Equilibrios redox — Química PEvAU Galicia

Ajuste de reacciones redox

Problema

2025 · Ordinaria · Titular

2.1

El nitrato de plata se obtiene haciendo reaccionar la plata metálica con ácido nítrico, según la siguiente reacción:

\ce{HNO3(aq) + Ag(s)} -> \ce{AgNO3(aq) + NO(g) + H2O(l)}

Ajuste las ecuaciones iónica y molecular por el método del ion-electrón.

RedoxIon-electrón

Determinación de las semirreacciones de oxidación y reducción:

\ce{Ag -> Ag+}

\ce{NO3- -> NO}

Ajuste de la semirreacción de oxidación:

\ce{Ag(s) -> Ag+(aq) + e-}

Ajuste de la semirreacción de reducción (en medio ácido):

\ce{NO3-(aq) -> NO(g)}

\ce{NO3-(aq) -> NO(g) + 2H2O(l)}

\ce{4H+(aq) + NO3-(aq) -> NO(g) + 2H2O(l)}

\ce{3e- + 4H+(aq) + NO3-(aq) -> NO(g) + 2H2O(l)}

Igualación del número de electrones transferidos:

\left. \begin{matrix} \ce{Ag(s) -> Ag+(aq) + e-} \\ \ce{3e- + 4H+(aq) + NO3-(aq) -> NO(g) + 2H2O(l)} \end{matrix} \right\} \begin{matrix} \times 3 \\ \times 1 \end{matrix}

\ce{3Ag(s) -> 3Ag+(aq) + 3e-}

\ce{3e- + 4H+(aq) + NO3-(aq) -> NO(g) + 2H2O(l)}

Suma de las semirreacciones para obtener la ecuación iónica ajustada:

\ce{3Ag(s) + 4H+(aq) + NO3-(aq) -> 3Ag+(aq) + NO(g) + 2H2O(l)}

Conversión a la ecuación molecular ajustada (añadiendo los iones espectadores):

\ce{3Ag(s) + 4HNO3(aq) -> 3AgNO3(aq) + NO(g) + 2H2O(l)}

T7: Equilibrios redox

Estequiometría redox

Problema

2025 · Ordinaria · Titular

2.2

Si reaccionan 40 g de plata con la suficiente cantidad de $\ce{HNO3}$ , calcule la cantidad de nitrato de plata que se obtendrá sabiendo que el rendimiento de la reacción es del 60%. Utilice la reacción del apartado anterior ajustada.

EstequiometríaRendimiento

a) Cantidad de nitrato de plata que se obtendrá.

La reacción ajustada entre la plata y el ácido nítrico es:

\ce{3Ag(s) + 4HNO3(aq) -> 3AgNO3(aq) + NO(g) + 2H2O(l)}

Primero, calculamos los moles de plata (Ag) disponibles. La masa molar de Ag es $107,87 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}$ .

\text{Moles de Ag} = \frac{40 \text{ g}}{107,87 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}} = 0,3708 \text{ mol Ag}

Según la estequiometría de la reacción, 3 moles de Ag producen 3 moles de $\ce{AgNO3}$ , lo que significa que la relación molar es 1:1. Por lo tanto, los moles teóricos de $\ce{AgNO3}$ producidos son:

\text{Moles teóricos de AgNO3} = 0,3708 \text{ mol Ag} \times \frac{3 \text{ mol AgNO3}}{3 \text{ mol Ag}} = 0,3708 \text{ mol AgNO3}

Ahora, convertimos los moles teóricos de $\ce{AgNO3}$ a gramos. La masa molar de $\ce{AgNO3}$ es:

\text{Masa molar de AgNO3} = 107,87 (\text{Ag}) + 14,01 (\text{N}) + 3 \times 16,00 (\text{O}) = 169,88 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}

\text{Masa teórica de AgNO3} = 0,3708 \text{ mol} \times 169,88 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1} = 63,00 \text{ g AgNO3}

Finalmente, aplicamos el rendimiento de la reacción, que es del 60%:

\text{Masa real de AgNO3} = 63,00 \text{ g} \times \frac{60}{100} = 37,80 \text{ g AgNO3}

T7: Equilibrios redox

Potenciales de reducción

Teoría

2025 · Ordinaria · Titular

2.3

Justifique razonadamente si en una disolución acuosa a $25^\circ \text{C}$ la $\ce{Ag}$ metálica podría reducir los iones $\ce{Cu^{2+}(ac)}$ a $\ce{Cu(s)}$ .Datos: $E^\circ(\ce{Ag+/Ag}) = +0,80 \text{ V}$ ; $E^\circ(\ce{Cu^{2+}/Cu}) = +0,34 \text{ V}$

Potencial de reducciónEspontaneidad

La reacción que se propone, donde la plata metálica reduce los iones $\ce{Cu^{2+}}$ a $\ce{Cu(s)}$ , implica que la plata metálica se oxida a iones $\ce{Ag+}$ y los iones $\ce{Cu^{2+}}$ se reducen a $\ce{Cu(s)}$ . Las semirreacciones serían:

\begin{array}{ll} \text{Oxidación (ánodo):} & \ce{Ag(s) -> Ag+(aq) + e-} \\ \text{Reducción (cátodo):} & \ce{Cu^{2+}(aq) + 2e- -> Cu(s)} \end{array}

Para obtener la reacción global, la semirreacción de oxidación debe multiplicarse por 2 para igualar el número de electrones. La reacción global sería:

\ce{2Ag(s) + Cu^{2+}(aq) -> 2Ag+(aq) + Cu(s)}

Para determinar si esta reacción es espontánea, se calcula el potencial estándar de la celda ( $E^\circ_{celda}$ ). Los potenciales estándar de reducción son:

\begin{array}{ll} E^\circ(\ce{Ag+/Ag}) = +0,80 \text{ V} \\ E^\circ(\ce{Cu^{2+}/Cu}) = +0,34 \text{ V} \end{array}

El potencial estándar de la celda se calcula como la diferencia entre el potencial del cátodo (reducción) y el potencial del ánodo (oxidación):

E^\circ_{celda} = E^\circ_{cátodo} - E^\circ_{ánodo}

En la reacción propuesta, la reducción ocurre para el par $\ce{Cu^{2+}/Cu}$ y la oxidación para el par $\ce{Ag+/Ag}$ . Por lo tanto:

E^\circ_{celda} = E^\circ(\ce{Cu^{2+}/Cu}) - E^\circ(\ce{Ag+/Ag})

Sustituyendo los valores:

E^\circ_{celda} = (+0,34 \text{ V}) - (+0,80 \text{ V}) = -0,46 \text{ V}

Dado que el potencial estándar de la celda ( $E^\circ_{celda}$ ) es negativo ( $E^\circ_{celda} < 0$ ), la reacción tal como está escrita no es espontánea en las condiciones estándar. Esto significa que la plata metálica no puede reducir los iones $\ce{Cu^{2+}}$ a $\ce{Cu(s)}$ . La reacción espontánea sería la inversa, es decir, los iones $\ce{Ag+}$ oxidarían el $\ce{Cu(s)}$ .

T7: Equilibrios redox

Electrólisis

Problema

2025 · Ordinaria · Titular

2.4

Se hace pasar una corriente eléctrica de 2 A a través de 250 mL de una disolución acuosa 0,1 M de iones $\ce{Cu^{2+}}$ . Calcule cuántos minutos deben pasar para que todo el $\ce{Cu^{2+}}$ presente en la disolución se deposite como cobre metálico.Dato: Constante de Faraday: $96485 \text{ C}$

ElectrólisisLeyes de Faraday