Equilibrios redox — Química PEvAU Valencia

Ajuste de reacciones redox, Estequiometría

Problema

2025 · Ordinaria · Titular

2A

El ácido sulfúrico, $\ce{H2SO4}$ , diluido reacciona con el cobre, según la siguiente reacción química, no ajustada:

\ce{H2SO4(ac) + Cu(s)}

->

\ce{CuSO4(ac) + SO2(g) + H2O(l)}

a) Escriba las semirreacciones de oxidación y de reducción, así como la ecuación química global ajustada tanto en su forma iónica como molecular.b) Calcule el volumen de una disolución de ácido sulfúrico del

96 \%

de riqueza en masa y una densidad de

1,84 \text{ g} \cdot \text{mL}^{-1}

, necesario para que reaccione completamente con

5,0 \text{ g}

de cobre.c) Calcule el volumen de

\ce{SO2}

, medido a

20^\circ\text{C}

y

740 \text{ mmHg}

, que se obtendría en el apartado anterior.

RedoxEstequiometríaGases

a) Ajuste por el método ion-electrón:

Semirreacción de oxidación (el Cu pasa de estado 0 a +2):

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

Semirreacción de reducción (el S pasa de +6 en $\ce{H2SO4}$ a +4 en $\ce{SO2}$ ):

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

Ambas semirreacciones intercambian 2 electrones, por lo que se suman directamente. Ecuación iónica ajustada:

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

Ecuación molecular ajustada:

\ce{Cu(s) + 2H2SO4(ac) -> CuSO4(ac) + SO2(g) + 2H2O(l)}

b) Cálculo del volumen de disolución de ácido sulfúrico necesario:

Según la ecuación ajustada, 1 mol de Cu reacciona con 2 mol de $\ce{H2SO4}$ . Masas molares: $M(\ce{Cu}) = 63,5 \text{ g·mol}^{-1}$ , $M(\ce{H2SO4}) = 98 \text{ g·mol}^{-1}$ .Moles de Cu:

n(\ce{Cu}) = \frac{5{,}0 \text{ g}}{63{,}5 \text{ g·mol}^{-1}} = 0{,}07874 \text{ mol}

Moles de $\ce{H2SO4}$ necesarios:

n(\ce{H2SO4}) = 2 \times 0{,}07874 = 0{,}15748 \text{ mol}

Masa de $\ce{H2SO4}$ puro necesaria:

m(\ce{H2SO4}) = 0{,}15748 \text{ mol} \times 98 \text{ g·mol}^{-1} = 15{,}43 \text{ g}

Masa de disolución necesaria (riqueza del 96 % en masa):

m_{\text{disol}} = \frac{15{,}43 \text{ g}}{0{,}96} = 16{,}07 \text{ g}

Volumen de disolución, usando la densidad $d = 1{,}84 \text{ g·mL}^{-1}$ :

V = \frac{m}{d} = \frac{16{,}07 \text{ g}}{1{,}84 \text{ g·mL}^{-1}} = 8{,}73 \text{ mL}

c) Cálculo del volumen de

\ce{SO2}

a

20^\circ\text{C}

y

740 \text{ mmHg}

:

Según la ecuación, 1 mol de Cu produce 1 mol de $\ce{SO2}$ , por lo que:

n(\ce{SO2}) = n(\ce{Cu}) = 0{,}07874 \text{ mol}

Conversión de unidades: $T = 20 + 273 = 293 \text{ K}$ ; $P = 740 \text{ mmHg} \times \dfrac{1 \text{ atm}}{760 \text{ mmHg}} = 0{,}9737 \text{ atm}$ .Aplicando la ley del gas ideal $PV = nRT$ :

V = \frac{nRT}{P} = \frac{0{,}07874 \text{ mol} \times 0{,}082 \text{ atm·L·mol}^{-1}\text{·K}^{-1} \times 293 \text{ K}}{0{,}9737 \text{ atm}} = 1{,}95 \text{ L}

T7: Equilibrios redox

Pilas galvánicas

Problema

2025 · Ordinaria · Titular

4

Una pila galvánica está formada por un electrodo de níquel sumergido en una disolución acuosa $1 \text{ M}$ de $\ce{NiSO4}$ , conectado con un electrodo de cinc sumergido en una disolución acuosa $1 \text{ M}$ de $\ce{ZnSO4}$ . Ambas disoluciones están, además, conectadas mediante un puente salino.

a) Escriba las semirreacciones de oxidación y de reducción, ajuste la ecuación química global y calcule la diferencia de potencial que se establece entre los electrodos al comienzo de la reacción.b1) Se ha observado que, a medida que avanza la reacción, uno de los electrodos se disuelve mientras que el otro aumenta su masa. Justifique esta observación, indicando cuál es el electrodo que aumenta su masa.b2) Justifique que la reacción global de la pila es, en condiciones estándar, un proceso químico espontáneo. Explique cuál es el papel del puente salino en el funcionamiento de la pila galvánica.

Datos: potencial estándar de reducción, $E^\circ(\text{V})$ : $(\ce{Ni^{2+}|Ni}): -0,25$ ; $(\ce{Zn^{2+}|Zn}): -0,76$ .

Pila galvánicaPotencial estándarCátodo y Ánodo

a) En una pila galvánica, el electrodo con menor potencial de reducción actúa como ánodo (oxidación) y el de mayor potencial actúa como cátodo (reducción). Como

E^\circ(\ce{Zn^{2+}|Zn}) = -0{,}76 \text{ V} < E^\circ(\ce{Ni^{2+}|Ni}) = -0{,}25 \text{ V}

, el zinc se oxida y el níquel se reduce.

Semirreacción de oxidación (ánodo, electrodo de Zn):

\ce{Zn -> Zn^{2+} + 2e^-} \quad E^\circ_{\text{ox}} = +0{,}76 \text{ V}

Semirreacción de reducción (cátodo, electrodo de Ni):

\ce{Ni^{2+} + 2e^- -> Ni} \quad E^\circ_{\text{red}} = -0{,}25 \text{ V}

Ecuación global ajustada (ambas semirreacciones intercambian 2 electrones, se suman directamente):

\ce{Zn + Ni^{2+} -> Zn^{2+} + Ni}

La diferencia de potencial estándar de la pila se calcula como:

E^\circ_{\text{pila}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}} = (-0{,}25) - (-0{,}76) = +0{,}51 \text{ V}

b1) A medida que avanza la reacción, el electrodo de zinc (ánodo) se oxida y sus átomos pasan a la disolución como iones

\ce{Zn^{2+}}

, por lo que el electrodo de zinc se disuelve y pierde masa. Simultáneamente, en el electrodo de níquel (cátodo) los iones

\ce{Ni^{2+}}

de la disolución se reducen y se depositan como metal sobre el electrodo, por lo que el electrodo de níquel aumenta su masa.b2) Un proceso es espontáneo en condiciones estándar cuando

\Delta G^\circ < 0

. La relación entre energía de Gibbs y potencial de celda es:

\Delta G^\circ = -n \cdot F \cdot E^\circ_{\text{pila}}

Como $E^\circ_{\text{pila}} = +0{,}51 \text{ V} > 0$ , se tiene que $\Delta G^\circ = -2 \cdot F \cdot 0{,}51 < 0$ , lo que confirma que la reacción global es espontánea en condiciones estándar.Respecto al puente salino: su función es mantener la electroneutralidad de ambas disoluciones durante el funcionamiento de la pila. A medida que avanza la reacción, en la semicelda del ánodo se acumulan cationes $\ce{Zn^{2+}}$ (exceso de carga positiva) y en la semicelda del cátodo se consumen cationes $\ce{Ni^{2+}}$ (exceso de carga negativa). El puente salino, que contiene una sal electrolítica inerte (por ejemplo, $\ce{KNO3}$ ), permite el flujo de iones entre ambas disoluciones: los aniones migran hacia la semicelda del ánodo y los cationes hacia la semicelda del cátodo, compensando las cargas y permitiendo que la corriente eléctrica continúe fluyendo. Sin el puente salino, la acumulación de cargas detendría rápidamente la reacción.

T7: Equilibrios redox

Potenciales de reducción y espontaneidad

Problema

2025 · Extraordinaria · Suplente

4

En disolución acuosa, el peróxido de hidrógeno, $\ce{H2O2}$ , reacciona con ácido clorhídrico, $\ce{HCl}$ , dando lugar a cloro molecular, $\ce{Cl2}$ , y agua, $\ce{H2O}$ .

a) Escriba la ecuación química ajustada.b) Justifique que la reacción química que tiene lugar es una reacción rédox e identifique la especie oxidant y la especie reductora.c1) Calcule la cantidad, en moles, de peróxido de hidrógeno que hay que añadir a 2 litros de una disolución de ácido clorhídrico que se encuentra a pH = 1,0 para que, tras completarse la reacción, alcance el valor de pH = 2,0. Considere que el volumen de la disolución no varía durante el proceso.c2) Justifique que la reacción química del apartado a) tiene lugar de modo espontáneo en condiciones estándar, y deduzca si una reacción análoga tiene lugar o no cuando se sustituye el ácido clorhídrico por ácido fluorhídrico,

\ce{HF(ac)}

.

Datos: potencial estándar de reducción, $E^\circ (\text{V})$ : $(\ce{Cl2(g)|Cl-(ac)}) = 1,36$ ; $(\ce{H2O2(ac)|H2O(l)}) = 1,76$ ; $(\ce{F2(g)|F-(ac)}) = 3,05$ .

Ecuación redoxEspontaneidadCálculo de pH

T7: Equilibrios redox

Ajuste redox y estequiometría

Problema

2025 · Extraordinaria · Titular

2A

El dicloro, $\ce{Cl2}$ , es ampliamente utilizado en el tratamiento de aguas dedicadas al consumo humano. Un contaminante habitual del agua es el sulfuro de hidrógeno, $\ce{H2S}$ , proveniente tanto de la descomposición de materia orgánica como de depósitos de minerales del subsuelo. La reacción entre $\ce{Cl2}$ y $\ce{H2S}$ da lugar a azufre elemental y $\ce{HCl}$ .En una planta potabilizadora se trataron $25 \text{ m}^3$ de agua ( $1 \text{ m}^3 = 1000 \text{ L}$ ), que contenían una cantidad desconocida de sulfuro de hidrógeno, con un exceso de $\ce{Cl2}$ .

a) Escriba las semirreacciones de oxidación y de reducción y ajuste la reacción molecular global.b) Al finalizar la reacción, el pH de la disolución resultó ser

3,83

. Calcule la cantidad de

\ce{H2S}

, en gramos, presente en el agua tratada (desprecie el efecto de la disociación ácida del

\ce{H2S}

en agua).

RedoxpH

T7: Equilibrios redox

Potenciales de reducción y espontaneidad

Cuestión

2024 · Ordinaria · Titular

C4

Teniendo en cuenta los potenciales estándar de reducción, responda razonadamente si los siguientes enunciados son verdaderos o falsos: a) Una barra de zinc es estable en una disolución acuosa de $\ce{CdSO4}$ 1 M. b) Al mezclar una disolución de $\ce{CuSO4}$ 1 M con una de $\ce{CdSO4}$ 1 M, se forma cobre metálico. c) El cobre metálico no se disuelve en una disolución acuosa de $\ce{HCl}$ 1 M. d) Una disolución que contenga $\ce{Zn^2+(ac)}$ 1 M se puede guardar en una botella de aluminio.Datos: potenciales estándar de reducción, $E^\circ \text{ (V)}$ : $\ce{Al^3+|Al} = -1,68; \ce{Zn^2+|Zn} = -0,76; \ce{Cd^2+|Cd} = -0,40; \ce{H+|H2} = 0,0; \ce{Cu^2+|Cu} = +0,34$ .

T7: Equilibrios redoxPotencial de reducción

T7: Equilibrios redox

Estequiometría redox

Problema

2024 · Ordinaria · Titular

P1

En el laboratorio, pueden obtenerse pequeñas cantidades de dicloro, $\ce{Cl2(g)}$ , haciendo reaccionar permanganato de potasio, $\ce{KMnO4(ac)}$ , con cloruro de potasio, $\ce{KCl(ac)}$ , en medio ácido de acuerdo con la siguiente ecuación química no ajustada:

\ce{KMnO4(ac) + KCl(ac) + H2SO4(ac)}

->

\ce{MnSO4(ac) + Cl2(g) + K2SO4(ac) + H2O(l)}

a) Escriba la semirreacción de oxidación y la de reducción, así como la reacción global ajustada, tanto en su forma iónica como molecular.b) Si se mezclan 150 mL de la disolución A (que contiene 2,5 g de

\ce{KMnO4}

y un exceso de

\ce{H2SO4}

) y 250 mL de la disolución B (que contiene

\ce{KCl}

a concentración 0,12 M y un exceso de

\ce{H2SO4}

), calcule el volumen de

\ce{Cl2}

producido, medido a

20^\circ \text{C}

y

723 \text{ mmHg}

.

Datos: masas atómicas relativas: $\text{H} = 1,0; \text{O} = 16,0; \text{Cl} = 35,5, \text{K} = 39,1; \text{Mn} = 54,9$ . $R = 0,082 \text{ atm} \cdot \text{L} \cdot \text{K}^{-1} \cdot \text{mol}^{-1}$ . $1 \text{ atm} = 760 \text{ mmHg}$ .

T7: Equilibrios redoxEstequiometría

T7: Equilibrios redox

Celdas galvánicas y espontaneidad

Cuestión

2024 · Extraordinaria · Titular

C4

Cuestión 4.

Se dispone en el laboratorio de cuatro disoluciones, todas a concentración 1 M: A: $\ce{HCl(aq)}$ ; B: $\ce{AgNO3(aq)}$ ; C: $\ce{Fe(NO3)2(aq)}$ ; D: $\ce{AlCl3(aq)}$ . Además, se dispone de unas láminas de Ag, Fe y Al. A partir de los datos de $E^\circ$ , responda razonadamente:

a) ¿Es posible obtener aluminio,

\ce{Al(s)}

, a partir de la disolución D, haciendo que ésta reaccione con alguno de los tres metales de los que se dispone?b) ¿Se producirá alguna reacción al introducir una lámina de plata,

\ce{Ag(s)}

, en la disolución A?c) Se desea construir la pila galvánica que proporcione el potencial de celda más elevado.c.1) Indique qué disoluciones y qué metales utilizaría para construir dicha pila galvánica.c.2) Escriba la semirreacción de oxidación y la de reducción, así como la reacción iónica global ajustada y calcule el potencial de la pila.

Datos: potenciales estándar de reducción, $E^\circ \text{ (V)}$ : $\ce{Al^3+|Al}: -1,66$ ; $\ce{Fe^2+|Fe}: -0,44$ ; $\ce{H+|H2}: 0,00$ ; $\ce{Ag+|Ag}: +0,80$ .

RedoxPila galvánica

T7: Equilibrios redox

Ajuste redox y estequiometría

Problema

2024 · Extraordinaria · Titular

P4

Problema 4.

El dióxido de estaño, $\ce{SnO2(s)}$ , se puede obtener en un laboratorio al reaccionar estaño con ácido nítrico concentrado, según la siguiente ecuación química no ajustada:

\ce{Sn(s) + HNO3(aq)} -> \ce{SnO2(s) + NO2(g) + H2O(l)}

a) Escriba las semirreacciones de oxidación y de reducción, así como la ecuación química global ajustada.b) ¿Cuántos gramos de

\ce{SnO2}

se obtendrán al reaccionar completamente 5,0 g de estaño con un exceso de ácido nítrico? ¿Qué volumen de

\ce{NO2}

, medido a 23 ^\circ\text{C} y 790 mmHg, se generará en el proceso?

Datos: masses atòmiques relatives: $H = 1$ ; $N = 14$ ; $O = 16,0$ ; $Sn = 118,7$ . $R = 0,082 \text{ atm} \cdot \text{L} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}$ . $760 \text{ mmHg} = 1 \text{ atm}$ .

RedoxEstequiometría

T7: Equilibrios redox

Ajuste redox y estequiometría

Problema

2023 · Ordinaria · Titular

P4

Problema 4. Reacciones redox. Cálculos estequiométricos.

El dióxido de cloro, $\ce{ClO2}$ es un desinfectante y decolorante que puede obtenerse haciendo reaccionar clorato de sodio, $\ce{NaClO3}$ , con peróxido de hidrógeno, $\ce{H2O2}$ , en medio ácido, de acuerdo con la siguiente ecuación química no ajustada:

\ce{NaClO3(aq) + H2O2(aq) + H2SO4(aq)} -> \ce{ClO2(g) + O2(g) + H2O(l) + Na2SO4(aq)}

a) Escriba la semirreacción de oxidación y la de reducción, así como la ecuación química global ajustada tanto en su forma iónica como molecular.b) Calcule el volumen de

\ce{ClO2}

obtenido (medido a

20 ^\circ\text{C}

y

790 \text{ mmHg}

), cuando se mezcla la disolución A (

250 \text{ mL}

de una disolución

0,08 \text{ M}

de

\ce{H2O2}

en exceso de

\ce{H2SO4}

) con la disolución B (

200 \text{ mL}

de una disolución

0,15 \text{ M}

de

\ce{NaClO3}

en exceso de

\ce{H2SO4}

).

Datos: $1 \text{ atm} = 760 \text{ mmHg}$ . $R = 0,082 \text{ atm} \cdot \text{L} \cdot \text{K}^{-1} \cdot \text{mol}^{-1}$ .

RedoxEstequiometría de gases

T7: Equilibrios redox

Potenciales de reducción

Cuestión

2023 · Extraordinaria · Titular

C4

Cuestión 4. Reacciones redox.

Teniendo en cuenta los potenciales estándar de reducción, responda razonadamente si los siguientes enunciados son verdaderos o falsos: a) Una barra de estaño es estable cuando se introduce en una disolución acuosa de $\ce{CuSO4}$ 1 M. b) Al submergir una barra de hierro en una disolución acuosa de $\ce{CrCl3}$ 1 M, se recubre con cromo. c) El aluminio se disuelve en una disolución acuosa de $\ce{HCl}$ 1 M. d) Las disoluciones acuosas de $\ce{SnCl2}$ 1 M, se pueden guardar en recipientes de aluminio.Datos: $E^\circ (\text{V})$ : $[\ce{Al^{3+}(ac)/Al(s)}] = -1,68$ ; $[\ce{Cr^{3+}(ac)/Cr(s)}] = -0,74$ ; $[\ce{Fe^{2+}(ac)/Fe(s)}] = -0,44$ ; $[\ce{Sn^{2+}(ac)/Sn(s)}] = -0,14$ ; $[\ce{H^{+}(ac)/H2(g)}] = 0$ ; $[\ce{Cu^{2+}(ac)/Cu(s)}] = +0,34$ .

RedoxPotenciales de reducción

T7: Equilibrios redox

Valoración redox

Problema

2023 · Extraordinaria · Titular

P4

Problema 4. Reacciones redox. Cálculos estequiométricos.

En el departamento de calidad de una industria se desea determinar el porcentaje de hierro en un alambre. Para ello, se disuelve, en medio ácido, un trozo de alambre que pesa 3,125 g, obteniéndose finalmente 500,0 mL de una disolución de $\ce{Fe^{2+}(ac)}$ . Se tratan 50,0 mL de esta disolución con una disolución de dicromato de potasio 0,02 M, necesitando 32,0 mL para la reacción completa del $\ce{Fe^{2+}(ac)}$ , de acuerdo con la ecuación química siguiente no ajustada:

\ce{Cr2O7^{2-}(ac) + Fe^{2+}(ac) + H^{+}(ac)}

->

\ce{Cr^{3+}(ac) + Fe^{3+}(ac) + H2O(l)}

a) Identifique justificadamente el agente oxidant y el reductor. Ajuste la ecuación química.b) Calcule el porcentaje de hierro en el alambre.

Datos: Masa atómica relativa: $\text{Fe} = 55,8$ .

RedoxEstequiometría

T7: Equilibrios redox

Ajuste de reacciones y estequiometría redox

Problema

2022 · Ordinaria · Titular

P4

Problema 4. Reacciones red-ox. Cálculos estequiométricos.

A escala laboratorio, se pueden obtener pequeñas cantidades de cloro gaseoso mediante la reacción (no ajustada):

\ce{K2Cr2O7(ac) + HCl(ac) \to CrCl3(ac) + Cl2(g) + KCl(ac) + H2O(l)}

a) Escriba la semireacción de oxidación y la de reducción, así como la ecuación química global ajustada.b) Si se hace reaccionar

125 \text{ mL de } \ce{HCl } 1 \text{ M}

con un exceso de

\ce{K2Cr2O7}

, ¿cuántos litros de

\ce{Cl2}

se obtendrán, medidos a

1 \text{ atm de presión y } 20 ^\circ\text{C}

?

Dato: $R = 0,082 \text{ atm} \cdot \text{L} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}$ .

RedoxEstequiometría

T7: Equilibrios redox

Celdas galvánicas

Cuestión

2022 · Extraordinaria · Titular

C3

Cuestión 3. Química redox.

Se dispone en el laboratorio de láminas de plata, cobre y cinc, así como de disoluciones acuosas, de concentración $1 \text{ M}$ , de las sales $\ce{AgNO3}$ , $\ce{Cu(NO3)2}$ y $\ce{Zn(NO3)2}$ . Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones:

a) ¿Cuál de los tres metales es un reductor más fuerte?b) Construimos una pila con un electrodo formado por una lámina de

\ce{Ag}

metálica sumergida en la disolución de

\ce{AgNO3}

y otro formado por una lámina de

\ce{Zn}

sumergida en la disolución de

\ce{Zn(NO3)2}

. ¿Cuál de los electrodos funciona como ánodo y cuál como cátodo de la pila? ¿Cuál es el potencial estándar de la pila formada?c) Considerando la pila del apartado anterior, discuta si la lámina de cinc que actúa como electrodo aumenta o disminuye su masa a medida que avanza la reacción.

Datos: Potenciales de reducción estándar, $E^o(\text{V})$ : $\ce{Ag^+|Ag} = + 0.80$ ; $\ce{Cu^{2+}|Cu} = + 0.34$ ; $\ce{Zn^{2+}|Zn} = - 0.76$ .

Pilas galvánicasPotencial estándar

T7: Equilibrios redox

Estequiometría de reacciones

Problema

2022 · Extraordinaria · Titular

P1

Problema 1. Cálculos estequiométricos.

El hierro metálico se disuelve en disoluciones de ácido clorhídrico, de acuerdo con la siguiente ecuación química (no ajustada):

\ce{Fe(s) + HCl(ac)}

->

\ce{FeCl3(ac) + H2(g)}

Una pieza de $\ce{Fe}$ puro se disolvió en $250.0 \text{ mL}$ de una disolución de $\ce{HCl}$ $0.230 \text{ M}$ . Tras la reacción se determinó que la concentración de $\ce{HCl}$ había disminuido hasta $0.146 \text{ M}$ .

a) Ajuste la ecuación química y calcule la masa (en g) de

\ce{Fe}

metálico que reaccionó.b) Calcule la concentración molar de

\ce{FeCl3}

en la disolución final.c) Calcule el volumen (en litros) de dihidrógeno generado, medido a

740 \text{ mmHg}

y

25 ^\circ\text{C}

.

Datos: Masas atómicas relativas: $\ce{H} = 1.0$ ; $\ce{Cl} = 35.5$ ; $\ce{Fe} = 55.8$ . $R = 0.082 \text{ atm} \cdot \text{L} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot \text{K}^{-1}$ ; $1 \text{ atm} = 760 \text{ mmHg}$ .

EstequiometríaGases

T7: Equilibrios redox

Ajuste redox y volumetría

Problema

2022 · Extraordinaria · Titular

P4

Problema 4. Reacciones red-ox. Cálculos estequiométricos.

En medio ácido, el peróxido de hidrógeno, $\ce{H2O2}$ , reacciona con el permanganato de potasio, $\ce{KMnO4}$ , de acuerdo con la siguiente reacción (no ajustada):

\ce{H2O2(ac) + KMnO4(ac) + H2SO4(ac)}

->

\ce{O2(g) + MnSO4(ac) + K2SO4(ac) + H2O(l)}

a) Escriba la semirreacción de oxidación y la de reducción, así como la ecuación química global ajustada.b) Para determinar el contenido en

\ce{H2O2}

,

50.0 \text{ mL}

de una muestra de agua oxigenada, que contenía un exceso de

\ce{H2SO4}

, se hicieron reaccionar con una disolución de

\ce{KMnO4}

de concentración

0.225 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1}

. Se necesitaron

24.0 \text{ mL}

de la disolución de

\ce{KMnO4}

para que la reacción se completase. Calcule la concentración de

\ce{H2O2}

(en

\text{mol} \cdot \text{L}^{-1}

) en el agua oxigenada analizada.

RedoxVolumetría