7 OXIDACIÓN-REDUCCIÓN - PAU Selectividad - SOLUCIONES

2008

1. La siguiente reacción transcurre en medio ácido: MnO4- + SO3

2- → MnO2 + SO42-

a) Razone qué especie se oxida y cuál se reduce.b) Indique cuál es el oxidante y cuál el reductor, justificando la respuesta.c) Ajuste la reacción iónica.

a) Razone qué especie se oxida y cuál se reduce.El manganeso, en el ion permanganato MnO4

-, tiene estado de oxidación +7El manganeso, en el dióxido de manganeso MnO2, tiene estado de oxidación +4Por tanto se ha producido una reducción ya que ha ganado electrones. El ion permanganato se ha reducido.

El azufre, en el ion sulfito SO3 2- , tiene estado de oxidación +4El azufre, en el ion sulfato SO4 2-, tiene estado de oxidación +6Por tanto se ha producido una oxidación ya que ha perdido electrones. El ion sulfito se ha oxidado.

b) Indique cuál es el oxidante y cuál el reductor, justificando la respuesta.El oxidante es el que se reduce (el ion permanganato MnO4

- ) ya que es el que ha oxidado al ion sulfito SO3 2-.El reductor es el que se oxida (el ion sulfito SO3 2-) ya que es el que ha reducido al ion permanganato.

c) Ajuste la reacción iónica.

Se escriben las semireaccionesSemireacción de Oxidación SO3 2-  →  SO4 2-

Semireacción de Reducción MnO4-  → MnO2  

Se ajustan los átomos (añadiendo H2O y H+)Semireacción de Oxidación SO3 2-  + H2O →  SO4 2- + 2 H+

Semireacción de Reducción MnO4- + 4 H+ → MnO2 +  2 H2O

Se ajustan las cargas eléctricas (añadiendo electrones)Semireacción de Oxidación SO3 2-  + H2O →  SO4 2- + 2 H+ + 2 e- Semireacción de Reducción MnO4

- + 4 H+ + 3 e-  → MnO2 +  2 H2O

Se iguala el número de electrones intercambiados (multiplicando por coeficientes)

Semireacción de Oxidación x 3 3 SO3 2-  + 3 H2O →  3 SO4 2- + 6 H+ + 6 e- Semireacción de Reducción x 2 2 MnO4

- + 8 H+ + 6 e-  → 2 MnO2 +  4 H2O

Se suman las semireacciones Semireacción de Oxidación  3 SO3 2-  + 3 H2O →  3 SO4 2- + 6 H+ + 6 e- Semireacción de Reducción  2 MnO4

- + 8 H+ + 6 e-  → 2 MnO2 +  4 H2O

ECUACIÓN IÓNICA 3 SO3 2-  + 3 H2O + 2 MnO4- + 8 H+ + 6 e-→

3 SO4 2- + 6 H+ + 2 MnO2 +  4 H2O  + 6 e-

Se simplifica todo lo posibleSemireacción de Oxidación  3 SO3 2-  + 3 H2O →  3 SO4 2- + 6 H+ + 6 e- Semireacción de Reducción  2 MnO4

- + 8 H+ + 6 e-  → 2 MnO2 +  4 H2O

ECUACIÓN IÓNICA AJUSTADA 3 SO3 2-  + 2 MnO4- + 2 H+ → 3 SO4 2- +  2

MnO2 +  H2O  

Se repasa por si queda algo por (re)ajustar o por si ha habido algún error en el proceso.

2. Una corriente de 6 amperios pasa a través de una disolución acuosa de ácido sulfúrico durante 2 horas. Calcule:

a) La masa de oxígeno liberado. b) El volumen de hidrógeno que se obtendrá, medido a 27ºC y 740 mm de Hg. Datos: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1. F = 96500 C. Masa atómica: O = 16.

a) La masa de oxígeno liberado.Se trata de la electrólisis del agua, que se realiza en disolución ácida para favorecer el proceso. La intensidad de corriente y el tiempo nos permiten determinar cuánta carga eléctrica ha circulado por la cuba electrolítica: Q = I · t  = 6 A · 7200 s = 6 C/s · 7200 s = 43200 C es la carga eléctrica que ha circulado durante las dos horas.Para determinar la cantidad de sustancia electrones que han pasado durante este tiempo recurrimos al número de Faraday=96500 C/mol e-, que es la carga eléctrica que circula cuando han pasado 1 mol de electrones.Por tanto, 43200 C · 1 mol e- / 96500 C = 0,45 mol e-

Escribimos la semireacción ajustada; en este caso, el oxígeno se desprende en el ánodo que es donde se produce la oxidación:2 O2- → O2 + 4 e- ; o bien en forma iónica 4 OH - → O2 + 2 H2O + 4 e- ; de esta forma sabemos que se obtendrá 1 mol de O2 por cada 4 mol de e- que circulen, por tanto

0,45 mol e- · 1 mol O2 / 4 mol e- = 0,113 mol O2 que expresado en gramos nos da una masa de 0,113 mol O2 · 32 g O2 /1 mol O2 = 3,62 g O2 es la masa que se libera en el ánodo al hacer pasar una corriente de 6 A durante 2 h (al hacer pasar 0,45 mol de electrones)

Si se quiere hacer mediante la expresión 

 siendo M la masa molar de la sustancia en cuestión y n el número de electrones intercambiados, tendremos

b) El volumen de hidrógeno que se obtendrá, medido a 27ºC y 740 mm de Hg.Escribimos la semireacción ajustada; en este caso el hidrógeno se desprende en el cátodo que es donde se produce la reducción:2 H+ + 2 e-  → H2 de esta forma sabemos que se obtendrá 1 mol H2 por cada 2 mol e-

0,45 mol e- · 1 mol H2 / 2 mol e- = 0,223 mol H2 que expresado en litros (medidos a 27 ºC y 740 mmHg) nos da un volumen de 5,6 L de H2 es el volumen de hidrógeno que se libera en el cátodo al pasar una corriente de 6 A durante 2 h (al pasar 0,45 mol de electrones)

3. Dada la reacción: KMnO4 + FeSO4 +H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + H2Oa) Ajuste por el método del ion-electrón esta reacción, en su forma iónica y molecular.b) ¿Qué volumen de disolución 0’02 M de permanganato de potasio se necesita para oxidar 30 mL de disolución de sulfato de hierro (II) 0’05 M, en presencia de ácido sulfúrico?

4. Teniendo en cuenta los potenciales de reducción estándar de los pares Eº(Ag+/Ag ) = + 0’80 V y Eº(Ni2+/Ni) = − 0’25 V:a) ¿Cuál es la fuerza electromotriz, en condiciones estándar, de la pila que se podría construir?b) Escriba la notación de esa pila y las reacciones que tienen lugar.

El electrodo de plata es el que actuará como cátodo (reducción) ya que es el de mayor potencial de reducción; el electrodo de níquel será el que actúe como ánodo (oxidación).

a) La fuerza electromotriz de la pila viene dada por la expresión Eo=Eo(reducción)-cátodo-

Eo(reducción)-ánodo

Eo=+0,80 V - (-0,25V) = 1,05 Vo bien, Eo=Eo

(reducción)-cátodo+Eo(oxidación)-ánodo

Eo=+0,80 V + (+0,25V) = 1,05 Vb) la notación de la pila será Ni(s)|Ni+2

(ac)||Ag+(ac)|Ag(s)

ya que a la izquierda se coloca el ánodo (con polaridad negativa ya que se desprenden o salen electrones) y a la derecha se coloca el cátodo (con polaridad positiva ya que es a dónde llegan los electrones)

5. Dada la reacción: K2Cr2O7 (ac) + Na2SO3 (ac) + H2SO4 → Cr2(SO4)3 (ac) + K2SO4

(ac) + Na2SO4 (ac) + H2Oa) Ajuste por el método del ion-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular.b) Calcule la molaridad de una disolución de sulfito de sodio, si 15 mL de ésta reaccionan totalmente, en medio ácido, con 25’3 mL de disolución de dicromato de potasio 0’06 M.

a) En primer lugar hay que identificar el elemento que se oxida y el que se reduce; en este caso, se oxida el S que pasa de estado de oxidación +4 a estado de oxidación +6; y se reduce el cromo que pasa de +6 a +3. A continuación se escriben las semireacciones de oxidación y de reducción:

Semireacción de oxidación: (SO3)-2  + H2O  → (SO4)-2 +  2 H+

Semireacción de reducción: (Cr2O7)-2 +  14 H+   → 2 Cr+3 + 7 H2O

A estas semireacciones se les colocan los correpondientes electrones para ajustar las cargas eléctricas

Semireacción de oxidación: (SO3)-2  + H2O  → (SO4)-2 +  2 H+ + 2 e- (oxidación=pérdida de electrones)

Semireacción de reducción: (Cr2O7)-2 +  14 H+  + 6 e-  → 2 Cr+3 + 7 H2O (reducción=ganancia de electrones)

Para igualar el número de electrones la semireacción de oxidación se multiplica por 3

Semireacción de oxidación: 3 (SO3)-2  + 3 H2O    → 3 (SO4)-2 +  6 H+ + 6 e- (oxidación=pérdida de electrones)

Semireacción de reducción: (Cr2O7)-2 +  14 H+  + 6 e-   → 2 Cr+3 + 7 H2O (reducción=ganancia de electrones)

Ahora podemos sumar ambas semireacciones, simplificando lo que se pueda y queda la siguiente ecuación iónica ajustada

3 (SO3)-2  +  (Cr2O7)-2 +  8 H+  → 3 (SO4)-2  + 2 Cr+3 + 4 H2O

Estos números se trasladan a la ecuación molecular y por último se comprueba o repasa que todo quede ajustado

K2Cr2O7(ac) + 3 Na2SO3(ac) + 4 H2SO4  → Cr2(SO4)3(ac)  +  K2SO4(ac)  + 3 Na2SO4(ac) + 4 H2O

b) En primer lugar se determina la cantidad de sustancia dicromato de potasio que reaccionan; se trata de 25,3 mL = 0,0253 L de disolución 0,06 M, por tanto tenemos 1,5·10-3 mol dicromato de potasio.

Ahora se realiza un cálculo químico, teniendo en cuenta que 1 mol de dicromato de potasio reacciona con 3 mol de sulfito de sodio

esta cantidad de sustancia se encuentra en 15 mL = 0,015 L de disolución, por tanto en un litro habrá

es la cantidad de sustancia sulfito de sodio que hay en un litro de disolución, por tanto la molaridad es M= 0,3 M = 0,3 mol/L

6. El ácido nítrico reacciona con el cobre generando nitrato de cobre (II), monóxido de nitrógeno (NO) y agua.a) Escriba la ecuación iónica del proceso.b) Asigne los números de oxidación y explique qué sustancia se oxida y cuál se reduce.c) Determine la ecuación molecular y ajústela mediante el método del ion-electrón.

7. Dada la reacción: KMnO4 + Na2C2O4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + Na2SO4 + H2O + CO2

a) Ajuste por el método del ion-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular.b) Calcule la molaridad de una disolución de KMnO4, sabiendo que 20 mL de la misma reaccionan por completo con 0’268 g de Na2C2O4

Masas atómicas: Na = 23; O = 16; C = 12.

a) Ajuste por el método del ion-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular.

En primer lugar determinamos el número de oxidación de todos los elementos que intervienen para determianr cuál se oxida y cuál se reduce. Se observa que el carbono C pasa de 3+ a 4+ por tanto es el elemento que se oxida. Por otro lado, el manganeso Mn pasa de 7+ a 2+ por tanto es el elemento que se reduce.

A continuación se escriben las semireacciones en forma iónica:

Semireacción de oxidación (C2O4)2- →  CO2

Semireacción de reducción (MnO4)- → Mn2+

Se ajustan los átomos:

Semireacción de oxidación (C2O4)2- → 2 CO2

Semireacción de reducción (MnO4)- + 8 H+ → Mn2+ + 4 H2O

Y se ajustan las cargas eléctricas colocando electrones:

Semireacción de oxidación (C2O4)2- → 2 CO2 + 2 e-

Semireacción de reducción (MnO4)- + 8 H+ + 5 e-  → Mn2+ + 4 H2O

Ahora hay que conseguir que el número de electrones intercambiados sea el mismo para lo cual se multiplican ambas semireacciones por los números adecuados:

Semireacción de oxidación   5 · [ (C2O4)2- → 2 CO2 + 2 e- ]

Semireacción de reducción   2 · [(MnO4)- + 8 H+ + 5 e-  → Mn2+ + 4 H2O]

Se vuelven a escribir las semiracciones:

Semireacción de oxidación   5 (C2O4)2- → 10 CO2 + 10 e-

Semireacción de reducción   2 (MnO4)- + 16 H+ + 10 e-  → 2 Mn2+ + 8 H2O

A continuación se suman ambas semireacciones con lo que se consigue la ecuación iónica ajustada:

5 (C2O4)2-  + 2 (MnO4)- + 16 H+ → 10 CO2 + 2 Mn2+ + 8 H2O

Por último, se colocan estos números en la ecuación molecular comprobando que esté todo ajustado por si hubiera que reajustar algún elemento:

2 KMnO4 + 5 Na2C2O4 + 8 H2SO4 →   K2SO4 + 2 MnSO4 + Na2SO4 + 8 H2O + 10 CO2

Se observa que estaría todo ajustado a excepción del sodio Na que se arreglaría añadiendo un número 5

2 KMnO4 + 5 Na2C2O4 + 8 H2SO4 →   K2SO4 + 2 MnSO4 + 5 Na2SO4 + 8 H2O +

10 CO2

b) Calcule la molaridad de una disolución de KMnO4, sabiendo que 20 mL de la misma reaccionan por completo con 0’268 g de Na2C2O4

En primer lugar se calcula la cantidad de sustancia que corresponde con 0,268 g de Na2C2O4; para esto se calcula previamente la masa molar

M(Na2C2O4)=2·23+2·12+4·16= 134 g/mol

Por tanto 0,268 g Na2C2O4 = 0,002 mol Na2C2O4

Ahora se realiza un cálculo químico (o estequiométrico) utilizando como dato la ecuación química ajustada

0,002 mol Na2C2O4 · 2 mol KMnO4 / 5 mol Na2C2O4 = 0,0008 mol KMnO4

Por último, para calcular la molariad bastará con dividir la cantidad de sustancia obtenida entre el volumen de disolución que hemos empleado:

Molaridad = 0,0008 mol KMnO4 / 0,02 L = 0,04 M es la molaridad de la disolución de permanganato de potasio que ha reaccionado con 0,268 g Na2C2O4

8. a) Calcule el tiempo necesario para que una corriente de 6 amperios deposite 190’50 g de cobre de una disolución de CuSO4

b) ¿Cuántos moles de electrones intervienen?Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Cu = 63’5.

a) Calcule el tiempo necesario para que una corriente de 6 amperios deposite 190’50 g de cobre de una disolución de CuSO4

En primer lugar se escribe la correspondiente semireacción de reducción que tiene lugar para que en el cátodo se deposite Cu

Cu2+ + 2 e- →  Cu

A continuación se calcula la cantidad de sustancia que queremos depositar 190,5 g Cu = 3 mol Cu

Hacemos un cálculo químico (o estequiométrico) utilizando la semireacción ajustada para determinar la cantidad de sustancia electrones que se necesita que circulen por el circuito

3 mol Cu · 2 mol e- / 1 mol Cu = 6 mol e- es la cantidad de sustancia electrones que tienen que pasar para que se depositen 190,5 g cu

Ahora, utilizando el número de Faraday se calcula la carga eléctrica que se corresponde con esta cantidad de electrones

6 mol e- · 96500 C / 1 mol e- = 579000 C

Por último, como la intensidad de corriente es de 6 A quiere decir que circulan 6 coulombios por cada segundo de tiempo que esté funcionando el dispositivo:

I = Q / t ; por tanto t = Q / I = 579000 C / 6 A = 96500 s este es el tiempo necesario para que una corriente de 6 A deposite 190,5 g Cu (3 mol Cu)

b) ¿Cuántos moles de electrones intervienen?

Esta pregunta ya está resuelta ya que intervienen 6 moles de electrones.