Source: https://es.scribd.com/doc/163932086/Redox-Problemas-Resueltos
Timestamp: 2017-05-29 12:04:09+00:00

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REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN:
Las reacciones de oxidación-reducción (reacciones redox) son aquellas en las cuales se produce un intercambio de electrones entre los reactivos. El oxidante es todo átomo, molécula o ion que gana o capta electrones en un proceso químico, mientras que el reductor es todo átomo, molécula o ion que pierde o cede electrones en un proceso químico. Estos conceptos de oxidante y reductor no son conceptos absolutos ya que cada átomo, molécula o ion se comportará como oxidante frente a aquellos otros que sean menos oxidantes que él, pero se comportará como reductor si se encuentra con otro que sea más oxidante que él. Ajuste de las reacciones REDOX Los dos métodos más comunes son el método del cambio de valencia, basado en considerar únicamente los elementos que ganan o pierden electrones, y el método del ion electrón, basado en considerar que las reacciones se producen entre los iones presentes en la reacción. Ambos se basan en el hecho que el número de electrones que ceden los agentes reductores debe ser igual al número de electrones que ganan los agentes oxidantes. Para el ajuste de reacciones por cualquiera de ellos se debe determinar en primer lugar el número de oxidación de cada elemento para identificar cuales son los que cambian de valencia. Para ello, lo primero que se ha de tener en cuenta es el hecho que en cualquier compuesto neutro la suma total de los números de oxidación es siempre cero, mientras que en los iones, la suma debe ser igual a la carga del ion. Después, debe seguirse el orden siguiente; a) Los elementos libres tienen valencia 0. b) Los metales alcalinos tienen siempre valencia 1+, y los alcalinotérreos 2+ c) El hidrógeno tiene siempre valencia 1+, excepto cuando forma compuestos binarios con un metal, que tiene valencia 1- (Hidruros) d) El oxigeno tiene siempre valencia 2-, excepto si frente a los anteriores le correspondiera otra, que es 1(Peróxidos) e) Los elementos no metálicos que están presentes en una sal tienen en ella la misma valencia que en el ácido correspondiente. f) Los metales que forman parte de una sal han de tener una valencia tal que haga neutras las moléculas en que se encuentran. (O, si se trata de un ion, igual a la carga de éste) Método del cambio de valencia: Para ajustar una reacción por este me todo se aplican tas siguientes reglas: 1) Se identifican los elementos que pierden electrones (Reductores) y los que los ganan (Oxidantes) 2) Se escriben las ecuaciones electrónicas correspondientes a esta perdida y ganancia de electrones, igualando previamente el nº de átomos de cada elemento presente en las semirreacciones. 3) Se multiplican esas dos semirreacciones por unos coeficientes mínimos tales que nos igualen el nº de electrones ganados al de electrones perdidos. 4) Los coeficientes así obtenidos se colocan en la reacción primitiva, obteniendose luego los coeficientes de las demás sustancias, dejando siempre el del agua para el último lugar. Método del ion-electrón: Las reglas a seguir para el ajuste de reacciones por este método son: 1) Se escriben las reacciones de disociación de los ácidos, bases y sales (Las demás sustancias: óxidos o elementos libres no son electrolitos, por lo que no se disocian) 2) Se escribe la semirreacción de reducción del ion oxidante y la de oxidación del ion reductor, igualando previamente el nº de átomos de cada elemento presente en las semirreacciones. En ellas se iguala el nº de oxígenos añadiendo agua al miembro donde haya defecto de ellos; posteriormente se igualan los hidrógenos añadiendo H+ donde se precisen. Finalmente se añaden los electrones necesarios en el miembro donde haya defecto de cargas negativas para que la reacción quede igualada eléctricamente. 3) Si la reacción tiene lugar en medio básico o neutro nos aparecerán H+ en el segundo miembro y H2O en el primero. Para eliminarlos, se añaden a ambos miembros de la semirreacción que corresponda tantos iones OH- como H+ haya en el segundo miembro. Estos iones OH- con los H+ formarán H2O la cual se simplifica con la existente en el primer miembro. (Esta corrección puede realizarse también una vez conseguida la reacción iónica global, pero sería menos correcto) 4) Se multiplican ambas semirreacciones por los coeficientes mínimos para que el nº de electrones en ambas sea el mismo.
5) Se suman ambas semirreacciones, obteniendose la reacción iónica total. 6) Si en ella aparecen iones H+ o H20 en ambos miembros, se simplifican, dejándolos solamente en uno de ellos. CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS EN LAS REACCIONES REDOX Si los cálculos se realizan utilizando las relaciones entre los números de moles de reactivos y/o productos que intervienen en la reacción ajustada, no presentan diferencia alguna con los demás cálculos de estequiometría. Si se quieren realizar los cálculos teniendo en cuenta que todas las reacciones tienen lugar “equivalente a equivalente” hemos de calcular previamente el Peso equivalente o equivalente gramo de cada reactivo, teniendo en cuenta que éste es: , siendo la valencia: v = Nº de electrones intercambiados en el proceso, por lo que es necesario determinarlos antes para el proceso concreto que se trate, ya que sucede a veces que un mismo reactivo puede tener pesos equivalentes diferentes dependiendo del proceso en el cual actúe PILAS GALVÁNICAS Son dispositivos que producen corriente eléctrica a partir de un proceso químico. Están formadas por: SEMIPILAS (o Electrodos): Formadas por un conductor sumergido en una disolución iónica. Suele ser del mismo metal que los iones de la disolución, o bien uno inerte (Pt, grafito...). Siempre ganará electrones (oxidante) aquel electrodo de mayor potencial en la serie electroquímica de potenciales de reducción PUENTE SALINO Es un tubo que une ambas semipilas lleno de una sustancia porosa embebida de una disolución de un electrolito, o bien un tabique poroso, para permitir el paso de iones de una semipila a otre y evitar que se polaricen NOTACIÓN DE LOS ELECTRODOS Y PILA: Normalmente se suelen representar los electrodos de reducción, escribiendo en una “fracción” como numerador la forma oxidada y como denominador la reducida: Para el proceso: Zn 2 + + 2 e - —> Znº será: Zn 2 + / Znº. Para el caso de las pilas, se escribe primero el ánodo y después el cátodo, separados por una doble barra. Para la pila: Znº + Cu 2 + —> Zn 2 + + Cuº será: Znº/Zn 2 + // Cu 2 + /Cuº, y en general, para cualquier pila: . Se considera positivo el potencial si los electrones van del electrodo de la izquierda (ánodo) al de la derecha (cátodo). POTENCIAL NORMAL DE ELECTRODO: Es el potencial de una pila formada por ese electrodo sumergido en una disolución 1M de sus iones y el electrodo normal de Hidrógeno ENERGÍA LIBRE ESTÁNDAR DE UNA PILA: ENERGÍA LIBRE DE UNA PILA EN OTRAS CONDICIONES:
POTENCIAL DE UNA PILA. ECUACIÓN DE NERNST : Donde: - n: Nº de electrones intercambiados en el proceso - F: Faraday = 96486 Culombios - R: Constante de los gases ideales = 8,314 J/mol.ºK - T: Temperatura absoluta a la cual tiene lugar el proceso - E: Potencial de la pila
POTENCIAL NORMAL DE UNA PILA: Es el potencial de una pila cuando las concentraciones de todas las especies son 1 M, con lo que Lg Kc = 0, y así: Para la pila Daniell es:
CONDICIONES DE EQUILIBRIO: ELECTRÓLISIS
=> E = 0 =>
Es el proceso químico producido por la corriente eléctrica sobre los iones. Se realiza por medio del suministro de energía eléctrica una reacción imposible de verificar termodinámicamente de forma espontánea. Al igual que cualquier otro tipo de reacción, tiene lugar “equivalente a equivalente”, teniendo en cuenta que un equivalente de corriente eléctrica es una carga igual a la de un mol de electrones. Nº equivalentes de corriente eléctrica = Nº equivalentes de sustancia obtenida I: Intensidad de la corriente eléctrica t: tiempo g: gramos depositados v : valencia (Nº electrones intercambiados en el proceso) Pm: Masa atómica o molecular de la sustancia liberada LEYES DE FARADAY: 1ª: La cantidad de sustancia separada por una corriente eléctrica es proporcional a la cantidad de corriente que pasa por el sistema 2ª: Las cantidades de diferentes sustancias liberadas por una misma cantidad de electricidad son proporcionales a sus equivalentes químicos
CLASIFICACIÓN DE LOS PROBLEMAS RESUELTOS
REACCIONES REDOX:
Grupo Grupo Grupo Grupo Grupo Grupo A- CONCEPTO REDOX: IDENTIFICACIÓN DE REACCIONES Y DEL OXIDANTE Y REDUCTOR B- IDENTIFICACIÓN OXIDANTE Y REDUCTOR POR COMPARACIÓN DE POTENCIALES C- AJUSTE DE REACCIONES REDOX, DANDO LA REACCIÓN D- AJUSTE DE REACCIONES REDOX SIN CONOCER LA REACCIÓN E- AJUSTE DE REACCIONES REDOX + ESTEQUIOMETRIA F: REDOX + ELECTROQUÍMICA
Grupo A- CONCEPTO REDOX: IDENTIFICACIÓN DE REACCIONES Y DEL OXIDANTE Y REDUCTOR A-01 - Indique qué procesos son de oxidación-reducción: a) P + KOH + H 2 <==> KH 2 PO 2 + PH 3 ;
b) Al 3 + + H 2 O <==> AlOH 2 + + H + ; c) CaCO 3 + HCl <==> CO 2 + CaCl 2 + H 2 O ; d) Cr 3 + + I - + OH - + Cl 2 <==> CrO 4 2 - + IO 4 - + Cl - + H 2 O
A-02 - Indicar cual es el oxidante y cual es el reductor en los siguientes procesos de oxidación-reducción, sin
ajustar: a) Al + NO3 - –> Al(OH) 3 + NH 3 ; b) PbS + H 2 O 2 –> PbSO 4 + H 2 O ; c) I 2 + Cl 2 –> I Cl
A-03 - Indicar si las reacciones siguientes son de oxidación-reducción:
a) KOH + HNO 3 —> KNO 3 + H 2 O b) N 2 + 3.H 2 —> 2 NH 3
Grupo B- IDENTIFICACIÓN OXIDANTE Y REDUCTOR POR COMPARACIÓN DE POTENCIALES B-01 - Como reductor relativamente suave se utiliza mucho una disolución saturada de S02 gaseoso. ¿Cuáles
de los siguientes iones se reducirían según se indica con la disolución saturada anterior? ¿por qué? A) - Fe 3 + a Fe 2 + ; b) - Cu 2 + a Cu + ; c) - Sn 4+ a Sn 2+ . (Datos: Eº': SO 4 2 -/SO 2 = 0,20 V ; Fe 3 +/ Fe 2 + = 0,77 V ; Cu 2 + /Cu + = 0,158 V ; Sn 4+ /Sn 2+ = 0, 15 V)
B-02 - - a) Determine si, en condiciones estándar, es posible oxidar el ion ferroso mediante ácido nítrico, que se
reduciría hasta óxido nítrico (NO). b) Ajuste el proceso redox por el método del ión electrón. DATOS: Potenciales estándar de reducción: Fe 2 +(ac) / Fe 0 (sol) = - 0,44 V. Fe 3 +(ac) / Fe 2 + (ac) = 0,77 V.; NO 3 - (ac) / NO (g), = 0,96 V.
B-03 - Partiendo de los siguientes potenciales estándar de reducción a 298 K: Eº (H+/H 2 ) = 0,00 V;
Eº (Cu 2 + /Cu) = 0,15 V y Eº (NO 3 -/NO) = 0,96 V. a) Escriba las semirreacciones de oxidación y reducción para los sistemas: Cu/ácido clorhídrico y Cu/ácido nítrico. b) Indique cuál de los ácidos clorhídrico 1 M o nítrico 1 M oxidará al cobre metálico hasta Cu 2+ en condiciones estándar e indique quién es el oxidante y quién el reductor.
B-04 - Prediga lo que ocurrirá cuando:
a) Una punta de hierro se sumerge en una disolución acuosa de CuSO4. b) Una moneda de níquel se sumerge en una disolución de HCl. c) Un trozo de potasio sólido se sumerge en agua. Datos: Eº(Cu 2 +/Cuº) = + 0,34 V; Eº(Fe 2 +/Feº ) =-0,44 V; Eº(Ni 2 +/Niº) = - 0,24 V; Eº(K + /Kº ) = - 2,93 V
B-05 - Indicar cuál es el oxidante y cuál es el reductor en el siguiente proceso de oxidación-reducción sin
ajustar: I 2 + CI 2 —> ICI. Escribir las semirreacciones de oxidación-reducción.
Grupo C- AJUSTE DE REACCIONES REDOX, DANDO LA REACCIÓN C-01 - Ajuste la siguiente reacción por el método del cambio de valencia:
PERMANGANATO DE POTASIO + OXALATO DE SODIO (Na 2 C 2 O 4) + ÁCIDO SULFÚRICO —> —> SULFATO DE SODIO + SULFATO DE POTASIO + SULFATO DE MANGANESO(II) + DIÓXIDO DE CARBONO + AGUA
C-02 - Ajuste la siguiente reacción por el método del cambio de valencia:
YODURO DE CROMO(III) + CLORO (Cl 2 ) + HIDRÓXIDO DE SODIO –> —> CROMATO DE SODIO + YODATO DE SODIO + CLORURO DE SODIO + AGUA
C-03 - Ajuste la siguiente reacción por el método del ion-electrón:
OXIDO DE MANGANESO(IV) + CLORURO DE SODIO + ACIDO SULFÚRICO –> –> SULFATO DE MANGANESO(II) + SULFATO DE SODIO + Cl + AGUA 2
C-04 - Ajuste y complete, por el método del ión-electrón, las reacciones:
a) Mn0 4 - + Fe 2 + -> Mn 2 + + Fe 3 + en disolución ácida. b) Br 2 --> BrO 3 - + Br en disolución básica.
C-05 - Dada la reacción: KCIO 3 + HCI + FeCl 2 <===> KCl + FeCI 3 + H 2 0, ajústela por el método del iónelectrón, indique el nombre de las sustancias que intervienen y explique como calcularla, si dispusiera de los datos, el peso equivalente del oxidante y del reductor
C-06 - Ajuste la siguiente reacción por el método del ion electrón:
YODATO DE POTASIO + CLORO (Cl 2 ) + HIDRÓXIDO DE POTASIO —> –> PERYODATO DE POTASIO + CLORURO DE POTASIO + AGUA
C-07 - Indicar cuál es el oxidante y cuál el reductor en el siguiente proceso de oxidación-reducción, sin ajustar:
Al + NO 3 - --> Al(OH) 3 + NH 3 . Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción.
C-08 - Dada la reacción:
CLORURO DE COBALTO(II) + PERMANGANATO DE POTASIO + ÓXIDO DE MERCURIO(II) + AGUA –> —> HIDRÓXIDO DE COBALTO(III) + DIÓXIDO DE MANGANESO + CLORURO DE MERCURIO(II) + CLORURO DE POTASIO a) Ajústela por el método del ion electrón, escribiendo las semirreacciones del oxidante y reductor, así como la reacción iónica total b) Ajuste la reacción global
Grupo D.La reacción entre el permanganato de potasio y el yoduro de potasio en presencia de hidróxido de
potasio conduce a la formación de manganato de potasio (tetraoxomanganato(VI) de potasio).En disolución acuosa y en medio ácido sulfúrico. en presencia de ácido sulfúrico. en medio ácido sulfúrico. entre otras sustancias.
D-04 . la formación de bromo a partir de bromuro potásico. a) Escriba ajustadas las semirreacciones de oxidación y de reducción. las reacciones iónica y molecular
D-07 .
D-05 . indicando quién actúa como oxidante y quién como reductor.La valoración de una disolución de nitrito de potasio se hace con permanganato de potasio en medio
D-06 .
D-02 . por el método del ión-electrón. indicando además cual es agente oxidante y cual el reductor. K MnO 4 . para
dar azufre y óxido de nitrógeno (II). sulfato manganoso y oxígeno molecular. complete la reacción que tiene lugar.El sulfito sódico. Ajusta la correspondiente reacción por el método del ion electrón. Ajuste dicha reacción
por el método del ion electrón: H 2 S + H 2 SO 3 —> S + H 2 O
C-13 . identificando las semirreacciones correspondientes al oxidante. Na 2 SO 3 . b) Ajuste.Al calentar clorato de potasio (K ClO 3 ) con ácido oxálico (C 2 O 4 H 2 ).
D-08 . se forma dióxido de cloro (ClO 2
). Ajustar la reacción por el método del ion-electrón e indicar cual es el agente oxidante y el reductor. B) Calcular cuantos moles de peróxido de hidrógeno se necesitan para obtener 1 litro de oxígeno medido en Condiciones Normales
. el permanganato de potasio reacciona con el peróxido
de hidrógeno dando Mn(II). al reductor.La reacción entre el ácido sulfhídrico y el ácido sulfuroso produce azufre y agua. Ajusta la reacción por el método del ion-electrón.Completar y ajustar. para dar. la reacción iónica y la reacción total.El permanganato de potasio. A) Ajustar la reacción por el método del ion-electrón indicando las especies oxidantes y reductoras.Completar y ajustar. entre otros productos MnSO 4 y Na 2 SO 4 .
dando.Completar y ajustar por el método del ion electrón la reacción entre los ácidos nítrico y sulfhídrico. la reacción que se produce al tratar nitrito potásico
con permanganato potásico en medio clorhídrico. por el método del ion electrón. pasa a sal crómica.Ajustar mediante el método del ion-electrón la siguiente reacción química:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 —> K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + S + H 2 O
C-11 . la reacción entre el permanganato potásico y el
agua oxigenada. en presencia de ácido sulfúrico. además de algo de sulfato de potasio. oxalato potásico (K 2 C 2 O 4 ) y agua. a) Ajuste la reacción iónica por el método del ión-electrón indicando la especie que se oxida y la que se reduce.Ajustar la siguiente reacción redox por el método del ion-electrón:
KNO3 + Al + KOH -> NH3 + KAIO2
C-12 .C-09 . es capaz de oxidar al sulfuro de hidrógeno a azufre
pasando el permanganato a ión manganeso (II).
C-14 .Ajustar la siguiente reacción empleando el método del ion-electrón:
As + KBrO + KOH —> K 3 AsO 4 + KBr + H 2 O
C-10 .
D-03 . escribiendo las semirreacciones correspondientes al oxidante y al reductor.Completar y ajustar. obteniéndose el correspondiente nitrato de potasio y sulfato de manganeso(II). por el método del ion-electrón.AJUSTE DE REACCIONES REDOX SIN CONOCER LA REACCIÓN D-01 . por el método del ión electrón. b) Suponiendo que el ácido empleado es el ácido sulfúrico. yodato de potasio y agua.
mediante la acción del dicromato potásico que. dióxido de carbono (CO 2 ). así como las reacciones iónica y total. reacciona con el permanganato potásico. en medio ácido. oxígeno y agua.
Una muestra de 2 metros cúbicos de aire.Al hacer reaccionar el dicromato de potasio con ácido clorhídrico se forma la correspondiente sal de
cromo trivalente a la vez que se desprende un gas amarillo verdoso y se forman otros compuestos solubles en agua.AJUSTE DE REACCIONES REDOX + ESTEQUIOMETRÍA E-01 . S = 32. Se pide: A) Ajuste la reacción correspondiente por el método del ion-electrón. Cr = 52
E-06 . medido a 1 atm y 20ºC.Se disuelve una muestra de 10 g de cobre en ácido sulfúrico obteniéndose 23. K = 39.
E-03 . además de oxido de azufre(IV) y agua.Para valorar una muestra de nitrito potásico impuro.05 M (0'25N).El dicromato potásico reacciona con el yoduro potásico en presencia de ácido sulfúrico dando sulfato
potásico. se pesan 0.El ácido nítrico reacciona con el sulfuro de hidrógeno gas dando. I = 126. y acidulada con sulfúrico. donde el ozono existente experimenta la reacción: 0 3 + I . 0 ~ 16. Se pide: a) Ajustar las reacciones redox que intervienen en el problema. de impureza no reductora. Escribe y ajusta la reacción que tiene lugar. el nitrito pasa a nitrato. ¿Qué volumen de la misma será necesario para obtener 2 moles de yodo?
E-07 . medidos en condiciones normales.—> I .Una forma de preparar oxígeno puro en el laboratorio es calentar clorato de potasio sólido. el cual se
descompone dando cloruro de potasio y oxígeno.+ S 4 O 6 2 gastándose en dicha valoración 0.2 Molar. de la disolución de tiosulfato sódico c) El número de moles de ozono que había en los 2 metros cúbicos de aire.0 S=32'0 e H=1'00. identificando el oxidante y el reductor.Dada la reacción: Permanganato de potasio + yoduro de potasio + ác. 01 M de tiosulfato sódico. De acuerdo con los datos anteriores. d) El volumen que ocupará dicha cantidad de ozono a 200 ºC y 27 atm. DATOS: Pesos atómicos: Cu = 63. b) Ajuste la reacción molecular por el método del ion electrón c) Si se dispone de una disolución 2 M de permanganato de potasio.46 g de dicha muestra y se diluyen en un litro de agua destilada. se pasa a través de una
disolución de yoduro sódico. a) Escriba la reacción que tiene lugar ajustada por el método del ion electrón b) ¿Cuántos mililitros de ácido clorhídrico del 37% y densidad 1.90 . con una disolución
valorada de permanganato potásico 0. Sulfúrico —>
—> sulfato de potasio + sulfato de manganeso(II) + yodo (I 2 ) + agua a) Escriba las semirreacciones correspondientes al oxidante y reductor indicando cual es cada una. Si se recoge sobre agua a una presión total de 755 mm Hg a una temperatura de 22ºC.86 g de sulfato de
cobre(II). Sabemos que en la reacción. entre otras cosas.
E-04 . azufre sólido y
monóxido de nitrógeno. ¿Qué cantidad del mismo habría que
. 0=16.2 M de dicromato potásico necesario para obtener 6 g de yodo. O = 16. sulfato de cromo (III) y yodo como productos de reacción. yoduro de
cobre(I) y sulfato de potasio.04 mL. y que las masas atómicas son: N=14'0.04 mL.+ H 2 O –> O 2 + I 2 + OH El yodo formado se valora con disolución 0. que reacciona con el yodo según la reacción: I 2 + S 2 O 3 2 . medido a 2 atm y 60ºC necesario para reaccionar con 500 ml de una disolución de ácido nítrico 0. Datos: masas atómicas: 1 = 127.00 .19 g/ml se necesitarán para reaccionar con 7 g de dicromato de potasio? c) ¿Qué volumen de gas. A) Ajuste la reacción que tiene lugar por el método del ion electrón B) Calcule la riqueza de la muestra inicial de cobre
E-08 . calcule: a) Ajuste la reacción por el método del ion electrón b) El peso equivalente redox del nitrito potásico c) El porcentaje de nitrito puro en la mezcla d) Los gramos de ácido sulfúrico que se necesitan
E-05 . Ajuste la reacción por el método del ión electrón y calcule el volumen mínimo necesario de una disolución 0. A) Escribe la reacción ajustada por el método del ion electrón. B) El peso de yoduro de cobre(I) que se formará. K = 39.Al reaccionar 20 g de sulfato de cobre(II) con 30 g de yoduro potásico se obtiene yodo. B) Determina el volumen de sulfuro de hidrógeno.10 .0 K=39.54. se formará en el proceso anterior?
E-02 .06
E-09 .Grupo E. el permanganato a sal manganosa. b) Calcular el número de moles de yodo que han reaccionado con los 0. En la valoración se alcanza el punto de viraje cuando se han gastado 40'0 mL de la disolución de permanganato. Si disponemos de un clorato de potasio del 80% de riqueza.
.0. S=32.1 .0 .00.0 .Los gramos de ácido sulfúrico que se necesitan son: a) 98.El yodo sólido (I 2 ) en medio alcalino se dismuta en iones yoduro (I .El porcentaje de nitrito puro en la mezcla será: a) 92. el nitrito pasa a nitrato y el permanganato a sal manganosa.38 g/mL)
E-13 .5 . H = 1. B) ¿Cuantos gramos de sulfato de hierro(II) heptahidratado se necesitan para preparar 1 litro de disolución 0.El equivalente redox del nitrito potásico será: a) 85. b) 85. 0=16. d) 0. señale la respuesta correcta en las siguientes preguntas: 1. c) 0. A) Escribir la ecuación redox correspondiente y ajustarla (los productos formados son sulfato de hierro(III).3 necesarios para la disolución de 10 g de zinc
E-12 . De acuerdo con estos los datos. Calcule el volumen de la disolución de ác.0 )
E-16 .El zinc en polvo reacciona con ácido nítrico dando nitratos de zinc(II) y de amonio
a) Ajuste la reacción por el método del ion electrón b) Calcule el volumen de ácido nítrico de riqueza del 40% en peso y densidad 1.42% . el cual contiene un 80% de dióxido de manganeso.29 2. sulfato de potasio y agua.491 g de zinc metálico y se tratan.5 g del mineral y en la valoración se gastaron 50 mL de la disolución anterior de sulfato de hierro(II) 0.Para obtener nitrato de zinc (II) en el laboratorio se toman 0. O = 16. Ajusta la reacción por el método del ion-electrón.0 mL de la disolución de permanganato.El dióxido de manganeso y el yoduro de potasio reaccionan en presencia de ácido sulfúrico para dar
yodo.15 g. Nítrico que se necesitará así como la cantidad de nitrato de zinc que se obtiene. hasta
reacción total. la reacción iónica global y la reacción molecular total.) y yodato (IO 3 .. O = 16.0.42 . d) Ninguna es correcta 3. c) 0.0.L .4 M.0 .Al hacer burbujear sulfuro de hidrógeno gaseoso a través de ácido nítrico se forma azufre.2 molar en iones yoduro?
E-14 . d) Ninguno de ellos
. ( Datos: Masas atómicas: Zn = 65. sulfato de sodio y agua). de impureza no reductora.25 N. Para ello.0% . valorándolo después con una disolución de sulfato de hierro(II). se transforma el cromo en
dicromato de sodio y se disuelve en agua. identificando las semirreacciones correspondientes al oxidante.25 g. b) 42.Dada la siguiente reacción:
SULFATO DE URANIO(IV) + PERMANGANATO DE POTASIO + AGUA —> —> SULFATO DE URANILO (UO 2 SO 4 ) + SULFATO DE MANGANESO(II) + HIDROGENOSULFATO DE POTASIO + ÁCIDO SULFÚRICO a) Ajustela por el método del ion-electrón b) ¿Cuantos gramos de sulfato de uranilo podrán obtenerse a partir de un sulfato de uranio del 80% de riqueza si el rendimiento del proceso es de un 75%?
E-11 . ¿Cual es la riqueza en cromo del mineral?
E-17 . b) ¿Cuantos gramos de yodo sólido se necesitarían para obtener un litro de disolución 10 . Se conocen también las masas atómicas siguientes: N=14.). se pesan 0. Presión de vapor del agua a 22ºC = 20 mm Hg
E-10 . K=39. H = 1. b) 42.0.
a) Ajuste la reacción iónica y molecular por el método del ión-electrón.0 .0 .4 M C) Se ensayó una muestra de 1.Para determinar la cantidad de cromo que contiene un cierto mineral.
E-15 . Se sabe además que en esta valoración. sulfato de manganeso(II).4% . A) Ajuste la reacción de oxidación reducción por el método del ion electrón e indique cuales son las especies oxidante y reductora B) Calcule la masa de azufre que se obtendrá a partir de 15 mL de ácido nítrico concentrado (del 60% en masa y d = 1.46 g de muestra y se diluyen en un litro de agua destilada y previamente acidulada con sulfúrico. una vez acidulada con ácido sulfúrico. con una disolución
valorada de permanganato potásico 0.descomponer para producir 2 litros de gas húmedo? DATOS: Pesos atómicos: Cl = 35. dióxido de
nitrógeno y agua. Teniendo en cuenta que en la reacción redox que se produce el ácido nítrico pasa a ion amonio. al reductor. con una disolución de ácido nítrico de concentración 3. c) 62. cuando se usa hidróxido potásico.0.0 .0 e H=1. especificando cuales son las reacciones de oxidación y de reducción. N = 14. Ajuste la reacción que tiene lugar por el método del ion-electrón y escriba las semirreacciones correspondientes al oxidante y al reductor.cm . En la valoración se alcanza el punto de viraje cuando se han gastado 40.Se desea valorar una muestra de nitrito potásico impuro. sulfato de cromo(III).. la reacción iónica y la reacción total Calcule los gramos de yodo que se podrían obtener si partimos de 1 Kg del mineral pirolusita.4.5 .
E-23 .1 M. en medio ácido sulfúrico. K 2 Cr 2 O 7.El permanganato potásico reacciona con el sulfuro de hidrógeno.Al reaccionar estaño (Sn) con ácido nítrico (HNO3). por el método del ion-electrón. FeCl 2.
E-25 . da como productos manganato potásico (K 2 MnO 4).12 mL. para dar sulfato crómico y azufre.0 M y la del yoduro 1. calcule los gramos de dióxido de manganeso necesarios para obtener 500 ml de una disolución 0. indicando el oxidante y el reductor.10 g. ¿Cual sera el potencial de dicha pila cuando la concentración del yodato sea 1.= + 0.
Grupo F: REDOX + ELECTROQUÍMICA F-01 .El dicromato de potasio oxida al yoduro de potasio en medio ácido sulfúrico produciéndose sulfato de
potasio. b.1 M de manganato potásico.El permanganato potásico (KMnO4) reacciona con el ioduro potásico (KI). b) Si el estaño forma parte de una aleación y de 1 kg de la misma se obtienen 0.0 M? Datos: Potenciales estándar de reducción: IO 3 .
E-20 .382 kg de dióxido de estaño. b. entre
otros productos.El monóxido de carbono y el monóxido de nitrógeno presentes en las emisiones de los automóviles
pueden reaccionar entre sí produciendo nitrógeno gaseoso y dióxido de carbono. c. en presencia de ácido sulfúrico. indicando cual es la especie oxidante y cual es la especie reductora. (Pesos atómicos: N= 14.0.El yodato potásico y el yoduro potásico reaccionan en medio ácido obteniendose yodo (I 2 ).En medio ácido y en las condiciones estándar el anión yoduro se oxida a diyodo (I 2 ) por medio del
. a.7. el estaño se oxida a dióxido de estaño (SnO2) y se
desprende óxido de nitrógeno (II) (NO).
A) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. ) Qué peso de dicromato potásico será necesario para la oxidación completa de 100 g de sulfuro de hidrógeno en esta reacción?
E-24 .E-18 . a. reacciona con 50 mL de una disolución de dicromato
potásico. Indique las especies que se oxidan o se reducen. H= 1). Escriba y ajuste la reacción por el método del ión-electrón. b) ¿Cuántos gramos de sulfato de cromo(III) podrán obtenerse a partir de 5 g de dicromato de potasio si el rendimiento de la reacción es del 60 %?
E-19 .
obteniéndose como productos.54 V. dando. la reacción iónica global y la reacción molecular. Calcule la masa de FeCl 2 que ha reaccionado. Averiguar cual es la molaridad de esta disolución (DATOS: Masa atómica del hierro = 55.ml-l. bromuro sódico y agua.La reacción del dióxido de manganeso (MnO2) con bromato sódico (NaBrO3) en presencia de hidróxido
potásico.Determinar el peso equivalente de los agentes redox de la reacción entre el dicromato potásico y el
sulfuro de hidrógeno. Sn= 118.0784 g de un trozo de alambre de hierro(II) se oxida a Fe 3 + ( ac ) mediante una disolución de
permanganato de potasio en medio ácido gastándose para ello 13. I 2 /I . B) Si el proceso tiene lugar en una pila galvánica./ I 2 (en medio ácido) = + 1.
E-26 . a) Ajuste la ecuación iónica por el método del ión-electrón y determine la ecuación molecular. se reduce a cromo(III). b) Calcule la cantidad de óxido de manganeso(IV) que se obtendría al reaccionar completamente 150 mL de una disolución de permanganato de potasio al 5 % en masa con densidad 1. de concentración 0. b) ¿Qué cantidad de dióxido de carbono se obtendrá suponiendo que se produce una emisión de monóxido de carbono de 0. en medio ácido clorhídrico. Escriba ajustadas las semirreacciones de oxidación y de reducción. yodo (I2) y óxido de manganeso (IV) a) Ajuste la ecuación iónica y molecular por el método del ión-electrón.19 V. Suponiendo que la reacción es total.84 gramos?
E-22 .Una disolución de cloruro de hierro(ll)).
F-02 . a) Ajuste la reacción por el método del ión-electrón. yodo y sulfato de cromo(III). en disolución básica. a) Escribir la ecuación ajustada de esta reacción. El catión hierro(II)) se oxida a hierro (III) mientras que el anión dicromato. A) Escribir y ajustar la reacción que tiene lugar identificando el oxidante y el reductor.847)
E-21 . O= 16. hallar el porcentaje de estaño en la aleación. b) Si el rendimiento de la reacción es del 75 %. calcule los gramos de K MnO 4 que habrá que utilizar para obtener 4 g de azufre elemental. azufre elemental y sulfato de manganeso(II).
tetraoxoarseniato(V) de hidrógeno. el cual se reduce a ácido dioxoarsénico(III). ¿Se produce en realidad esta reacción o tiene lugar la inversa? Escribe y ajusta la reacción iónica que tenga lugar por el método del ion electrón. identificando el oxidante y el reductor y calcule el potencial normal del sistema
En los procesos dados tenemos: a) P + KOH + H 2 <==> KH 2 PO 2 + PH 3 Se trata de un proceso de oxidación reducción. b) PbS + H 2 O 2 –> PbSO 4 + H 2 O .+ 8 H + + 8 e c) I 2 + Cl 2 –> I Cl Reductor: Oxidante: 2e . mientras que el P tiene +1 en el KH 2 PO 2 y 3. como son: Cromo: que pasa de 3+ (en el Cr 3 +) a 6+ (en el CrO 4 2 .+ H 2 O Se trata de un proceso redox ya que hay elementos que modifican su número de oxidación. Se trata de una reacción ácido-base
En este caso sí se trata de una reacción de oxidación reducción. el Yodo.
b) Al 3 + + H 2 O <==> AlOH 2 + + H + .en el PH 3 b) Al 3 + + H 2 O <==> AlOH 2 + + H + : No se trata de un proceso redox ya que ninguno de los elementos modifica su número de oxidación c) CaCO 3 + HCl <==> CO 2 + CaCl 2 + H 2 O No se trata tampoco de un proceso redox ya que ninguno de los elementos modifica su número de oxidación.Grupo A.) .Indicar si las reacciones siguientes son de oxidación-reducción:
a) KOH + HNO 3 —> KNO 3 + H 2 O b) N 2 + 3. que pasa de “0" ( en el Cl 2 ) a 1.–> Al(OH) 3 + NH 3 Reductor: Oxidante: 8e . c) CaCO 3 + HCl <==> CO 2 + CaCl 2 + H 2 O .+ Cl .CONCEPTO REDOX: IDENTIFICACIÓN DE REACCIONES Y DEL OXIDANTE Y REDUCTOR A-01 . que pasa de 1. ya que tanto el P como el H cambian su número de oxidación. hemos de determinar los números de oxidación de todos los elementos que intervienen en las dos reacciones.+ 9 H + + NO 3 .Indique qué procesos son de oxidación-reducción: a) P + KOH + H 2 <==> KH 2 PO 2 + PH 3 . Por tanto.+ 2 H + + H 2 O 2 —> 2 H 2 O Reductor: S 2 . ya que el N pasa de “0" a “-3" (Se reduce) mientras que el H pasa de “0" a “+1" (Se oxida)
.—> NH 3 + 3 H 2 O Al —> Al 3 + + 3 e -
b) PbS + H 2 O 2 –> PbSO 4 + H 2 O Oxidante: 2e .+ Cl 2 —> 2 Cl I 2 —> 2 I + + 2 e -
A-03 .+ Cl 2 <==> CrO 4 2 . d) Cr 3 + + I . será de oxidación reducción:
No es de oxidación reducción ya ningún elemento cambia su número de oxidación.(en el Cl .) a 7+ (en el IO 4 .) así como el Cloro. y si existen elementos que cambien.–> Al(OH) 3 + NH 3 .+ 4 H 2 O —> SO 4 2 . sin ajustar: a) Al + NO3 .(en el I . d) Cr 3 + + I .+ Cl .+ H 2 O RESOLUCIÓN Los procesos de oxidación reducción son aquellos en los cuales hay algún elemento que cambia su número de oxidación (o valencia). c) I 2 + Cl 2 –> I Cl RESOLUCIÓN a) Al + NO3 . pues ambos tienen “0" como reactivos y como productos el H tiene 1+.Indicar cual es el oxidante y cual es el reductor en los siguientes procesos de oxidaciónreducción.+ OH .+ OH .+ Cl 2 <==> CrO 4 2 .H 2 —> 2 NH 3 RESOLUCIÓN Una reacción será de oxidación reducción cuando algunos de los elementos que intervienen en ella cambien su número de oxidación de los reactivos a los productos.+ IO 4 .)
A-02 .+ IO 4 .
que se reduciría hasta óxido nítrico (NO).(ac) / NO (g).77 v) lo cual SÍ ES POSIBLE. Fe 3 +/ Fe 2 + = 0. los iones presentes en la disolución son los procedentes de su disociación: HCl <===> H + + Cl . Por tanto el hierro(II) se oxidará a hierro(III) al tratarlo con ác. Nítrico.Partiendo de los siguientes potenciales estándar de reducción a 298 K: Eº (H+/H 2 ) = 0.Fe 3 + + 3 e ---------------. es posible oxidar el ion ferroso mediante ácido nítrico. = 0.Cu 2 + a Cu + . DATOS: Potenciales estándar de reducción: Fe 2 +(ac) / Fe 0 (sol) = . solamente el Fe 3 + oxidará al SO 2 pues los potenciales de los otros dos iones son menores que los del SO 2
B-02 . que es la reacción iónica que tiene lugar B-03 . 15 V RESOLUCIÓN Cualquier sustancia se comportará como oxidante frente a cualquier otra cuyo potencial normal de reducción sea más bajo. tenemos que comparar los potenciales normales de reducción de las especies que intervienen. Sn 4+ /Sn 2+ = 0.+ 4 H + + 3 e .Fe 3 + + 2 H 2 O . a) Escriba las semirreacciones de oxidación y reducción para los sistemas: Cu/ácido clorhídrico y Cu/ácido nítrico. podrían suceder dos cosas: que el hierro(II) se comportara como oxidante.+ 4 H + —> NO + 3.
¿Cuáles de los siguientes iones se reducirían según se indica con la disolución saturada anterior? ¿por qué? . b) Ajuste el proceso redox por el método del ión electrón. por tano.Como reductor relativamente suave se utiliza mucho una disolución saturada de S02 gaseoso.-----------------------. b) Indique cuál de los ácidos clorhídrico 1 M o nítrico 1 M oxidará al cobre metálico hasta Cu 2+ en condiciones estándar e indique quién es el oxidante y quién el reductor. si ponemos en contacto el ácido nítrico con el ion Fe 2 + .44 V.Sn 4+ a Sn 2+ Datos: Eº': SO 4 2 -/SO 2 = 0. pasando él a Feº (E = .0. Cu 2 + /Cu + = 0.96 v) y para ello tendría que oxidar al hierro(II) hasta hierro(III) (E = 0.Fe 2 + + NO 3 . Fe 3 +(ac) / Fe 2 + (ac) = 0. La otra opción es que el ion nitrato (NO 3 -) fuera el oxidante. RESOLUCIÓN: Para predecir un determinado proceso redox. La reacción que tiene lugar es: Fe 2 + + NO 3
—> Fe 3 + + NO
Las semirreacciones correspondientes al oxidante y reductor son: OXIDANTE: NO 3 . Eº
(Cu 2 + /Cu) = 0. el SO 2 será reductor frente a cualquier ion cuyo potencial de reducción sea mayor. En este caso.77 V .20 V . NO 3 . multiplicamos la segunda por 3: NO 3 .96 V. ya que su potencial es mayor que el del hierro.Fe 2 + —> 3. en este caso.a) Determine si.158 V .15 V y Eº (NO 3 -/NO) = 0.Grupo B.—> NO + 2 H 2 O REDUCTOR: Fe 2 + —> Fe 3 + + 1 e Para igualar el número de electrones ganados al de perdidos.44 v) pero para ello tendría que oxidar al ion Nitrato (NO 3 -) lo cual no es posible ya que éste se encuentra en su estado de oxidación máximo.—> NO + 2 H 2 O 3. RESOLUCIÓN En el caso del H Cl. por lo que el Cu solamente podrá ser oxidado por el H + .IDENTIFICACIÓN OXIDANTE Y REDUCTOR POR COMPARACIÓN DE POTENCIALES B-01 .+ 4 H + + 3 e . pasando a NO (E = 0.00 V.Fe 3 + a Fe 2 + .--------------------
3.0.77 V. en condiciones estándar.96 V..
Cu 2 + + Feº —> Cuº + Fe 2 +
B) Al introducir una moneda de níquel en una disolución de H Cl . por lo que el Cu en este caso el podrá ser oxidado tanto por el H + (Lo cual no va a suceder ya que e potencial del sistema Cu 2 +/Cu es mayor que el del sistema H + /H 2 ..—> NO + 2 H 2 O Reductor: Cu —> Cu 2 + + 2 e Por tanto. que los perderá para convertirse en Fe 2 +. que posteriormente originará la molécula de H 2 a costa del Niº. Dado que el potencial del par H + /H 2 (v = + 0. la oxidación del cobre la producirá el ác.2. Eº(K + /Kº ) = .2.34 V. puede predecirse si van a reaccionar comparando sus potenciales redox de reducción: Se reducirá (ganará electrones) aquella sustancia que tenga mayor potencial de reducción.Indicar cuál es el oxidante y cuál es el reductor en el siguiente proceso de oxidación-reducción
sin ajustar: I 2 + CI 2 —> ICI.6 puntos) b) Una moneda de níquel se sumerge en una disolución de HCl. (hasta 0. Escribir las semirreacciones de oxidación-reducción.93 V RESOLUCIÓN Cuando se ponen en contacto distintas sustancias. Así. (hasta 0. y dado que esto no es así.Prediga lo que ocurrirá cuando:
a) Una punta de hierro se sumerge en una disolución acuosa de CuSO4.0. Clorhídrico
Para que esto suceda.+ 4 H + + 3 e . Nítrico. Nítrico: HNO 3 . el Cu 2 + ganará 2 electrones y se convertirá en Cuº a costa del Feº. tenemos: a) Al sumergir una punta de hierro en una disolución de sulfato de cobre. los iones presentes en la disolución serán también los procedentes de su disociación: HNO 3 <===> H + + NO 3 . el cual posteriormente originará la molécula de H 2 a costa del Kº.
. se ponen en contacto Potasio metálico (Kº) con iones H + procedentes de la disociación del H 2 O . (hasta 0. que los perderá para convertirse en el ion Ni 2 +.93 v). el H + ganará 1 electrones y se convertirá en Hº. Eº(Ni 2 +/Niº) = . En este caso las reacciones que tienen lugar son: Oxidante: NO 3 . y en este caso sí se producirá la oxidación ya que el potencial del sistema NO 3 /NO es mayor que el potencial del sistema Cu 2 +/Cu . Dado que el potencial del par H + /H 2 (v = + 0.00 v) es mayor que el del sistema Ni 2 + /Niº (v = . La reacción que tiene lugar es:
2 H + + 2 Kº —> H 2 + 2 K +
B-05 .. en este caso no se producirá reacción alguna entre el Cu y el HCl En el caso del ác. en este caso no se producirá reacción alguna entre el Cu y el HCl
B-04 . Dado que el potencial del Cu 2 + /Cuº (v = + 0. en los tres casos que nos ofrecen. como hemos indicado antes) como por el ion nitrato NO 3 .44 v).7 puntos) Datos: Eº(Cu 2 +/Cuº) = + 0.el potencial normal de reducción debe ser mayor el del sistema H + /H 2 que el del sistema Cu 2 +/Cu. se ponen en contacto Níquel metálico (Niº) con iones H + procedentes de la disociación del HCl .24 V. el H + ganará 1 electrones y se convertirá en Hº. y dado que esto no es así. La reacción que tiene lugar es:
H + + Niº —> H 2 + Ni 2 +
C) Al introducir un trozo de potasio en agua H 2 O . el potencial normal de reducción debe ser mayor el del sistema H + /H 2 que el del sistema Cu 2 +/Cu.7 puntos) c) Un trozo de potasio sólido se sumerge en agua.00 v) es mayor que el del sistema K + /Kº (v = . Eº(Fe 2 +/Feº ) =-0.0.24 v).0. pero no el ác. se ponen en contacto Hierro metálico (Feº) con iones Cu 2 + .34 v) es mayor que el del sistema Fe 2 + /Feº (v = . que los perderá para convertirse en el ion K +.44 V.
colocando sucesivamente y en este orden los correspondientes a aquellos elementos que no han intervenido el proceso de transferencia de electrones: K. el más oxidante es el cloro.Ajuste la siguiente reacción por el método del cambio de valencia:
YODURO DE CROMO(III) + CLORO (CL 2 ) + HIDRÓXIDO DE SODIO –> —> CROMATO DE SODIO + YODATO DE SODIO + CLORURO DE SODIO + AGUA RESOLUCIÓN: Hemos de determinar.RESOLUCIÓN De los dos elementos dados. es
I 2 + CI 2
—> 2 ICI
Grupo C. que pasa de Mn 7 + a Mn 2 + y el C. ante todo. Na. los Halógenos. DANDO LA REACCIÓN C-01 . obtenida al sumar las dos anteriores. La reacción de reducción del Cloro es: Cl 2 + 2 e . por lo que vamos a agrupar en una sola semirreacción a los dos
.MnSO 4 + 10.Ajuste la siguiente reacción por el método del cambio de valencia:
PERMANGANATO DE POTASIO + OXALATO DE SODIO (Na 2 C 2 O 4) + ÁCIDO SULFÚRICO —> —> SULFATO DE SODIO + SULFATO DE POTASIO + SULFATO DE MANGANESO(II) + DIÓXIDO DE CARBONO + AGUA RESOLUCIÓN La reacción. como podemos comprobar. de manera que las semirreacciones son:
y estos coeficientes se sustituyen en la reacción inicial. pero el Cloro está situado más arriba.a 5+ El Cl desde 0 a 1-
El Cr: desde 3+ a 6+
Escribimos ahora las reacciones correspondientes a esos tres elementos: Donde vemos que el Cr y el yodo se oxidan (pierden electrones) mientras que el Cl se reduce (los gana). S y finalmente el H y O del agua.H 2 S O 4 —> 5. con lo que la reacción nos queda:
2.Na 2 C 2 O 4 + 8.K MnO 4 + 5.—> 2 Cl La reacción de oxidación del Yodo es: l 2 —> 2 l + + 2 e Y por tanto. la reacción global de ambos. qué elementos cambian de valencia al producirse la reacción:
donde vemos que cambian de valencia El I desde 1. que pasa de C 3+ a C 4 + . cambian su número de oxidación el Mn.H 2 O C-02 .Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 2. con los números de oxidación de cada elemento es:
Donde.AJUSTE DE REACCIONES REDOX.CO 2 + 4. pues se trata del más electronegativo de los dos: ambos pertenecen al mismo grupo.
además de los iones que nos indican. aparecerá agua (H 2 O) los cuales nos aparecerán cuando ajustemos esa reacción por el método del ion electrón: Para ajustar las reacciones que tienen lugar en medio ácido por el método del ion electrón. RESOLUCIÓN
A) Dado que se trata de una reacción en medio ácido.elementos que pierden electrones: EL Cr y el Y. por lo que nos quedarán de la siguiente forma:
Y aquí. los cuales al describir sus semirreacciones vemos que el Mn gana dos electrones (es el oxidante) mientras que el Cl pierde otros dos (es el reductor). hemos de hacer que el número de electrones perdidos (21) sea igual que el de electrones ganados (2).
habrá protones (H + ) y en los productos de la reacción. a continuación el S y finalmente el O y el H. Así nos quedarán:
.NaOH > 2.Ajuste la siguiente reacción por el método del ion-electrón:
OXIDO DE MANGANESO(IV) + CLORURO DE SODIO + ACIDO SULFÚRICO º º SULFATO DE MANGANESO(II) + SULFATO DE SODIO + Cl + AGUA 2 RESOLUCIÓN Se escribe la reacción y se identifican los elementos que cambian de valencia:
Cambian de valencia el Mn (pasa de 4+ a 2+) y el Cloro (pasa de 1.a 0). después se ajustan los H añadiendo H + al miembro que las necesite.NaCl + 26. para sumarlas después.NaIO 3 + 42. y finalmente se ajustan las cargas añadiendo electrones e .en disolución básica. dejando para último lugar el H y el O
2. en los reactivos.en el miembro donde haya defecto de cargas negativas. b) Br 2 --> BrO 3 .Na 2 CrO 4 + 6.Ajuste y complete.CrI 3 + 21. ajustando después aquellos elementos que no han intervenido en la reacción. por lo que al sumarlas ( hemos de tener en cuenta que no hace falta multiplicarlas por ningún número ya que el número de electrones perdidos por el Cl es igual ya al de electrones ganados por el Mn)
y estos coeficientes se llevan a la reacción original.H 2 O
C-03 .+ Fe 2 + -> Mn 2 + + Fe 3 + en disolución ácida. con lo que nos quedarán:
y estos números se llevan a la reacción inicial. por el método del ión-electrón. se ajustan primero los O añadiendo agua donde sea necesaria. por lo que hemos de multiplicar la primera semirreacción por 2 y la segunda por 21.+ Br . ajustando después el Na. las reacciones:
a) Mn0 4 . quedándonos finalmente la reacción así:
MnO 2 + 2 NaCl +
2 H 2 SO 4 —> MnSO 4 + Na 2 SO 4 + Cl 2 + 2 H 2 O
C-04 .Cl 2 + 52.
si dispusiera de los datos. éstas nos quedarán correctamente expresadas): REACCIÓN TOTAL A AJUSTAR: SEMIRREACCIONES: Br 2 --> BrO 3 Br 2 + 6 H 2 O --> 2 BrO 3 . la cual se simplifica después con la que tuviéramos en el primer miembro. indique el nombre de las sustancias que intervienen y explique como calcularla. ya tenemos las semirreacciones que hemos de sumar (en realidad este método no es exactamente así.+ 8 H + + 5 Fe
---> 5 Fe 3 + + Mn
b) Se trata de una reacción en medio básico.+ 6 H 2 O
C-05 .---> Mn
+ 4 H 2 O Fe
---> Fe 3 + + 1 e -
El ajuste de la reacción global se consigue haciendo que el nº de electrones perdidos (Fe) sea igual que el de electrones ganados (MnO 4 .--> 2 BrO 3 .---> Mn 2 + + 4 H 2 O 5 Fe 2 + ---> 5 Fe 3 + + 5 e ---------------------------------------------------------------------------------------------
Mn0 4 .--> 10 Br --------------------------------------------------------------------------------
6 Br 2 + 12 OH .) y simultáneamente se reduce a ion bromuro (Br . hemos de corregirla sumándole a ambos miembros tantos iones hidróxido (OH .--> 2 Br -
Y son estas dos últimas las semirreacciones que hemos de sumar. ajústela por el método del iónelectrón. Para ajustar la reacción en medio básico.+ 6 H 2 O + 10 e -
Br 2 + 2 e . hemos de ajustar primero el número de átomos de bromo. pero para igualar el número de electrones perdidos en la primera de ellas al de ganados en la segunda. momento en el cual podemos sumarlas ya: Br 2 + 12 OH .) como protones tengamos. hemos de multiplicar aquella por 5.+ Br -
Br 2 + 12 OH . con los números de oxidación de cada elemento es:
.+ 6 H 2 O + 10 e 5 Br 2 + 10 e .Dada la reacción: KCIO 3 + HCI + FeCl 2 <===> KCl + FeCI 3 + H 2 0. en este caso en el segundo miembro de la reacción nos quedarán H + y OH . pero la semirreacción en la que nos aparezca agua como reactivo y protones (H + ) como productos.--> 2 BrO 3 .) para lo cual hemos de multiplicar la segunda por 5.+ 8 H + + 5 e .en igual número. para que sean 10 los electrones intercambiados en cada una.--> 2 BrO 3 . y finalmente sumar las dos semirreacciones: Mn0 4 .+ Fe
+ Fe 3 + Fe
Mn0 4 ----> Mn
---> Fe 3 +
Mn0 4 .REACCIÓN A AJUSTAR: SEMIRREACCIONES:
Mn0 4 .+ 12 H 2 O + 10 e Br 2 --> Br Br 2 --> BrO 3 . después de realizado ésto.). de una reacción de dismutación en la cual un reactivo (Br 2 ) se oxida a ion bromato (BrO 3 .+ 10 e Br 2 + 6 H 2 O + 12 OH .+ 10 Br .+ 12 H + 12 OH .+ 12 H + + 10 e Br 2 + 6 H 2 O + 12 OH . el peso equivalente del oxidante y del reductor RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar. teniendo en cuenta que la corrección se hace en las semirreacciones. por lo que en los reactivos nos aparecerán iones hidróxido (OH )
mientras que en los productos de reacción debemos tener (H 2 O) los cuales nos aparecerán cuando ajustemos esa reacción por el método del ion electrón: En este caso se trata.--> 2 BrO 3 . pero resulta más sencillo de aplicar y. que se combinarán para dar agua H 2 O.--> 2 BrO 3 . y después vamos a hacer las mismas operaciones que en el caso del medio ácido.+ 8 H + + 5 e . además.
8 .5/6 = 20. En ambos casos es:
Oxidante: KCIO 3 : Peso molecular = 122.8 g/equivalente C-06 . bases y sales que intervienen en el proceso son: KIO 3 <===> K + + IO 3 KOH <===> K + + OH KIO 4 <===> K + + IO 4 KCl <===> K + + Cl -
de donde tomamos los iones en los cuales se encuentran los elementos que modifican su nº de oxidación para escribir las correspondientes semirreacciones. Nº de electrones de su semirreacción = 1 Peso equivalente = 126. que en este caso es el número de electrones que intervienen en su semirreacción. Nº de electrones de su semirreacción: 6 Peso equivalente = 122.Los elementos que modifican su número de oxidación al producirse la reacción son : .+ 6 Fe 3 + + 3 H 2 O
por lo que la reacción total es:
KCIO 3 + 6 HCI + 6 FeCl 2
KCl + 6 FeCI 3 + 3 H 2 0
El peso equivalente de una sustancia que interviene en un proceso redox se determina dividiendo su peso molecular por la valencia.el Cl presente en el clorato de potasio.417 g/equivalente Reductor: FeCl 2: Peso molecular = 126.Ajuste la siguiente reacción por el método del ion electrón:
YODATO DE POTASIO + CLORO (Cl 2 ) + HIDRÓXIDO DE POTASIO —> —> PERYODATO DE POTASIO + CLORURO DE POTASIO + AGUA
RESOLUCIÓN Escribimos la reacción determinando los números de oxidación de todos los elementos que forman parte de los compuestos que intervienen en la reacción para determinar cuales son los que cambian:
donde podemos ver que modifican su número de oxidación el Yodo (pasa de 5+ a 7+) y el Cl( pasa de 0 a 1-) Los equilibrios de disociación de los ácidos. al sumarlas nos dan la reacción iónica total:
ClO 3 .5 . que son: IO 3
—> IO 4 -
Cl 2 —> Cl -
.+ 6 H + + 6 Fe 2 + —> Cl . que pasa de 5+ a 1.8/1 = 126.el Fe que pasa de 2+ a 3+ Las disociaciones de los compuestos que intervienen en la reacción son:
K ClO 3 <==> K + + ClO 3 K Cl <==> K + + Cl -
H Cl <==> H + + Cl FeCl 3 <==> Fe 3 + + Cl 2+
Fe Cl 2 <==> Fe 2 + + Cl -
Las semirreaciones del oxidante ( ClO 3 ) y del reductor ( Fe
) son:
semirreacciones que.
formándose H 2 O con los H + presentes. escribiendo las semirreacciones del oxidante y reductor.+ Cl 2 + 2 OH .Cl Antes de igualar el nº de electrones ganados al de perdidos.—> 2. por lo que no intervienen H + .Ajuntamos estas semirreacciones añadiendo H 2 O donde se necesite oxígeno.+ 2 e .+ 2.=> IO 3 . que es en la única en la cual aparecen los protones. así como la reacción iónica total b) Ajuste la reacción global
.—> IO 4 . que es:
IO 3 .+ H 2 O+ 2 e Cl 2 + 2 e . añadimos a ambos miembros de la misma tantos OH . y nos queda ya la reacción iónica total. y nos queda: IO 3 . después.Cl .+ H 2 O
y estos coeficientes se llevan a la reacción inicial. una vez ajustadas.+ H 2 O + 2 OH .+ H 2 O —> IO 4 . sin
ajustar: Al + NO 3 . quedan: Al + 3 H 2 O –> Al(OH) 3 + 3 H + + 3 eNO 3 . multiplicamos la 1ª por 5 y la segunda por 3. con lo que nos quedan: IO 3 .+ 9 H + + 5 e —> NH 3 + 3 H 2 O
Para igualar los electrones. sumamos ambas.+ 2 OH .--> Al(OH) 3 + NH 3 .Indicar cuál es el oxidante y cuál el reductor en el siguiente proceso de oxidación-reducción.—> IO 4 . sumándolas a continuación para obtener la reacción iónica total: 5 Al + 15 H 2 O –> 5 Al(OH) 3 + 15 H + + 15 e3 NO 3 + 27 H + 15 e
5 Al + 3 NO 3 .+ H 2 O + 2 OH .como protones haya.—> NH 3 Las cuales.KCl + H 2 O
C-07 . la cual simplificamos. hemos de tener en cuenta que esta reacción tiene lugar en medio básico.+ 2 H 2 O+ 2 e y de esta forma las dos semirreacciones nos quedan: IO 3 . Para corregirlo.—> 2.+ 2H + + 2 OH . ajustando después aquellos elementos que no han intervenido en la reacción iónica:
KIO 3 + Cl 2 + 2 KOH —> KIO 4 + 2.Dada la reacción:
CLORURO DE COBALTO(II) + PERMANGANATO DE POTASIO + ÓXIDO DE MERCURIO(II) + AGUA —> —> HIDRÓXIDO DE COBALTO(III) + DIÓXIDO DE MANGANESO + CLORURO DE MERCURIO(II) + CLORURO DE POTASIO a) Ajústela por el método del ion electrón. se añaden H + en el miembro donde se necesite Hidrógeno y electrones para ajustar las cargas. * RESOLUCIÓN Los números de oxidación de todos los elementos que intervienen en la reacción son:
En la cual vemos que el oxidante es el ion NITRATO: (NO 3 -). mientras que el reductor es el ALUMINIO Las semirreacciones correspondientes a ambos son: Al —> Al(OH) 3 NO 3 . en la primera semirreacción.Cl dado que en estas reacciones el nº de electrones ganados por el Cloro (oxidante) es el mismo que pierde el yodato (reductor).+ 2H + + 2 e Cl 2 + 2 e .+ 6 H 2 O + 12 H + —> 3NH 3 + 5 Al(OH) 3
—> 3NH 3 + 9 H 2 O
C-08 . Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción.—> IO 4 .—> IO 4 .
y que el Oxígeno no ha quedado ajustado ya que también está presente en el HgO. los H están como H 2.—> MnO 2 + 2 H 2 O + 4 OH REDUCTOR: Co 2 + —> Co 3 ++ 1 e -
Para igualar el nº de electrones ganados al de perdidos.RESOLUCIÓN La reacción es:
Co Cl 2 + K MnO 4 + HgO + H 2 O —> Co(OH) 3 + MnO 2 + Hg Cl 2 + K Cl
Escribimos la reacción determinando los números de oxidación de todos los elementos que forman parte de los compuestos que intervienen en la reacción para determinar cuales son los que cambian:
donde podemos ver que modifican su número de oxidación el Cobalto (pasa desde 2+ a 3+) y el Mn( pasa desde 7+ a 2+) Los equilibrios de disociación de los ácidos. si pusiéramos 3 Co(OH) 3. ajustando después “a ojo” todos los demás.Co 2 + —> 3. bases y sales que intervienen en el proceso son: Co Cl 2 KMnO 4 <===> Co 2 + + 2. multiplicamos la segunda por 3 MnO 4 .
C-09 .+ 3.K MnO 4 + 5.+ 4 H + + 4 OH .—> MnO 2 + 2 H 2 O + 4 OH .+ 4 H + + 3 e ..por lo que queda: MnO 4 .H 2 O —> 6.= 4 H 2 O: y así nos queda: MnO 4 .+ 3 e .—> MnO 2 + 2 H 2 O pero como esta reacción no tiene lugar en medio ácido. y dado que en el agua.Cl <===> K + + MnO 4 Co(OH) 3 <===> Co 3 + + 3 OH (El MnO 2 es un óxido y por tanto no se disocia)
de donde tomamos los iones en los cuales se encuentran los elementos que modifican su nº de oxidación para escribir las correspondientes semirreacciones.y al simplificarla. por lo que hemos de añadir más cantidad de agua.+ 2 H 2 O + 3 e . hemos de eliminar los H + añadiéndole a cada miembro de la misma 4 OH . ya que el Co 3 + se encuentra en el mismo compuesto que los OH .HgO + 9.Co 3 + que es la reacción iónica total. es decir 9/2 H 2 O lo cual nos implicaría 9/2 de átomos de Oxígeno.—> MnO 2 + 4 OH 3.Hg Cl 2 + 2. que no intervienen en la reacción iónica:
6. K Cl
que es ya la reacción global ajustada.+ 2 H 2 O —> MnO 2 + 4 OH .Co 3 + + 3 e -
y las sumamos
3. por lo que hemos de multiplicar los coeficientes del Mn y Co por 2. dejando para los últimos el Hg.Co(OH) 3 + 2. hemos de llevar estos coeficientes a la misma.—> MnO 2
Ajuntamos estas semirreacciones añadiendo H 2 O donde se necesite oxígeno. pero hemos de “arreglar antes algunos coeficientes.+ 2 H 2 O + 3 e .Co Cl 2 + 2. teniendo en cuenta que 4 H + + 4 OH .Co 2 + + MnO 4 .Ajustar la siguiente reacción empleando el método del ion-electrón:
As + KBrO + KOH —> K 3 AsO 4 + KBr + H 2 O RESOLUCIÓN Escribimos la reacción determinando los números de oxidación de todos los elementos que forman parte de los compuestos que intervienen en la reacción para determinar cuales son los que cambian:
. después. con lo que nos quedan: OXIDANTE: MnO 4 . se añaden H + en el miembro donde se necesite Hidrógeno y electrones para ajustar las cargas.
Para ajustar ahora la reacción global. lo cual no puede ser. Cl y K. que son: Co 2 + —> Co 3 + MnO 4 . necesitaremos 9 H.MnO 2 + 5.
OH As + 4 H 2 O + 8.+ 2.AsO 4 3 . con los números de oxidación de cada elemento es:
Donde.AsO 4 3 . de esta forma.H + + 2 e .—> Br . al disociar los diferentes reactivos y productos disociables (ácidos.e -).As + 5.As + 16.OH -) + 2 e .2 ==> 2.—> Br .+ (2. se añade a cada miembro de cada reacción tantos OH .K 3 AsO 4 + 5.—> AsO 4 3 .H + + 2. que son: BrO . después.KBr + 3 H 2 O
C-10 .+ 2.As + 5. se formará agua.KBrO + 6.OH . una vez sumadas.H + + 5.Br .).BrO .—> 5.—> Br .e ==> BrO .e Las cuales.OH .+ 5.+ 6.+ H 2 O + 2.—> 2.OH .H + + S 2 H 2 SO 4 <===> 2 H + + SO 4 2 Cr 2 (SO 4 ) 3 <===> 2 Cr 3 + + 3 SO 4 2 K 2 SO 4 <===> 2 K + + SO 4 2 -
.OH .—> AsO 4 3 .+ 8. se añaden H + en el miembro donde se necesite Hidrógeno y electrones para ajustar las cargas. nos dan la reacción iónica total:
2. con los H + que tenemos y los OH .+ 4 H 2 O + 5.OH .Br .—> 2. la cual se simplifica si es posible: BrO .como H + existan en la reacción.OH ==> As + 8.+ 10. tenemos: K 2 Cr 2 O 7 <===> 2 K + + Cr 2 O 7 2 H 2 S <===> 2.e Y estas dos últimas son las semirreacciones que tienen lugar.+5.H 2 O + 10 e .+ H 2 O + 2 e .BrO . con lo que nos quedan: BrO .+( 8.+ 8 H 2 O + 10.OH .+ 2.+ 4 H 2 O + 5. y finalmente las sumamos: (BrO .OH -) + 5.5 ==> 5. bases y sales que intervienen en el proceso son: KBrO <===> K + + BrO KOH <===> K + + OH K 3 AsO 4 <===> 3.KOH —> 2.—> Br As —> AsO 4 3 -
Ajuntamos estas semirreacciones añadiendo H 2 O donde se necesite oxígeno.—> Br .+ 3 H 2 O
Y la reacción completa es:
2. por lo que multiplicamos la primera por 5 y la segunda por 2 para que el nº de electrones ganados y perdidos sea el mismo.+ H 2 O + 2 e .H + + 8.e Pero dado que la reacción tiene lugar el medio básico.añadidos.K + + AsO 4 3 KBr <===> K + + Br -
de ahí tomamos los iones en los cuales se encuentran los elementos que modifican su nº de oxidación para escribir las correspondientes semirreacciones.—> AsO 4 3 . bases y sales) .OH (As + 8.donde podemos ver que cambian su número de oxidación el Bromo (pasa de 1+ a 1-) y el As( pasa de 0 a 5+) Los equilibrios de disociación de los ácidos.+ H 2 O As + 4 H 2 O —> AsO 4 3 .Ajustar mediante el método del ion-electrón la siguiente reacción química:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 —> K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + S + H 2 O RESOLUCIÓN La reacción.
Al + 5.Al + 32.—> NH 3 + 3H 2 O + 9OH Al + 4OH . como del H 2 SO 4 .–> 8.H 2 O + 24. que dándonos:
Para igualar el número de electrones ganados al de perdidos. así la reacción completa ajustada es:
K 2 Cr 2 O 7 + 3 H 2 S+ 4 H 2 SO 4 ----> 3 S + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7 H 2 O C-11 -Ajustar la siguiente reacción redox por el método del ion-electrón:
KNO3 + Al + KOH -> NH3 + KAIO 2 RESOLUCIÓN Los números de oxidación de todos los elementos que intervienen en la reacción son:
Las disociaciones de los ácidos. tras lo cual se suman ambas para obtener la reacción iónica total:
y estos coeficientes se llevan ya a la reacción completa.Al + 5. H + para ajustar el Hidrógeno y electrones para ajustar las cargas. que después se simplifica. y se escogen los iones en los cuales se encuentren.La reacción entre el ácido sulfhídrico y el ácido sulfuroso produce azufre y agua.) + 3eNO 3 .AlO 2 -+ 16.—> 3. quedan:
Al + 2 H 2 O –> AlO 2 -+ 4 H + + 3 eNO 3 .NH 3 + + 27.OH . KNO3 + 8.—> NH 3 + + 9OH -
Y para igualar el número de electrones ganados al de perdidos. sumando ambas después para obtener la reacción iónica total 8.+ (9H + + 9OH .a Sº .KOH + 2. añadiendo H 2 O para ajustar el oxígeno. debe multiplicarse la segunda semirreacción por 3. como podemos comprobar. el número de átomos de aquellos elementos que no intervienen en la reacción redox: S y K. que pasa de Cr 2 + a Cr 3 + y el S.KAIO2
C-12 .NH3 + 8. multiplicamos la primera de ellas por 8 y la segunda por tres. para lo cual añadimos a cada miembro de cada semirreacción tantos OH .OH .OH -
8. escribiendo las correspondientes semirreacciones y se ajustan. en la cual solamente hay que ajustar. además.H 2 O -> 3.NO 3 .+ 9 H + + 8 e —> NH 3 + 3 H 2 O
NO 3 .NO 3 .H 2 O+ 24.+ 18. si es necesario. cambian su número de oxidación el Cr. bases y sales son KNO 3 <===> K + + NO 3 KOH <===> K + + OH KAlO 2 <===> K + + AlO 2 En la cual vemos que cambian de valencia el NITROGENO y el ALUMINIO Las semirreacciones correspondientes a los iones que contienen a los átomos que cambian su valencia son: Al —> AlO 2
Las cuales. hemos de eliminar los H + .H 2 O —> 3.NH 3 + 8.+ 6H 2 O+ 8e . teniendo en cuenta.–> AlO 2 -+ (4H ++ 4OH .+ 3.–> AlO 2 -+ 2H 2 O + 3eNO 3 .e3. de manera que los H + existentes se combinarán con los OH .) + 8e .AlO 2
Y estos coeficientes se llevan a la reacción dada:
3.—> NH 3
Pero dado que el proceso tiene lugar en medio básico. así: Al + 2H 2 O + 4OH .e .añadidos para formar agua.Donde. Ajuste dicha
.+ 2. que los 14 H + proceden tanto del H 2 S.como H + haya. una vez ajustadas. que pasa de S 2.
entre otras sustancias. para dar.S + 3. sulfato manganoso y oxígeno molecular.H 2 S + H 2 SO 3 —> 3. como podemos comprobar. indicando quién actúa como oxidante y quién como reductor.e Para igualar el número de electrones ganados por el oxidante al de perdidos por el reductor.H + + S 2 ..H + + 2.+ 8. y nos quedará:
. que pasa de Mn 7 + a Mn 2 + y el O. es:
2. que pasa de O 1. por lo que la reacción.Completar y ajustar.H + + S 2 H 2 SO 3 <==> 2. cambian su número de oxidación el Mn. en presencia de ácido sulfúrico. multiplicamos la segunda por 2. escrita con las sustancias ya disociadas. RESOLUCIÓN La reacción. pasa de S + 4 a Sº) La disociaciones correspondientes a las sustancias disociables son:: H 2 S <==> 2.H + + SO 3 2 .H + + SO 3 2 . disociamos los compuestos en los cuales se encuentran estos elementos que cambian su número de oxidación: K MnO 4 <==> K + + MnO 4 Y MnSO 4 <===> Mn 2 + + SO 4 2 -
Tanto el H 2 O 2 como el O 2 no se disocian. la reacción entre el permanganato potásico y el
agua oxigenada. las cuales hay que ajustar:
Y la reacción iónica global es la suma de estas dos semirreacciones: : y por lo tanto la reacción completa es:
2. multiplicamos la
.e .+ 2.H + + 5. Las semirreacciones que tienen lugar son: Oxidante: MnO 4 . Por ello.a Oº .—> S + H 2 O
Las semirreacciones correspondientes al oxidante y al reductor son: Oxidante: Reductor: Para igualar el nº de electrones. con los números de oxidación de cada elemento es:
Donde. por el método del ion-electrón.reacción por el método del ion electrón: H 2 S + H 2 SO 3 —> S + H 2 O RESOLUCIÓN Los números de oxidación de los elementos que intervienen en esta reacción son:
en ella vemos que cambia su número de oxidación el S (pasa por una parte de S .2 a Sº y por otra parte.—> Mn 2 + + 4 H 2 O Reductor: H 2 O 2 –> O 2 + 2.H 2 O
C-13 .
en presencia de ácido sulfúrico.+ H + + NO 3
—> S + NO + H 2 O
. RESOLUCIÓN La reacción completa que tiene lugar es:
K 2 Cr 2 O 7 + K Br + H 2 SO 4 ----> Br 2 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4
.H 2 S O 4 —> K 2 SO 4 + 2.—> 2.H 2 O 2 + 6.H + —> 2.AJUSTE DE REACCIONES REDOX SIN CONOCER LA REACCIÓN D-01 .2 a Sº ) y el N (pasa de N + 5 a N + 2 ) La disociaciones correspondientes a las sustancias disociables son: H 2 S <==> 2. por el método del ión electrón.
para dar azufre y óxido de nitrógeno (II). las cuales hay que ajustar:
Las semirreacciones correspondientes al oxidante y al reductor son: Oxidante: Reductor:
Para igualar el nº de electrones. indicando además cual es agente oxidante y cual el reductor.Mn 2 + + 8 H 2 O 5.
+ 8 H2O
2.H 2 O 2 —> 5.Mn 2 + + 5.H 2 S + 2.S + 4.H + + 10.Completar y ajustar por el método del ion electrón la reacción entre los ácidos nítrico y sulfhídrico. escrita con las sustancias ya disociadas.K MnO 4 + 5. es:
2. por lo que la reacción.MnO 4 .H + + 10. la formación de bromo a partir de bromuro
potásico..primera por 2 y la segunda por 5.Completar y ajustar.MnSO 4 + 5.H + + S 2 H NO 3 <==> H + + NO 3 .H 2 O
Grupo D. RESOLUCIÓN Los números de oxidación de los elementos que intervienen en esta reacción son:
en ella vemos que cambia su número de oxidación el S (pasa de S .H 2 O 2 + 3. mediante la acción del dicromato potásico que.NO + 3.O 2
y estos coeficientes se sustituyen en la reacción inicial.HNO 3 —> 2.MnO 4 . sumándolas después: 2. multiplicamos la primera por 2 y la segunda por 3.O 2 + 8.+ 16.e -
2.H + + S 2 .H 2 O C-14 .e .O 2 + 10.+ 5. y nos quedará: La reacción iónica es:
y por lo tanto la reacción completa es:
3. pasa a sal crómica.
que dándonos:
Para igualar el número de electrones ganados al de perdidos. que pasa de 6+ a 3+ y el Br. y que son: el Cr. Ajusta la correspondiente reacción por el método del ion electrón. que pasa de Mn 7 + a Mn 2 + y el N.+ 8 H + + 5 e . que pasa de 1. además de algo de sulfato de potasio. escribiendo las correspondientes semirreacciones y se ajustan. el número de átomos de aquellos elementos que no intervienen en la reacción redox: S y K:
K 2 Cr 2 O 7 + 6 K Br + 7 H 2 SO 4 ----> 3 Br 2 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 7 H 2 O D-02 .e -
. en la cual solamente hay que ajustar. Las disociaciones de los ácidos. obteniéndose el correspondiente nitrato de potasio y sulfato de manganeso(II). escribiendo las semirreacciones correspondientes al oxidante y al reductor.en la cual se deben determinar los números de oxidación de todos los elementos que intervienen en ella:
Donde. añadiendo H 2 O para ajustar el oxígeno. como podemos comprobar. bases y sales) .—> Mn 2 + + 4 H 2 O REDUCTOR: NO 2 . con los números de oxidación de cada elemento es:
Donde. así como las reacciones iónica y total.+ 2 H + + 2. al disociar los diferentes reactivos y productos disociables (ácidos. tras lo cual se suman ambas para obtener la reacción iónica total:
y estos coeficientes se llevan ya a la reacción completa. y se escogen los iones en los cuales se encuentren. bases y/o sales son: K MnO 4 <===> K + + MnO 4 KNO 3 <===> K + + NO 3 -
<===> K + + NO 2 -
H 2 SO 4 <===> 2 H + + SO 4 2 K 2 SO 4 <===> 2 H + + SO 4 2 -
MnSO 4 <===> Mn 2 + + SO 4 2 -
Y las semirreacciones que tienen lugar son OXIDANTE: MnO 4 .+ H 2 O —> NO 3 . si es necesario.a 0. que pasa de N 3+ a N 5 + . debe multiplicarse la segunda semirreacción por 3. cambian su número de oxidación el Mn. RESOLUCIÓN La reacción. tenemos: K 2 Cr 2 O 7 <===> 2 K + + Cr 2 O 7 2 K Br <===> K + + Br H 2 SO 4 <===> 2 H + + SO 4 2 Cr 2 (SO 4 ) 3 <===> 2 Cr 3 + + 3 SO 4 2 K 2 SO 4 <===> 2 K + + SO 4 2 Se determinan los elementos que modifican su número de oxidación en el transcurso de la reacción. H + para ajustar el Hidrógeno y electrones para ajustar las cargas.La valoración de una disolución de nitrito de potasio se hace con permanganato de potasio en
medio ácido sulfúrico.
—> ClO 2 + H 2 O (OXIDANTE) C2O42(REDUCTOR) —> 2 CO 2 + 2 e -
C 2 O 4 2 . bases o sales se disocian. y la primera por 2. y después las sumamos para obtener la reacción iónica total: 2 ClO 3 . dióxido de carbono (CO 2 ).KNO 3 + 2. con lo que nos quedan:
Y trasladados estos coeficientes a la reacción original.—> 2ClO 2 + 2 H 2 O C2O42—> 2 CO 2 + 2 e -
2 ClO 3 .+ 4 H + + 2 e . yodato de potasio y agua.+ 4 H + + C 2 O 4 2 . se forma dióxido de cloro
(ClO 2 ). por lo que realmente en la reacción redox quienes intervienen son los iones no los compuestos enteros.H 2 O D-03 .—> 2 CO 2 + 2ClO 2 + 2 H 2 O
Y para obtener la reacción completa. multiplicamos la primera por 2.K MnO 4 + 5. en eta reacción solamente se disocian: K ClO 3 .KNO 2 + 3. por tanto ClO 3 —> ClO 2 Ajustandolas.Al calentar clorato de potasio (K ClO 3 ) con ácido oxálico (C 2 O 4 H 2 ).H 2 SO 4 —> 5. nos queda:
2. oxalato potásico (K 2 C 2 O 4 ) y agua.+ 2 H + + 1 e .. por lo que hemos de disociarlos. H 2 C 2 O 4 <===> 2H + + C 2 O 4 2 . Estos números son:
Donde vemos que cambian su número de oxidación el Cl (pasa de 5+ a 4+) y el C (pasa de 3+ a 4+).—> CO 2
Y para igualar el nº de electrones entre ambas. K 2 C 2 O 4 <===> 2K + + C 2 O 4 2 -
Las semirreacciones que tienen lugar son.H 2 C 2 O 4 y K 2 C 2 O 4 K ClO 3 <===> K + + ClO 3 . identificando las semirreacciones correspondientes
. Ajustar la reacción por el método del ion-electrón e indicar cual es el agente oxidante y el reductor.por lo que para igualar el número de electrones ganados en la primera al de perdidos en la segunda. nos quedan ClO 3 . RESOLUCIÓN La reacción completa que tiene lugar es: K ClO 3 + H 2 C 2 O 4 —> ClO 2 + CO 2 + K 2 C 2 O 4 + H 2 O El primer paso es determinar los números de oxidación de todos los elementos que intervienen para identificar cuales cambian su nº de oxidación. Algunos de los compuestos que intervienen: ácidos. multiplicamos ésta por 5. llevamos a ella estos coeficientes
2 K ClO 3 + 2 H 2 C 2 O 4 —> 2 ClO 2 + 2 CO 2 + K 2 C 2 O 4 + 2 H 2 O
El agente OXIDANTE es el K ClO 3 El agente REDUCTOR es el H 2 C 2 O 4
D-04 .MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3. Ajusta la reacción por el método del ion-electrón.La reacción entre el permanganato de potasio y el yoduro de potasio en presencia de hidróxido de
potasio conduce a la formación de manganato de potasio (tetraoxomanganato(VI) de potasio).
pero como el proceso tiene lugar en medio básico.+ 3 H 2 O –> IO 3 .—> 6.+ 6 e . a) Ajuste la reacción iónica por el método del ión-electrón indicando la especie que se oxida y la que se reduce. con lo que nos quedan: 6. tal como nos indican. RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar con los únicos datos que nos dan es: K MnO 4 + H 2 S + Donde solamente hemos de disociar aquellos compuestos que no lo están.==> l . es capaz de oxidar al sulfuro de hidrógeno a azufre
pasando el permanganato a ión manganeso (II).como H + haya.El permanganato de potasio.K 2 MnO 4 + KIO 3 + 3 H 2 O
D-05 . que dándonos:
Para igualar el número de electrones ganados al de perdidos.+ 6 OH .MnO 4 2 . con los que se formará agua.
Donde.+ 6 H 2 O + 6 e . que es la reacción iónica
La reacción total se obtiene de sustituir los coeficientes en ella. b) Suponiendo que el ácido empleado es el ácido sulfúrico. H + para ajustar el Hidrógeno y electrones para ajustar las cargas. hemos de eliminar todos los H + para lo cual le añadimos a cada miembro de esta última tantos OH .+ 6 e . cambia el Mn O 4 hasta Mn 2 + y el S.—> 6.+ 3 H 2 O + 6 OH . al reductor. escribiendo las correspondientes semirreacciones y se ajustan. tras lo cual se suman ambas para obtener la reacción iónica total:
.–> IO 3 .—> MnO 4 2 -
REDUCTOR l .----------------------------
6. multiplicamos la primera por 6. complete la reacción que tiene lugar.al oxidante.+ 3 H 2 O + 6 e por lo que para igualar el número de electrones ganados en la primera al de perdidos en la segunda.+ 3 H 2 O + 6 OH .+ 6 OH .–> IO 3 .–> IO 3 .MnO 4 2 l .==> l .+ 6 H + + 6 OH .------------------.+ 3 H 2 O + 6 e -------------------------.KMn O 4 + Kl + 6 KOH —> 6.Mn O 4 . dejando la segunda como está.+ 6 OH –> IO 3 .+ l .a Sº . la reacción iónica y la reacción total RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar es:
Donde vemos que cambian su número de oxidación el Manganeso y el Yodo Las disociaciones que tiene lugar en los ácidos bases y sales presentes en esta reacción son: K Mn O 4 <= => K + + Mn O 4 Kl <= => K + + l -
K 2 MnO 4 <= => 2 K + + MnO 4 2 K IO 3 <= => K + + IO 3 -
Las semirreacciones del oxidante y del reductor son: OXIDANTE: Mn O 4 + 1 e . que pasa de S 2. y que son: K Mn O 4 <===> K + + Mn O 4 + 2H 2 S <===> 2.+ IO 3 . quedandonos:
6.H + S
H + —> Mn 2 + + S.+ 6 H + + 6 e .+ 3 H 2 O . simplificando a continuación la reacción resultante: l .Mn O 4 . añadiendo H 2 O para ajustar el oxígeno. debe multiplicarse la primera semirreacción por 2 y la segunda semirreacción por 5. en medio ácido.
como nos indican.K MnO 4 + 5. se encuentra en cualquiera de los compuestos es la forma de ion sulfato: SO 4 2 K MnO 4 <===> K + + MnO 4 -------------------. y trasladando estos coeficientes a la reacción total en la que hemos de ajustar “a ojo” el Na y el K. y deberá formarse también K 2 SO 4 pues hay K en los reactivos aunque no intervenga en el proceso redox. que también nos lo indican. Dado que nos indican que se utiliza el ácido sulfúrico. además de agua. Na 2 SO 3 . los aportará el ácido sulfúrico. dando.Mn SO 4 <===> Mn 2 + + SO 4 2 Na 2 SO 3 <===> 2 Na + + SO 3 2 Escribimos las correspondientes semirreacciones que se ajustan. con los números de oxidación de cada elemento es:
Donde. si esta es necesaria.Na 2 SO 3 + 3. por el método del ión-electrón. las reacciones iónica y molecular RESOLUCIÓN Los reactivos son. por lo que vamos a disociar los compuestos en los que se encuentran. Por tanto la reacción será: K MnO 4 + Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 —> Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + Mn SO 4 + H 2 O La reacción. Na 2 SO 3 .Completar y ajustar. simplificando el H 2 O y el H + para obtener la reacción iónica total: por lo que la reacción iónica será:
.Mn SO 4 + 3. H + para ajustar el Hidrógeno y electrones para ajustar las cargas. tendremos la siguiente reacción completa:
2 K MnO 4 + 5 H 2 S + 3 H 2 SO 4 —> K 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + 5 Sº + 8 H 2 O D-06 . todos los protones del primes miembro que no procedan del H 2 S. por el método del ion electrón. tras lo cual se suman ambas. mientras que los productos de la reacción serán: Mn SO 4 y Na 2 SO 4 .El sulfito sódico. en cual dará también las correspondientes sales en los productos de reacción con los cationes que se forman ( los Mn 2 + procedentes de la reducción del permanganato. en medio ácido
sulfúrico. b) Ajuste. cambian su número de oxidación el Mn.H 2 SO 4 —>5. quedándonos:
Para igualar el número de electrones ganados al de perdidos.Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 2. K MnO 4 y H 2 SO 4 . que pasa de Mn 7 + a Mn 2 + y el S.y esta es la reacción iónica total. aunque en el caso del S 6 + . y los K + que formaban parte también de dicho compuesto) así.
. que pasa de S 4 + a S 6 + .H 2 O D-07 . añadiendo H 2 O para ajustar el oxígeno. pues no intervienen en el proceso redox. reacciona con el permanganato potásico. K MnO 4 . a) Escriba ajustadas las semirreacciones de oxidación y de reducción. entre otros productos MnSO 4 y Na 2 SO 4 . nos quedará:
2. como podemos comprobar. debe multiplicarse la primera semirreacción por 2 y la segunda semirreacción por 5. la reacción que se produce al tratar nitrito
potásico con permanganato potásico en medio clorhídrico.
MnCl 2 + 2.
.+ 2 H + + 2.+ 8 H + + 5 e . Para ello. bases y/o sales son: K MnO 4 <===> K + + MnO 4 KNO 3 <===> K + + NO 3 -
HCl <===> H + + Cl KCl <===> K + + Cl -
MnCl 2 <===> Mn 2 + + 2. Las disociaciones de los ácidos.RESOLUCIÓN La reacción.(No se disocian ni el H2 O2 ni el O2 ) C .continúan con 2.Se disocian los compuestos en los cuales se encuentren los elementos que cambian su número de oxidación (debe tenerse en cuenta que solamente se disocian los ácidos.HCl —> 5.—> Mn 2 + + 4 H 2 O REDUCTOR: NO 2 . que pasa de Mn 7 + a Mn 2 + y el N. que pasa de N 3+ a N 5 + . si la reacción transcurre en medio ácido.en los productos de reacción. B) Calcular cuantos moles de peróxido de hidrógeno se necesitan para obtener 1 litro de oxígeno medido en Condiciones Normales RESOLUCIÓN: A .K MnO 4 + 5. nos aparecerán esos iones H + : MnO4. como podemos comprobar. ya que cambia el oxígeno que está presente en el H2 O2 el cual pasa a O2. cambian su número de oxidación el Mn. tanto en los reactivos como en los productos:
en la cual vemos que cambia el número de oxidación el Mn (pasa de 7+ a 2+) y el Oxígeno (pasa de 1.a 0). A) Ajustar la reacción por el método del ionelectrón indicando las especies oxidantes y reductoras. 1º.KCl + 3. con lo que nos quedan:
La reacción iónica es: Y trasladados estos coeficientes a la reacción original. y la primera por 2.Se escriben las semirreacciones de cada uno de los iones. determinando los números de oxidación que tienen todos los elementos en los compuestos que aparecen en la ecuación. oxígeno y agua.Se igualan los oxígenos añadiendo agua al miembro donde falten.Cl 1 -
Y las semirreacciones que tienen lugar son OXIDANTE: MnO 4 . pues debe suponerse que los demás oxígenos existentes en los reactivos con número de oxidación 2. cuando se ajuste la reacción.KNO 2 + 6. Asimismo.+ H 2 O —> NO 3 . B . el permanganato de potasio reacciona con el
peróxido de hidrógeno dando Mn(II). aunque si no se hace. igualandolas.Se escribe la reacción solamente con los iones y/o compuestos sin disociar que contengan a los elementos que cambian su número de oxidación. debe añadirse H + en los reactivos.Se identifican los elementos que cambian su número de oxidación. las bases y las sales) KMnO4 W K + + MnO4y MnSO4 W Mn2+ + SO4 2. nos queda:
2.H 2 O D-08 .En disolución acuosa y en medio ácido sulfúrico.+ H2 O2 + H + º Mn2+ + O2 D .e por lo que para igualar el número de electrones ganados en la primera al de perdidos en la segunda.KNO 3 + 2. con los números de oxidación de cada elemento es:
Donde. multiplicamos ésta por 5.
3º.0447
moles de H 2 O 2
.Se multiplican ambas semirreacciones por unos coeficientes mínimos tales que hagan el número de electrones ganados por el oxidante (corresponde a la semirreacción que tiene los electrones en los reactivos) sea igual al de electrones perdidos por el reductor (éste corresponde a la semirreacción que tiene los electrones en los productos).Para ajustar la reacción completa. quedando solo 6 H+ en los reactivos.es decir.N. En este caso debe multiplicarse la primera por 2 y la segunda por 5:
donde al sumar ambas se simplifica.0447 moles de O 2
se necesitarán 0.2º.0447 moles de O 2
De acuerdo con la estequiometría de la reacción: 5 moles de H 2 O 2 producen 5 moles de O 2 . obteniéndose de esta forma la reacción iónica correspondiente. se eliminan los 10 e-. se trasladan a ella los coeficientes de esta reacción iónica. así como de los 16 H+ presentes en los reactivos de la primera semirreacción se eliminan los 10 protones que aparecen en los productos de la segunda semirreacción. si es posible. por lo que para obtener 0. como es el caso del S y del K
2 KMnO 4 + 5 H 2O 2 + 3 H 2SO 4
º 2 MnSO 4 + K 2SO 4 + 5 O 2 + 8 H 2O
El nº de moles contenidas en 1 Litro de Oxígeno en C. F . el mismo número de moles. Aquí.Los Hidrógenos se igualan añadiendo protones (H + ) al miembro donde sea necesario.Se igualan las cargas añadiendo electrones al miembro donde falten cargas negativas
E . teniendo en cuenta que los H+ proceden del ácido sulfúrico y que siempre es necesario ajustar aquellos elementos que no han intervenido en la reacción iónica. se determina aplicando la ecuación general de los gases:
aplicandole la ecuación general de los gases ideales.71 g Y
14 mol=14. el volumen de esta disolución es:
Para determinar la cantidad de cloro obtenida. a) Escriba la reacción que tiene lugar ajustada por el método del ion electrón b) ¿Cuántos mililitros de ácido clorhídrico del 37% y densidad 1. la cantidad de
disolución en la que hay 12. partimos de la reacción estequiométrica: .—> 2 Cr
–> Cl
por lo que para igualar el número de electrones ganados en la primera al de perdidos en la segunda.Grupo E.Al hacer reaccionar el dicromato de potasio con ácido clorhídrico se forma la correspondiente sal
de cromo trivalente a la vez que se desprende un gas amarillo verdoso y se forman otros compuestos solubles en agua.17 g de soluto H Cl es: Y puesto que su densidad es 1. ocupan:
.19 g/ml se necesitarán para reaccionar con 7 g de dicromato de potasio? c) ¿Qué volumen de gas. multiplicamos ésta por 3. los cuales. nos queda:
K 2 Cr 2 O 7 + 14 HCl ---> 2 KCl + 2 CrCl 3 + 3Cl 2
+ 7H 2 O
Los cálculos estequiométricos posteriores.5 g X
y dado que se trata de una disolución al 37%. ya ajustada:
1mol = 294 g 7g
2 KCl +
2 CrCl 3 +
3 Cl 2 +
3 mol=3.19g/ml. con lo que nos quedan:
Y trasladados estos coeficientes a la reacción original.36.AJUSTE DE REACCIONES REDOX + ESTEQUIOMETRIA E-01 . se realizan a partir de esta reacción. se formará en el proceso anterior? RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar es:
Donde vemos que cambian su número de oxidación el Cr y el Cl Las disociaciones que tiene lugar en los ácidos bases y sales presentes en esta reacción son: K 2 Cr 2 O 7<= => 2 K + + Cr 2 O 7 KCl <= => K + + Cl 2-
<= => H + + Cl CrCl 3 <= => Cr 3+ + 3 Cl -
Las semirreacciones del oxidante y del reductor son: OXIDANTE: REDUCTOR Cr 2 O 7 2 Cl
+ 14 H + + 6 e . medido a 1 atm y 20ºC.
3 mol = 3. medidos en condiciones normales. donde el ozono existente experimenta la reacción: 0 3 + I .–> S + 2 e por lo que para igualar el número de electrones ganados en la primera al de perdidos en la segunda.El ácido nítrico reacciona con el sulfuro de hidrógeno gas dando. azufre sólido y
monóxido de nitrógeno. por lo que no se disocia.34 g X
2 NO +
donde la cantidad de la disolución de ácido nítrico la determinamos partiendo de la Molaridad de esa disolución. B) Determina el volumen de sulfuro de hidrógeno.E-02 .Una muestra de 2 metros cúbicos de aire. y la primera por 2. aplicandole la ecuación general de los gases ideales. que reacciona con el yodo
. multiplicamos ésta por 3. se pasa a través de
una disolución de yoduro sódico. A) Escribe la reacción ajustada por el método del ion electrón. medido a 2 atm y 60ºC necesario para reaccionar con 500 ml de una disolución de ácido nítrico 0.2 Molar. Las semirreacciones del oxidante y del reductor son: OXIDANTE: NO 3
+ 4 H + + 3 e . 01 M de tiosulfato sódico. que es: por lo que la cantidad de H 2 S es: los cuales. se realizan a partir de esta reacción.
RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar es:
Donde vemos que cambian su número de oxidación el N y el S Las disociaciones que tiene lugar en los ácidos presentes en esta reacción son: H N O 3<= => H + + NO 3
<= => 2 H + + S 2 -
El NO es un óxido.—> NO
REDUCTOR S 2 . nos queda:
2 HNO 3 + 3 H 2 S ---> 2 NO + 3 S + 4 H 2 O
Los cálculos estequiométricos posteriores. con lo que nos quedan:
Y trasladados estos coeficientes a la reacción original.+ H 2 O –> O 2 + I 2 + OH
El yodo formado se valora con disolución 0. ya ajustada:
2 HNO 3
2mol 0. entre otras cosas. ocupan:
E-03 .
que en la muestra de aire inicial hay el mismo número de moles de ozono que moles de yodo se obtienen. se pesan 0. con una disolución
valorada de permanganato potásico 0. ajustada: 0 3 + 2.
Se pide: a) Ajustar las reacciones redox que intervienen en el problema. y que las masas atómicas son: N=14'0. como habíamos -7 3 calculado es 2.V = 2. por lo que el número de moles de yodo será la mitad:
n = 2.0 S=32'0 e H=1'00. d) El volumen que ocupará dicha cantidad de ozono a 200 ºC y 27 atm. y acidulada con sulfúrico.0. 0=16.según la reacción: I 2 + S 2 O
—> I
+ S4O
gastándose en dicha valoración 0. RESOLUCIÓN A)
B) De acuerdo con esta última reacción cada mol de yodo (I 2 ) reacciona con dos moles de tiosulfato de sodio (Na 2 S 2 O 3) y partiendo de la cantidad de disolución de este reactivo gastada (0. el número de moles de tiosulfato de sodio gastadas es: n = 0.7 . que.V = n.
V = 2. que pasa de N 3+ a N 5 + . cambian su número de oxidación el Mn. De acuerdo con los datos anteriores.T ==> 27.01 = 4.04 mL. supuesto que se comporte como un gas ideal.resulta que por cada mol de yodo (I 2 ) que se obtiene. había un mol de ozono (O 3 ) es decir. bases y/o sales son: K MnO 4 <===> K + + MnO 4
H 2 SO 4 <===> 2 H + + SO 4 2 -
. el permanganato a sal manganosa.082.473 . que pasa de Mn 7 + a Mn 2 + y el N.I . En la valoración se alcanza el punto de viraje cuando se han gastado 40'0 mL de la disolución de permanganato. de la disolución de tiosulfato sódico c) El número de moles de ozono que había en los 2 metros cúbicos de aire. calcule: a) Ajuste la reacción por el método del ion electrón b) El peso equivalente redox del nitrito potásico c) El porcentaje de nitrito puro en la mezcla d) Los gramos de ácido sulfúrico que se necesitan RESOLUCIÓN La reacción.04 mL) y de su concentración Molar (0.0 K=39. de impureza no reductora.7 moles de tiosulfato de sodio gastadas.+ H 2 O –> O 2 + I 2 + 2.01 Molar).R.10 moles de ozono había en la muestra de los 2 m de aire D) Para calcular el volumen que ocupará esa muestra de ozono. con los números de oxidación de cada elemento es:
Donde.05 M (0'25N). el nitrito pasa a nitrato. b) Calcular el número de moles de yodo que han reaccionado con los 0. Las disociaciones de los ácidos.00004 . como podemos comprobar.46 g de dicha muestra y se diluyen en un litro de agua destilada. se le aplica la ecuación general de los gases ideales. 0.7 moles de yodo que reaccionan con esa cantidad de tiosulfato de sodio
C) De acuerdo con la primera de las dos reacciones. y así tendremos que ocupará: P.87.Para valorar una muestra de nitrito potásico impuro.10
E-04 .OH .04 mL.10 . Sabemos que en la reacción.10 .10 .
98=294 g Y 5.KNO 3 <===> K + + NO 3 -
K 2 SO 4 <===> 2 H + + SO 4 2 -
Y las semirreacciones que tienen lugar son OXIDANTE: MnO 4 . por lo que: ==>
Peq = 42. y la primera por 2. la riqueza de la misma en Nitrito de potasio es:
. la cual en un proceso redox
es igual al número de electrones intercambiados en la correspondiente semirreacción.3 moles de KMnO 4 gastadas. multiplicamos ésta por 5.158=316 g 2. en el caso del Nitrito de potasio. es 2.MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3. la cantidad de nitrito de potasio que reacciona será: 2.H 2 O
donde 0.H 2 SO 4 —> 5.5 g/equivalente
C) Para determinar la riqueza de la muestra hemos de calcular la cantidad de nitrito de potasio que reacciona con el permanganato. Nº moles = 0.MnSO 4 +
K 2 SO 4 +
3.e por lo que para igualar el número de electrones ganados en la primera al de perdidos en la segunda.85=425 g X 3.04.294 g de H 2 SO 4 se necesitan
E-05 .K MnO 4 + 5.+ 8 H + + 5 e .KNO 3 + 2. y son: =
0.H 2 SO 4 -----> 3 mol=3.0.3 moles 5.KNO 3 + 2.KNO 2 + 5 mol=5.El dicromato potásico reacciona con el yoduro potásico en presencia de ácido sulfúrico dando
sulfato potásico. Ajuste la reacción por el método del ión electrón y calcule el volumen mínimo necesario de una disolución 0.—> Mn 2 + + 4 H 2 O REDUCTOR: NO 2 .0 ml de una disolución 0. sulfato de cromo (III) y yodo como productos de reacción. Datos: masas atómicas: 1 = 127.10 . de acuerdo con la estequiometría de la reacción.10 . en la cual se gastan 40.39% de pureza
D) Los gramos de ácido sulfúrico que necesitamos se obtienen también a partir de las relaciones estequiométricas de la reacción anterior.KNO 2 + 3.46 g.
Por tanto. y dado que la muestra que habíamos tomado pesaba =
92.H 2 O
B) El peso equivalente de una sustancia es igual a: Siendo v la valencia.05 M de Permanganato de potasio ( . según la reacción dada.K MnO 4 + 2 mol=2. nos queda:
2. con lo que nos quedan:
Y trasladados estos coeficientes a la reacción original.+ H 2 O —> NO 3 . K = 39.+ 2 H + + 2. 0 ~ 16. Cr = 52 RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar es:
Donde vemos que cambian su número de oxidación el Cr y el l
.05 = 2.2 M de dicromato potásico necesario para obtener 6 g de yodo.
31 g de K 2 Cr 2 O
Pero como este compuesto está en forma de disolución. hemos de utilizar la expresión de la Molaridad para calcular el volumen de la misma que será necesario. b) Ajuste la reacción molecular por el método del ion electrón c) Si se dispone de una disolución 2 M de permanganato de potasio. y es: . X = 2. con lo que nos quedan:
Y trasladados estos coeficientes a la reacción original. ya ajustada: K 2 Cr 2 O 7 + 1 mol = 294 g X 6 KI + 6mol=996 g 7 H 2 SO 4 7mol=686 g –-> 4 K 2 SO 4 + 4mol=696 g Cr 2 (SO 4) 3 + 1 mol = 392 g 3 I2 + 3mol=762 g 6g 7 H2O 7mol=126 g
de donde.039 litros = 39 ml de disolución de K 2 Cr 2 O7 se necesitan
E-06 .—> 2 Cr
por lo que para igualar el número de electrones ganados en la primera al de perdidos en la segunda.Las disociaciones que tiene lugar en los ácidos bases y sales presentes en esta reacción son: K 2 Cr 2 O 7<= => 2 K + + Cr 2 O 7 Kl <= => K + + l 2-
H 2 SO 4 <= => 2 H + + SO 4 2 Cr 2 ( SO 4 ) 3 <= => 2 Cr 3 + + 3 SO 4 2 -
Las semirreacciones del oxidante y del reductor son: OXIDANTE: REDUCTOR Cr 2 O 7 2l
+ 14 H + + 6 e .
L = 0. multiplicamos ésta por 3.Dada la reacción: Permanganato de potasio + yoduro de potasio + ác. nos queda:
K 2 Cr 2 O 7 + 6 KI + 7 H 2 SO 4 ---> 4 K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3 l 2 + 7H 2 O
Los cálculos estequiométricos posteriores. Sulfúrico —>
—> sulfato de potasio + sulfato de manganeso(II) + yodo (I 2 ) + agua a) Escriba las semirreacciones correspondientes al oxidante y reductor indicando cual es cada una. la cantidad de dicromato de potasio que se necesita es:
. se realizan a partir de esta reacción. ¿Qué volumen de la misma será necesario para obtener 2 moles de yodo?
Donde vemos que cambian su número de oxidación el Manganeso y el Yodo Las disociaciones que tiene lugar en los ácidos bases y sales presentes en esta reacción son:
al disociar los diferentes reactivos y productos disociables (ácidos. que dándonos:
. bases y sales) .K Mn O 4 <= => K + + Mn O 4 Kl <= => K + + l -
H 2 SO 4 <= => 2 H + + SO 4 2 Mn SO 4 <= => Mn 2 + + SO 4 2 -
Las semirreacciones del oxidante y del reductor son: OXIDANTE: Mn O 4 REDUCTOR 2l
+ 8 H + + 5 e . por lo que el volumen de la misma que es necesario se calcula a partir de la expresión de la Molaridad de una disolución. y que son: el Cu. escribiendo las correspondientes semirreacciones y se ajustan.8 g
2 Mn SO 4 + 2mol = 302 g
5 I2 + 5mol=1269g 2 moles
8 H2O 8mol=144g
donde vamos a calcular la cantidad de permanganato de potasio(en moles o en gramos) necesario para obtener esas 2 moles de Yodo:
que hemos de tomar de la disolución 2 M de la que disponemos.—> Mn 2 + –> l
por lo que para igualar el número de electrones ganados en la primera al de perdidos en la segunda. A) Ajuste la reacción que tiene lugar por el método del ion electrón B) Calcule la riqueza de la muestra inicial de cobre RESOLUCIÓN La reacción completa que tiene lugar es: Cu + H 2 SO 4 ----> CuSO 4 + SO 2 + H 2 O en la cual se deben determinar los números de oxidación de todos los elementos que intervienen en ella:
Donde. y se escogen los iones en los cuales se encuentren. nos queda:
2 KMnO 4 + 10 KI + 8 H 2 SO 4 ---> 6 K 2 SO 4 + 2 Mn SO 4
+ 5l2 +8H2O
Los cálculos estequiométricos posteriores. tenemos: H 2 SO 4 <===> 2 H + + SO 4 2 CuSO 4 <===> Cu 2 + + SO 4 2 -
Se determinan los elementos que modifican su número de oxidación en el transcurso de la reacción. multiplicamos la primera por 2 y la segunda por 5. que pasa de 6+ a 4+.4 litros de la disolución de K MnO 4 se necesitan
E-07 . se realizan a partir de esta reacción. y es:
V = 0. ya ajustada:
2 K MnO 4
2 mol = 316 g X
+ 10 KI + 10 mol=1660 g
8 H 2 SO 4 8mol=784 g
6 K 2 SO 4 + 6mol=1045. añadiendo H 2 O para ajustar el oxígeno. H + para ajustar el Hidrógeno y electrones para ajustar las cargas. además de oxido de azufre(IV) y agua.86 g de sulfato de
cobre(II). con lo que nos quedan:
Y trasladados estos coeficientes a la reacción original.Se disuelve una muestra de 10 g de cobre en ácido sulfúrico obteniéndose 23. que pasa de 0 a 2+ y el S.
I = 126.86 g del sulfato.10 . se suman ambas para obtener la reacción iónica total: SO 4 2 . pues hay algunos que no cambian su número de oxidación . en la cual hemos de determinar los elementos que modifican su número de oxidación al producirse la reacción es:
donde podemos ver que cambian el número de oxidación el Cu (pasa de 2+ a 1+) y el Yodo (de 1. es:
% de Cu =
= 95% de pureza
E-08 . las cuales. si es necesario. en este caso el S. S = 32. el número de átomos de aquellos elementos que no intervienen en la reacción redox.a 0). K = 39. tomamos aquellos en los que se encuentren los elementos que modifican su número de oxidación para escribir las correspondientes semirreacciones. por tanto. Las disociaciones de los compuestos que lo hacen (ácidos bases o sales) es CuSO 4 KI CuI K 2 SO 4 <===> Cu 2 + + SO 4 2 <===> K + + I <===> Cu + + I <===> 2 K + + SO 4 2 -
y de estos iones.54. hemos de tener en cuenta la estequiometría de esta reacción en la cual vemos que por cada mol de Cu que reacciona. y las sumamos:
. que son los que van a formar parte del Sulfato de cobre(II)
Cu + 2 H 2 SO 4 ----> CuSO 4 + SO 2 + 2 H 2 O
Para determinar la riqueza de la muestra de cobre.90 .Al reaccionar 20 g de sulfato de cobre(II) con 30 g de yoduro potásico se obtiene yodo.06 RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar.Dado que el número de electrones ganados por el oxidante es el mismo que el de electrones perdidos por el reductor. todo el cobre que había en la muestra inicial será el que se encuentra en estos 23. ya ajustadas son: Cu 2 + + 1 e .00 . Su riqueza. DATOS: Pesos atómicos: Cu = 63.) multiplicando la primera de las reacciones por 2. O = 16.86 g de sulfato de cobre. se forma también 1 mol del sulfato de cobre.:
= 9.5 g de Cu.+ 4H + + Cuº —> Cu 2 + + SO 2 + 2 H 2 O y estos coeficientes se llevan ya a la reacción completa. yoduro de
cobre(I) y sulfato de potasio.—> Cu + 2 I—> I 2 + 2 e (OXIDANTE) (REDUCTOR)
Igualamos ahora el número de electrones ganados por el oxidante (Cu) al de perdidos por el reductor (I . en la cual solamente hay que ajustar. Se pide: A) Ajuste la reacción correspondiente por el método del ionelectrón.50 g de Cu
Por tanto en los 10 g de la muestra inicial solamente había 9. y dado que sabemos que se forman 23. B) El peso de yoduro de cobre(I) que se formará.
H = 1. identificando el oxidante y el reductor. Así.K ClO 3 —> 2. en ese volumen de 2 litros. Presión de vapor del agua a 22ºC = 20 mm Hg RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar el: K ClO 3 —> K Cl + O 2 Para identificar el oxidante y el reductor. que pasa de 2.2 Cu 2 + + 2 e .20 = 735 mm Hg Por tanto. el reactivo limitante sería el sulfato de cobre(II)) que es:
2 CuSO 4 +
2. determinamos el número de oxidación de cada uno de los elementos que intervienen en ella: como al reductor: OXIDANTE: es el CLORO. pero
como tenemos 20 g nos confirma que el reactivo limitante es efectivamente el YODURO DE POTASIO. que han de ser menos de estos 20 g que tenemos (si no fuera así. Si se recoge sobre agua a una presión total de 755 mm Hg a una temperatura de 22ºC. en la cual hemos de determinar si el reactivo limitante es el sulfato de cobre(II) o el yoduro de potasio.a 0 Si la ajustamos por el método del cambio de valencia (al no producirse esta reacción en disolución no se disociarán las sales.—> 2 Cu + 2 I—> I 2 + 2 e 2+ 2 Cu + 2 I —> I 2 + 2 Cu +
que es la reacción iónica que tiene lugar.5 .21 g de CuI obtenidos
E-09 .174. O = 16.O 2
La presión parcial del oxígeno que se obtiene es: POXIGENO = P TOTAL . por lo que no tiene mucho sentido utilizar aquí el método del ion electrón): En ella identificamos tanto al oxidante
y al llevar estos coeficientes a la reacción inicial nos queda ya ajustada:
2.6 = 319.0 . en este caso vamos a tomar el yoduro de potasio del cual tenemos 30 g.42 g de CuSO 4 necesarios.K 2 SO 4
B) Para calcular la cantidad de yoduro de cobre(I) que se forma hemos de acudir a la estequiometría de la reacción. y ya nos quedará ajustada:
2 CuSO 4 + 4 KI —> 2 CuI + I 2 + 2.190. la cantidad de oxígeno que hay será:
se descompone dando cloruro de potasio y oxígeno.0 .44 = 380.Una forma de preparar oxígeno puro en el laboratorio es calentar clorato de potasio sólido.26 g
4. Si disponemos de un clorato de potasio del 80% de riqueza.88 g Y
253. el cual pasa de 5+ a 1REDUCTOR: es el OXIGENO.159.PAGUA = 755 . Estos coeficientes los llevamos a la reacción original.8 g
2 K 2 SO 4
2. la cantidad de yoduro de cobre(I) que se obtiene es:
17.K Cl + 3.2 g X
2 CuI +
2. del cual hay 20 g. ¿Qué cantidad del mismo habría que descomponer para producir 2 litros de gas húmedo? DATOS: Pesos atómicos: Cl = 35. y calculamos los gramos que se necesitarán de sulfato de cobre. Escribe y ajusta la reacción que tiene lugar.166 = 664 g 30
La cantidad que se necesitará de yoduro de potasio es:
+ 18. multiplicamos la primera por 2 y la segunda por 5 2.U 4 + +16. bases y sales que intervienen en el proceso son: U(SO 4 ) 2 <===> U 4 + + 2.H + + 10 e . H 2 O y simplificamos 2.MnO 4 -+ 5.+ 16.—> Mn 2 + + 4 H 2 O
REDUCTOR: U 4 + + 2 H 2 O —> UO 2 2 + + 4 H + + 2 e Para igualar el nº de electrones ganados al de perdidos.Dada la siguiente reacción:
SULFATO DE URANIO(IV) + PERMANGANATO DE POTASIO + AGUA —> —> SULFATO DE URANILO (UO 2 SO 4 ) + SULFATO DE MANGANESO(II) + HIDROGENOSULFATO DE POTASIO + ÁCIDO SULFÚRICO a) Ajustela por el método del ion-electrón b) ¿Cuantos gramos de sulfato de uranilo podrán obtenerse a partir de 1 Kg de un sulfato de uranio del 80% de riqueza si el rendimiento del proceso es de un 75%? RESOLUCIÓN Escribimos la reacción determinando los números de oxidación de todos los elementos que forman parte de los compuestos que intervienen en la reacción para determinar cuales son los que cambian:
donde podemos ver que modifican su número de oxidación el Uranio (pasa desde 4+ a 6+) y el Mn( pasa desde 7+ a 2+) Los equilibrios de disociación de los ácidos.O 2
2 moles 3 moles 0.Mn 2 + + 8 H 2 O 5.—> Mn 2 +
Ajuntamos estas semirreacciones añadiendo H 2 O donde se necesite oxígeno.H + + 10 H 2 O —> 5.080 moles de O 2 se obtienen
La estequiometría de la reacción de descomposición nos permitirá calcular la cantidad de clorato necesaria:
2.—> 2.MnO 4 . la cantidad del mismo que hay que descomponer será:
X = 8.+ 8 H + + 5 e .K Cl + 3.
.SO 4 2 KMnO 4 <===> K + + MnO 4 UO 2 SO 4 <===> UO 2 2 + + SO 4 MnSO 4 <===> Mn 2 + + SO 4
de donde tomamos los iones en los cuales se encuentran los elementos que modifican su nº de oxidación para escribir las correspondientes semirreacciones.K ClO 3 —>
2 moles = 2.U 4 + + 2 H 2 O —> 5.08
= 6.UO 2 2 + + 20 H + + 10 e -
2. que son: U 4 + —> UO 2 2 + MnO 4 .17 g de K ClO 3 hay que descomponer
E-10 .122. con lo que nos quedan: OXIDANTE: MnO 4 . después.Mn 2 + + 8.UO 2 2 + + 4 H ++ 2. se añaden H + en el miembro donde se necesite Hidrógeno y electrones para ajustar las cargas.V = n.Mn 2 +.R. n OXIGENO = 0. H 2 O que es la reacción iónica total.5 g X
2.MnO 4 -+ 5.T ==>
.P.UO 2 2 + + 20 H ++ 2.U 4 + + 10 H 2 O —> 5.53 g de K ClO 3
puro que hay que descomponer
Dado que se dispone de un clorato de potasio del 80%.
Y las sumamos. y que son los
.366 g). lo cual ya lo sabremos al ajustarla Escribimos la reacción determinando los números de oxidación de todos los elementos que forman parte de los compuestos que intervienen en la reacción para determinar cuales son los que cambian:
donde podemos ver que modifican su número de oxidación el Zinc (pasa desde 0 a 2+) y el Nitrógeno( pasa desde 5+ a 3-) Los equilibrios de disociación de los ácidos.U(SO 4 ) 2 + 2. teniendo en cuenta que existen átomos de N que han modificado su número de oxidación (los que has pasado a formar el ion amonio y que son los que hemos ajustado) pero también hay otros que mantienen el mismo número de oxidación.75 =
510. realmente tenemos 800 g de reactivo puro.430 g) obtenemos otros 5 moles de UO 2 SO 4 (5. se obtendrá el 75% de esa cantidad: X = 680.e .70 g de UO 2 SO 4 que se obtendrán
E-11 . llevamos estos coeficientes a aquella.—> NH 4 + + 3 H 2 O 4.Zn 0 —> 4.cm .+ 4.Zn 2 + + 8. multiplicamos la segunda por 4: OXIDANTE: REDUCTOR 10 H + + NO 3 .3 necesarios para la disolución de 10 g de zinc RESOLUCIÓN La reacción que nos indican que tiene lugar es:
Zn + HNO 3 —> Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3
En la cual deberá formarse también agua.e -
Para igualar el nº de electrones ganados al de perdidos.Zn 0 —> 4. después.NO 3 NH 4 NO 3 <===> NH 4 + + NO 3 -
de donde tomamos los iones en los cuales se encuentran los elementos que modifican su nº de oxidación para escribir las correspondientes semirreacciones.K MnO 4 + 2 H 2 O —> 5 UO 2 SO 4 + 2 MnSO 4 + 2 KHSO 4 + H 2 SO 4
En la cual vemos que de cada 5 moles de U(SO 4 ) 2 (5.25 g.e .+ 8.5. Dado que tenemos 1000 g del 80%.93. y así: 5. con lo que obtenemos la reacción iónica que tiene lugar 10 H + + NO 3 .Zn 2 + + NH 4 + + 3 H 2 O
Para ajustar ahora la reacción total.430 g de U(SO 4 ) 2 -----.—> NH 4 + + 3 H 2 O Zn 0 —> Zn 2 + + 2.366 g de UO 2 SO 4 800 g --------------------------.+ 8. se añaden H + en el miembro donde se necesite Hidrógeno y electrones para ajustar las cargas.cuyos coeficientes llevamos a la reacción global:
5.x x = 680. bases y sales que intervienen en el proceso son: HNO 3 <===> H + + NO 3 Zn(NO 3 ) 2 <===> Zn 2 + + 2. con lo que nos quedan: OXIDANTE: REDUCTOR 10 H + + NO 3 .0.—> NH 4 +
Ajuntamos estas semirreacciones añadiendo H 2 O donde se necesite oxígeno.El zinc en polvo reacciona con ácido nítrico dando nitratos de zinc(II) y de amonio
a) Ajuste la reacción por el método del ion electrón b) Calcule el volumen de ácido nítrico de riqueza del 40% en peso y densidad 1. que son: Zn 0 —> Zn 2 + NO 3 .93 g de UO 2 SO 4 que se obtendrían si el rendimiento fuera del 100%
pero como este rendimiento es solo del 75%.
V = 48.Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3 H 2 O Para calcular la cantidad de ácido nítrico necesaria para reaccionar con 10 g de Zn.04 + DISOLVENTE 36.04 g de ácido nítrico se necesitarán los cuales hemos de cogerlos de
una disolución del 40% en peso y d = 1.04.—> NO 2 + H 2 O
REDUCTOR S 2 .6 g 10 de donde: X = = 10. Además y debido a ésto.17 cm 3 de disolución se necesitan
E-12 .
= 60.–> S + 2 e por lo que para igualar el número de electrones ganados en la primera al de perdidos en la segunda. dióxido
de nitrógeno y agua. multiplicamos la primera por 2.17 = DISOLUCIÓN 60
G de disolución = 24. 1. con lo que nos quedan:
. por lo que no se disocia.HNO 3 —> 4.de la reacción iónica. por lo que se lle asigna el mayos de los dos.25 =
. a saber: 4. Zn + 10. A) Ajuste la reacción de oxidación reducción por el método del ion electrón e indique cuales son las especies oxidante y reductora B) Calcule la masa de azufre que se obtendrá a partir de 15 mL de ácido nítrico concentrado (del 60% en masa y d = 1. Zn + 4 moles = 261. y nos quedará: 4.que forman parte del ion Nitrato. Las semirreacciones del oxidante y del reductor son: OXIDANTE: NO 3
+ 2 H + + 1 e .HNO 3 —> 10 moles = 630 g X 4.Al hacer burbujear sulfuro de hidrógeno gaseoso a través de ácido nítrico se forma azufre.Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3 H2O
24.38 g/mL) RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar es:
El NO 2 es un óxido. hemos de tener en cuenta la estequiometría de la reacción. para el HNO 3 le corresponderán dos coeficientes: el del H + y el del NO 3 .25 g/mL SOLUTO MASA (g) VOLUMEN (ml) 24.21 g de disolución y de acuerdo con su densidad
2 HNO 3 + H 2 S ---> 2 NO 2 + S + 2 H 2 O
B) Calculamos la cantidad de HNO 3 que tenemos para reaccionar.+ 12 H + + 10 e .I 2 + 12 OH . m = 20. mientras que los aniones existentes en los productos de reacción formarán sales de potasio. en la semirreacción correspondiente al reductor hemos de eliminar los H + .–> 2 IO 3 . los OH de los reactivos formarán parte de ese KOH.60 = 12.—> 2.42 g de ácido nítrico puro que reaccionan Los cálculos estequiométricos posteriores.15 g de S se obtienen
E-13 . ya ajustada:
2mol = 2. cuando se usa hidróxido potásico. para lo cual añadimos a ambos miembros de la misma tantos OH .) + 10 e 6 H 2 O + I 2 + 12 OH .–> 2 IO 3 . I . formándose agua.==> I 2 + 12 OH . en la cual un 60% corresponde al reactivo puro.Y trasladados estos coeficientes a la reacción original.—> I .I 2 + 12 KOH —> 10.—> 10.63 g 12. 1.+ 6 H 2 O + 10 e Por tanto las dos semirreacciones iónicas son: OXIDANTE: I 2 + 2 e .+ (12 H 2 O ) + 10 e . especificando cuales son las reacciones de oxidación y de reducción.—> 2 IO 3 .+ 2 IO 3 . I 6 H 2 O + I 2 –> 2 IO 3 .–> 2 IO 3 .0.).7 g de la disolución de HNO 3 . I X5 5.como H + hay. por lo que la reacción molecular es: 6. la cual se simplifica después: : 6 H 2 O + I 2 + 12 OH .+ 6 H 2 O + 10 e -
REDUCTOR: I 2 + 12 OH . se realizan a partir de esta reacción. partiendo de su densidad y %: d= .
a) Ajuste la reacción iónica y molecular por el método del ión-electrón.—> 2.+ 6 H 2 O
Teniendo en cuenta que se utiliza hidróxido de potasio.—> 10. I I 2 + 12 OH .El yodo sólido (I 2 ) en medio alcalino se dismuta en iones yoduro (I .7. b) ¿Cuantos gramos de yodo sólido se necesitarían para obtener un litro de disolución 10 .) y yodato (IO 3 .–> 2 IO 3 .=>
I 2 + OH .42 g
1 mol = 32 g X
y de ahí: X =
.—> IO 3 -
Puesto que el proceso tiene lugar en medio básico.+ IO 3 -
REDUCTOR: I 2 + OH .2 molar en iones yoduro? RESOLUCIÓN La reacción iónica que tiene lugar en medio básico es: Las semirreacciones que tienen lugar son: OXIDANTE: I 2 —> I I 2 + 2 e .+ (12 H + + 12 OH .I 2 + 10 e .+ 6 H 2 O + 10 e Y la reacción iónica total será la suma de ambas:
6. por tanto: g = 20.
que será.38 = . KI + 2 KIO 3 + 6 H 2 O
2 Molar de yoduro. I . se realizan a partir de esta reacción. de manera que:
= 6.+ 6 H 2 O .
Donde vemos que cambian su número de oxidación el Manganeso y el Yodo Las disociaciones que tiene lugar en los ácidos bases y sales presentes en esta reacción son: H 2 SO 4 <= => 2 H + + SO 4 2 Kl <= => K + + l Las semirreacciones del oxidante y del reductor son: OXIDANTE: Mn O 2 REDUCTOR 2l
K 2 SO 4 <= => 2 K + + SO 4 2 Mn SO 4 <= => Mn 2 + + SO 4 2 -
+ 4 H + + 2 e .10 . la reacción iónica y la reacción total Calcule los gramos de yodo que se podrían obtener si partimos de 1 Kg del mineral pirolusita.9 =
1.—> Mn 2 + –> l
por lo que como el número de electrones ganados en la primera es el mismo que el de perdidos en la segunda las podemos sumar directamente.80 = 800 g de MnO 2 puro que van a reaccionar
.10 . nos queda:
MnO 2 + 2 KI + 2 H 2 SO 4 ---> K 2 SO 4 + Mn SO 4
+ l2 +2H2O
Los cálculos estequiométricos posteriores. al reductor.126. identificando las semirreacciones correspondientes al oxidante. sulfato de potasio y agua.El dióxido de manganeso y el yoduro de potasio reaccionan en presencia de ácido sulfúrico para dar yodo. hemos de obtener 10 .52 g de I 2
E-14 .I 2 + 12 OH .3 moles de I 2 = 6.+ 2 IO 3 . con lo que nos quedan:
Y trasladados estos coeficientes a la reacción original. Ajusta la reacción por el método del ion-electrón.0. vemos que para obtener 10 moles de ion yoduro se necesitan 6 moles de yodo (I 2 ).3 . ya ajustada:
1 mol = 87 g 800
2 KI +
2mol=196 g
1mol=174 g
Mn SO 4 +
1mol = 151 g
1mol=254g x
2mol=36g
2 mol=332 g
donde vamos a calcular previamente la cantidad de dióxido de manganeso puro que tenemos: el 80% de 1Kg: Gramos de MnO 2 ==> 1000.2.b) Si hemos de obtener 1 litro de disolución 10 .—> 10.2 moles de este ion. sulfato de manganeso(II). el cual contiene un 80% de dióxido de manganeso. por lo que teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción iónica: 6.
+ 10 H + + 4. y si la disolución del mismo tiene una concentración de
.6 g de I 2 que se obtendrán
E-15 . multiplicamos la segunda por 4 para que el número de electrones perdidos se iguale al de ganados en la semirreacción de reducción del oxidante. tendremos:
10 HNO 3 + 4.
X = 1.491 g de zinc metálico y se tratan.63 = 630 g X
4.4 = 757. sulfato de cromo(III). Teniendo en cuenta que en la reacción redox que se produce el ácido nítrico pasa a ion amonio. Nítrico y nitrato de zinc.Zn 2 + + NH 4 + + 3 H 2 O
Para escribir la reacción molecular tenemos que tener en cuenta que los cationes que aparecen en los productos de la reacción estarán combinados con el correspondiente anión.+ 10 H + + 8 e .65.18 g de HNO3.15 g/L:
L = 0. A) Escribir la ecuación redox correspondiente y ajustarla (los productos formados son sulfato de hierro(III). se transforma el cromo en
dicromato de sodio y se disuelve en agua.Zn 2 + + 8 e -
NO 3 . hasta
reacción total. B) ¿Cuantos gramos de sulfato de hierro(II) heptahidratado se necesitan para preparar 1 litro de disolución 0. sumándolas a continuación:.
4.—> NH 4 + + 3 H 2 O reductor: Zn —> Zn 2 + + 2 e Para ajustarlas.0 )
RESOLUCIÓN Con los datos que nos dan.6 g 0. Nítrico que se necesitará así como la cantidad de nitrato de zinc que se obtiene.6 g Y
NH 4 NO 3 +
1 mol= 80 g
1 mol= 18g
.Zn(NO 3 ) 2 + NH 4 NO 3 + 3 H 2 O. con lo que obtenemos la reacción iónica total NO 3 . la reacción iónica global y la reacción molecular total.15 g. valorándolo después con una disolución de sulfato de hierro(II). una vez acidulada con ácido sulfúrico. Calcule el volumen de la disolución de ác. que es la reacción molecular. ( Datos: Masas atómicas: Zn = 65.Para obtener nitrato de zinc (II) en el laboratorio se toman 0.0.Zn —> 4. y que el único que hay es el ion nitrato (NO 3 . la reacción que tiene lugar es: Y las semirreacciones correspondientes son: HNO 3 + Zn —> NH 4 + + Zn 2 +
oxidante: NO 3 .4 = 261.). Ajuste la reacción que tiene lugar por el método del ion-electrón y escriba las semirreacciones correspondientes al oxidante y al reductor. por lo que se formarán los correspondientes nitratos de amonio y de zinc. H = 1.4 M
.Zn(NO 3 ) 2 +
4 mol= 4.Zn —>
4 mol= 4.Zn —> 4. sulfato de sodio y agua). acudimos a la estequiometría de la reacción:
10 HNO 3 +
10 mol= 10.Así:
.0.4. con una disolución de ácido nítrico de concentración 3.189.Zn —> 4.L .
Y = 1.1 . N = 14.+ 10 H + + 8 e .Para determinar la cantidad de cromo que contiene un cierto mineral.
x = 2335.375 litros = 375 mL se necesitan
. así.—> NH 4 + + 3 H 2 O 4.422 g de Zn(NO 3 ) 2 se forman
E-16 . O = 16.
Para determinar las cantidades de ác.
4 M) y con ellos.FeSO 4 + 7.5 g del mineral y en la valoración se gastaron 50 mL de la disolución anterior de sulfato de hierro(II) 0.4 M) Teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción:
Y dado que cada mol de Na 2 Cr 2 O 7 contiene 2 átomos-gramo de cromo:
. y para ello hemos de tener en cuenta la reacción anterior. con lo que nos quedan:
Y trasladados estos coeficientes a la reacción original. y a partir de la fórmula de éste. determinar la cantidad de dicromato de sodio que había en la muestra.—> 2 Cr
2 Fe 2 + –> 2 Fe 3 + + 2 e -
por lo que para igualar el número de electrones ganados en la primera al de perdidos en la segunda. teniendo en cuenta la expresión de la Molaridad de una disolución: ==> .2 g de FeSO 4 . g SOLUTO = 11.Fe 2 (SO 4 ) 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + Na 2 SO 4 + 7. n = 0.H 2 O
b) FeSO 4 .7H 2 O: Pm = 278.7H 2 O se necesitan
c) Para determinar la riqueza del mineral. la molaridad referida a ésta será también 0.H 2 SO 4 => 3.
FeSO 4 gastado:
. ¿Cual es la riqueza en cromo del mineral? RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar es: Na 2 Cr 2 O 7 + FeSO 4 + H 2 SO 4 <===> Fe 2 (SO 4 ) 3 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + Na 2 SO 4 + H 2 O y los números de oxidación de todos los elementos que intervienen:
Donde vemos que cambian su número de oxidación el Cr y el Fe Las disociaciones que tiene lugar en los ácidos bases y sales presentes en esta reacción son: K 2 Cr 2 O 7<= => 2 K + + Cr 2 O 7 FeSO 4 <= => Fe 2 + + SO 4 2 H 2 SO 4 <= => 2 H + + SO 4 2 2-
Fe 2 ( SO 4 ) 3 <= => 2 Fe 3 + + 3 SO 4 2 Cr 2 ( SO 4 ) 3 <= => 2 Cr 3 + + 3 SO 4 2 Na 2 SO 4 <= => 2 Na + + SO 4 2 -
Las semirreacciones del oxidante y del reductor son: OXIDANTE: Cr 2 O 7 REDUCTOR
+ 14 H + + 6 e . multiplicamos ésta por 3.4 M. hemos de calcular la cantidad de cromo que había. calculando la cantidad de sulfato de hierro gastado (el que hay en esos 50 mL de la disolución 0.020 moles de FeSO 4 gastadas en la valoración
(La disolución se preparó disolviendo FeSO 4 . se calcula la cantidad de cromo que contiene. pero dado que cada mol de esta sal heptahidratada contiene también un mol de la sal anhidra.7H 2 O. y así. nos queda:
Na 2 Cr 2 O 7 + 6.C) Se ensayó una muestra de 1.
.42 d) 0.4 % RESOLUCIÓN
La reacción que tiene lugar.v : 0.0.KNO 3 + 2.42% d) Ninguno de ellos
3.0 c) 0. señale la respuesta correcta en las siguientes preguntas: 1. con los números de oxidación de cada elemento es:
Donde.005. bases y/o sales presentes en el proceso son: K MnO 4 <===> K + + MnO 4 KNO 3 <===> K + + NO 3 -
Y las semirreacciones que tienen lugar son OXIDANTE: MnO 4 . por lo que a partir de esta relación calculamos la cantidad de KNO 3 : X = 0.H 2 SO 4 —> 5.0 b) 85. Las disociaciones de los ácidos. por tanto: .05 Molar . teniendo en cuenta que ésta es: N = M.46 g de muestra y se diluyen en un litro de agua destilada y previamente acidulada con sulfúrico.K MnO 4 + 5. 0=16. multiplicamos ésta por 5.005 moles de KNO 2 = 0. que pasa de Mn 7 + a Mn 2 + y el N.0 d) Ninguna es correcta b) 42.13 % de cromo
E-17 . el nitrito pasa a nitrato y el permanganato a sal manganosa.—> Mn 2 + + 4 H 2 O REDUCTOR: NO 2 .002 moles de K MnO 4
De acuerdo con la estequiometría de la reacción. de impureza no reductora. n = 0.0 mL de la disolución de permanganato. Se sabe además que en esta valoración. con una
disolución valorada de permanganato potásico 0.. En la valoración se alcanza el punto de viraje cuando se han gastado 40. como podemos comprobar. De acuerdo con estos los datos.425 g KNO 2
. con lo que nos quedan:
Y trasladados estos coeficientes a la reacción original. nos queda:
2.Se desea valorar una muestra de nitrito potásico impuro.5 gramos.Y si la muestra del mineral pesaba 1. de donde: . M = 0.25 N. y la primera por 2. cambian su número de oxidación el Mn.85 =
0.0 2..H 2 O
La cantidad de permanganato utilizada se determina a partir de la expresión de la Molaridad.00. que pasa de N 3+ a N 5 + .0.+ H 2 O —> NO 3 .Los gramos de ácido sulfúrico que se necesitan son: a) 98.0 e H=1.0% c) 0.e por lo que para igualar el número de electrones ganados en la primera al de perdidos en la segunda.+ 2 H + + 2.MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3. S=32.5 .25 = M. K=39.0.+ 8 H + + 5 e . cada dos moles de K MnO 4 reaccionan con 5 moles de KNO 2 .El equivalente redox del nitrito potásico será: a) 85.5 c) 62.29
b) 42. su riqueza en cromo es:
23. se pesan 0. Se conocen también las masas atómicas siguientes: N=14. Para ello.El porcentaje de nitrito puro en la mezcla será: a) 92.KNO 2 + 3.
5 g/equivalente
Soluciones: 1) D . por tanto:
92. tendremos: =
42. se realizan a partir de esta reacción.La pureza de la muestra es.21 g X 3 I2 + 3 moles = 762 g 7 H2O 7 moles = 126 g
. multiplicamos ésta por 3.–> l 2 + 2 e por lo que para igualar el número de electrones ganados en la primera al de perdidos en la segunda.2 g 5g 6 KI + 6 moles = 996.003 moles de H 2 SO 4 = 0. y
la valencia en esta reacción redox es 2 (El nº de electrones que aparecen en su semirreacción. yodo y sulfato de cromo(III).—> 2 Cr
REDUCTOR 2 l .294 g H 2SO 4
El peso equivalente o equivalente gramo es:
y en el caso del KNO 2 cuya masa molecular es 85. b) ¿Cuántos gramos de sulfato de cromo(III) podrán obtenerse a partir de 5 g de dicromato de potasio si el rendimiento de la reacción es del 60 %? RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar es:
Donde vemos que cambian su número de oxidación el Cr y el l Las disociaciones que tiene lugar en los ácidos bases y sales presentes en esta reacción son: K 2 Cr 2 O 7<= => 2 K + + Cr 2 O 7 Kl <= => K + + l 2-
Las semirreacciones del oxidante y del reductor son: OXIDANTE: Cr 2 O 7
+ 14 H + + 6 e .98 =
0.6 g 7 H 2 SO 4 7 moles = 686. ya ajustada: K 2 Cr 2 O 7 + 1 mol = 294. indicando el oxidante y el reductor. por lo que a partir de esta relación calculamos la cantidad de KNO 3 : X = 0. en la que cada dos moles de K MnO 4 reaccionan con 3 moles de H 2 SO 4 .39% de riqueza en KNO 2
La cantidad de ácido sulfúrico que se necesita se calcula a partir de la estequiometría de la reacción. 3) A
E-18 . 2) B .07 g –-> 4 K 2 SO 4 + 4 moles = 697. con lo que nos quedan:
Y trasladados estos coeficientes a la reacción original.003. a) Ajuste la reacción por el método del ión-electrón.El dicromato de potasio oxida al yoduro de potasio en medio ácido sulfúrico produciéndose sulfato
de potasio. nos queda:
K 2 Cr 2 O 7 + 6 KI + 7 H 2 SO 4 ---> 4 K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4 ) 3 + 3 l 2 + 7 H 2 O
Los cálculos estequiométricos posteriores.08 g Cr 2 (SO 4) 3 + 1 mol = 392.
la única que se disocia es el HNO 3 <===> NO 3 Y las semirreacciones correspondientes son:
oxidante: NO 3 .procedentes de la disociación del KMnO 4.NO 3 .118.7.----------------------------------Reacción iónica total: 4.H 2 O y la reacción completa es:
4.00 g de Cr 2 (SO 4) 3 se obtendrán
E-19 .H + + 12. a) Escribir la ecuación ajustada de esta reacción.HNO 3 + Cantidades estequiométricas Cantidades reaccionantes 4 mol 3.
RESOLUCIÓN Con los datos que nos dan. (Pesos atómicos: N= 14.Sn —> 3.NO + 4 mol 2.SnO 2 + 3 mol = 3. la reacción que tiene lugar es: HNO 3 + Sn —> SnO 2 + NO De todas las sustancias presentes.H 2 O 2 mol
= 300. H= 1).H + + 3. multiplicamos la segunda por 3 y la primera por 4 para que el número de electrones perdidos se iguale al de ganados en la semirreacción de reducción del oxidante.67 g de Cr 2 (SO 4) 3 se obtendrían si la reacción fuera completa.1 g X 3.NO + 2. sumándolas a continuación:.SnO 2 + 4.+ 4 H + + 3 e . con lo que obtenemos la reacción iónica total 4.NO + 2.7 g = 356.H 2 O —> 3.+ 4.—> NO + 2 H 2 O reductor: Sn + 2 H 2 O —> SnO 2 + 4 H + + 4 e Para ajustarlas.SnO 2 + 4.NO 3 . el estaño se oxida a dióxido de estaño (SnO2) y se desprende óxido de nitrógeno (II) (NO).7 g = 452. Averiguar cual es la molaridad de esta disolución (DATOS: Masa atómica del hierro = 55. por el método del ion-electrón.NO + 8. hallar el porcentaje de estaño en la aleación.+ 16.de donde:
= 6. y así: 4.HNO 3 + 3.e .SnO 2 + 12.150.—> 4.Sn + 6.
Como nos indican que se tenía 1 Kg de muestra.1 g 382 g 4. la riqueza en estaño de la misma es:
30.Al reaccionar estaño (Sn) con ácido nítrico (HNO3). O= 16.88 g de Sn había en la muestra inicial.H + + 12.
Puesto que nos indican que el rendimiento de la reacción es del 60%. b) Si el estaño forma parte de una aleación y de 1 kg de la misma se obtienen 0.12 mL.09% de riqueza en Sn
E-20 . y es: =
4.847) RESOLUCIÓN La reacción tiene lugar entre los iones Fe 2 + y los iones MnO 4 . solamente se obtendrá el 60% de esa cantidad teórica estequiométrica.Sn —> 3 mol = 3.H 2 O
Para calcular la cantidad de estaño que había en la muestra hemos de acudir a la estequiometría de la reacción sabiendo que se obtienen 382 g de dióxido de estaño. Por lo
.H 2 O 3. Sn= 118.e ------------------------------------.Un trozo de alambre de hierro(II) de 0.Sn —>
3.0784 g se oxida a Fe 3 + ( ac ) mediante una disolución de
permanganato de potasio en medio ácido gastándose para ello 13.382 kg de dióxido de estaño.
indicando cual es la especie oxidante y cual es la especie reductora.Fe 2 + + MnO 4 .847 g 0. b) ¿Qué cantidad de dióxido de carbono se obtendrá suponiendo que se produce una emisión de monóxido de carbono de 0. su
Molaridad es:
0.32 g de CO 2 se obtienen
E-22 .El monóxido de carbono y el monóxido de nitrógeno presentes en las emisiones de los automóviles
pueden reaccionar entre sí produciendo nitrógeno gaseoso y dióxido de carbono.
entre otros productos. en medio ácido sulfúrico.+ 8H + —> 5 Fe 3 + + Mn 2 + + 4 H 2 O y ya con la reacción ajustada.44= 88 g X
1.30= 60 g
1 mol = 28 g
2 mol=2.que vamos a justar esta reacción por el método del ion-electrón:
y al sumar las dos últimas.
vamos a calcular las cantidades estequiométricas que reaccionan. Para calcular la cantidad de CO 2 obtenida.84 gramos? RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar.4 moles de MnO 4 . es la concentración de la disolución de KMnO 4
E-21 .+ 1 mol x moles 8H + 8 mol —> 5 Fe 3 + + 5 mol Mn 2 + + 1 mol 4 H2O 4 mol
2.0214 Molar. b.80.Fe 2 + + 5 mol = 5.28= 56 g 0. en la cual el Nitrógeno actúa como oxidante (pasa de tener nº de oxidación 2+ a 0). RESOLUCIÓN La reacción. es: 2CO + 2NO –> N 2 + 2CO 2 .84 g
2 mol=2. a. Escriba y ajuste la reacción por el método del ión-electrón. c. A) Escribir y ajustar la reacción que tiene lugar identificando el oxidante y el reductor. teniendo en cuenta que conocemos los gramos de Fe 2 +: 5. azufre elemental y sulfato de manganeso(II). dando. ya ajustada.10 .El permanganato potásico reacciona con el sulfuro de hidrógeno. mientras que actúa como reductor el Carbono. con los números de oxidación de cada elemento es:
. Suponiendo que la reacción es total. obtenemos la reacción global:
5. Indique las especies que se oxidan o se reducen.y como conocemos el volumen de esta disolución. calcule los gramos de K MnO 4 que habrá que utilizar para obtener 4 g de azufre elemental. hemos de tener presente la estequiometría de la reacción:
2CO +
2 mol=2.0784 g MnO 4 . que pasa de tener nº de oxidación 2+ a tener 4+.55.
H + para ajustar el Hidrógeno y electrones para ajustar las cargas.MnSO 4 + 2 mol K 2 SO 4 + 1 mol 8.Donde. como del H 2 SO 4 . la cual ajustada queda: .MnSO 4
+ K 2 SO 4 + 8 H 2 O
Para calcular la cantidad de K MnO 4 necesaria para obtener 4 g de azufre. en la cual solamente hay que ajustar.88 g de K MnO 4 se necesitan
E-23 . así la reacción completa ajustada es:
2. ) Qué peso de dicromato potásico será necesario para la oxidación completa de 100 g de sulfuro de hidrógeno en esta reacción? RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar es:
K 2 Cr 2 O 7 + H 2 S + H 2 SO 4 —> Cr 2 (SO 4 ) 3 + S + H 2 O
Las semirreacciones del oxidante y reductor son: . cambian su número de oxidación el Mn. siendo la valencia v = 2 : el número de
17. que los 16 H + proceden tanto del H 2 S. siendo la valencia v = 6 : el número de electrones intercambiados en su reacción de reducción Por tanto el Peso equivalente del oxidante (K 2 Cr 2 O 7 ) será: . bases y sales) . para dar sulfato crómico y azufre.K MnO 4 + 2mol = 2. que pasa de Mn 7 + a Mn 2 + y el S.0
.07 g 4g 2.H 2 S + 5 mol 3.
.04 g X 5. tras lo cual se suman ambas para obtener la reacción iónica total:
y estos coeficientes se llevan ya a la reacción completa. el número de átomos de aquellos elementos que no intervienen en la reacción redox: S y K.K Mn O 4 + 5. al disociar los diferentes reactivos y productos disociables (ácidos.Determinar el peso equivalente de los agentes redox de la reacción entre el dicromato potásico y el
sulfuro de hidrógeno.Oxidante: . y se escogen los iones en los cuales se encuentren. hemos de tener en cuenta la estequiometría de la reacción: 2.H 2 SO 4 ----> 5. además.S + 5 mol = 5. escribiendo las correspondientes semirreacciones y se ajustan. tenemos: K Mn O 4 <===> K + + MnO 4 H 2 S <===> 2.
.H 2 S + 3.158. teniendo en cuenta.S + 2.a Sº .H 2SO 4 3 mol –> 5. que dándonos:
Para igualar el número de electrones ganados al de perdidos. si es necesario.Reductor: .H 2 O 8 mol
7.32. en presencia de ácido sulfúrico.H + + S 2 H 2 SO 4 <===> 2 H + + SO 4 2 MnSO 4 <===> Mn 2 + + SO 4 2 K 2 SO 4 <===> 2 K + + SO 4 2 Donde. como podemos comprobar. añadiendo H 2 O para ajustar el oxígeno. la cual ajustada queda: electrones intercambiados en su reacción de reducción Por tanto el Peso equivalente del reductor (H 2 S ) será:
. que pasa de S 2 . debe multiplicarse la primera semirreacción por 2 y la segunda semirreacción por 5.
y la segunda por 2.ml-l. RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar es: Donde vemos que cambian su número de oxidación el Manganeso y el Yodo Las disociaciones que tiene lugar en los ácidos bases y sales presentes en esta reacción son: K Mn O 4 <= => K + + Mn O 4 Kl <= => K + + l Las semirreacciones del oxidante y del reductor son: REDUCTOR 2. yodo (I2) y óxido de manganeso (IV) a) Ajuste la ecuación iónica y molecular por el método del ión-electrón.
obteniéndose como productos.==> Mn O 4 . en la cual hay un 5% de
= 8.–> 3. pero como el proceso tiene lugar en medio básico.MnO 2
+ 3.87 g X
3. por lo que con ellos no es necesario ajustar la reacción.H 2 O + 6 e .MnO 2 + 8 OH -------------------------. que es la reacción iónica
La reacción molecular total se obtiene de sustituir los coeficientes en ella. b) Calcule la cantidad de óxido de manganeso(IV) que se obtendría al reaccionar completamente 150 mL de una disolución de permanganato de potasio al 5 % en masa con densidad 1. teniendo en cuenta que el permanganato de potasio se encuentra en forma de una disolución: 150 mL al 5% y d = 1.H 2 O + 3 e . Una vez ajustada la reacción.10 g.+ 4 H 2 O —> 2.Mn O 4 . tenemos que: =
288.KMn O 4 +
2 mol = 2.+ 2. m = 165 g de disolución.+ 4.KMn O 4 + 6. MnO 2 + 3.158 g 8.I 2 + 8 KOH (*)
(*) En realidad esta reacción se produce en medio neutro.Mn O 4 .Kl + 4 H 2 O —> 2.–> MnO 2 + + 4 OH por lo que para igualar el número de electrones ganados en la primera al de perdidos en la segunda.H + + 3 e .–> 2.. realizaríamos los cálculos estequiométricos con las cantidades que nos dan.–> MnO 2 + 2.I 2 + 8 OH . con lo que nos quedan: REDUCTOR 6.Si hemos determinado el peso equivalente.+ 6.+ 4. con los que se formará agua. quedandonos:
2.+ 4.H 2 O .l .+ 4. en disolución básica.+ 4 OH . vamos a suponer que se trata del hidróxido de potasio.2 g de K 2 Cr 2 O 7
E-24 . hemos de eliminar todos los H + para lo cual le añadimos a cada miembro de esta última tantos OH .Kl +
2.25 g de KmnO 4 que reaccionan
2.------------------. simplificando a continuación la reacción resultante: Mn O 4 .l .Kl +
6.—> MnO 2 + 2. pero dado que no conocemos la base.–> I 2 + 2 e OXIDANTE: Mn O 4 .I 2 +
.–> MnO 2 + 2.I 2 + 6 e OXIDANTE 2. hemos de tener en cuenta que este peso equivalente representa las cantidades que se combinan.H 2 O + 4 OH . MnO 2 +
2 mol = 2.H 2 O + 4 OH .l .----------------------------
2.==> Mn O 4 . Así.El permanganato potásico (KMnO4) reacciona con el ioduro potásico (KI).H 2 O + 3 e .H + + 3 e .como H + haya. multiplicamos la primera por 3.10 g/mL ==> permanganato de potasio ==> => .25 g
6. ya que en los reactivos no hay ningún ácido ni base.
se añaden H + en el miembro donde se necesite Hidrógeno y electrones para ajustar las cargas.de donde:
4.e BrO 3 .K + + MnO 4 3 KBr <===> K + + Br -
de ahí tomamos los iones y/o compuestos en los cuales se encuentran los elementos que modifican su nº de oxidación para escribir las correspondientes semirreacciones.MnO 2 + 12.+ 6.OH MnO 2 + 2 H 2 O + 4.H 2 O + 6.+ 3.OH -—> Br .OH .+ (4.H 2 O + 3.+ 6. se añade a cada miembro de cada reacción tantos OH .H ++6.e Y estas dos últimas son las semirreacciones que tienen lugar.H + + 6 e .+ 3.—> Br . bases y sales que intervienen en el proceso son: Na BrO 3 <===> Na + + BrO 3 KOH <===> K + + OH K 2 MnO 4 <===> 2.MnO 2 + 12.OH -—>MnO 4 2 .H 2 O+ 6 e .MnO 4 2 .+ 3.MnO 4 2 . b) Si el rendimiento de la reacción es del 75 %.añadidos.—> Br .e .—> Br .+ 6.OH 3.OH . que son: BrO 3 .OH -—> —> Br .+ 3.obtenemos la reacción iónica correspondiente:
BrO 3 .+ 2 H 2 O + 2.MnO 2 + 6. a) Ajuste la ecuación iónica por el método del ión-electrón y determine la ecuación molecular.como H + existan en la reacción.La reacción del dióxido de manganeso (MnO2) con bromato sódico (NaBrO3) en presencia de
hidróxido potásico.+ 3.+ 6. con lo que nos quedan: BrO 3 . da como productos manganato potásico (K 2 MnO 4).+ 4.+ (6. la cual se simplifica si es posible: BrO 3 .OH -) + 2.25 g de K 2 MnO 4 hemos de obtener.H 2 O y por tanto la ecuación molecular será: NaBrO 3 + 3.H 2 O + 6.K 2 MnO 4 + 3.1 M de manganato potásico.+ 3.+ 3.=> BrO 3 .OH -—> MnO 4 2 .H 2 O
y al simplificar el H 2 O y los iones OH . bromuro sódico y agua. g = 8.MnO 4 2 . se formará agua.MnO 2 + 6.H 2 O
b) La cantidad de K 2 MnO 4 (Pm = 165) a obtener la determinamos a partir de la expresión de la Molaridad: . calcule los gramos de dióxido de manganeso necesarios para obtener 500 ml de una disolución 0. La cantidad de MnO 2 necesaria se determina a partir de la estequiometría de la reacción:
.—> Br .H ++4. de esta forma. por lo que multiplicamos la segunda por 3 para que el nº de electrones ganados y perdidos sea el mismo.H 2 O MnO 2 + 2 H 2 O —> MnO 4 2 .—> Br MnO 2 —> MnO 4 2 -
Ajuntamos estas semirreacciones añadiendo H 2 O donde se necesite oxígeno.H + + 2.OH -) + 6 e .OH -—> 3. con los H + que tenemos y los OH .+ 3.+ 6. después.=> MnO 2 + 4.e Pero dado que la reacción tiene lugar el medio básico.54 g de MnO 2 se obtendrán
E-25 .+ 6.KOH —> KBr + 3.+ 3. RESOLUCIÓN Escribimos la reacción determinando los números de oxidación de todos los elementos que forman parte de los compuestos que intervienen en la reacción para determinar cuales son los que cambian:
donde vemos que cambian su número de oxidación el Bromo (pasa de 5+ a 1-) y el Mn( pasa de 4+ a 6+) Los equilibrios de disociación de los ácidos.H 2 O+ 6 e . y finalmente las sumamos: BrO 3 .
MnO 2 + 3mol= 3. el número de átomos de aquellos elementos que no intervienen en la reacción redox: Cl y K.Cl H Cl <===> H + + Cl 2 2-
En este caso ya nos indican el estado de oxidación de los iones que quedan en los productos: Cr 3 + y Fe 3 + Donde. teniendo que determinar previamente la cantidad de K 2 Cr 2 O 7 que reacciona de la cual conocemos tanto su concentración como su volumen. se llevan estos coeficientes a la misma.FeCl 3
+ 2. se reduce a cromo(III). necesitaríamos :
5. como podemos comprobar. K 2 Cr 2 O 7. teniendo en cuenta. RESOLUCIÓN La reacción. bases y sales) .FeCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + 14 H Cl ----> 6.25 g
pero como el rendimiento de la reacción es del 75%. con los números de oxidación de cada elemento es:
Donde.47 g de K 2 Cr 2 O 7
. El catión hierro(II)) se oxida a hierro (III) mientras que el anión dicromato. por lo que en esta reacción solamente hay que ajustar.35 g =
1mol= 3. cambian su número de oxidación el Cr.165 g 8. que dándonos:
Para igualar el número de electrones ganados al de perdidos. que los 14 H + proceden del H Cl. b. Para escribir la reacción total. Escriba ajustadas las semirreacciones de oxidación y de reducción. reacciona con 50 mL de una disolución de dicromato
potásico. escribiendo las correspondientes semirreacciones y se ajustan.H 2 O 1 mol x = 4. añadiendo H 2 O para ajustar el oxígeno. tenemos: K 2 Cr 2 O 7 <===> 2 K + + Cr 2 O 7 FeCl 2 <===> Fe 2 + + 2. Calcule la masa de FeCl 2 que ha reaccionado. de concentración 0. a. la reacción iónica global y la reacción molecular.K 2 MnO
3.KOH —> 6 mol
KBr + 1 mol
3.87 g X
6.NaBrO 3 + 1 mol
3. y teniendo en cuenta que nos sobran iones cloruro.Una disolución de cloruro de hierro(ll)). tras lo cual se suman ambas para obtener la reacción iónica total:
que es la reacción iónica que tiene lugar. además. FeCl 2. por lo que la reacción completa ajustada es:
6.KCl + 7 H 2 O
b) Para determinar la masa de FeCl 2 que ha reaccionado tenemos que tener en cuenta la estequiometría de la reacción. si es necesario. que pasa de Fe 2 + a Fe 3 + . y se escogen los iones en los cuales se encuentren. en medio ácido clorhídrico. H + para ajustar el Hidrógeno y electrones para ajustar las cargas. que pasa desde Cr 6 + a Cr 3 + y el Fe. éstos estarán combinados con los iones Fe(III) y Cr(III) para dar los correspondientes cloruros. y que es:
==> g SOLUTO = 1. debe multiplicarse la segunda semirreacción por 6. al disociar los diferentes reactivos y productos disociables (ácidos.1 M.CrCl 3 + 2.8 g de MnO 2
E-26 .
FeCl 2 + 6 mol = 6.FeCl 3 +
2.6.81 g de FeCl 2 reaccionarán
.CrCl 3 +
2.127 g x
K 2 Cr 2 O 7 + 1 mol = 294 g 1.KCl +
14 H Cl
actuará como oxidante el que tenga mayor potencial de reducción. por tanto. RESOLUCIÓN Teniendo en cuenta los potenciales normales de reducción de los pares presentes.+ H 3 AsO 4 —> I 2 + H AsO 2 La cual expresada en forma iónica.54 V. ¿Cual sera el potencial de dicha pila cuando la concentración del yodato sea 1.19 V.19 . B) Si el proceso tiene lugar en una pila galvánica. al disociar ambos ácidos.+ 12 H + + 10 e . ¿Se produce en realidad esta reacción o tiene lugar la inversa? Escribe y ajusta la reacción iónica que tenga lugar por el método del ion electrón.—> I 2 + AsO 2
y las semirreacciones son:
.—> I 2 + 6 H 2 O 10 I —> 5 I 2 + 10 e -
La reacción iónica obtenida es:
IO 3 .0.= + 0.+ 12 H + + 10 e .
A) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón.Grupo F: REDOX + ELECTROQUÍMICA
F-01 ./ I 2 ) . .Eº ( I 2 / I .54 v
I .En medio ácido y en las condiciones estándar el anión yoduro se oxida a diyodo (I 2 ) por medio del
tetraoxoarseniato(V) de hidrógeno. Eº = Eº (IO 3 . RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar es:
KIO 3 + KI + H + —> I 2 en la cual se disocian las dos sales:
KIO 3 <==> K + + IO 3 -
y KI <===> K intervienen en la reacción: Yodato ( IO 3 ) y yoduro (I
en las cuales están los iones que
Las dos semirreacciones que tienen lugar son: IO 3 .) Así: E = 1.56 v . pero dado que las concentraciones de las especies son 1 M./I 2 ) ./ I 2 (en medio ácido) = + 1. se debe utilizar la ecuación de Nernst. identificando el oxidante y el reductor y calcule el potencial normal del sistema DATOS: Potenciales normales: H 3 AsO 4 /HAsO 2 = + 0.
(*) Para calcular el potencial de la pila.+ AsO 4 3 .0 M? Datos: Potenciales estándar de reducción: IO 3 .56 v. la reacción que tiene lugar es: I .65 v
El potencial normal (*) de esta pila será: Eº = Eº (IO 3 . pero no nos ofrecen el dato de [H + ] el cual debería ser.0 M y la del yoduro 1. que en este caso es el par H 3 AsO 4 /HAsO 2 = + 0. nos quedará: I 2 /I .65 v .= + 0. el cual se reduce a ácido dioxoarsénico(III). I 2 /I .El yodato potásico y el yoduro potásico reaccionan en medio ácido obteniendose yodo (I 2 ).—> I 2 + 6 H 2 O 2 I—> I 2 + 2 e Para ajustar el nº de electrones.54 = 0. en la ecuación de Nernst (Tanto el I 2 como el H 2 O no intervienen en la expresión del cociente de reacción )
Con los datos que nos ofrecen cabe suponer que se quiere referir al potencial normal (Eº). al igual que con las otras especies 1 Molar
F-02 .+ 12 H + + 10 I -
—> 6 I 2 + 6 H 2 O E = 0. multiplicamos la 2ª por 5 y las sumamos IO 3 ./I 2 ) + Eº ( I .
I .) = 0.0.+ 4 H + + 2.I .—> I 2 + AsO 2 .—> I 2 + 2.+ 2 H 2 O
Por lo que la reacción iónica global será:
Por su parte.+ 4 H + + 2.—> AsO 2 .e AsO 4 3 .e .+ 2 H 2 O 2.Eº(I 2
/I . el potencial normal del sistema es:
Eº(H 3 AsO 4 /HAsO 2 ) .56 .54 =
+ 0.02 v
.OXIDANTE: REDUCTOR:
AsO 4 3 .
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