- /IO3- ) =1,65 V; Eº(Sn4+ /Sn2+ ) = 0,15 V; Eº(NO3-/NO)= 0,96 V

(Septiembre 2000)

  1. Para obtener 3,08 g de un metal M por electrólisis, se pasa corriente de 1,3 A a través de una disolución de MCl2 durante 2 horas.

Calcule:

  1. La masa atómica del metal.

  2. Los litros de cloro producidos a 1 atmósfera de presión y 273 K.

Datos: Constante de faraday F = 96500 C.eq-1; R = 0,082 atm.L.mol-1.K-1 (Septiembre 2000)

  1. 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.

  1. Escriba la reacción ajustada por el método del ion-electrón.

  2. Determine el volumen de cloro obtenido, a 25ºC 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%. (Junio 2001).

  1. Se tiene una disolución acuosa de sulfato de cobre (II).

  1. Calcule la intensidad de corriente que se necesita pasar a través de la disolución para depositar 5 g de cobre en 30 minutos.

  2. ¿Cuántos átomos de cobre se habrán depositado? Datos.- Masa atómica del Cu= 63,5, NA= 6,023 · 1023 átomos/mol; F= 96500 culombios/mol. ( Junio 2001).

  1. Se dispone de una pila formada por un electrodo de zinc, sumergido en una disolución 1 M de Zn(NO3)2 y conectado con un electrodo de cobre, sumergido en una disolución 1 M de Cu(NO3)2. Ambas disoluciones están unidas por un puente salino.

    1. Escriba el esquema de pila galvánica y explique la función del puente salino.

    2. Indique en que electrodo tiene lugar la oxidación y en cuál la reducción.

    3. Escriba la reacción global que tiene lugar e indique en qué sentido circula la corriente.

    4. ¿En qué electrodo se deposita el cobre?

Datos.- Eº(Zn2+/Zn) = -0,76 V; Eº(Cu2+/Cu) = +0,34 V. (Septiembre 2001).


  1. Considere la reacción redox: Cr2O72- + Fe2+ + H+  Cr3+ + Fe3+ + H2O.

  1. ¿Qué especie es el oxidante y aqué se reduce? ¿Pierde o gana electrones?

  2. ¿Qué especie es el reductor y a qué se oxida? ¿Pierde o gana electrones?

  3. Ajuste por el método del ión-electrón la reacción molecular entre Fe(SO4)3y Cr2(SO4)3, entre otras sustancias. (Modelo 2001-2002)

  1. Se toma una muestra de un cloruro metálico, se disuelve en agua y se realiza la electrólisis de la disolución aplicando una intensidad de corriente de 2ª durante 30 minutos, depositándose entonces en el cátodo 1,26 g del metal.

  1. Calcula la carga del catión sabiendo que la masa atómica del elemento es 101,1.

  2. Determine el volumen de gas cloro a 27 ºC y 1 atm que se desprenderá en el ánodo durante la electrolisis.

Datos: F = 96500 C.mol-1; R = 0,082 atm.l.mol-1 .K-1 (Modelo 2001-2002).

  1. En medio ácido, el ión permanganato (MnO4-) se utiliza como agente oxidante fuerte. Conteste razonadamente a las siguientes preguntas y ajuste las reacciones iónicas que se puedan producir.

  1. ¿Reacciona con Fe (s)?

  2. ¿Oxidaría al H2O2?

Datos: Eº(MnO4- /Mn2+ ) = 1,51 V; Eº (Fe2+/Fe0) = -0,44 V; Eº(O2/H2O2) = 0,70 V. (Junio 2002).

  1. Conteste razonadamente si las reacciones que se dan en los posibles apartados serán espontáneas, ajustando los procesos que tengan lugar:

  1. Al agregar aluminio metálico a una disolución acuosas de iones Cu2+.

  2. Al agregar un trozo de manganeso a una disolución acuosa 1M de Pb (NO3)2.

Datos: Eº(Cu2+/Cu) = +0,34 V; Eº (Al3+/Al) = -1,66 V; Eº (Mn2+/Mn) = -1,18 V;

Eº ( Pb2+/Pb) = - 0,12 V. (septiembre 2002).

  1. Considerando condiciones estándar, justifique cuáles de las siguientes reacciones tienen lugar

espontáneamente y cuáles sólo pueden llevarse a cabo por electrólisis:

  1. Fe2+ + Zn ->Fe + Zn2+.

  2. 2 H2O ->2 H2(g) + O2(g) en medio ácido.

  3. I2+ 2 Fe2+ ->2 I -+ 2 Fe3+.

  4. Fe + 2 Cr3+ ->Fe2+ + 2 Cr2+.

Datos.-Eº(Fe2+/ Fe) = -0,44 V; Eº(Zn2+/ Zn) = -0,77 V; Eº(O2/ H2O) = 1,23 V;

Eº(Fe3+/ Fe2+) = 0,77V;(Junio 2003)

  1. El bromuro de potasio reacciona con el ácido sulfúrico concentrado para dar sulfato de

potasio, bromo libre, dióxido de azufre y agua. Conteste a las siguientes preguntas:

  1. Formule y ajuste las semirreacciones iónicas redox y la reacción neta molecular.

  2. ¿Cuántos cm3 de bromo se producirán al hacer reaccionar 20 g de bromuro de potasio con

  3. ácido sulfúrico en exceso?

Datos.- Masas atómicas: Br = 80, K= 39; Densidad Br2 = 2,8 g×cm-3 (septiembre 2003)

  1. Para un proceso electrolítico de una disolución de AgNO3 en el que se obtiene Ag metal,

Justifique si son verdaderas o falsas cada una de las siguientes afirmaciones:

  1. Para obtener 1 mol de Ag se requiere el paso de 2 mol de electrones.

  2. En el ánodo se produce la oxidación de los protones del agua.

  3. En el cátodo se produce oxígeno.

  4. Los cationes de plata se reducen en el cátodo.(junio 2004)

  1. Teniendo en cuenta la siguiente reacción global, en medio ácido y sin ajustar:

K2Cr2O7 + HI -> KI + CrI3 + I2 + H20

  1. Indíque los estados de oxidación de todos los átomos en cada una de las moléculas de la reacción.

  2. Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción, así como la reacción global.

Puntuación máxima por apartado: 0.5 puntos ( Sept 2004)

  1. En el cátodo de una pila se reduce el dicromato potásico en medio ácido a Cromo (III).

  1. ¿Cuántos moles de electrones deben llegar al cátodo para reducir 1 mol de dicromato potásico?

  2. Calcule la cantidad de Faraday que se consume, para reducir todo el dicromato presente en una

disolución, si ha pasado una corriente eléctrica de 2,2A durante 15 min.

  1. ¿Cuál será la concentración inicial de dicromato en la disolución anterior, si el volumen es de 20 mL?

Datos.- Faraday = 96500 C·mol-1

Puntuación máxima por apartado: a) y c) 0,75 puntos; b) 0,5 puntos.(sept 2004)

  1. Dada la reacción de oxidación-reducción:

SO32. + MnO4. ->SO42. + Mn2+

  1. Indique los estados de oxidación de todos los elementos en cada uno de los iones de la reacción.

  2. Nombre todos los iones.

  3. Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción en medio ácido.

  4. Escriba la reacción iónica global ajustada. ( junio 2005)

  1. En una celda voltaica se produce la reacción:

  1. K2Cr2O7 + 7 H2SO4 + 6 Ag  Cr2(SO4)3 + 7 H2O + 3 Ag2SO4 + K2SO4

  2. Calcule el potencial estándar de la celda.

  3. Calcule los gramos de sulfato de plata formados a partir de 2,158 g de plata.

  4. Si se dispone de una disolución de ácido sulfúrico de concentración 1,47 g·L.1, calcule el volumen de la misma que se necesita para oxidar 2,158 g de plata.

Datos.- Eo (Cr2O72./Cr3+) = 1,33 V; Eo (Ag +/Ag) = 0,80 V (junio 2005)


  1. Un vaso contiene 100 mL de disolución de cationes Au+ 0,03 M. Este catión se reduce

y oxida simultáneamente (dismutación) a oro metálico, Au, y catión Au3+ hasta que se agota todo el

catión Au+.

  1. Ajusta la reacción redox que se produce.

  2. Calcula el potencial de la reacción.

  3. Calcula la concentración resultante de iones Au3+ en disolución.

  4. Calcula la masa de oro que se forma.

DATOS: Eo (Au3+/Au+) = 1,25 V; Eo (Au+/Au) = 1,70 V ; Ar(Au) = 197 u.

Resultado: b) Eo = 0,45 V; c) [Au3 +] = 0,01 M; d) 0,394 g Au.(sep 2005)

  1. En la oxidación de agua oxigenada, H2O2, con 0,2 moles de permanganto, realizada en

medio ácido a 25 º C y 1 atm de presión, se producen 2 L de O2 y cierta cantidad de Mn2+ y agua.

  1. Escribe la reacción iónica ajustada que tiene lugar.

  2. Justifica, empleando los potenciales de reducción, si es una reacción espontánea en

  3. condiciones estándar y 25 º C.

  4. Determina los gramos de agua oxigenada necesarios para que tenga lugar la reacción.

  5. Calcula cuántos moles de permanganato se han añadido en exceso.

DATOS: R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1; Eo (MnO4-/Mn2+) = 1,51 V; Eo (O2/H2O2) = 0,68 V; Ar (O) = 16u; Ar (H) = 1 u.

Resultado: b) Eo = 0,83 V y es espontánea; c) 2,79 g H2O2; d) 0,1672 moles en exceso.(junio 2006)

  1. En disolución ácida, el ión dicromato, Cr2O72-, oxida al ácido oxálico HOOC – COOH, a

CO2 según la reacción: Cr2O7 2-+ H2C2O4 ->Cr3+ + CO2.

  1. Indica los estados de oxidación de todos los átomos en cada uno de los reactivos y productos

  2. de dicha reacción.

  3. Escribe y ajusta la semirreacción de oxidación y reducción.

  4. Ajusta la reacción global.

  5. Justifica si es espontánea o no en condiciones estándar.

  1. Se sabe que el ión permanganato, MnO4- oxida al hierro (II) a hierro (III), en presencia

de ácido sulfúrico, H2SO4, reduciéndose él a Mn (II).

  1. Escribe y ajusta las semirreacciones de oxidación y reducción y la ecuación iónica global.

  2. ¿Qué volumen de KMnO4 0,02 M se requiere para oxidar 40 mL de disolución 0,1 M de

sulfato de hierro (II), FeSO4, en disolución de ácido sulfúrico.

Resultado: b) 40 mL.(sept 2006)

  1. En una disolución en medio ácido, el ión MnO4- oxida al H2O2, obteniéndose Mn2+, O2 y H2O.

  1. Nombra todos los reactivos y productos de la reacción, indicando los estados de oxidación del oxígeno y del manganeso en cada uno de ellos.

  2. Escribe y ajusta las semirreacciones de oxidación y reducción en medio ácido.

  3. Ajusta la reacción global.

  4. Justifica, en función de los potenciales dados, si la reacción es espontánea o no en

condiciones estándar.

DATOS: Eo (MnO4-/Mn2+) = 1,51 V; Eo (O2/H2O2) = 0,70 V.( junio 2007)

  1. La electrólisis de una disolución acuosa de sulfato de cobre (II) se efectúa según la reacción iónica neta siguiente: 2 Cu2+ (aq) + 2 H2O (l) 2 Cu (s) + O2 (g) + 4 H+ (ac).Calcula:

  1. La cantidad (en gramos) que se necesita consumir de sulfato de cobre (II) para obtener 4,1

  2. moles de O2.

  3. ¿Cuántos litros de O2 se han producido en el apartado anterior a 25 º C y 1 atm de presión?

  4. ¿Cuánto tiempo es necesario (en minutos) para que se depositen 2,9 g de cobre con una

intensidad de corriente de 1,8 A?

DATOS: R = 0,082 atm · L · mol1 · K1; 1 F = 96485 C; Ar(Cu) = 63,5 u; Ar(S) = 32 u; Ar(O) = 16 u.

Resultado: a) 1.307,9 g CuSO4; b) V (O2) = 100,19 L; c) t = 81,6 minutos.( junio 2007)



  1. Se introduce una barra de Mg en una disolución 1 M de MgSO4 y otra de Cd en una

disolución 1 M de CdCl2 y se cierra el circuito conectando las barras mediante un conductor metálico y

las disoluciones mediante un Puente salino de KNO3 a 25 º C.

  1. Indica las reacciones parciales que tienen lugar en cada uno de los electrodos, muestra el cátodo, el ánodo y la reacción global, y calcula el potencial de la pila.

  2. Responde a la misma cuestión del apartado anterior, si en este caso el electrodo de Mg2+/Mg

se sustituye por una barra de Ag sumergida en una disolución 1 M de iones Ag+.

DATOS: Eo (Mg2+/Mg) = -2,37 V; Eo (Cd2+/Cd) = -0,40 V; Eo (Ag+/Ag) = 0,80 V.( sep 2007)

  1. Las disoluciones acuosas de permanganato de potasio en medio ácido (sulfúrico),oxidan al peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) formándose oxígeno , sulfato de manganeso (II), sulfato de potasio y agua.

  1. Formula y ajusta las semirreacciones iónicas de oxidación y reducción y la reacción molecular.

  2. Calcula los gramos de oxígeno que se liberan al añadir un exceso de permanganato a 200 mL de peróxido de hidrógeno 0,01 M.

  3. ¿Qué volumen ocupará el O2 obtenido en el apartado anterior, medido a 21ºC y 720 mm Hg.

DATOS: R = 0,082 atm · L · mol-1 · K-1; Ar (O) = 16 u; 1 atm = 760 mm Hg.

Resultado: b) 0,064 g O2; c) V = 0,051 L.( junio 08)

  1. 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.

  1. Formula las semirreacciones del ánodo y del cátodo.

  2. Formula la reacción global iónica y molecular de la pila.

  3. Explica de forma justificada por qué se trata de una pila galvánica.

  4. Indica razonadamente el signo de ΔGo para la reacción global.(Sept- 2008)

  1. Dadas las dos reacciones siguientes sin ajustar:

Br (ac) + Cl(ac) → Br2 (g) + Cl2 (g)

Zn (s) + NO3(ac) + H+ (ac) → Zn2+ (ac) + NO (g) + H2O

  1. Justifica por qué una de ellas no se puede producir.

  2. Ajusta las semirreacciones de oxidación y de reducción de la reacción que se produce.

  3. Ajusta la reacción global de la reacción que si se puede producir.

  4. Justifica si es espontánea dicha reacción.

DATOS: Eo (Br2/Br) = 1,06 V; Eo (Cl2/Cl) = 1,36 V; Eo (Zn2+/Zn) = – 0,76 V; Eo (NO3/NO) = 0,96 V.

obteniéndose una disolución que contiene Cu2+ y un residuo sólido insoluble. Sobre la disolución

Resultado: d) Eo pila = 1,72 V ,Espontánea ( junio 09)

  1. Una pieza metálica de 4,11 g que contiene cobre se introduce en ácido clorhídrico resultante se realiza una electrólisis pasando una corriente de 5 A. Al cabo de 656 s se pesa el cátodo y se observa que se han depositado 1,08 g de cobre.

  1. Calcula la masa atómica del cobre.

  2. ¿Qué volumen de cloro se desprendió durante el proceso electrolítico en el ánodo (medido a

  3. 20 ºC y 760 mm Hg)?

  4. ¿Cuál era el contenido real de Cu (en % en peso) en la pieza original, si al cabo de 25 minutos de paso de corriente se observó que el peso del cátodo no variaba?

DATOS: R = 0,082 atm · L · mol–1 · K–1; 1 F = 96.485 C.

Resultado: a) 63,54 g · mol-11; b) 0,41 L; c) 26,28 %.( junio 2009)

  1. Se quiere oxidar el ión 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:

  1. Ajusta las semirreacciones iónicas y la reacción molecular global.

  2. Calcula el potencial estándar para la reacción global.

  3. Calcula la masa de bromuro de sodio que se oxidaría a bromo empleando 60 mL de peróxido de hidrógeno.

  4. Calcula el volumen de bromo, medido a 150 ºC y 790 mm Hg, desprendido en el proceso

anterior.

DATOS: Eo (Br2/Br) = 1,06 V; Eo (H2O2/H2O) = 1,77 V; R = 0,082 atm · L · mol–1 · K–1; Ar (Na) = 23 u; Ar (Br) = 80 u.

Resultado: b) Eo r = 0,71 V; c) 2,74 g NaBr; d) 0,4 L Br2.( sept 2009)

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