Septiembre 2016. Pregunta 1B.- Ajuste las siguientes reacciones redox en sus formas iónica y molecular, especificando en cada caso cuáles son las semirreacciones de oxidación y reducción: a) KMnO4 + HCl + SnCl2 → MnCl2 + SnCl4 + KCl + H2O b) HNO3 + H2S → S + NO + H2O Puntuación máxima por apartado: 1 punto

Solución. a. Se identifica el número de oxidación de cada átomo para saber cuales son los que intercambian electrones. +1 +7 −2

+1 −1

+2 −1

+2 −1

+4 −1

+1 −1

+1 −2

K Mn O 4 + H Cl + Sn Cl 2 → Mn Cl 2 + Sn Cl 4 + K Cl + H 2 O + 5e −

Mn (VII) → Mn (II) − 2e −

Sn (II)

→ Sn (IV )

Se plantean las semireacciones iónicas sin ajustar:

→ Mn 2 +

MnO −4 Sn 2 +

→

Sn 4 +

Teniendo en cuenta que la reacción se lleva a cabo en medio ácido, se ajusta el oxígeno sumando en el miembro donde haya defecto de oxígeno tantas moleculas de agua como átomos de oxígeno haya en defecto.

MnO −4 Sn 2 +

→ Mn 2 + + 4H 2 O Sn 4 +

→

Se ajusta el hidrógeno sumando protones en el medio donde haya defecto de hidrógeno.

→ Mn 2 + + 4H 2O

MnO 4− + 8H + Sn 2 +

Sn 4 +

→

Se ajustan las cargas sumando electrones donde haya exceso de carga positiva o defecto de carga negativa

→ Mn 2 + + 4H 2 O

MnO −4 + 8H + + 5e − Sn 2 +

Sn 4 + + 2e −

→

Se identifican los procesos (Reducción ≡ ganancia de electrones; oxidación ≡ perdida de electrones) y se combinan las ecuaciones para eliminar los electrones

[

Semireacción de reducción 2 × MnO −4 + 8H + + 5e − Semireacción de oxidación 5 × Sn 2 + Reacción iónica global

[

2MnO −4 + 16H + + 5Sn 2 +

→ Mn 2 + + 4H 2O → Sn 4 + + 2e −

]

]

→ 2Mn 2 + + 5Sn 4 + + 8H 2 O

Se transforma la ecuación a molecular Reacción molecular global 2KMnO 4 + 5SnCl 2 + 16HCl → 2MnCl 2 + 5SnCl 4 + 8H 2 O + 2KCl b.

Número de oxidación: +1 +5 −2

+1 −2

H N O3+ H2 S

0

+2 −2 +1 −2

→ S+ N O + H 2 O + 3e −

N(V ) → N(II) S2 −

− 2e −

→

S0

Semireacciones iónica. Teniendo en cuenta que ni óxidos ni elementos forman iónes.

NO3− S2 −

→ NO → S

Al igual que en el apartado a, se ajusta el oxígeno teniendo en cuenta que es medio ácido.

1

NO3− S2 −

→ NO + 2H 2O → S

Se ajusta el hidrógeno con protones.

NO3− + 4H + S2 −

→ NO + 2H 2 O → S

Se ajustan las cargas sumando electrones.

NO3− + 4H + + 3e − S2 −

→ NO + 2H 2 O → S + 2e −

Se identifican los procesos y se combinan las ecuaciones para eliminar los electrones

[

Semireacción de reducción 2 × NO3− + 4H + + 3e − Semireacción de oxidación 3 × S2 −

[

2 NO3− + 8H + + 3S2 −

Reacción ionica global

→ NO + 2H 2 O] → S + 2e −

]

→ 2 NO + 3S + 4H 2 O

Se transforma la ecuación a molecular Reacción molecular global 2HNO3 + 3H 2S → 2 NO + 3S + 4H 2 O

Junio 2016. Pregunta B4.- Se hacen reaccionar KClO3, CrCl3 y KOH, produciéndose K2CrO4, KCl y H2O.

a) Formule las semirreacciones que tienen lugar, especificando cuál es el agente oxidante y cuál el reductor y ajuste la reacción iónica. b) Ajuste la reacción molecular. c) Ajuste la semirreacción Cr2O72−/Cr3+ en medio ácido y justifique si una disolución de K2Cr2O7 en medio ácido es capaz de oxidar un anillo de oro. Datos. Eº (V): Au3+/Au = 1,50; Cr2O72−/Cr3+ = 1,33. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos apartados a) y c); 0,5 puntos apartado b).

Solución. a. Reacción redox en medio básico. Reacción sin ajustar: KClO 3 + CrCl 3 + KOH → K 2 CrO 4 + KCl + H 2 O Elementos que cambian de valencia:

Cl(V )

+ 6e −

→ − 3e

Cl −

Proceso de reducción Oxidante ≡ KClO 3

−

Cr (III) → Cr (VI ) Proceso de oxidación

Re ductor ≡ CrCl3

Semireacciones iónicas sin ajustar

Semireacción de reducción ClO3− Semireacción de oxidación Cr 3+

→ Cl − → CrO 24 −

Se ajusta el oxígeno y el hidrógeno teniendo en cuenta que el medio es básico, y por lo tanto, en el termino donde haya exceso de oxígeno se suman tantas moléculas de agua como átomos de oxígeno haya en exceso con la intención de igualar el exceso de oxigeno e hidrogeno y de esa forma poder ajustar sumando OH‒ en el otro miembro.

Semireacción de reducción ClO3− + 3H 2 O → Cl − 3+ 2− Semireacción de oxidación Cr → CrO 4 + 4H 2 O Semireacción de reducción ClO 3− + 3H 2 O → Cl − + 6OH − Semireacción de oxidación Cr 3+ + 8OH − → CrO 24 − + 4H 2 O Se ajustan las cargas, sumando electrones en el término donde halla exceso de carga positiva o defecto de carga negativa

2

−144 6447 8 − ClO 3 + 3H 2 O → 3+ − Cr + 84 OH 14 42 4 3 −5

Semireacción de reducción Semireacción de oxidación

ClO3−

647 4−7 48 4 − Cl + 6OH −

→ CrO 24 − + 4H 2 O 1442443

+ 3H 2 O + 6e Cr + 8OH −

−2 −

3+

→ Cl − + 6OH − 2− → CrO 4 + 4H 2 O + 3e −

Se combinan las ecuaciones para eliminar los electrones

Semireacción de reducción ClO 3− + 3H 2O + 6e − → Cl − + 6OH − Semireacción de oxidación 2 × Cr 3 + + 8OH − → CrO 24 − + 4H 2 O + 3e −

(

)

Reacción iónica global ClO 3− + 2Cr 3+ + 16OH − + 3H 2O → Cl − + 2CrO 24 − + 8H 2 O + 6OH − Se simplifican los compuestos que estén repetidos en los dos miembro

Reacción iónica global ClO 3− + 2Cr 3+ + 10OH − → Cl − + 2CrO 24 − + 5H 2 O b.

Por tanteo se llega a la ecuación molecular Reacción molecular KClO 3 + 2CrCl 3 + 10KOH → 7KCl + 2K 2 CrO 4 + 5H 2 O

c.

Ajuste en medio ácido:

Cr2 O 72 − → 2Cr 3 + Se ajusta el oxígeno sumando en el término donde falte oxígeno tantas moléculas de agua como átomos de oxígeno falten. Cr2 O 72 − → 2Cr 3+ + 7 H 2 O Se ajusta el hidrógeno sumando en el término donde falte hidrógeno tantos protones como átomos de hidrógeno falten. Cr2 O 72 − + 14H + → 2Cr 3 + + 7H 2 O Se ajustan las cargas sumando las cargas de cada miembro por separado y sumando electrones en el término donde haya defecto de carga negativa o exceso de carga positiva. +644 12448 644+7 6447 8 2− + 3+ Cr2 O 7 + 14H → 2Cr + 7H 2 O Cr2 O 72 − + 14H + + 6e − → 2Cr 3 + + 7H 2 O Para que un proceso redox sea espontáneo, su potencial tiene que ser positivo. La oxidación del oro con una disolución de dicromato, requiera la reducción del dicromato a cromo (III) (proceso catódico) y la oxidación del oro a oro (III)(proceso anódico)

(

) (

)

E º = E º (cátodo ) − E º (ánodo ) = E º Cr2 O 24 − , H + Cr 3 + − E º Au 3 + Au = 1,33 − 1,50 = −0,17 < 0 La oxidación del oro con dicromato potásico no es espontánea, la disolución de dicromato no es capaz de oxidar el anillo de oro.

Modelo 2016. Pregunta 5B.- En medio ácido clorhídrico, el clorato de potasio reacciona con cloruro de hierro(II) para dar cloruro de hierro(III) y cloruro de potasio, entre otros. a) Escriba y ajuste la reacción molecular global. b) Calcule la masa de agente oxidante sabiendo que para su reducción completa se emplean 40 mL de una disolución de cloruro de hierro(II) 2,5 M. Datos. Masas atómicas: O = 16,0; K = 39,0; Cl = 35,5 Puntuación máxima por apartado: 1 punto.

Solución. a. Formulación de la reacción sin ajustar: KClO 3 + FeCl 2 + HCl → FeCl3 + KCl Elementos que cambian de valencia.

3

+ 6e −

Cl(V ) → Cl − (Reducción ) −e−

Fe 2 +  → Fe3+ (Oxidación ) Semireacciones iónicas sin ajustar:

Semireacción de reducción ClO 3− → Cl − Semireacción de oxidación Fe 2 + → Fe3+ Se ajusta el oxigeno. Por ser en medio ácido, donde haya defecto de oxígeno se suman tantas moléculas de agua como átomos de oxígeno haya en defecto.

Semireacción de reducción ClO 3− → Cl − + 3H 2 O Semireacción de oxidación Fe 2 + → Fe3+ Se ajusta el hidrógeno. Donde haya defecto de hidrógeno se suman tantos protones como átomos de hidrógeno haya en defecto.

Semireacción de reducción ClO3− + 6H + → Cl − + 3H 2 O Semireacción de oxidación Fe 2 + → Fe3+ Se ajuntan las cargas sumando electrones en el miembro necesario, donde haya exceso de carga positiva o donde haya defecto de carga negativa.

Semireacción de reducción ClO3− + 6H + + 6e − → Cl − + 3H 2O Semireacción de oxidación Fe 2 + → Fe3 + + e − Se combinan linealmente las ecuaciones para eliminar los electrones.

ClO3− + 6H + + 6e − → Cl − + 3H 2O

Semireacción de reducción

(

6 × Fe 2 + → Fe3+ + e −

Semireacción de oxidación Reacción iónica global

ClO3−

+ 6Fe

2+

+

+ 6H → 6Fe

3+

)

+ Cl − + 3H 2 O

Por tanteo se transforma la reacción iónica global a molecular KClO 3 + 6FeCl 2 + 6HCl → 6FeCl3 + KCl + 3H 2 O b.

El agente oxidante es la especie química que se reduce ≡ KClO3. Masa molecular = 39 + 35,5 + 3×16 = 122,5 g/mol Por factores de conversión:

m(KClO 3 ) = 40 mL d + s ⋅

1 Ld +s 2,5 mol FeCl 2 1 mol KClO3 122,5 g KClO 3 ⋅ ⋅ ⋅ = 2,04 g KClO3 1000 mL d + s 1 Ld +s 6 mol FeCl 2 mol KClO 3

Septiembre 2015. Pregunta 5B.- El permanganato de potasio actúa como oxidante en medio ácido, dando como producto Mn2+. Por el contrario, como oxidante en medio básico el permanganato de potasio da como producto MnO2. a) Ajuste las semirreacciones del anión permanganato como oxidante en medio ácido y en medio básico. b) Razone qué medio es necesario (ácido o básico) si se quiere usar permanganato de potasio para oxidar una barra de plata. c) De acuerdo con los resultados del apartado anterior, calcule qué volumen de una disolución de permanganato de potasio 0,2 M es necesario para oxidar 10,8 g de plata metálica. Datos. Eº (V): Ag+/Ag = 0,80; MnO4–/Mn2+ = 1,51; MnO4–/MnO2 = 0,59. Masa atómica Ag = 108. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos apartados a) y c); 0,5 puntos apartado b).

Solución. En medio ácido: a.

MnO 4− → Mn 2 + Se ajusta el oxígeno sumando en el miembro donde haya defecto, tantas moléculas de agua como átomos de oxígeno falten

4

MnO 4− → Mn 2 + + 4H 2O Se ajusta el hidrógeno sumando en el miembro donde haya defecto, tantos protones (H+) como átomos de hidrógeno falten MnO −4 + 8H + → Mn 2 + + 4H 2O Se ajustan las cargas sumando electrones donde haya exceso de carga positiva o defecto de carga negativa, obteniendo la ecuación iónica ajustada MnO 4− + 8H + + 5e − → Mn 2 + + 4H 2 O En medio básico:

MnO −4 → MnO 2 El oxigeno y el hidrógeno se ajustan simultáneamente en dos pasos. En el miembro donde haya exceso de oxígeno, se suman tantas moléculas de oxígeno como átomos de oxigeno haya en exceso. MnO −4 + 2H 2O → MnO 2 Se ajusta el oxígeno e hidrógeno sumando oxidrilos en el miembro donde falten. MnO 4− + 2H 2 O → MnO 2 + 4OH − Se ajustan las cargas sumando electrones donde haya exceso de carga positiva o defecto de carga negativa, obteniendo la ecuación iónica ajustada MnO −4 + 2H 2O + 3e − → MnO 2 + 4OH − b. Para que un proceso red-ox sea espontáneo, su potencial global debe ser positivo, teniendo en cuenta que la oxidación de la plata tiene un potencial de ‒0,80v, para poder llevar a cabo el proceso se deberá de elegir una reducción cuyo potencial sea superior a 0,80v. Según los datos de potencial de reducción del permanganato en ambos medios, para poder oxidar la plata usando permanganato, se deberá llevar a cabo en medio ácido.

MnO 4− + 8H + + 5e − → Mn 2 + + 4H 2O

(

+

5 × Ag → Ag + e

−

)

1,51 v − 0,80 v

MnO −4 + 8H + + 5Ag → Mn 2 + + 5Ag + + 4H 2O

Eº = 0,71 v

c. Teniendo en cuenta los coeficientes estequiométricos de la reacción iónica global, y usando factores de conversión: 1 mol Ag 1 mol KMnO 4 1 L (d + s )KMnO 4 V (KMnO 4 ) = 10,8 g Ag ⋅ ⋅ ⋅ = 0,1 L 108 g Ag 5 mol Ag 0,2 mol KMnO 4

Septiembre 2015. Pregunta 3A.- Una disolución de ácido nítrico concentrado oxida al zinc metálico, obteniéndose nitrato de amonio y nitrato de cinc. a) Ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción de este proceso, y la reacción molecular global. b) Calcule la masa de nitrato de amonio producida si se parte de 13,08 g de Zn y 100 mL de ácido nítrico comercial, que posee un 68% en masa de ácido nítrico y una densidad de 1,12 g·mL–1. Datos. Masas atómicas: H = 1,0; N = 14,0; O = 16,0; Zn = 65,4. Puntuación máxima por apartado: 1,0 punto.

Solución. Reacción sin ajustar: HNO3 + Zn → NH 4 NO3 + Zn (NO3 )2 a. +e  N(V ) → N 3− Elementos que cambian su número de oxidación:  −e 0  Zn → Zn 2 +

Semireacciones iónicas sin ajustar:

Semireacción de oxidación : Zn → Zn 2 + Semireacción de reducción : NO 3− → NH +4 Se ajusta el oxígeno añadiendo en el miembro donde falte, tantas moléculas de agua como átomos de oxígeno falten

5

Semireacción de oxidación : Zn → Zn 2 + Semireacción de reducción : NO3− → NH +4 + 3H 2O Se ajusta el hidrógeno añadiendo en el miembro donde falte, tantos protones (H+) como átomos de hidrógeno falten

Semireacción de oxidación : Zn → Zn 2 + Semireacción de reducción : NO3− + 10H + → NH +4 + 3H 2O Se ajustan las cargas sumando electrones.

Semireacción de oxidación : Zn → Zn 2 + + 2e − Semireacción de reducción : NO3− + 10H + + 8e − → NH +4 + 3H 2 O Se combinan las dos semireacciones para eliminar entre las dos los electrones, obteniendo la reacción iónica global.

(

4 × Zn → Zn 2 + + 2e −

Semireacción de oxidación : Semireacción de reducción : Re accion iónica global

NO3−

+

)

−

+ 10H + 8e → NH 4+ + 3H 2O 4Zn + NO3− + 10H + → 4Zn 2 + + NH 4+

+ 3H 2O

Para obtener la reacción molecular global se transforman los iones en compuestos. En este caso hay que

(

)

utilizar 10 moléculas de ácido nítrico. De las 10 moléculas de HNO3, una se reduce a amonio NH +4 y las restantes actúan de ión portador formando sales. Reacción molecular global 4Zn + 10HNO3 → 4Zn (NO3 )2 + NH 4 NO3 + H 2 O b. Reactivo limitante: se comparan las fracciones formadas por el número de moles inicial de cada reactivo y su respectivo coeficiente estequiométrico, la menor será la del reactivo limitante.

m(g ) 13,08 = = 0,2 mol M 65,4 1,12 g (d + s ) 68 g HNO3 1 mol HNO3 n (HNO3 )o = 100 mL (d + s ) ⋅ ⋅ ⋅ = 1,21 mol HNO3 mL (d + s ) g (d + s ) g HNO3 n (Zn )o 0,2 n (HNO3 ) 1,21 = = 0,05 < = = 0,121 ⇒ Reactivo limitante ≡ Zn 4 4 10 10 n (Zn )o =

Los cálculos estequiométricos se hacen a partir del Zn.

m(NH 4 NO3 ) = 0,2 mol Zn ⋅

1 mol NH 4 NO3 80 g NH 4 NO3 ⋅ = 4 g NH 4 NO3 4 mol Zn 1 mol NH 4 NO3

Junio 2015. Pregunta 1B.- Ajuste las siguientes reacciones redox en sus formas iónica y molecular, especificando en cada caso cuáles son las semirreacciones de oxidación y reducción: a) K2Cr2O7 + HI → KI + CrI3 + I2 + H2O b) KBr + H2SO4 → K2SO4 + Br2 + SO2 + H2O Puntuación máxima por apartado: 1 punto

Solución. a. K2Cr2O7 + HI → KI + CrI3 + I2 + H2O Los elementos que cambian de valencia son: + 3e −

Cr (VI ) → Cr (III) Reducción −1e −

I − → I0 Oxidación Semireacciones iónicas en medio ácido ajustadas:

2 I − → I 2 + 2e −

Semireacción de oxidación

Semireacción de reducción Cr2O 72 − + 14H + + 6e − → 2Cr 3+ + 7H 2O

6

Para obtener la reacción iónica global, se combinan las dos semireacciones para eliminar los electrones.

(

3 × 2 I − → I 2 + 2e −

Semireacción de oxidación Semireacción de reducción Reacción iónica global

)

Cr2 O 72 − + 14H + + 6e − → 2Cr 3+ + 7H 2 O Cr2 O 72 − + 6I − + 14H + → 2Cr 3+ + 3I 2 + 7H 2O

Completando los iones se llega a la reacción molecular global, hay que tener en cuenta que el HI se va a comportar como reductor y como ácido, por lo que habrá que poner tantos como indique el número de protones (14), 6 de ellos se oxidarán para formar iodo molecular y el resto actuarán como ión portador formando sales en el segundo

(

)

miembro con los cationes metálicos Cr 3+ , K + .

K 2Cr2 O 7 + 14HI → 2CrI3 + 3I 2 + 7H 2O + 2KI b.

KBr + H2SO4 → K2SO4 + Br2 + SO2 + H2O. Los elementos que cambian de valencia son: −e−

Br −  → Br 0 Oxidación + 2e −

S(VI ) → S(IV ) Reducción Semireacciones iónicas en medio ácido ajustadas:

2Br − → Br2 + 2e −

Semireacción de oxidación

Semireacción de reducción SO 24 − + 4H + + 2e − → SO 2 + 2H 2O Para obtener la reacción iónica global, se combinan las dos semireacciones para eliminar los electrones.

2Br − → Br2 + 2e −

Semireacción de oxidación Semireacción de reducción

SO 24 − + 4H + + 2e − → SO 2 + 2H 2 O

Reacción iónica global

SO 24 − + 2Br − + 4H + → Br2 + SO 2 + 2H 2O

Para obtener la reacción molecular hay que emplear dos moléculas de ácido sulfúrico que proporcionan los cuatro protones necesarios, una molécula se reduce a SO2 y la otra forma K2SO4. 2H 2SO 4 + 2KBr → Br2 + SO 2 + K 2SO 4 + 2H 2O

Modelo 2015. Pregunta 2B.- Dada la siguiente reacción sin ajustar: K2Cr2O7 + KCl + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + Cl2 + H2O + K2SO4, a) Indique el estado de oxidación del cromo en las dos especies químicas en las que participa, y el estado de oxidación del cloro en las dos especies químicas en las que participa. Indique la especie que se oxida y la que se reduce. Indique la especie reductora y la especie oxidante. b) Ajuste las semireacciones que tienen lugar y la reacción molecular global. c) Calcule la cantidad máxima (en moles) de Cl2 que se puede obtener a partir de 2 moles de KCl. Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos apartados a) y b); 0,5 puntos apartado c).

Solución. a. En el K2Cr2O7, el número de oxidación del Cr es +6. En el Cr2(SO4)3, el número de oxidación del Cr es +3 En el KCl, el número de oxidación del Cl es ‒1 En el Cl2, el número de oxidación del Cl es 0 El K2Cr2O7 se reduce (gana electrones) y por tanto es la especie oxidante El KCl se oxida (pierde electrones) y por tanto es la especie reductora. b.

Ajuste por el método ión electrón en medio ácido: Semireacción de reducción : Cr2 O 72 − + 14H + + 6e − → 2Cr 3 + + 7H 2 O

(

3 × 2Cl − → Cl 2 + 2e −

Semireacción de oxidación :

)

Reacción iónica global : Cr2 O 72 − + 6Cl − + 14H + → 2Cr 3 + + 3Cl 2 + 7 H 2 O Reacción molecular global: K2Cr2O7 + 6KCl + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3Cl2 + 7H2O + 4K2SO4

7

n (Cl 2 ) = 2 mol (KCl ) ⋅

c.

3 mol (Cl 2 ) = 1 mol (Cl 2 ) 6 mol (KCl )

Junio 2014. Pregunta 5B.- Se lleva a cabo la valoración de 100 mL de una disolución de peróxido de hidrógeno con una disolución de permanganato de potasio de concentración 0,1 M, obteniéndose MnCl2, O2 y KCl. La reacción se lleva a cabo en medio ácido clorhídrico y se consumen 23 mL de la disolución de permanganato de potasio. a) Indique el estado de oxidación del manganeso en el ion permanganato y en el dicloruro de manganeso, y del oxígeno en el peróxido de hidrógeno y en el oxígeno molecular. Indique la especie que se oxida y la que se reduce. Indique la especie reductora y la especie oxidante. b) Formule y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción, y la reacción molecular global. c) Calcule la concentración molar del peróxido de hidrógeno empleado. d) Calcule el volumen de oxígeno molecular desprendido, medido a 700 mm Hg y 30 ºC. Dato. R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución. a. En el ión permanganato MnO −4 , el manganeso tiene número de oxidación +7.

(

)

En el dicloruro de manganeso (MnCl 2 ) , el manganeso tiene número de oxidación +2. En el peroxido de hidrógeno (H 2 O 2 ) , el oxígeno tiene número de oxidación ‒1. En el oxígeno molecular (O 2 ) , el oxígeno tiene número de oxidación 0. El ión O 22− es el REDUCTOR y se OXIDA oxígeno molecular. El catión Mn(VII) es el OXIDANTE y se REDUCE a manganeso (II) b.

Reacción no ajustada: H 2 O 2 + KMnO 4 + HCl → MnCl 2 + O 2 + KCl La reacción se ajusta mediante el método ión-electrón en medio ácido. 1.

2.

Se plantean las semirreacciones de oxidación y reducción en forma iónica. Semireacción de oxidación : H 2 O 2 → O 2

Semireacción de reducción : MnO −4 → Mn 2 + Ajustados todos los elementos excepto hidrógeno y oxígeno, se ajusta el oxígeno sumando en el miembro donde falte oxígeno tantas moléculas de agua como átomos de oxígeno falten Semireacción de oxidación : H 2 O 2 → O 2 Semireacción de reducción : MnO −4 → Mn 2 + + 4H 2 O

3.

4.

Se ajusta el hidrógeno sumando en el miembro donde falte hidrógeno tantos protones como átomos de hidrógeno falten.

Semireacción de oxidación :

H 2 O 2 → O 2 + 2H +

Semireacción de reducción : MnO −4

+ 8H + → Mn 2 + + 4H 2 O

Se ajustan las cargas sumando electrones en el miembro donde halla exceso de carga positiva o en el miembro donde halla defecto de carga negativa.

H 2 O 2 → O 2 + 2H + + 2e −

Semireacción de oxidación :

Semireacción de reducción : MnO −4 + 8H + + 5e − → Mn 2 + + 4H 2 O 5.

Se combinan las ecuaciones para eliminar los electrones, obteniendo la reacción iónica global Semireacción de oxidación : 5 × H 2 O 2 → O 2 + 2H + + 2e −

Semireacción de reducción : 2 ×

(

(

MnO 4−

Re acción iónica global : 5H 2 O 2 +

+

−

+ 8H + 5e → Mn

2MnO 4−

+

2+

) + 4H O )

+ 16H → 5O 2 + 2Mn

2

2+

+ 10H + + 8H 2 O

Se simplifican los protones de ambos miembros. Re acción iónica global : 5H 2 O 2 + 2MnO 4− + 6H + → 5O 2 + 2Mn 2 + + 8H 2 O 6.

Se transforman los iones en sales o ácidos, obteniendo la reacción molecular ajustada.

8

5H 2 O 2 + 2KMnO 4 + 6HCl → 5O 2 + 2MnCl 2 + 8H 2 O + 2KCl c. Con los datos del enunciado y la reacción ajustada se puede calcular el número de moles de H2O2 que reaccionan, y conocido el volumen donde están contenidos, se calcula la concentración de la disolución de peroxido de hidrógeno. H 2O 2 5 5 = n (H 2 O 2 ) = n (KMnO 4 ) KMnO 4 2 2 Teniendo en cuenta que las dos componentes están en disolución. 5 5 ⋅ M (KMnO 4 ) ⋅ V (KMnO 4 ) M (H 2 O 2 ) ⋅ V(H 2 O 2 ) = M (KMnO 4 ) ⋅ V(KMnO 4 ) M (H 2 O 2 ) = 2 ⋅ V(H 2 O 2 ) 2

5 ⋅ 0,1 ⋅ 23 × 10 −3 = 0,0575 mol L 2 ⋅ 100 × 10 − 3

M (H 2 O 2 ) =

d.

O2 5 = KMnO 4 2

5 5 n (KMnO 4 ) = M(KMnO 4 ) ⋅ V(KMnO 4 ) 2 2 5 mol n (O 2 ) = 0,1 ⋅ 23 × 10 − 3 L = 5,75 × 10 − 3 mol 2 L

n (O 2 ) =

Aplicando la ecuación de gases ideales, se calcula el volumen.

P ⋅ V = nRT

nRT v= = P

atm ⋅ L ⋅ 303 K mol ⋅ K = 0,155 L  700    atm  760 

5,75 × 10 − 3 mol ⋅ 0,082

Modelo 2014. Pregunta 4A.- A 30 mL de una disolución de CuSO4 0,1 M se le añade aluminio metálico en

exceso. a) Escriba y ajuste las semirreacciones de reducción y oxidación e indique el comportamiento oxidante o reductor de las especies que intervienen. b) Calcule Eº y justifique si la reacción es o no espontánea. c) Determine la masa de aluminio necesaria para que se consuma todo el sulfato de cobre. Datos. Eº(Cu2+/Cu) = 0,34 V; Eº(Al3+/Al) = −1,69 V. Masa atómica: Al = 27,0. Puntuación máxima por apartado: a) y c) 0,75 puntos; b) 0,5 puntos.

Solución. a. Reacción red-ox.

b.

(

)

(

Semireacción de oxidación Semireacción de reducción

2 × Al → Al3+ + 3e 3 × Cu 2 + + 2e − → Cu

Reacción iónica global

2Al + 3Cu 2 + → 2Al3+ + 3Cu

) (

(

) (

) (

)

Al ≡ Re ductor Cu 2 + ≡ Oxidante

)

E º = E º Cu 2 + Cu + E º Al Al3+ = E º Cu 2 + Cu − E º Al3+ Al = 0,34 − (− 1,69) = 2,03 v Eº > 0   ⇒ ∆G < 0 ⇒ Espontánea ∆G = −nFE 

c.

Por factores de conversión:

m(Al) = 30 × 10−3 L(d + s ) ⋅

0,1 mol Cu 2 + 2 mol Al 27 g Al ⋅ ⋅ = 0,054 g L(d + s ) 3 mol Cu 2 + mol Al

Septiembre 2013. Pregunta A5.- El ácido clorhídrico concentrado reacciona con el dióxido de manganeso produciendo cloro molecular, dicloruro de manganeso y agua. a) Ajuste las semirreacciones iónicas y la reacción molecular global que tienen lugar. b) Calcule el volumen de ácido clorhídrico, del 35% en masa y densidad 1,17 g·cm−3, necesario para hacer reaccionar completamente 0,5 g de dióxido de manganeso. Datos. Masas atómicas: H = 1,0; O = 16,0; Cl = 35,5 y Mn = 55,0. Puntuación máxima por apartado: 1 punto.

9

Solución. Reacción de oxidación-reducción a. HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2 O

 − − e − → Cl 0 Elementos que cambian de número de oxidación: Cl  +e−  Mn (IV )  → Mn (II)

Semireacción de oxidación Semireacción de reducción

2Cl − → Cl 2 + 2e − MnO 2 + 4H + 2e − → Mn 2 + + 2H 2 O

Reacción ionica global

2Cl − + MnO 2 + 4H + → Cl 2 + Mn 2 + + 2H 2 O

+

Reacción molecular global: 4HCl + MnO 2 → Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O b.

Por factores de conversión:

VHCl = 0,5 g MnO 2 ⋅

1 mol MnO 2 4 mol HCl 36,5 g HCl 100 g d + s 1 cm3 d + s ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ = 2,05 cm3 87 g MnO 2 1 mol MnO 2 mol HCl 35 g HCl 1,17 g d + s

Junio 2013. Pregunta 4B.- 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 peso 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: H =1,0; N = 14,0; O = 16,0; S = 32,0 y Cu = 63,5. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución a. Reacción sin ajustar: CuS + HNO 3 → S + NO + Cu (NO 3 )2 + H 2 O

 2 − − 2e − → S0 Elementos que cambian de valencia:  S  − + 3e  N(V ) → N(II) Semireacciones iónicas sin ajustar:

Semireacción de oxidación : S 2 − → S Semireacción de reducción : NO 3− → NO Se ajusta en medio ácido:

Semireacción de oxidación : S2 − → S + 2e − Semireacción de reducción : NO 3− + 4H + + 3e − → NO + 2H 2 O Reductor ≡ CuS

Oxidante ≡ HNO3

b. Para obtener la ecuación molecular ajustada, se combinan las semirreacciones iónicas eliminando entre las dos los electrones y obteniendo la reacción iónica global

(

)

Semireacción de oxidación : 3 × S 2 − → S + 2e − Semireacción de reducción : 2 × NO 3− + 4H + + 3e − → NO + 2H 2 O

(

)

3S 2 − + 2 NO 3− + 8H + → 3S + 2 NO + 4H 2 O De la reacción iónica global, por tanteo, se obtiene la reacción molecular global. 3CuS + 8HNO 3 → 3S + 2 NO + 3Cu (NO 3 )2 + 4H 2 O c.

Por factores de conversión: Masa molecular HNO3 = 1 + 14 + 16×3 = 63 g/mol

10

[HNO3 ] = 1,4 d.

1000 cm 3 (d + s ) 65 g HNO 3 1 mol HNO 3 ⋅ ⋅ = 14,4 mol L 1 L(d + s ) 100 g(d + s ) 63 g HNO 3 cm 3 (d + s ) g (d + s )

⋅

Por factores de conversión: Masa molecular CuS = 63,5 + 32 = 95,5 g/mol 14,4 mol HNO 3 3 mol CuS 95,5 g CuS 1L m(CuS ) = 90 mL ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ = 46,4 g CuS 1000 mL 1L 8 mol HNO 3 mol CuS

Modelo 2013. Pregunta 5B.- A 30 mL de una disolución de CuSO4 0,1 M se le añade polvo de hierro en exceso. a) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción e indique el comportamiento oxidante o reductor de las especies que intervienen. b) Calcule Eº y justifique si la reacción es o no espontánea. c) Determine la masa de hierro necesaria para llevar a cabo esta reacción. Datos. Eº(Cu2+/Cu)= 0,34 V; Eº(Fe3+/Fe0)= –0,04 V; Masa atómica Fe = 56.

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

Solución. a.

Semireacción de reducción : Semireacción de oxidación :

[

] + 3e ]

3 × Cu 2 + + 2e − → Cu

[

2 × Fe → Fe3+

Oxidante ≡ Cu 2 +

−

Reductor ≡ Fe

3Cu 2 + + 2Fe → 3Cu + 2Fe3+

(

) ( ) Cu ) + E º (Fe Fe ) = 0,34 + 0,04 = 0,38 V > 0

E º = E º (Re ducción ) − E º (Oxidación ) = E º Cu 2 + Cu − E º Fe3+ Fe =

b.

(

= E º Cu

2+

)( (

Cu − − E º Fe Fe

3+

)) = Eº (Cu

2+

3+

∆G º = −nFE º   : ∆G < 0 ⇒ Espontánea E º = +0,38 V  c. Con la estequiometria de la reacción y mediante factores de conversión, se calcula la masa de hierro necesaria para reducir el catión Cu2+ contenido en 30 mL de disolución de CuSO4 0,1 M.

m(Fe ) = 30 × 10 − 3 L(CuSO 4 ) ⋅

(

)

0,1 mol(CuSO 4 ) 1 mol Cu 2 + 2 mol(Fe ) 56 g(Fe ) ⋅ ⋅ ⋅ = 0.112 g Fe L (CuSO 4 ) 1 mol(CuSO 4 ) 3 mol Cu 2 + 1 mol(Fe )

(

)

Septiembre 2012. Pregunta B1.- Ajuste las siguientes reacciones iónicas redox. Indique para cada caso el agente oxidante y el reductor. a)

H 2 O 2 + Br − + H + → Br2 + H 2 O

b)

MnO −4 + Sn 2 + + H + → Mn 2 + + Sn 4 + + H 2 O

Puntuación máxima por apartado: 1 punto.

Solución. a.

 − + e − → O 2 − Elementos que cambian de valencia: O  − e−  Br −  → Br Semireacciones iónicas sin ajustar: Semireacción de reducción: H 2 O 2 → H 2 O Semireacción de oxidación: Br − → Br2 Ajuste de masa en medio ácido: Semireacción de reducción: H 2 O 2 + 2H + → 2H 2 O Semireacción de oxidación: 2Br − → Br2 Ajuste de cargas: Semireacción de reducción: H 2 O 2 + 2H + + 2e − → 2H 2 O

11

Semireacción de oxidación: 2Br − → Br2 − 2e − La ecuación iónica global se obtiene combinando las dos Semireacciones iónica ajustadas para eliminar entre ambas los electrones, en este caso basta con sumar las ecuaciones

H 2 O 2 + 2 H + + 2e − → 2H 2 O 2Br − → Br2 − 2e − H 2 O 2 + 2Br − + 2H + → 2H 2 O + Br2 Agente oxidante: H2O2 Agente reductor: Br −

b.

 +e− Mn (VII)  → Mn (II) Elementos que cambian de valencia:  −e−  Sn (II)  → Sn (IV ) Semireacciones iónicas sin ajustar: Semireacción de reducción: MnO −4 → Mn 2 + Semireacción de oxidación: Sn 2 + → Sn 4 + Ajuste de masa en medio ácido:

− + 2+ Semireacción de reducción: MnO 4 + 8H → Mn + 4H 2 O

Semireacción de oxidación: Sn 2 + → Sn 4 + Ajuste de cargas:

− + − 2+ Semireacción de reducción: MnO 4 + 8H + 5e → Mn + 4H 2 O

Semireacción de oxidación: Sn 2 + → Sn 4 + + 2e − La ecuación iónica global se obtiene combinando las dos Semireacciones iónica ajustadas para eliminar entre ambas los electrones, en este caso la primera se multiplica por 2 y la segunda por 5 y se suman. 2 × MnO −4 + 8H + + 5e − → Mn 2 + + 4H 2 O

[

[

5 × Sn 2MnO −4

+ 5Sn

2+

2+

→ Sn

4+

] + 2e ] −

+ 16H → 2Mn 2 + + 5Sn 4 + + 8H 2 O +

Agente oxidante: MnO −4 Agente reductor: Sn 2 +

Modelo 2012. Pregunta 5B.- Se requieren 2 g de una disolución acuosa comercial de peroxido de hidrogeno para reaccionar totalmente con 15 ml de una disolución de permanganato de potasio (KMnO4) 0,2 M, en presencia de cantidad suficiente de acido sulfúrico, observándose el desprendimiento de oxigeno 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 peso de la disolución comercial de peroxido de hidrogeno, y el volumen de oxigeno desprendido, medido a 27 ºC y una presión de 700 mm Hg. Datos. R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1. Masas atómicas: H = 1; O =16. Puntuación máxima por apartado: 1 punto.

Solución. a. Reacción red-ox sin ajustar:

KMnO 4 + H 2O 2 + H 2SO 4 → MnSO 4 + O 2 Elementos que cambian de valencia:

12

+e−

Mn (VII) → Mn (II) −e −

O 22− → O 2 Se ajusta la reacción por el método ión electrón en medio ácido Semireacciones iónicas sin ajustar:

Semireacción de reducción : MnO 4− → Mn 2 + Semireacción de oxidación : H 2O 2 → O 2 Se ajusta el oxígeno sumando en el miembro donde haya defecto tantas moléculas de H2O como átomos de oxígeno falten.

Semireacción de reducción : MnO 4− → Mn 2 + + 4H 2O Semireacción de oxidación : H 2O 2 → O 2 Se ajustan el hidrógeno sumando protones en el miembro donde haya defecto de hidrógeno.

Semireacción de reducción : MnO −4 + 8H + → Mn 2 + + 4H 2O Semireacción de oxidación : H 2O 2 → O 2 + 2H + Se ajustan las cargas sumando electrones en el miembro donde haya exceso de carga positiva o defecto de carga negativa.

Semireacción de reducción : MnO 4− + 8H + + 5e − → Mn 2 + + 4H 2O Semireacción de oxidación : H 2O 2 → O 2 + 2H + + 2e − Se combinan las semireacciones para eliminar los electrones.

( Semireacción de oxidación : 5 × (H 2O 2 → O 2 + 2H + + 2e − )

Semireacción de reducción : 2 × MnO −4 + 8H + + 5e − → Mn 2 + + 4H 2O

)

Reacción iónica global : 2MnO −4 + 5H 2O 2 + 16H + → 2Mn 2+ + 5O 2 + 8H 2O + 10H + La reacción global se obtiene simplificando y transformando los protones en ácido sulfúrico y los iones en sales sulfatadas.

Reacción global : 2KMnO 4 + 5H 2O 2 + 3H 2SO 4 → 2MnSO 4 + 5O 2 + 8H 2O + K 2SO 4 b. El apartado se realiza por estequimetria a partir de los moles de permanganato potásico utilizados, que es el único compuesto del que conocemos la cantidad exacta que ha reaccionado. Por estar en disolución:

n (KMnO 4 ) = M KMnO 4 ⋅ VKMnO 4 = 15 × 10 −3 L ⋅ 0,2 mol L−1 = 3 × 103 mol Para calcular la riqueza de la disolución comercial de peróxido de hidrógeno, se necesita calcular el número de moles que han reaccionado de dicho compuesto. H 2O 2 5 5 5 = ⇒ n (H 2O 2 ) = n (KMnO 4 ) = ⋅ 3 × 10−3 = 7,5 × 10−3 mol KMnO 4 2 2 2

m(H 2O 2 ) = n (H 2O 2 ) ⋅ M (H 2 O 2 ) = 7,5 × 10−3 mol ⋅ 34 g mol −1 = 0,255 g La riqueza de la disolución se obtiene comparando la masa de H2O2 con la de la disolución. m(H 2O 2 ) 0,255 R (H 2O )Comercial = ⋅ 100 = ⋅ 100 = 12,75% m disolución 2

13

Oxigeno desprendido, se calcula a partir del número de moles que reaccionado de H202. O2 5 = ⇒ n (O 2 ) = n (H 2O 2 ) = 7,5 × 10−3 mol H 2O 2 5 Conocidos los moles de oxigeno, el volumen se calcula mediante la ecuación de gases idesles. atm ⋅ L 7,5 × 10−3 mol ⋅ 0,082 ⋅ 300 K n (O 2 ) ⋅ RT mol ⋅K V (O 2 ) = = = 0,2 L 700 P atm 760

Septiembre 2011. Pregunta 4B.- A 50 mL de una disolución acida de MnO −4 1,2 M se le añade un trozo de 14,7 g de Ni(s), obteniéndose Mn2+ y Ni2+. a) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción, y la reacción iónica global.

b) Justifique cuantitativamente que el MnO −4 sea el reactivo limitante. c) Calcule la concentración final de iones Ni2+ y Mn2+ en disolución, suponiendo que el volumen no ha variado. d) Determine la masa de Ni que queda sin reaccionar. Dato. Masa atómica Ni = 58,7. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución. a.

Se pide ajustar la reacción: MnO −4 + Ni + H + → Mn 2 + + Ni 2 + Semireacciones iónicas sin ajustar

Semireacción de reducción : MnO 4− → Mn 2 + Ni → Ni 2 +

Semireacción de oxidación :

El ajuste de masas se realiza en medio ácido, los oxígenos se ajustan con moléculas de agua y los hidrógenos con protones.

Semireacción de reducción : MnO 4− + 8H + → Mn 2 + + 4H 2 O Ni → Ni 2 +

Semireacción de oxidación : El ajuste de cargas se hace sumando electrones.

Semireacción de reducción : MnO 4− + 8H + + 5e − → Mn 2 + + 4H 2 O Ni → Ni 2 + + 2e −

Semireacción de oxidación :

La reacción iónica global se obtiene combinando las dos sermireacciones para eliminar los electrones.

(

Semireacción de reducción : 2 × MnO 4− + 8H + + 5e − → Mn 2 + + 4H 2 O

(

5 × Ni → Ni 2 + + 2e −

Semireacción de oxidación :

)

)

Reacción iónica global : + 5 Ni + 16H → 2Mn + 5 Ni 2 + + 8H 2 O b. Para determinar el reactivo limitante se comparan las fracciones del número inicial de moles de reactivos y sus coeficientes estequiométricos, la menor de las fracciones corresponderá al reactivo limitante. 2MnO 4−

(

n MnO 4−

)

o

=

2

(

n MnO −4 2 c.

(

+

) (

)

M MnO 4− ⋅ V MnO 4− 1,2 ⋅ 50 × 10´−3 = = 0,03 2 2 m(Ni ) 14,7 n (Ni )o M(Ni ) 58,7 = = = 0,05 5 5 5

)

o


0 Para que un proceso red-ox sea espontáneo, el potencial debe ser positivo (∆G = −nFE). Reacción espontánea. c.

Este apartado se resuelve por estequiometría. 8HNO 3 + 3Cd → 2 NO + 3Cd (NO 3 )2 + 4H 2 O El factor de conversión entre el cadmio y el ácido nítrico es: HNO 3 8 8 = ⇒ n (HNO 3 ) = n (Cd ) 3 Cd 3

Teniendo en cuenta el estado de agregación de cada uno de los reactivos (acido nítrico en disolución y cadmio en sólido): m(Cd ) mol 20,2 g M (HNO 3 ) ⋅ V(HNO 3 ) = : 12 ⋅ V(HNO3 ) = M(Cd ) L 112 g mol

18

V(HNO 3 ) = 0,015 L = 15 mL

Junio 2010. FM. Problema 2B.- Al mezclar sulfuro de hidrógeno con ácido nítrico se forma azufre, dióxido de nitrógeno y agua. a) Formule las semirreacciones de oxidación y reducción. b) Formule la reacción molecular global indicando las especies oxidante y reductora. c) ¿Cuántos gramos de azufre se obtendrán a partir de 24 cm3 de ácido nítrico comercial de 65 % en masa y densidad 1,39 g·cm−3? d) Calcule el volumen de dióxido de nitrógeno que se obtiene, medido a 700 mm de Hg y 25 ºC Datos: R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1 ; masas moleculares: H = 1; N = 14; 0= 16; S = 32 Puntuación máxima por apartado: 1 punto.

Solución. a.

H 2 S + HNO 3 → S + NO 2 + H 2 O Elementos que modifican su valencia: −2 e−

S 2 −  → S Oxidación +1 e −

N(V ) → N(IV ) Reducción  Oxidación : S 2− → S Semirreacciones iónicas:  Reducción : NO 3− → NO 2 Ajuste en medio ácido. Para ajustar en masa la semireacción de reducción se suma en el segundo miembro una molécula de H2O (por faltar un átomo de oxígeno), para ajustar el hidrógeno se suman dos protones en el primer miembro. Oxidación : S 2− → S  Reducción : NO 3− + 2H + → NO 2 + H 2 O Para el ajustar electrónico se suman las cargas de cada miembro y se igualan sumando electrones exceso de carga positiva o defecto de negativa. S 2− → S + 2e − Oxidación :   Reducción : NO 3− + 2H + + 1e − → NO 2 + H 2 O b.

Para obtener la ecuación global se combinan las dos semirreacciones para eliminar los electrones

Para obtener la ecuación molecular se completan los iones formando ácidos. H 2 S + 2HNO 3 → S + 2 NO 2 + 2H 2 O Oxidante (especie que gana electrones): HNO3 Reductor (especie que pierde electrones): H2S c.

Por estequiometria:

S 1 1 = ⇒ n (S) = n (HNO 3 ) HNO 3 2 2 El número de moles de ácido nítrico se calcula a partir del volumen de disolución y sus especificaciones comerciales (densidad y riqueza ó % en masa).

Vd +s = 24 cm 3 ⇒ m d +s = d d +s ⋅ Vd +s = 24 cm 3 ⋅1,39 g ⋅ cm −3 = 33,36 g Conocida la masa de la disolución, el tanto por ciento en masa ó riqueza permite calcular la masa de ácido nítrico, y con la masa el número de moles.

19

% 65 = 33,36 ⋅ = 21,68 g 100 100 m(HNO 3 ) 21,68 g n (HNO 3 ) = = = 0,34 mol M(HNO 3 ) 63 g mol −1 m(HNO 3 ) = m d +s ⋅

Conocidos los moles de ácido nítrico que reaccionan se calcula los moles de S que se obtienen 1 1 n (S) = n (HNO 3 ) = ⋅ 0,34 = 0,17 mol 2 2 m(S) = n (S) ⋅ M (S) = 0,17 mol ⋅ 32 g = 5,44 g mol d.

Por estequiometria:

NO 2 1 = ⇒ n (NO 2 ) = n (HNO 3 ) HNO 3 1 n (NO 2 ) = 0,34 Conocido el número de moles con la ecuación de gases ideales se calcula el volumen. nRT 0,34 ⋅ 0,082 ⋅ 298 V (NO 2 ) = = ≈9L 700 P 760

Septiembre 2009. Problema 2B.- 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: 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°C y 790 mm Hg, desprendido en el proceso anterior. Datos. Eº Br2/Br− = 1,06 V; Eº H202/H2O = 1,77 V; R = 0,082 atm·L·K−1·mol−1 ; masas atómicas: Na = 23; Br = 80.

Puntuación máxima por apartado: 0,50 puntos

a.

H SO

4 → Br + H O NaBr + H 2 O 2 2  2 2

Cambio de valencia:

−1 e -

Br − → Br 0 +1 e -

O − → O 2 −

Reacción molecular global: 2NaBr + H2O2 + H2SO4 → Br2 + 2H2O + Na2SO4

b.

f.e.m. ó potencial de la reacción Eº = 0,71v > 0 Espontánea.

c.

En la reacción molecular ajustada, se busca el factor de conversión de peróxido de hidrógeno en bromuro de

sodio.

NaBr 2 = ⇒ n (NaBr ) = 2n (H 2 O 2 ) H 2O 2 1 El número de moles de bromuro de sodio se calcula como masa dividido por masa molecular (se pide la masa en gramos de bromuro de sodio), mientras que el número de moles de peroxido de hidrógeno se calcula como molaridad por volumen. m(NaBr ) = 2M (H 2 O 2 ) ⋅ V(H 2 O 2 ) M(NaBr )

20

m(NaBr ) = 2 ⋅ 0,2 mol ⋅ 60 × 10 −3 l : m(NaBr ) = 2,47 g l g 103 mol

d. En la reacción molecular ajustada, se busca el factor de conversión de peróxido de hidrógeno en bromo molecular. Br2 1 = ⇒ n (Br2 ) = n (H 2 O 2 ) H 2O 2 1 n (Br2 ) = 0,2 mol ⋅ 60 × 10−3 l = 0,012 mol l Conocidos los moles, se aplica la ecuación de gases ideales y se obtiene el volumen de bromo. atm ⋅ L 0,012 mol ⋅ 0,082 ⋅ 423 K n ⋅R ⋅T mol ⋅K P⋅V = n⋅R ⋅T : V = = = 0,4 L 790 P atm 760

Modelo 2009. Cuestión 4.- Dada la siguiente reacción de oxidación-reducción en medio ácido (sin ajustar): Fe2+ + Cr2O72− + H+ → Fe3+ + Cr3+ + H2O a) Indique el número (estado) de oxidación del cromo en los reactivos y en los productos. b) Ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción. c) Ajuste la reacción iónica global. d) Razone si la reacción es o no espontánea en condiciones estándar a 25°C. Datos a 25°C. Eº: Cr2O72− / Cr3+ = 1,33 V; Fe3+ / Fe2+ = 0,77 V

Puntuación máxima por apartado: 1,0 punto.

Solución. a. Cr2O72−: Cr(VI); Cr3+: Cr(III) b. -

Reacción de reducción-oxidación en medio ácido Semirreacción de reducción: Cr2O72− +14 H+ + 6 e− → 2Cr3+ + 7 H2O Semirreacción de oxidación: Fe2+ − 1 e− → Fe3+

c.

Se combinan las dos semireacciones para eliminar los electrones

d.

La espontaneidad de las reacciones es función del signo de la energía libre (∆G) ∆G º = −nFE º   : ∆G º < 0 ⇒ ESPONTÁNEA E oT = 0,56 V 

Junio 2008. Problema 2A.- Las disoluciones acuosas de permanganato de potasio en medio ácido (ácido sulfúrico), oxidan al peróxido de hidrógeno (agua oxigenada) formándose oxígeno, su1fato de manganeso (II), sulfato de potasio y agua. a) Formule y ajuste las semireacciones iónicas de oxidación y reducción y la reacción molecular. b) Calcule los gramos de oxígeno que se liberan al añadir un exceso de permanganato a 200 mL de peróxido de hidrógeno 0,01 M. c) ¿Qué volumen ocuparía el O2 obtenido en el apartado anterior, medido a 21°C y 720 mm Hg? Datos. R = 0,082 atm·L·K−1·mol; masa atómica: O = 16; 1 atm = 760 mm Hg Puntuación máxima por apartado: a) y b) 0,75 puntos; c) 0,5 puntos.

Solución. a. Se formulan los componentes de la reacción. KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → O2 + MnSO4 + H2O + K2SO4 -

Se buscan los elementos que cambian de valencia: Manganeso: El Mn7+ gana electrones y pasa a Mn2+. Proceso de reducción

21

-

Oxígeno: El O 22− pierde electrones y pasa a O2. Proceso de oxidación. Se plantean por separado las semireacciones de reducción y de oxidación.

Se ajusta el oxígeno. Por estar en medio ácido, donde falta oxígeno, se suman tantas moléculas de agua como átomos de oxígeno falten.

Se ajusta el hidrógeno. En el miembro donde falte hidrógeno, se suman tantos protones (H+) como átomos de hidrógeno falten.

Se ajusta la carga en cada una de las semireacciones intentando igualar la carga en ambos miembros, para ello se suman o se restan electrones en el primer miembro de cada semirreacción.

Se combinan las ecuaciones para eliminar los electrones entre las dos, obteniéndose la reacción iónica global.

Por tanteo, y teniendo en cuenta que el ácido utilizado es el ácido sulfúrico, se obtiene la reacción molecular ajustada.

2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 → 2MnSO 4 + 5O 2 + 8H 2 O + K 2 SO 4 b.

A partir de la reacción molecular ajustada, y mediante cálculos estequiométricos se calculan los moles de oxígeno conocidos los moles de peroxido de hidrógeno que reaccionan. O2 1 Factor de conversión: = ⇒ n (O 2 ) = n (H 2 O 2 ) H 2O 2 1 El número de moles de agua oxigenada se obtiene, por ser una disolución, de la definición de molaridad. mol n (O 2 ) = n (H 2 O 2 ) = M (H 2 O 2 ) ⋅ V(H 2 O 2 ) = 0'01 ⋅ 200 × 10 −3 L = 2 ×10 −3 mol L Conocidos los moles de oxígeno, con la definición de número de moles se calcula la masa de oxígeno. gr m n= : m(O 2 ) = n (O 2 ) ⋅ M (O 2 ) = 2 × 10 −3 mol ⋅ 32 = 0'064 gr = 64 mg M mol c.

Conocidos los moles de oxígeno, la ecuación de gases ideales permite calculas el volumen que ocupan. P ⋅ V = nRT atm ⋅ L −3 2 ×10 mol ⋅ 0'082 ⋅ 294 K nRT mol ⋅ k V= = = 0'05 L 720 P atm 760

22

Modelo 2008. Problema 2B.- Dada la reacción en la que el ión permanganato (tetraóxomanganato (VII)) oxida, en medio ácido, al dióxido de azufre, obteniéndose ión tetraoxosulfato (VI) e ión manganeso (II). a. Ajuste la reacción iónica por el método del ión-electrón. c. Calcule el volumen de una disolución de permanganato 0,015M necesario para oxidar 0,32 g de dióxido de azufre. Datos: Potenciales estándar de electrodo: MnO4−, H+/Mn2+ = +1,51 v; SO42−, H+/SO2 (g) = +0,17 v; Pesos atómicos: S = 32 y O = 16 Puntuación máxima por apartado: a) y b) 0,75 puntos y c) 0,5 puntos.

Solución. a. Se pide ajustar por el método ión-electrón la siguiente reacción iónica: H+

1.

MnO −4 + SO 2  → Mn 2+ + SO 24− Se buscan los elementos que cambian de valencia y se plantean por separado las semireacciones de reducción (ganancia de e−) y oxidación (perdida de e−).

2.

Se ajustan las masas teniendo en cuenta que es medio ácido.

3.

Se ajustan las cargas sumando o restando electrones, de cada reacción por separado.

4.

Se combinan linealmente las ecuaciones para eliminar los electrones. Si por fuera de la combinación lineal colocamos los potenciales de cada una de las semireacciones y los sumamos, se obtiene el potencial global de la reacción. Al potencial de la semirreacción de oxidación se le a de cambiar el signo pues se ha invertido el orden de la reacción.

Semirreacción global iónica:

2MnO 4− + 5SO 2 + 2H 2 O → 2Mn 2+ + 5SO 24 − + 4H + c.

Por estequiometria de la reacción: 2MnO 4− + 5SO 2 + 2H 2 O → 2Mn 2+ + 5SO 24 − + 4H +

MnO −4 2 2 = ⇒ n MnO −4 = ⋅ n (SO 2 ) SO 2 5 5

(

)

El número de moles de permanganato, por estar en disolución, se calcula a partir de la definición de molaridad, el número de moles de dióxido de azufre, por ser un sólido, se calcula dividiendo la masa en gramos entre el peso molecular. 2 m(SO 2 ) mol = 2 ⋅ 0'32 gr V ⋅M = ⋅ : V − ⋅ 0'015 l 5 MnO−4 MnO−4 MnO 4 5 M(SO 2 ) 64 gr mol

V

MnO−4

= 0'134 l = 134 ml

23

Junio 2007. Cuestión 4.- En una disolución en medio ácido, el ión MnO4− oxida al H2O2, obteniéndose Mn2+, O2 y

H2O. a) Nombre todos los reactivos y productos de la reacción, indicando los estados de oxidación del oxígeno y del manganeso en cada uno de ellos. b) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción en medio ácido. c) Ajuste la reacción global. d) Justifique, 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 Puntuación máxima por apanado: 0.5 puntos.

Solución. a)

MnO −4 : Ión permanganato. Estado de oxidación del Mn = +7. H 2 O 2 : Peroxido de hidrógeno (agua oxigenada). Estado de oxidación del O = −1. Mn 2 + : Ión manganoso ó manganeso (II). Estado de oxidación del Mn = +2 O 2 : Oxigeno molecular. Estado de oxidación del O = 0.

H 2 O : Agua. Estado de oxidación del O = −2 b) •

Semireacción de reducción: MnO −4 + 8H + + 5e − → Mn 2 + + 4H 2 O

•

Semireacción de oxidación: H 2 O 2 − 2e − → O 2 + 2H +

c)

Cátodo ≡ Re ducción d) E º = E º (Cátodo ) − E º Ánodo , donde:   Ánado :≡ Oxidación − 2+ E º = E º MnO 4 Mn − E º (O 2 H 2 O 2 ) = 1'51 − 0'70 = 0'81v > 0

(

)

(

)

∆G = − nFE   ⇒ ∆G < 0 Proceso ESPONTÁNEO E>0  Cuestión 4.- En disolución ácida, el ión dicromato oxida al ácido oxálico (H2C2O4) a CO2 según la reacción (sin ajustar): Cr2O72− + H2C2O4 → Cr3+ + CO2 a) Indique los estados de oxidación de todos los átomos en cada uno de los reactivos y productos de dicha reacción. b) Escriba y ajuste las semireacciones de oxidación y reducción. c) Ajuste la reacción global. d) Justifique si es espontánea o no en condiciones estándar. Datos.- Eº (Cr2O72−/ Cr3+) = 1,33 V; Eº (CO2/H2C2O4) = −0,49 V Puntuación máxima por apartado: 0’5 puntos.

Solución. a.

- Reactivos.

Cr2 O 72 −

Cr : +6 : O : 2 −

- Productos. Cr3+: +3

e) b.

 H : +1  H 2 C 2 O 4 :  C : +3 O : −2  C : +4 CO 2 :  O : −2

Escriba y ajuste las semireacciones de oxidación y reducción. - Semirreacción de reducción: Cr2 O 72 − + 14H + + 6e − → Cr 3+ + 7H 2 O

24

- Semirreacción de oxidación: H 2 C 2 O 4 − 2e − → 2CO 2 + 2H +

c. Combinando linealmente las dos ecuaciones para eliminar los electrones, se obtiene la ecuación iónica global del proceso.

Nota: Observar como hemos cambiado el signo al proceso de oxidación d. La espontaneidad de los procesos de transferencia de electrones viene determinada por el valor del potencial, ya que este se relaciona con la variación de energía libre (∆G) según la relación ∆G = − nFE , donde n es el número de electrones que se transfieren (valor positivo) y F es la constante de Faraday (F =96500C/Eq), por lo tanto: - Sí E > 0 ⇒ ∆G < 0. Reacción espontánea - Si E = 0 ⇒ ∆G = 0. Sistema en equilibrio - Si E < 0 ⇒ ∆G >0. Reacción no espontánea, espontánea en sentido contrario. EºT = 1’82 v > 0 ⇒ ∆G < 0 Reacción ESPONTÁNEA

Septiembre 2006. Problema 2A. Se sabe que el ión permanganato oxida el hierro (II) a hierro (III), en presencia de ácido sulfúrico, reduciéndose él a Mn (II). a) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción y la ecuación iónica global. b) ¿Qué volumen de permanganato de potasio 0,02 M se requiere para oxidar 40 mL de disolución 0,1 M de sulfato de hierro (II) en disolución de ácido sulfúrico? Puntuación máxima por apartado: 1,0 punto.

Solución. a.

H 2SO 4 MnO 4− + Fe 2 +   → Mn 2 + + Fe 3+ Elementos que varían su valencia:

Mn : 7 + → 2+ : Gana e − Fe : 2+ → 3+ : Pierde e − Las semireacciones (S.R.) ajustadas en medio ácido son:

b.

En el punto de equivalencia de una volumetría red-ox se debe cumplir: n º Eq − gr (Oxidante ) = n º Eq − gr (Reductor )

que aplicado al problema propuesto:

n º Eq − gr (NaMnO 4 ) = n º Eq − gr (FeSO 4 ) Debido al estado de agregación (disolución) N(KMnO 4 ) ⋅ V (KMnO 4 ) = N(FeSO 4 ) ⋅ V(FeSO 4 ) Teniendo en cuenta la relación entre la normalidad y la molaridad (N = M·v) M (KMnO 4 ) ⋅ v(KMnO 4 ) ⋅ V(KMnO 4 ) = M (FeSO 4 ) ⋅ v(FeSO 4 ) ⋅ V (FeSO 4 ) siendo v la valencia redox ó numero de electrones que se transfieren en la semirreacción. 0'02 mol ⋅ 5 Eq ⋅ V (KMnO 4 ) = 0'1 mol ⋅1 Eq ⋅ 40 ×10 −3 L L mol L mol V (KMnO 4 ) = 40 × 10 −3 L

25

Junio 2006. Problema 2B.- En la oxidación de agua oxigenada con 0,2 moles de permanganato, realizada en medio ácido a 25°C y 1 atm de presión, se producen 2 L de O2 y cierta cantidad de Mn2+ y agua. a) Escriba la reacción iónica ajustada que tiene lugar. b) Justifique, empleando los potenciales de reducción, si es una reacción espontánea en condiciones estándar y 25 °C. c) Determine los gramos de agua oxigenada necesarios para que tenga lugar la reacción. d) Calcule cuántos moles de permanganato se han añadido en exceso. Datos: R = 0,082 atm· L·K−1·mol−1; E°(MnO4−/Mn2+) = 1,51 V; Eº(O2 /H2O2) = 0,68 V Masas atómicas: O = 16; H = 1. Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos

Solución. a. H+

H 2 O 2 + MnO 4−  → O 2 + Mn 2+ Elementos que cambian de valencia: Mn : 7+ → 2 + Gana electrones O : 1− → 0 Pierde electrones Semireacciones ajustadas en medio ácido.

b. La condición necesaria y suficiente para que un proceso red-ox sea espontáneo es que el potencial total de la reacción sea positivo. E > 0 ⇒ ∆G < 0 : ESPONTÁNEA ∆G = − nFE :   E < 0 ⇒ ∆G > 0 : NO ESPONTÁNEA El potencial total de una reacción red-ox se puede obtener como resta de los potenciales de reducción del cátodo (reducción) menos el potencial de reducción del ánodo (oxidación).

E oT = E o

CÁTODO

(Re ducción ) − E oÁNODO (Oxidación )

−   O2  = 1'51 − 0'68 = 0'83v > 0 ⇒ ESPONTÁNEA  E oT = E º  MnO 4 2+  − E º  H 2 O 2   Mn  

c.

Los cálculos estequiométricos se realizan a partir del oxigeno obtenido en la reacción. GAS P ⋅ VO H 2O 2 5 1atm ⋅ 2L 2 = ⇒ n (H 2 O 2 ) = n (O 2 ) = = = 0'08moles atm ⋅ L O2 5 R ⋅T 0'082 298K mol ⋅ K m(H 2 O 2 ) = n (H 2 O 2 ) ⋅ M (H 2 O 2 ) = 0'08mol ⋅ 34 gr = 2'72gr mol

d. Los moles de permanganato que reacciona se calcula por estequiometria conocidos los moles e oxígeno formados.

MnO 4− 2 = ⇒ n MnO 4− O2 5

(

(

n MnO 4−

)

Exc

(

= n MnO 4−

)

R

=

2 2 n (O 2 ) = 0'08 = 0'032moles 5 5

) − n(MnO )

− 4 R

o

26

= 0'2 − 0'032 = 0'168moles

Septiembre 2005. Problema 2B. Un vaso contiene 100 cm3 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+. Masa Datos.- Eº(Au3+/Au) = +1,40V; Eº(Au3+/Au+) = +1,25V; Eº(Au+/Au) = +1,70V; F=96500 C· mol−1 atómica: Au = 197. Puntuación máxima por apartado: 0’5 puntos.

a) b) c) d)

Ajuste la reacción redox que se produce. Calcule el potencial de la reacción. Calcule la concentración resultante de iones Au3+ en disolución. Calcule la masa de Au que se forma.

Solución.

Au + → Au + Au 3+

a.

b.

Eº = Eº(Red) − Eº(Ox) = Eº(Au+/Au) − Eº(Au3+/Au+) = 1’70 − 1’25 = 0’45 > 0 El proceso es espontáneo

c.

Teniendo en cuenta la estequiometria de la reacción, el factor de conversión de Au+ a Au3+ es:

Au 3+ +

=

1 1 ⇒ n Au 3+ = n Au + 3 3

(

)

(

)

Au + El número de moles de ión Au se obtiene del volumen y concentración de la disolución mediante la definición de molaridad n  mol  −3 −3 M= ⇒ n Au + = M ⋅ V = 0'03  ⋅100 ×10 (l ) = 3 × 10 (moles ) V(l ) l  

(

)

sustituyendo en la primera ecuación

1 1 n Au + = ⋅ 3 × 10 −3 = 10 −3 moles 3 3 Conocidos los moles y el volumen (es el de la disolución inicial), se calcula la concentración.

(

)

n Au 3+ =

Au 3+ = d.

(

)

(

)

n Au 3+ 10 −3 = = 0'01M V(l ) 100 × 10 −3

Teniendo en cuenta la estequiometria de la reacción, el factor de conversión de Au+ a Au es: Au 2 2 2 = ⇒ n (Au ) = n Au + = ⋅ 3 × 10 −3 = 2 ×10 −3 moles + 3 3 3 Au

(

)

Conocidos los moles se calcula la masa de Au mediante la definición de número de moles. m(gr ) n= ⇒ m(Au ) = n (Au ) ⋅ M (Au ) = 2 × 10 −3 ⋅197 = 0'394gr de Au  M gr   mol 

Junio 2005. Cuestión 4.- Dada la reacción de oxidación-reducción:

SO32− + MnO4− → SO42− + Mn2+ a) Indique los estados de oxidación de todos los elementos en cada uno de los iones de la reacción. b) Nombre todos los iones. c) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción en medio ácido. d) Escriba la reacción iónica global ajustada.

Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

Solución. a.

S : 4 + SO 32− :  O : 2 −

Mn : 7 + MnO −4 :   O:2−

S : 6 + SO 24− :  O : 2 −

27

Mn2+ : 2+

b.

SO 32− : Sulfito

SO 24 − : Sulfato

c.

Semirreacción de Reducción. MnO4− + 8H+ + 5e− → Mn2+ + 4H2O

MnO −4 : Permanganato

Mn2+: Hipomanganito

Semirreacción de Oxidación. SO32− + H2O − 2e− → SO42− + 2H+

d.

Combinando linealmente ambas ecuaciones se eliminan los electrones y aparece la ecuación iónica global.

Modelo 2005. Cuestión 4.- Complete y ajuste, en medio ácido, las semireacciones de oxidación y de reducción así como la reacción global. Indique si son espontáneas las reacciones globales en función de los potenciales normales redox. a) Cr2 O 72 − + S 2− + H + ↔ Cr 3+ + ...

b)

KMnO 4 + HCl + SnCl 2 ↔ SnCl 4 + ... o

( (MnO

) ( ) ) = 1,51V; E (Sn / Sn ) = 0,15V

Datos: E Cr2 O 7−2 / Cr 3+ = 1,33V; E o S S 2 − = 0,14V;

E

o

− 4

/ Mn

2+

o

4+

2+

Puntuación máxima por apartado:1 punto.

Solución. a. Semireacciones:

Reacción Molecular. Los 14 protones necesarios pare el proceso red-ox, se obtienen con 7 moléculas de ácido sulfhídrico (H2S), de las cuales tres se comportan como reductor oxidándose hasta azufre elemental y las otras 4 se mantienen como sulfuros para formar sales en el segundo miembro. K 2 Cr2 O 7 + 7H 2 S → Cr2 S 3 + 3S + 7H 2 O + K 2 S La espontaneidad de las reacciones red-ox se estudia en función del potencial mediante la expresión:

∆G = −n·F·E Siendo n y F valores siempre positivos, el signo de la energía libre depende del signo del potencial. Sí E > 0 ⇒ ∆G < 0. Reacción ESPONTÁNEA

Eº = b.

E oRe d

Sí E 0 ⇒ ∆G > 0. Reacción NO−ESPONTÁNEA Cr2 O 7−2 / Cr 3+ − E oOx S S 2− = 1,33 − 0,14 = 1'19 v >0⇒ ESPONTÁNEA

(

)

(

)

Semireacciones:

Reacción molecular:

2KMnO 4 + 5SnCl 2 + 16HCl → 2MnCl 2 + 5SnCl 4 + 8H 2 O + 2KCl Por se el potencial positivo, el proceso es ESPONTÁNEO.

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Septiembre 2004. Cuestión 5.- Teniendo en cuenta la siguiente reacción global, en medio ácido y sin ajustar: K 2 Cr2 O 7 + HI → KI + CrI 3 + I 2 + H 2 O a) Indique los estados de oxidación de todos los átomos en cada una de las moléculas de la reacción. b) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción, así como la reacción global. Puntuación máxima por apartado: 1 punto.

Solución. a. -

-

b.

 K : +1  K 2Cr2O7 : Cr : +6  O : −2   H : +1 HI :   I : −1 K : +1 KI :   I : −1

-

Cr : +3 CrI 3 :   I : −1

-

I 2 : {I : 0

-

 H : +1 H2 0 :  O : −2

Para el ajuste de las semirreacciones se emplea el método ión electrón en medio ácido. 1º Se seleccionan los iones donde existan elementos que cambien de valencia.

2º Se ajustan metales y no-metales excepto oxígeno e hidrógeno.

3º Se ajusta el oxigeno, sumando en el miembro donde falte oxígeno tantas moléculas de agua como átomos de oxígeno halla en defecto

4º Se ajusta el hidrógeno sumando en el miembro donde falten tantos protones(H+) como átomos de hidrógeno falten

5º Una vez completado el ajuste de masa se procede al ajuste de cargas. Se suman las cargas de cada miembro. Si en el primer miembro existe exceso de carga positiva o defecto de carga negativa, se suman e− en él para ajustar las cargas. Si por el contrario en el primer miembro existe defecto de carga positivas o exceso de carga negativa, se restan e− en él para ajustar las cargas.

6º Se combinan linealmente las ecuaciones para entre las dos eliminar los e−

7º Se transforma la ecuación iónica en molecular formando con los iones las correspondiente sales ó ácidos.

Septiembre 2003. Problema 1B. 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: a) Formule y ajuste las semirreacciones iónicas redox y la reacción neta molecular.

29

b) ¿Cuántos cm3 de bromo se producirán al hacer reaccionar 20g de bromuro de potasio con ácido sulfúrico en exceso? Datos.- Masas atómicas: Br = 80, K = 39; densidad Br2 = 2,8 g·cm−3 Puntuación máxima por apartado: 1,0 punto.

Solución. En una reacción redox, el primer paso es buscar los elementos que transfieren electrones. a.

Br − → Br 0 S 6+ → S 4+ a continuación se ajustan las semirreacciones de oxidación y reducción en forma iónica y por separado. El ajuste se hace teniendo en cuenta que la reacción se realiza en medio ácido.

b.

La relación estequiométrica entre el bromuro de potasio(KBr) y el bromo molecular(Br2) es: Br2 1 = KBr 2 conocidos los moles iniciales de KBr, mediante la relación estequiométrica, se calculan los moles de Br2 que se obtienen en la reacción. Con el número de moles y la masa molecular se calcula la masa en gramos y, con la densidad, el volumen de Br2. m (gr ) 20 (gr ) n (KBr ) = = = 0'168 moles gr gr     M  119  mol   mol    por la estequiometria de la reacción n (Br2 ) 1 = ⇒ n (Br2 ) = 0'084 moles : m(Br2 ) = n (Br2 ) ⋅ M(Br2 ) = 0'064 ⋅160 = 13'4 moles con 0'168 2 la densidad del bromo y la masa, se calcula el volumen m   13'4 (gr ) d= : 2'8  gr 3  = despejando V = 4'8 cm 3 3 V cm   V cm

( )

Junio 2001. Problema 1B. 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 del ion-electrón. b. 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%. Puntuación máxima por apartado: 1

Solución. Se pide ajustar por el método ión-electrón una reacción redox, para a continuación resolver un problema simple de estequimetria. a.

HCl + HNO3 → NO2 + Cl2 + H2O

2HCl + 2HNO3 → Cl2 + 2NO2 + 2H2O Reacción molecular global

b.

Partiendo de la definición de molaridad se calcula el número de moles iniciales de HCl.

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n n = M ⋅ V(l ) = 2 mol ⋅ 0'5(l ) = 1(mol ) l V(l) La relación estequiométrica entre el HCl y el Cl2 es: n (Cl 2 ) 1 Cl 2 1 = ⇒ = ⇒ n (Cl 2 ) = 0'5 1 2 HCl 2

(

M=

)

Teniendo en cuenta la definición de rendimiento(η) Re al η(% ) = ⋅100 Teórico y aplicando al número de moles η 80 n (Cl 2 ) R = n (Teóri cos) ⋅ = 0'5 ⋅ = 0'4 100 100 Conocidos el número de moles reales de cloro que se obtienen, el volumen se calcula mediante la ecuación de gases ideales. P· V=n· R· T nRT 0'4 ⋅ 0'082 ⋅ 298 V (Cl 2 ) = = = 9'8(l ) P 1

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