Equilibrios redox — Química PEvAU Madrid

Ajuste redox y estequiometría

Problema

2024 · Ordinaria · Titular

A.5

El dicromato de potasio reacciona con el cloruro de hierro(II) en disolución de ácido clorhídrico, obteniéndose como productos: cloruro de cromo(III), cloruro de hierro(III), cloruro de potasio y agua.

a) Formule y ajuste por el método del ion electrón las semirreacciones de oxidación y reducción. Indique las especies oxidante y reductora. Ajuste la reacción iónica y la molecular.b) Determine qué masa de dicromato de potasio se necesitará para que reaccione completamente con

50 \text{ mL}

de disolución de cloruro de hierro(II)

0,60 \text{ M}

.

Datos. Masas atómicas ( $u$ ): $\ce{O} = 16,0$ ; $\ce{K} = 39,1$ ; $\ce{Cr} = 52,0$ .

RedoxEstequiometría

a) Formule y ajuste por el método del ion electrón las semirreacciones de oxidación y reducción. Indique las especies oxidante y reductora. Ajuste la reacción iónica y la molecular.

Semirreacción de oxidación (el hierro aumenta su estado de oxidación de +2 a +3):

6 (\ce{Fe^{2+} -> Fe^{3+} + e^-})

Semirreacción de reducción (el cromo disminuye su estado de oxidación de +6 a +3 en medio ácido):

\ce{Cr2O7^{2-} + 14 H+ + 6 e^-} -> \ce{2 Cr^{3+} + 7 H2O}

El agente oxidante es el dicromato de potasio $\ce{K2Cr2O7}$ (contiene el ion $\ce{Cr2O7^{2-}}$ que se reduce), y el agente reductor es el cloruro de hierro(II) $\ce{FeCl2}$ (contiene el ion $\ce{Fe^{2+}}$ que se oxida).Sumando ambas semirreacciones para que el intercambio de electrones sea nulo, obtenemos la ecuación iónica ajustada:

\ce{Cr2O7^{2-} + 14 H+ + 6 Fe^{2+}} -> \ce{2 Cr^{3+} + 6 Fe^{3+} + 7 H2O}

Trasladando los coeficientes a la ecuación molecular y completando con los iones espectadores ( $\ce{K+}$ y $\ce{Cl-}$ provenientes del $\ce{HCl}$ ):

\ce{K2Cr2O7 + 6 FeCl2 + 14 HCl} -> \ce{2 CrCl3 + 6 FeCl3 + 2 KCl + 7 H2O}

b) Determine qué masa de dicromato de potasio se necesitará para que reaccione completamente con

50 \text{ mL}

de disolución de cloruro de hierro(II)

0,60 \text{ M}

.

Calculamos primero la cantidad de sustancia (moles) de $\ce{FeCl2}$ a partir del volumen y la molaridad de la disolución:

n(\ce{FeCl2}) = M \cdot V = 0,60 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1} \cdot 0,050 \text{ L} = 0,030 \text{ mol}

Según la estequiometría de la reacción ajustada, $1 \text{ mol}$ de $\ce{K2Cr2O7}$ reacciona con $6 \text{ moles}$ de $\ce{FeCl2}$ . Determinamos los moles de dicromato necesarios:

n(\ce{K2Cr2O7}) = 0,030 \text{ mol \ce{FeCl2}} \cdot \frac{1 \text{ mol \ce{K2Cr2O7}}}{6 \text{ mol \ce{FeCl2}}} = 0,005 \text{ mol \ce{K2Cr2O7}}

Calculamos la masa molar del dicromato de potasio:

M(\ce{K2Cr2O7}) = (2 \cdot 39,1) + (2 \cdot 52,0) + (7 \cdot 16,0) = 294,2 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}

Finalmente, calculamos la masa de $\ce{K2Cr2O7}$ requerida:

m = n \cdot M = 0,005 \text{ mol} \cdot 294,2 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1} = 1,471 \text{ g}

T7: Equilibrios redox

Pilas galvánicas y espontaneidad

Teoría

2024 · Ordinaria · Titular

B.5

Considere los potenciales de reducción que se indican y conteste razonadamente:

a) Combinando dos electrodos de los especificados, justifique cuales forman la pila con el potencial más positivo. Escriba las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo, y calcule el potencial de dicha pila.b) Se dispone de dos recipientes con disoluciones de nitrato de plata y nitrato de manganeso(II) y en cada uno se introduce una barra de hierro. ¿En cuál de ellos se formará una capa del otro metal sobre la barra de hierro? Razone la respuesta.

Datos. $E^\circ(\text{V})$ : $\ce{Mn^2+/Mn} = -1,18$ ; $\ce{Fe^2+/Fe} = -0,44$ ; $\ce{Pb^2+/Pb} = -0,125$ ; $\ce{Ag+/Ag} = 0,80$ ; $\ce{Au^3+/Au} = 1,52$ .

RedoxPila galvánica

a) Para obtener la pila con el mayor potencial estándar posible, se deben seleccionar los electrodos que presenten la mayor diferencia entre sus potenciales de reducción. El cátodo será el electrodo con el potencial de reducción más alto y el ánodo el electrodo con el potencial de reducción más bajo.

Los electrodos seleccionados son el par $\ce{Au^3+/Au}$ ( $E^\circ = 1,52 \text{ V}$ ) como cátodo y el par $\ce{Mn^2+/Mn}$ ( $E^\circ = -1,18 \text{ V}$ ) como ánodo. El proceso redox y el potencial de la pila resultan:

\text{Ánodo (oxidación): } \ce{3(Mn -> Mn^2+ + 2e^-)}

\text{Cátodo (reducción): } \ce{2(Au^3+ + 3e^- -> Au)}

\text{Ecuación global: } \ce{3Mn + 2Au^3+ -> 3Mn^2+ + 2Au}

E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}} = 1,52 \text{ V} - (-1,18 \text{ V}) = 2,70 \text{ V}

b) Para que se forme una capa de metal sobre la barra de hierro (

\ce{Fe}

), debe producirse la reducción espontánea del catión en disolución (

\ce{Ag^+}

o

\ce{Mn^2+}

) acoplada a la oxidación del hierro metálico. Esto sucede cuando el potencial de la reacción global es positivo (

E^\circ_{\text{red}} > E^\circ_{\text{ox}}

).

En el caso del nitrato de plata, el potencial de reducción de la plata es mayor que el del hierro:

E^\circ_{\text{reacción}} = E^\circ(\ce{Ag+/Ag}) - E^\circ(\ce{Fe^2+/Fe}) = 0,80 \text{ V} - (-0,44 \text{ V}) = 1,24 \text{ V} > 0

Al ser un proceso espontáneo, se producirá la reducción de los iones $\ce{Ag^+}$ a plata metálica, depositándose sobre la barra de hierro.En el caso del nitrato de manganeso(II), el potencial de reducción del manganeso es menor que el del hierro:

E^\circ_{\text{reacción}} = E^\circ(\ce{Mn^2+/Mn}) - E^\circ(\ce{Fe^2+/Fe}) = -1,18 \text{ V} - (-0,44 \text{ V}) = -0,74 \text{ V} < 0

Al ser un proceso no espontáneo, no se producirá reacción y no se formará ninguna capa sobre la barra de hierro.

T7: Equilibrios redox

Electrólisis y leyes de Faraday

Problema

2024 · Extraordinaria · Titular

A.5

Se electroliza ${{volumen}}$ L de disolución acuosa de nitrato de plata ${{concentracion}}$ M haciendo pasar, a través de ella, una corriente de ${{intensidad}}$ A y obteniéndose una masa de plata de ${{masa}}$ g, depositada en el cátodo.

a) Sabiendo que en el ánodo se desprende

\ce{O2}

, escriba las reacciones que tienen lugar en el cátodo y en el ánodo y la reacción molecular.b) Calcule cuál ha sido el tiempo de duración de la electrólisis, expresado en horas, así como la concentración molar de iones plata que quedan en disolución, una vez finalizada la electrólisis. Suponga que el volumen de la disolución no varía durante la electrólisis.c) Determine el volumen de oxígeno, en mL, obtenido en el ánodo, durante la electrólisis, medido en condiciones de presión y temperatura de

1,0

atm y

0 ^\circ\text{C}

, respectivamente.

Datos. $R = 0,082 \text{ atm} \cdot \text{L} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}$ ; $F = 96485 \text{ C} \cdot \text{mol}^{-1}$ ; Masas atómica (u): $\ce{Ag} = 108,0$ .

ElectrólisisFaraday

a) En el proceso de electrólisis del nitrato de plata, las reacciones que tienen lugar en los electrodos son las siguientes:

En el cátodo (electrodo negativo) ocurre la reducción de los cationes plata para formar plata metálica:

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

En el ánodo (electrodo positivo) ocurre la oxidación de las moléculas de agua para desprender oxígeno gaseoso:

\ce{2 H2O (l)} -> \ce{O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4 e-}

La reacción global iónica y la reacción molecular ajustada se obtienen igualando el intercambio de electrones (multiplicando la reducción por 4) y añadiendo los iones nitrato espectadores:

\ce{4 AgNO3 (aq) + 2 H2O (l)} -> \ce{4 Ag (s) + O2 (g) + 4 HNO3 (aq)}

b) Para calcular el tiempo de duración de la electrólisis, partimos de la ley de Faraday, relacionando la masa de plata depositada (

m = {{masa}} \text{ g}

) con la carga eléctrica total (

Q = I \cdot t

):

t = \frac{m \cdot F \cdot z}{I \cdot M_{Ag}} = \frac{{{masa}} \cdot 96485 \cdot 1}{{{intensidad}} \cdot 108,0} \text{ segundos}

Para obtener el tiempo en horas ( $t_h$ ), dividimos el valor obtenido entre $3600$ :

t_h = \frac{t}{3600} \text{ horas}

Para determinar la concentración molar de iones plata remanentes en disolución, calculamos los moles iniciales y restamos los moles que se han depositado en el cátodo. Dado que el volumen no varía:

n(\ce{Ag+})_{\text{inicial}} = {{concentracion}} \cdot {{volumen}} \text{ mol}

n(\ce{Ag+})_{\text{final}} = ({{concentracion}} \cdot {{volumen}}) - \frac{{{masa}}}{108,0} \text{ mol}

[\ce{Ag+}]_{\text{final}} = \frac{n(\ce{Ag+})_{\text{final}}}{{{volumen}}} \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}

c) Según la estequiometría de la reacción global, la relación molar entre el oxígeno obtenido y la plata depositada es de

1:4

. Calculamos primero los moles de

\ce{O2}

:

n(\ce{O2}) = \frac{n(\ce{Ag})}{4} = \frac{{{masa}}}{108,0 \cdot 4} \text{ mol}

Utilizando la ecuación de los gases ideales ( $P \cdot V = n \cdot R \cdot T$ ) con $P = 1,0 \text{ atm}$ y $T = 273 \text{ K}$ ( $0 ^\circ\text{C}$ ):

V_{\ce{O2}} = \frac{n(\ce{O2}) \cdot 0,082 \cdot 273}{1,0} \text{ L}

Finalmente, convertimos el volumen de litros a mililitros multiplicando por $1000$ :

V_{\text{mL}} = V_{\ce{O2}} \cdot 1000 \text{ mL}

T7: Equilibrios redox

Ajuste de reacciones redox y estequiometría

Problema

2024 · Extraordinaria · Titular

B.5

La reacción de oxidación del sulfato de hierro(II) con el dicromato de potasio, en medio ácido sulfúrico, produce sulfato de hierro(III), sulfato de cromo(III), sulfato de potasio y agua.

a) Utilizando el método del ion electrón escriba ajustadas las semirreacciones de oxidación y reducción y las reacciones iónica y molecular.b) Calcule los mL de disolución

{{conc_oxidante}}

M de

\ce{K2Cr2O7}

que son necesarios para oxidar

{{vol_reductor}}

mL de una disolución

{{conc_reductor}}

M de sulfato de hierro(II).

RedoxEstequiometría

a) Utilizando el método del ion electrón escriba ajustadas las semirreacciones de oxidación y reducción y las reacciones iónica y molecular.

\text{Oxidación: } 6 \times (\ce{Fe^{2+} -> Fe^{3+} + e^-})

\text{Reducción: } \ce{Cr2O7^{2-} + 14 H^+ + 6 e^- -> 2 Cr^{3+} + 7 H2O}

Sumando ambas semirreacciones para igualar el intercambio de electrones, obtenemos la ecuación iónica ajustada:

\ce{6 Fe^{2+} + Cr2O7^{2-} + 14 H^+} -> \ce{6 Fe^{3+} + 2 Cr^{3+} + 7 H2O}

Trasladando los coeficientes a las especies moleculares y ajustando los aniones sulfato y los cationes potasio restantes:

\ce{6 FeSO4 + K2Cr2O7 + 7 H2SO4} -> \ce{3 Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7 H2O}

b) Calcule los mL de disolución {{conc_oxidante}} M de

\ce{K2Cr2O7}

que son necesarios para oxidar {{vol_reductor}} mL de una disolución {{conc_reductor}} M de sulfato de hierro(II).

Calculamos primero los moles de $\ce{FeSO4}$ presentes en la disolución:

n(\ce{FeSO4}) = {{vol_reductor}} \cdot 10^{-3} \text{ L} \cdot {{conc_reductor}} \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1} = ({{vol_reductor}} \cdot {{conc_reductor}} \cdot 10^{-3}) \text{ mol}

Según la estequiometría de la reacción ajustada, 1 mol de $\ce{K2Cr2O7}$ reacciona con 6 moles de $\ce{FeSO4}$ . Determinamos los moles de oxidante:

n(\ce{K2Cr2O7}) = \frac{n(\ce{FeSO4})}{6} = \frac{{{vol_reductor}} \cdot {{conc_reductor}} \cdot 10^{-3}}{6} \text{ mol}

Calculamos el volumen de la disolución de dicromato de potasio en mililitros utilizando su molaridad {{conc_oxidante}} M:

V_{ox} = \frac{n(\ce{K2Cr2O7})}{{{conc_oxidante}} \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}} \cdot 1000 \text{ mL/L}

V_{ox} = \frac{{{vol_reductor}} \cdot {{conc_reductor}}}{6 \cdot {{conc_oxidante}}} \text{ mL}

T7: Equilibrios redox

Electrólisis y leyes de Faraday

Problema

2023 · Ordinaria · Titular

A.5

Para depositar totalmente el cobre en una célula electrolítica que contiene $800 \text{ mL}$ de una disolución acuosa de sulfato de cobre(II), se hace pasar una corriente de $1,50 \text{ A}$ durante $3 \text{ horas}$ .

a) Escriba la reacción que tiene lugar en el cátodo.b) Calcule los gramos de cobre depositados.c) Una vez depositado todo el cobre, calcule el pH de la disolución, sabiendo que la reacción que tiene lugar es:

\ce{2 Cu^{2+}(ac) + 2 H2O(l) -> 2 Cu(s) + O2(g) + 4 H+}

. Suponga que al finalizar la electrólisis el volumen de la disolución se ha mantenido constante y que en el

\ce{H2SO4}

se disocian completamente los dos protones.

Datos. $F = 96485 \text{ C} \cdot \text{mol}^{-1}$ . Masa atómica (u): $\ce{Cu} = 63,5$ .

ElectrólisisLeyes de Faraday

a) Escriba la reacción que tiene lugar en el cátodo.

En el cátodo de una célula electrolítica se produce la reducción de los cationes presentes en la disolución. En este caso, el ion cobre(II) se reduce a cobre metálico:

\ce{Cu^{2+}(ac) + 2 e-}

->

\ce{Cu(s)}

b) Calcule los gramos de cobre depositados.

Primero calculamos la carga eléctrica total que circula por la célula utilizando el tiempo en segundos ( $3 \text{ h} = 10800 \text{ s}$ ):

Q = I \cdot t = 1,50 \text{ A} \cdot 10800 \text{ s} = 16200 \text{ C}

Aplicamos la primera ley de Faraday para determinar la masa de cobre depositada, considerando que en la reducción del $\ce{Cu^{2+}}$ se intercambian 2 electrones por cada átomo de cobre:

m = \frac{Q \cdot M}{n \cdot F} = \frac{16200 \text{ C} \cdot 63,5 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}}{2 \cdot 96485 \text{ C} \cdot \text{mol}^{-1}} = 5,33 \text{ g}

c) Una vez depositado todo el cobre, calcule el pH de la disolución.

A partir de la estequiometría de la reacción global proporcionada, observamos que por cada 2 moles de $\ce{Cu}$ depositados se generan 4 moles de protones $\ce{H+}$ . Por tanto, la relación es de 2 moles de $\ce{H+}$ por cada mol de $\ce{Cu}$ depositado. Dado que 1 mol de $\ce{Cu}$ requiere 2 moles de electrones, el número de moles de $\ce{H+}$ producidos es igual al número de moles de electrones que han circulado:

n(e^-) = \frac{Q}{F} = \frac{16200 \text{ C}}{96485 \text{ C} \cdot \text{mol}^{-1}} = 0,1679 \text{ mol de } e^-

Como $n(\ce{H+}) = n(e^-)$ , tenemos $0,1679 \text{ mol}$ de $\ce{H+}$ . Calculamos la concentración molar en el volumen de $800 \text{ mL}$ ( $0,800 \text{ L}$ ):

[\ce{H+}] = \frac{0,1679 \text{ mol}}{0,800 \text{ L}} = 0,2099 \text{ M}

Finalmente, calculamos el pH de la disolución resultante:

pH = -\log [\ce{H+}] = -\log (0,2099) = 0,678

T7: Equilibrios redox

Ajuste redox y estequiometría

Problema

2023 · Ordinaria · Titular

B.5

Una muestra que contiene sulfuro de calcio se trata con ácido nítrico concentrado hasta reacción completa, según: $\ce{CaS + HNO3 -> NO + SO2 + Ca(NO3)2 + H2O}$

a) Escriba y ajuste por el método del ion electrón las reacciones de oxidación, reducción, iónica y molecular.b) Sabiendo que al tratar

35 \text{ g}

de la muestra con exceso de ácido se obtienen

20,3 \text{ L}

de

\ce{NO}

, medidos a

30 ^\circ\text{C}

y

780 \text{ mm Hg}

, calcule la riqueza en

\ce{CaS}

de la muestra.

Datos. Masas atómicas (u): $\ce{S} = 32$ ; $\ce{Ca} = 40$ . $R = 0,082 \text{ atm} \cdot \text{L} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}$ .

RedoxEstequiometría

Resolución del ejercicio de reacciones redox y estequiometría

a) Escriba y ajuste por el método del ion electrón las reacciones de oxidación, reducción, iónica y molecular.

Se identifican primero las especies que cambian su estado de oxidación: el azufre en el $\ce{CaS}$ se oxida de -2 a +4 en el $\ce{SO2}$ , mientras que el nitrógeno en el $\ce{HNO3}$ se reduce de +5 a +2 en el $\ce{NO}$ .Semirreacción de oxidación (ajustada en medio ácido):

\ce{S^{2-} + 2 H2O} -> \ce{SO2 + 4 H+ + 6 e-}

Semirreacción de reducción (ajustada en medio ácido):

\ce{NO3- + 4 H+ + 3 e-} -> \ce{NO + 2 H2O}

Para igualar el número de electrones transferidos, se multiplica la semirreacción de reducción por 2:

\ce{1 \times (S^{2-} + 2 H2O} -> \ce{SO2 + 4 H+ + 6 e-)}

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

Sumando ambas semirreacciones y simplificando el agua y los protones excedentes, obtenemos la ecuación iónica ajustada:

\ce{S^{2-} + 2 NO3- + 4 H+} -> \ce{SO2 + 2 NO + 2 H2O}

Para obtener la ecuación molecular, se añaden los iones espectadores ( $\ce{Ca^{2+}}$ y el resto de $\ce{NO3-}$ necesarios para formar la sal):

\ce{CaS + 4 HNO3} -> \ce{SO2 + 2 NO + Ca(NO3)2 + 2 H2O}

b) Sabiendo que al tratar

35 \text{ g}

de la muestra con exceso de ácido se obtienen

20,3 \text{ L}

de

\ce{NO}

, medidos a

30 ^\circ\text{C}

y

780 \text{ mm Hg}

, calcule la riqueza en

\ce{CaS}

de la muestra.

Primero, se calculan los moles de $\ce{NO}$ obtenidos utilizando la ecuación de los gases ideales, transformando previamente las unidades de presión a atmósferas y la temperatura a Kelvin:

P = \frac{780 \text{ mm Hg}}{760 \text{ mm Hg/atm}} = 1,0263 \text{ atm}

T = 30 + 273 = 303 \text{ K}

n(\ce{NO}) = \frac{P \cdot V}{R \cdot T} = \frac{1,0263 \text{ atm} \cdot 20,3 \text{ L}}{0,082 \text{ atm} \cdot \text{L} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1} \cdot 303 \text{ K}} = 0,8384 \text{ mol de } \ce{NO}

A partir de la estequiometría de la reacción ajustada, se determina la cantidad de moles de $\ce{CaS}$ puro que han reaccionado (relación $1:2$ ):

n(\ce{CaS}) = 0,8384 \text{ mol } \ce{NO} \cdot \frac{1 \text{ mol } \ce{CaS}}{2 \text{ mol } \ce{NO}} = 0,4192 \text{ mol de } \ce{CaS}

Se calcula la masa de $\ce{CaS}$ puro utilizando su masa molar ( $M(\ce{CaS}) = 40 + 32 = 72 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}$ ):

m(\ce{CaS})_{\text{puro}} = 0,4192 \text{ mol} \cdot 72 \text{ g/mol} = 30,182 \text{ g}

Finalmente, se calcula el porcentaje de riqueza en la muestra inicial de $35 \text{ g}$ :

\% \text{ Riqueza} = \frac{m(\ce{CaS})_{\text{puro}}}{m_{\text{muestra}}} \cdot 100 = \frac{30,182 \text{ g}}{35 \text{ g}} \cdot 100 = 86,23 \%

T7: Equilibrios redox

Estequiometría redox

Problema

2023 · Extraordinaria · Titular

A.5

La reacción entre dióxido de azufre y sulfato de cobre(II), en presencia de cloruro de sodio, permite preparar cloruro de cobre(I), produciéndose también sulfato de sodio y ácido sulfúrico.

a) Formule y ajuste por el método del ion electrón las semirreacciones de oxidación y reducción que tienen lugar. Indique las especies que actúan como oxidante y reductora.b) Ajuste las reacciones iónica y molecular.c) Calcule el volumen de

\ce{SO2}

que reacciona con

7,0 \text{ g}

de sulfato de cobre(II), a

1,0 \text{ atm}

y

25 ^\circ\text{C}

.

Datos. Masas atómicas (u): $O = 16,0; S = 32,0; Cu = 63,5$ . $R = 0,082 \text{ atm} \cdot \text{L} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}$ .

Método ion-electrónEstequiometríaformulación inorgánica

a) Formule y ajuste por el método del ion electrón las semirreacciones de oxidación y reducción que tienen lugar. Indique las especies que actúan como oxidante y reductora.

En este proceso redox, el cobre reduce su estado de oxidación de $+2$ en el $\ce{CuSO4}$ a $+1$ en el $\ce{CuCl}$ , mientras que el azufre se oxida de $+4$ en el $\ce{SO2}$ a $+6$ en el ion sulfato.

\text{Reducción: } \ce{Cu^{2+} + Cl^- + 1 e^- -> CuCl}

\text{Oxidación: } \ce{SO2 + 2 H2O -> SO4^{2-} + 4 H^+ + 2 e^-}

La especie oxidante es el ion $\ce{Cu^{2+}}$ (contenido en el $\ce{CuSO4}$ ), ya que capta electrones. La especie reductora es el $\ce{SO2}$ , ya que cede electrones.

b) Ajuste las reacciones iónica y molecular.

Igualamos el número de electrones multiplicando la semirreacción de reducción por 2 y sumamos ambas ecuaciones para obtener la ecuación iónica ajustada:

\ce{2 Cu^{2+} + 2 Cl^- + 2 e^-} -> \ce{2 CuCl}

\ce{SO2 + 2 H2O} -> \ce{SO4^{2-} + 4 H^+ + 2 e^-}

\text{Ecuación iónica: } \ce{2 Cu^{2+} + 2 Cl^- + SO2 + 2 H2O -> 2 CuCl + SO4^{2-} + 4 H^+}

Asociamos los iones con sus respectivos contraiones ( $\ce{SO4^{2-}}$ , $\ce{Na+}$ y $\ce{Cl^-}$ ) para obtener la ecuación molecular balanceada:

\ce{2 CuSO4 + 2 NaCl + SO2 + 2 H2O} -> \ce{2 CuCl + Na2SO4 + 2 H2SO4}

c) Calcule el volumen de

\ce{SO2}

que reacciona con

7,0 \text{ g}

de sulfato de cobre(II), a

1,0 \text{ atm}

y

25 ^\circ\text{C}

.

Calculamos primero la masa molar del $\ce{CuSO4}$ :

M(\ce{CuSO4}) = 63,5 + 32,0 + (4 \cdot 16,0) = 159,5 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}

Determinamos la cantidad de sustancia de $\ce{CuSO4}$ a partir de la masa dada:

n(\ce{CuSO4}) = \frac{7,0 \text{ g}}{159,5 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}} = 0,04389 \text{ mol}

Utilizamos la relación estequiométrica de la reacción ajustada ( $2 \text{ mol de } \ce{CuSO4} : 1 \text{ mol de } \ce{SO2}$ ):

n(\ce{SO2}) = 0,04389 \text{ mol } \ce{CuSO4} \cdot \frac{1 \text{ mol } \ce{SO2}}{2 \text{ mol } \ce{CuSO4}} = 0,02194 \text{ mol }

Finalmente, calculamos el volumen de $\ce{SO2}$ empleando la ecuación de los gases ideales con $T = 25 + 273,15 = 298,15 \text{ K}$ :

V = \frac{n \cdot R \cdot T}{P} = \frac{0,02194 \cdot 0,082 \cdot 298,15}{1,0} = 0,536 \text{ L}

T7: Equilibrios redox

Electrólisis

Problema

2023 · Extraordinaria · Titular

B.5

A través de una celda electrolítica que contiene una disolución acuosa de $\ce{CdSO4}$ , se hace pasar una corriente de $2,50 \text{ A}$ durante $90$ minutos, observándose que se deposita $\ce{Cd}$ y se desprende oxígeno molecular.

a) Escriba las reacciones que se producen en el ánodo y en el cátodo, y la reacción iónica y molecular, ajustadas por el método del ion electrón, indicando el estado de las especies.b) Calcule los gramos de

\ce{Cd}

depositados.

Datos. $E^0(\text{V}): \ce{Cd^2+/Cd} = -0,40; \ce{O2/H2O} = 1,23$ . $F = 96485 \text{ C} \cdot \text{mol}^{-1}$ . Masa atómica (u): $\ce{Cd} = 112,4$ .

Leyes de FaradayElectrólisisformulación inorgánica

a) Escriba las reacciones que se producen en el ánodo y en el cátodo, y la reacción iónica y molecular, ajustadas por el método del ion electrón, indicando el estado de las especies.

En una celda electrolítica, la oxidación tiene lugar en el ánodo (electrodo positivo) y la reducción en el cátodo (electrodo negativo). Según los datos experimentales, se produce el depósito de $\ce{Cd}$ por reducción del catión metálico y el desprendimiento de $\ce{O2}$ por la oxidación del agua.

\text{Ánodo (Oxidación): } 2\ce{H2O(l) -> O2(g) + 4H+(aq) + 4e^-}

\text{Cátodo (Reducción): } 2 \times (\ce{Cd^2+(aq) + 2e^- -> Cd(s)})

\text{Reacción iónica global: } 2\ce{Cd^2+(aq) + 2\ce{H2O}(l) -> 2\ce{Cd}(s) + \ce{O2}(g) + 4\ce{H+}(aq)}

\text{Reacción molecular global: } 2\ce{CdSO4(aq) + 2\ce{H2O}(l) -> 2\ce{Cd}(s) + \ce{O2}(g) + 2\ce{H2SO4}(aq)}

b) Calcule los gramos de

\ce{Cd}

depositados.

Calculamos primero la carga eléctrica total ( $Q$ ) que atraviesa la celda en unidades del Sistema Internacional, convirtiendo el tiempo a segundos ( $t = 90 \text{ min} \cdot 60 \text{ s/min} = 5400 \text{ s}$ ):

Q = I \cdot t = 2,50 \text{ A} \cdot 5400 \text{ s} = 13500 \text{ C}

A partir de la estequiometría de la reacción de reducción en el cátodo, observamos que se requieren 2 moles de electrones ( $n = 2$ ) por cada mol de cadmio depositado. Aplicamos la ley de Faraday para determinar la masa ( $m$ ):

m = \frac{Q \cdot M}{n \cdot F} = \frac{13500 \text{ C} \cdot 112,4 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}}{2 \cdot 96485 \text{ C} \cdot \text{mol}^{-1}}

m = 7,863 \text{ g de } \ce{Cd}

T7: Equilibrios redox

Ajuste y estequiometría

Problema

2022 · Extraordinaria · Titular

A.5

La reacción entre dióxido de azufre y sulfato de cobre(II), en presencia de cloruro de sodio, permite preparar cloruro de cobre(I), produciéndose también sulfato de sodio y ácido sulfúrico.

a) Formule y ajuste por el método del ion electrón las semirreacciones de oxidación y reducción que tienen lugar. Indique las especies que actúan como oxidante y reductora.b) Ajuste las reacciones iónica y molecular.c) Calcule el volumen de

\ce{SO2}

que reacciona con

7,0 \text{ g}

de sulfato de cobre(II), a

1,0 \text{ atm}

y

25 ^\circ\text{C}

.

Datos. Masas atómicas (u): $O = 16,0$ ; $S = 32,0$ ; $Cu = 63,5$ . $R = 0,082 \text{ atm} \cdot \text{L} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}$ .

Método ion-electrónEstequiometría

T7: Equilibrios redox

Electrólisis

Problema

2022 · Extraordinaria · Titular

B.5

A través de una celda electrolítica que contiene una disolución acuosa de $\ce{CdSO4}$ , se hace pasar una corriente de $2,50 \text{ A}$ durante $90 \text{ minutos}$ , observándose que se deposita $Cd$ y se desprende oxígeno molecular.

a) Escriba las reacciones que se producen en el ánodo y en el cátodo, y la reacción iónica y molecular, ajustadas por el método del ion electrón, indicando el estado de las especies.b) Calcule los gramos de

Cd

depositados.

Datos. $E^0(\text{V}): \ce{Cd^2+/Cd = - 0,40}; \ce{O2/H2O = 1,23}. F = 96485 \text{ C} \cdot \text{mol}^{-1}$ . Masa atómica (u): $Cd = 112,4$ .

Leyes de FaradayCelda electrolítica