QuímicaLab - Oxidación-Reducción

Producimos gas cloro haciendo reaccionar cloruro de hidrógeno con heptaoxodicromato (VI) de potasio, produciéndose la siguiente reacción: K₂Cr₂O₇ + HCl ⇌ KCl + CrCl₃ + Cl₂ + H₂O a) Ajustar la reacción por el método del ion electrón. b) Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción. ¿Cuál es el oxidante y cuál es el reductor? ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce? c) Calcular los moles y el volumen de Cl₂ en C.N. que se producirá si se atacan totalmente 18.25 g de HCl. Datos: Cl: 35.5 g/mol H:1 g/mol.

SOLUCIÓN

Una vez formulada, hay que determinar los números de oxidación:

$\fn_cm \small K_2Cr_2O_7 + HCl \rightarrow KCl +CrCl_3 +Cl_2+H_2O$

$\fn_cm \small K^+ \ -\ Cr^{+6} \ -\ O^{2-} \ -\ H^+ \ - Cl^- \rightarrow K^+ \ - \ Cr^{+3} \ - \ Cl^{-} \ -\ \ Cl^0 \ - \ H^+\ - \ O^{2-}$

Después tenemos que reconocer qué elementos se oxidan y cuáles se reducen, escribiendo las semireacciones sin electrones.

El Cr⁺⁶ pasa a Cr⁺³ reduciéndose y el Cl^– pasa Cl₂, oxidándose.

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}\rightarrow 2Cr^{+3} \ \ \ reducci\acute on$

$\fn_cm \small 2Cl^{-}\rightarrow Cl_2 \ \ \ oxidaci\acute on$

Igualamos en las semireacciones los átomos de oxígeno añadiendo agua:

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}\rightarrow 2Cr^{+3} + 7H_2O$

$\fn_cm \small \fn_cm \small 2Cl^{-1}\rightarrow Cl_2^0$

Igualamos el hidrógeno añadiendo el H⁺ que sea necesario:

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}+ 14H^+\rightarrow 2Cr^{+3} + 7H_2O$

$\fn_cm \small \fn_cm \small 2Cl^{-1}\rightarrow Cl_2^0$

A continuación ajustamos las semireacciones electrónicamente añadiendo los electrones necesarios para que haya el mismo número de cargas en los dos lados:

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}+ 14H^++6e^-\rightarrow 2Cr^{+3} + 7H_2O$

$\fn_cm \small 2Cl^{-1}\rightarrow Cl_2^0+2e^-$

Multiplicamos las semireacciones por un número tal que iguale en ambas el número de electrones en juego:

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}+ 14H^++6e^-\rightarrow 2Cr^{+3} + 7H_2O$

$\fn_cm \small 6Cl^-\rightarrow 3Cl_2+6e^-$

Sumamos las dos semireacciones obteniendo la ecuación total:

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}+ 14H^++6Cl^-\rightarrow 2Cr^{+3} + 3Cl_2+7H_2O$

Convertimos en especies moleculares:

$\fn_cm \small K_2Cr_2O_7 + 8H^+ + 6HCl \rightarrow 2CrCl_3 +3Cl_2+7H_2O$

Para ajustar el potasio añadimos dos moléculas de KCl:

$\fn_cm \small K_2Cr_2O_7 + 8H^+ + 6HCl \rightarrow 2CrCl_3 +2KCl+3Cl_2+7H_2O$

Para ajustar los cloros faltan ocho cloros en el lado izquierdo:

$\fn_cm \small K_2Cr_2O_7 + 8HCl+ 6HCl \rightarrow 2CrCl_3 +2KCl+3Cl_2+7H_2O$

Reacción total:

$\fn_cm \small K_2Cr_2O_7 + 14HCl \rightarrow 2CrCl_3 +2KCl+3Cl_2+7H_2O$

Semireacción de oxidación:

$\fn_cm \small 2Cl^{-1}\rightarrow Cl_2^0+2e^-$

Semireacción de reducción:

$\fn_cm \small Cr_2O_7^{2-}\rightarrow 2Cr^{+3}$

Oxidante: K₂Cr₂O₇ Reductor: HCl

$\fn_cm \small K_2Cr_2O_7 + 14HCl \rightarrow 2CrCl_3 +2KCl+3Cl_2+7H_2O$

$\fn_cm \small n_{HCl}=\frac{18,25 \ g \ HCl}{36,5 \ g/mol}=0,5 \ moles \ HCl$

$\fn_cm \small n_{Cl_2}=0,5 \ moles \ de \ HCl\cdot \frac{3 \ moles \ Cl_2}{14 \ moles \ HCl}= 0,107 \ moles \ de \ Cl_2$

Aplicando la ecuación de los gases ideales:

$\fn_cm \small PV=nRT\Rightarrow V=\frac{nRT}{P}$

$\fn_cm \small V_{Cl_2}=\frac{0,107\ moles \cdot 0,082 \ \frac{atm\cdot L}{mol\cdot K}\cdot 273K}{1\ atm}=2,39 \ L \ de \ Cl_2$

¿Qué volumen de cloro se obtiene (medidos a 27°C y 670 mmHg) al realizar una electrólisis de una disolución de NaCl haciendo pasar una corriente de 200 A durante 12 horas?

SOLUCIÓN

La reacción del cloro es:

$\fn_cm \small 2Cl^-\rightarrow Cl_2+2e^-$

Aplicando la ley de Faraday:

$\fn_cm \small m(g)=\frac{I\cdot t\cdot M_r}{n\cdot F}$

$\fn_cm \small m_{Cl_2}(g)= \frac{200 \ A\cdot 12\ horas\cdot 3600s/hora \cdot 71 \ g/mol}{2\cdot 96500C}=3178,45 \ g$

$\fn_cm \small V=\frac{mRT}{M_r P}=\frac{3178,45 g\cdot 0,082\cdot \frac{atm\cdot L}{mol\cdot K}\cdot 300K} {71g/mol\cdot 670 \ mm \ Hg \cdot \frac{1 \ atm}{760 \ mmHg}}=1249 \ L$

Una pila consta de una semicelda que contiene una barra de Ag sumergida en una disolución 1M de Ag y otra que contiene una barra de Zn sumergida en una disolución 1M de Zn. Ambas están unidas por un puente salino.

a) Escribe las reacciones que tienen lugar en el cátodo, en el ánodo y la reacción global de la pila.

b) Escribe la notación de la pila y calcula el potencial estándar.

c) Dibuja un esquema identificando cada uno de los elementos de la pila y la dirección del flujo de electrones. ¿Para qué se necesita el puente salino? Datos: E^o [Zn²⁺/Zn(s)] = -0,76 V; E^o (Ag⁺/Ag) = + 0,80.

SOLUCIÓN

a) Las reacciones espontáneas serán:

$\fn_cm \small Ag^+ + 1e^-\rightarrow Ag^0 \ \ \ reducci\acute on, c\acute atodo$

$\fn_cm \small Zn^0 \rightarrow Zn^{2+} + 2e^- \ \ \ \acute anodo$

Reacción global:

$\fn_cm \small 2Ag^++Zn^0\rightarrow 2Ag^0+Zn^{2+}$

b) La pila será:

$\fn_cm \small Zn^0 \ |\ Zn^{2+}[1\ M]\ || \ Ag^+[1 \ M]\ |\ Ag^0$

El potencial estándar será:

$\fn_cm \small E^0=E^0(Ag^+/Ag)-(-E^0(Zn^{2+}/Zn^0))=0,80-(-0,76)= +1,56 \ V$

c) El puente salino se necesita para que el flujo de aniones y cationes complete la circulación del circuito.

Ajustes redox

Ajustar la siguiente ecuación por el método del ión-electrón, detallando los pasos correspondientes: KMnO₄ + K₂SO₃ + HCl ⇌ MnO₂ + K₂SO₄ + KCl + H₂O
Ajustar la siguiente ecuación por el método del ión-electrón, detallando los pasos correspondientes: K₂Cr₂O₇ + HI + H₂SO₄ ⇌ K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + I₂ + H₂O
Ajusta la siguiente ecuación por el método del ión-electrón, detallando los pasos correspondientes: P + HNO₃ + H₂O ⇌ H₃PO₄ + NO
Ajusta la siguiente ecuación por el método del ión-electrón en medio ácido, detallando los pasos correspondientes: H₂S + NaMnO₄ + HBr ⇌ S + NaBr + MnBr₃ + H₂O
Ajusta por el método del ión-electrón, la siguiente reacción: NaNO₂ + NaMnO₄ + H₂SO₄ ⇌ MnSO₄ + NaNO₃ + Na₂SO₄ + H₂O a)¿Cuál es la especie oxidante y cuál es la reductora? ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce? b) Ajusta la reacción iónica y la reacción global. c) Nombra los siguientes compuestos de la reacción anterior: NaNO₂ ; NaMnO₄ ; MnSO₄ ; NaNO₃
Ajusta por el método del ión-electrón, la siguiente reacción: K₂Cr₂O₇ + SnCl₂ + HCl ⇌ SnCl₄ + CrCl₃ + H₂O + KCl a) ¿Cuál es la especie oxidante y cuál es la reductora? ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce? b) Ajusta la reacción iónica y la reacción global. c) Nombra los siguientes compuestos de la reacción anterior: K₂Cr₂O₇ ; SnCl₂ ; SnCl₄ ; CrCl₃
Ajusta por el método del ión-electrón, la siguiente reacción: K₂Cr₂O₇ + HCl ⇌ CrCl₃ + Cl₂ + KCl + H₂O a) ¿Cuál es la especie oxidante y cuál es la reductora? ¿Qué especie se oxida y cuál se reduce? b) Ajusta la reacción iónica y la reacción global. c) Nombra los compuestos K₂Cr₂O₇, HCl, CrCl₃ y KCl
Ajusta por el método del ión-electrón en medio básico, la siguiente reacción: Cr₂(SO₄)₃ + KClO₃ + KOH ⇌ K₂CrO₄ + KCl + K₂SO₄ + H₂O
Ajusta por el método del ión-electrón en medio básico, la siguiente reacción: NaNO₂ + NaMnO₄ + H₂O ⇌ MnO₂ + NaNO₃ + NaOH

Cuestiones redox

En la reacción siguiente: K₂Cr₂O₇ + H₂S + HCl ⇌ CrCl₃ + S + KCl + H₂O a) Deduce razonadamente cuál es la sustancia oxidante y la reductora, la que se oxida y la que se reduce. b) Escribe y ajusta las semirreacciones de oxidación-reducción. c) Escribe y ajusta la reacción global. d) Calcula cuánto azufre se produce si reaccionan 51 g de H₂S. a) La sustancia oxidante es el Cr₂O₇^2-, que pasa de numero de oxidación +6 a +3, reduciéndose. La sustancia reductora es el S^2-, que se oxida a S⁰ . b) Las semirreacciones son: Cr₂O₇^2-^–+ 6e^– → 2Cr⁺³ + 7 H₂O S²^–→ S⁰ + 2e^–
Una disolución 0,01 M de iones Ag⁺se mezcla con un volumen igual de una disolución 2 M de iones Cu⁺², en presencia de una varilla de cobre metálico. Justifique si será espontánea la reacción: 2Ag⁺ (aq) + Cu(s) → 2Ag(s) + Cu⁺² Potenciales normales: Ag⁺ (aq)/Ag(s) = +0,80 V; Cu²⁺ (aq)/Cu(s) = +0,34 V Resultado: Es espontánea, ya que E⁰ = +0.46V
Explíquese el comportamiento del cinc, el cobre y el oro ante el HCl Potenciales normales de reducción: Zn²⁺/Zn = -0.763 V Cu⁺²/Cu = 0.337 V Au³⁺/Au = 1.50 V Resultado: El cinc es oxidado por el ácido. Los otros dos no reaccionan.
Justifica razonadamente si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones. En la reacción: 2 AgNO₃(ac) + Fe (s) ⇌ Fe(NO₃)₂(ac) + 2Ag (s). a) Los cationes Ag⁺ actúan como reductores; b) Los aniones NO^3-actúan como oxidantes; c) El Fe(s) es el oxidante; d) El Fe(s) se ha oxidado a Fe²⁺ e) Los cationes Ag⁺ se han reducido a Ag(s).

Cálculos estequiométricos en reacciones redox

El heptaoxodicromato (VI) de dipotasio oxida al yoduro de sodio en medio ácido y se origina tetraoxosulfato(VI) de sodio, tetraoxosulfato (VI) de cromo (III) y yodo. ¿De qué molaridad será una disolución de yoduro sódico, sabiendo que 30 ml de la misma necesitan para su oxidación 60 ml de una disolución que contiene 8.83 g/l de heptaoxodicromato (VI) de dipotasio? Resultado: 0.36 M
Calcula el peso de plata que se deposita en el cátodo y la concentración del ion plata que queda en la disolución, una vez finalizada la electrólisis de 1 litro de nitrato de plata 0.2 M, si se ha hecho pasar a través de ella una corriente de 0.5 A durante dos horas. Resultado: m_Ag = 4.021 g; [Ag⁺] = 0.162 M
Una disolución acuosa de sulfato de zinc se electroliza con una corriente continua de 10 A de intensidad. Al cabo de 15 minutos se ha depositado 3.0485 g de cinc en el cátodo. Calcula el peso atómico del cinc. Resultado: M_Zn= 65.37
¿Qué volumen de cloro se obtiene (medidos a 27°C y 670 mmHg) al realizar una electrólisis de una disolución de NaCl haciendo pasar una corriente de 200 A durante 12 horas? Resultado: V(Cl₂) = 1249 litros
Calcula el volumen de tetraoxomanganato (VII) de potasio 0,02 M necesario para oxidar 40 ml de disolución 0,01 M de tetraoxosulfato (VI) de hierro (II) en un medio con ácido sulfúrico. KMnO₄ + FeSO₄ + H₂SO₄ ⇌ Fe₂(SO₄)₃ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O
Calcula el volumen en condiciones normales del NO₂ que se produce al reaccionar 3 g de cobre metálico con HNO3 en exceso según la siguiente reacción: Cu + HNO₃ ⇌ Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O
Al valorar 10 ml de disolución de H₂O₂, necesitamos 43,2 ml de disolución 0,01 M de KMnO₄ en un medio con H₂SO₄. KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ ⇌ MnSO₄ + O₂ + K₂SO₄ + H₂O

Pilas

Los potenciales normales de reducción de los semi-sistemas Ni²⁺/Ni y Cu²⁺/Cu son -0,25 V y 0,34V respectivamente. Si con ellos se construyera una pila. a) Realiza un esquema de la misma, señalando cuál es el cátodo y cuál es el ánodo. b) ¿En qué dirección se mueven los iones del puente salino? (electrolito del puente salino KNO₃) c) ¿En qué dirección circulan los electrones por el circuito? d) Calcula la fem de la pila y escribe su notación.
Sabiendo que E^ored(Ag⁺ /Ag⁰ )= 0,80 V y E^ored(Ni²⁺/Ni) = -0.23V a) ¿Cómo podríamos construir una pila con ambos electrodos? Resultado: Ni⁰(s)|Ni⁺²|| Ag⁺ | Ag⁰(s) b) ¿Cuál es la fuerza electromotriz de la pila? Resultado: E^o= +1.03V c) Indica las semirreacciones en cada electrodo de la reacción global. Resultado: Ni° ⇒ Ni⁺² + 2e^– Ag⁺ + e^– ⇒ Ag⁰
Calcúlese la fuerza electromotriz de una pila de aluminio y plata si las concentraciones de ambos iones es 1 M Resultado: 2.47 V
Se tienen los siguientes potenciales estándar de reducción: E^o(Mg²⁺/ Mg) = -2,36 V y E^o(Pb²⁺/Pb) = -0,13 V a) Justifica en qué sentido tendría lugar la reacción: Mg²⁺ + Pb ⇌ Mg + Pb²⁺ b) Indica las reacciones que tendrían lugar en cada uno de los electrodos de la pila que construirías con ellos y la reacción total de la misma. Dibuja un esquema de la pila, describiendo los procesos que tienen lugar y cómo funciona. c) lndica la especie que se oxida, la que se reduce, la especie oxidante y la especie reductora. d) Calcula la f.e.m. de la pila.
Una pila consta de una semicelda que contiene una barra de Ag sumergida en una disolución 1M de Ag⁺ y otra que contiene una barra de Zn sumergida en una disolución 1M de Zn²⁺. Ambas están unidas por un puente salino. a) Escribe las reacciones que tienen lugar en el cátodo, en el ánodo y la reacción global de la pila. b) Escribe la notación de la pila y calcula el potencial estándar. c) Dibuja un esquema identificando cada uno de los elementos de la pila y la dirección del flujo de electrones. ¿Para qué se necesita el puente salino? Datos: E^o [Zn²⁺/Zn(s)] = – 0,76 V; E^o (Ag⁺/Ag) = + 0,80.
Realizar un esquema de una pila con los semipares Li⁺/Li y Zn²⁺/Zn. Se pide: a) Indique cada uno de los componentes de la misma, cátodo, ánodo, así como la notación de la pila. b) Las semirreacciones correspondientes y la reacción global. Calcular la f.e.m. estándar de la pila. c) ¿Qué tipo de especie química utilizaría para la construcción del puente salino? Justifique la respuesta. Datos: E^o(Li⁺/Li) = -3,05 V; E^o(Zn²⁺/Zn) = -0,76 V

JUNIO 2017

Considere la siguiente reacción química:

I₂ + HNO₃ → NO+ HIO₃ + H₂O

1. Ajústela por el método del ion-electrón (1,7 puntos)
2. Identifique justificadamente el agente oxidante y el agente reductor (0,5 puntos)
Se propone la construcción en el laboratorio de una pila con electrodos de cadmio y plata:
1. Dibuje un esquema de la pila, detallando todos los elementos necesarios para su funcionamiento (1 punto)
2. Indique el sentido de circulación de los electrones (0,2 puntos)
3. Indique las reacciones que tienen lugar en cada uno de los electrodos así como la reacción global de la pila (0,5 puntos)
4. Calcule su fuerza electromotriz (0,5 puntos)
Datos: E^o (Cd²⁺/Cd)= – 0,40 V; E^o (Ag⁺/Ag)= + 0,80 V

SEPTIEMBRE 2017

Se construye una pila con un electrodo de cinc y otro de plata, trabajando con disoluciones de concentración 1 M de los correspondientes iones metálicos. Sabiendo que E^o(Ag⁺/Ag)= +0,80 V y E^o(Zn²⁺/Zn)= -0,76 V:

1. Escriba las reacciones que tienen lugar en cada uno de los electrodos, así como la reacción global de la pila (1 punto)
2. Calcule la fuerza electromotriz de la pila (0,5 puntos)
3. Calcule la variación de energía libre de la reacción global (0,5 puntos)
Sea la siguiente reacción de oxidación-reducción:

KMnO₄ + KI + H₂SO₄ → MnSO₄ + I₂+ K₂SO₄ + H₂O

1. Ajústela por el método del ion-electrón (1,5 puntos)
2. Identifique justificadamente el agente oxidante y el agente reductor (0,5 puntos)

JUNIO 2018

Considere la siguiente reacción química:

Cu + NaNO₃ + H₂SO₄ → CuSO₄ + Na₂SO₄ + NO + H₂O

1. Ajústela usando el método del ion-electrón (1,5 puntos)
2. Identifique justificadamente la especie oxidante y la especie reductora (0,5 puntos)
Considere los siguientes sistemas para los que se proporcionan sus potenciales normales: E^o (Al³⁺/Al) = -1,67 V; E^o (Cr³⁺/Cr²⁺) = -0,41 V; E^o (Fe³⁺/Fe²⁺)= +0,77 V. Para cada una de las tres pilas galvánicas que pueden construirse a partir de los mismos:
1. Escriba las semirreacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo (0,8 puntos)
2. Indique la reacción global ajustada (0,6 puntos)
3. Calcule el potencial de la pila (0,6 puntos)

SEPTIEMBRE 2018

Se construye una pila con un electrodo de cinc y otro de plata, trabajando con disoluciones de concentración 1 M de los correspondientes iones metálicos. Sabiendo que E^o(Ag⁺/Ag)= +0,80 V y E^o(Zn²⁺/Zn)= -0,76 V:
1. 1. Escriba las reacciones que tienen lugar en cada uno de los electrodos, así como la reacción global de la pila (1 punto)
  2. Calcule la fuerza electromotriz de la pila (0,5 puntos)
  3. Calcule la variación de energía libre de la reacción global (0,5 puntos)
Sea la siguiente reacción de oxidación-reducción:

KMnO₄ + KI + H₂SO₄ → MnSO₄ + I₂+ K₂SO₄ + H₂O

1. Ajústela por el método del ion-electrón (1,5 puntos)
2. Identifique justificadamente el agente oxidante y el agente reductor (0,5 puntos)

JUNIO 2019

Dada la siguiente reacción de oxidación-reducción:

KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O + Na₂SO₄

1. Explique cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor. (0,5 p.)
2. Ajuste la reacción mediante el método del ion-electrón. (1,5 p.)
Considere una pila galvánica formada por un electrodo de cobre sumergido en una disolución de Cu²⁺y por un electrodo de plata sumergido en una disolución de Ag.

Dibuje un esquema de la pila, con todos los elementos necesarios para su funcionamiento, e indique (1,75 p.):
1. Cuál de los electrodos actúa como cátodo y cuál como ánodo.
2. La reacción (oxidación o reducción) que se produce en cada electrodo.
3. El sentido de circulación de los electrones por el circuito externo.
4. La reacción global de la pila.
5. Su fuerza electromotriz.
Explique si la masa de los electrodos varía durante el funcionamiento de la pila. (0,25 p.) Datos: E^o (Ag⁺/Ag) = 0,80 V; E^o (Cu²⁺/Cu) = 0,34 V

SEPTIEMBRE 2019

Dada la reacción de oxidación-reducción:

I₂ + NaOH + Na₂SO₃ → NaI + Na₂SO₄ + H₂O

1. Explique cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor. (0,5 p.)
2. Ajuste la reacción mediante el método del ion-electrón. (1,5 p.)
Se dispone de la siguiente pila galvánica:

Cr | Cr(NO₃)₃(aq) (1M) || AgNO₃(aq) (1M) | Ag

E^o(Cr³⁺/Cr) = -0,74 V; E^o(Ag⁺/Ag) = 0,80 V; F = 96.500 C

1. Escriba las reacciones que tienen lugar en cada uno de los electrodos, identificándolos como cátodo o ánodo, así como la reacción global de la pila. (1 p.)
2. Calcule la fuerza electromotriz de la pila. (0,5 p.)
3. Calcule la variación de energía libre. (0,5 p.)

JUNIO 2020

Dada la siguiente reacción de oxidación-reducción:
HNO₃ + KI → I₂ + NO + H₂O + KNO₃
1. Explique cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor. (0,5 p.)
2. Ajuste la reacción mediante el método del ion-electrón. (1,5 p.
En una celda electrolítica se está produciendo la obtención de cobre metálico a partir de CuCl₂ fundido, mediante la siguiente reacción:

CuCl₂ (l) → Cu(s) + Cl₂ (g)

1. Escriba las semirreacciones que están teniendo lugar en el ánodo y en el cátodo, indicando si se trata de una oxidación o de una reducción. (0,5 p.)
2. Si la intensidad de la corriente eléctrica es de 1,5 A, calcule cuánto cobre metálico se habrá obtenido al cabo de 2 horas. Datos: F = 96.500 C, Masa atómica del Cu = 63,5 g‧mol^‒1 (1 p.)
3. Explique brevemente la principal diferencia entre una celda electrolítica (como la descrita en este ejercicio) y una celda galvánica (también llamada pila galvánica o voltaica). (0,5 p.)

SEPTIEMBRE 2020

Dada la siguiente reacción de oxidación-reducción:

H₂SO₃ + HIO₃ H₂SO₄ + I₂ + H₂O

1. Explique cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor. (0,5 p)
2. Ajuste la reacción mediante el método del ion-electrón. (1,5 p)
Teniendo en cuenta los siguientes potenciales estándar de reducción: E^o (Cu²⁺/Cu) = 0.34 V; E^o (Fe²⁺/Fe) = ‒ 0.44 V; E^o (Zn²⁺/Zn) = ‒ 0.76 V.
1. Explique qué metal es más reductor: el Cu, el Fe o el Zn.
2. Justifique su respuesta. (0,5 p)Explique si se producirá alguna reacción redox espontánea al adicionar virutas de Cu a una disolución de FeSO₄, en condiciones estándar. (0,75 p)
3. ¿Cuál de las siguientes pilas galvánicas será más eficiente, en términos de fuerza electromotriz (diferencia de potencial eléctrico)? Justifique numéricamente su respuesta. (0,75 p)

Pila A: Zn | ZnSO₄ (aq) (1M) || CuSO₄ (aq) (1M) | Cu

Pila B: Fe | FeSO4 (aq) (1M) || CuSO₄ (aq)( 1M) | Cu

Conceptos básicos

Número de oxidación: número de cargas que tendría un átomo en una sustancia si los electrones de enlace fueran transferidos en el sentido que determina la electronegatividad de los átomos que se enlazan. En el CO₂ el número de oxidación del oxígeno es -2 y el del carbono + 4.

Un elemento se oxida cuando aumenta su estado de oxidación; es un reductor.

Un elemento se reduce cuando disminuye su estado de oxidación; es el oxidante.

Un proceso de oxidación implica otro de reducción. Por eso se llaman reacciones redox.

Par redox conjugado: lo forma un oxidante y la especie que resulta de su proceso redox; o viceversa.

Ajustes de las ecuaciones redox

Se identifica el o los elementos que se oxidan y los que se reducen (por su número de oxidación).

Se escribe la ecuación iónica. Solo incluye las especies con los elementos que se van a oxidar y reducir.

Se escribe de forma separada cada uno de los procesos de oxidación y de reducción y se ajustan el número de átomos de cada elemento y la carga de las especies.

Se escribe la ecuación iónica global. Antes de sumar el proceso global de oxidación y de reducción, hay que asegurarse de que se intercambia el mismo número de electrones.

Se escribe la ecuación del proceso redox en forma molecular y se comprueba que está ajustada

Valoración redox

Permite conocer la concentración de una disolución al hacerla reaccionar en un proceso redox con otra cuya concentración se conozca con exactitud.

Celdas galvánicas o electroquímicas

Permiten obtener una corriente eléctrica mediante un proceso redox espontáneo. Es la base de las pilas.

Pila Daniell: celda electroquímica formada por un electrodo de zinc -barra de zinc en contacto con sulfato de zinc- y un electrodo de cobre -barra de cobre en contacto con sulfato de cobre (II)- conectados por medio de un puente salino.

En una celda galvánica o pila:

Ánodo. Electrodo negativo. En él se produce la oxidación.

Cátodo. Electrodo positivo. En él se produce la reducción.

Los electrones circulan del ánodo al cátodo.

$\fn_cm \small Fem \ de \ la \ pila\Rightarrow \varepsilon ^o_{pila} = \varepsilon ^o_{reducci\acute on}-\varepsilon ^o_{oxidaci\acute on}$

Potenciales de reducción estándar

El potencial de reducción estándar de un electrodo mide su tendencia a reducirse frente a un electrodo estándar de hidrógeno. se representa por ε^o se mide en voltios.

Por convenio: 2H⁺ (1 M) + 2e^– → H₂ (1 atm) ε^o(pila) = 0

Cuando se enfrentan dos electrodos se reduce el de mayor potencial de reducción y se oxida el otro.

Para que un proceso sea espontáneo, ε^oglobal > 0; ΔG = W_máximo= -nFε_pila

ε_reacción es la suma del potencial de las semirreacciones de oxidación y de reducción que comprende. Cuando se invierte una reacción, su ε se invierte. Si se multiplica por un factor, ε no varía.

Aplicaciones: corrosión, pilas secas, pilas de Hidrógeno

Pila de hidrógeno:

Oxidación (ánodo) 2H₂ (g) + 4OH^–(aq) → 4H₂O + 4e^–

Reducción (cátodo) O₂(g) + 2H₂O + 4e^– → 4OH^–(aq)

Reacción de la pila 2H₂ (g) + O₂(g) → 2H₂O

Cubas electroliticas

Electrólisis: se fuerza una reacción redox no espontánea mediante una corriente eléctrica externa.

En una cuba electrolítica:

Ánodo. Electrodo positivo. No se produce la oxidación.

Cátodo. Electrodo negativo. En él se produce la reducción.

Los electrones circulan del ánodo al cátodo. Los iones negativos van al ánodo, y los positivos, al cátodo.

Leyes de Faraday de la electrolisis:

La cantidad de sustancia depositada o descargada en un electrodo es directamente proporcional a la cantidad de electricidad que ha circulado.

Para depositar un equivalente gramo de cualquier sustancia se necesita 1 Faradio = 96500 C.

Aplicaciones: electrolisis del agua, obtención de metales, electrodeposición.

FUENTE: Inicia DUAL QUÍMICA 2º BACHILLERATO Oxford EDUCACIÓN

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Oxidación (ánodo)	2H₂ (g) + 4OH^–(aq) → 4H₂O + 4e^–
Reducción (cátodo)	O₂(g) + 2H₂O + 4e^– → 4OH^–(aq)
Reacción de la pila	2H₂ (g) + O₂(g) → 2H₂O