1. No category

Química 2º bachillerato
redox
REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES
1.- Conceptos básicos: Oxidación-Reducción. Reglas para el I.O.. Pares Redox.
2.- Ajuste de reacciones redox.
3.- Equivalente redox. Valoraciones redox
1.- CONCEPTOS BÁSICOS: OXIDACIÓN-REDUCCIÓN
El concepto de oxidación-reducción ha ido evolucionando con el tiempo.
-
Inicialmente:
Oxidación: ganancia de oxígeno. C + O2 → CO2
Reducción: pérdida de oxígeno. ZnO + C → Zn + CO
-
Posteriormente: Oxidación: ganancia de oxígeno o pérdida de hidrógeno.
H2S + ½ O2 → S + H2O
Reducción: pérdida de oxígeno o ganancia de hidrógeno.
CO + 2 H2 → CH3OH
-
En la actualidad: Oxidación: pérdida de electrones
Reducción: ganancia de electrones
•
Para que una sustancia se oxide (pierda e-) es necesario que otra sustancia se reduzca
(gane e-), por lo cual, a estas reacciones se llaman Redox o de oxidación-reducción, y
en ellas tiene lugar la transferencia de electrones de unos átomos a otros.
•
Para saber si un átomo de un elemento se oxida o se reduce, se introdujo el llamado
índice, número o estado de oxidación, que es la carga eléctrica real o formal que tiene
un átomo en un compuesto.
Este número representa los electrones ganados o perdidos ( total o parcialmente ) por
un átomo al formar el compuesto, y para calcularlo se considera como si todos los enlaces
fuesen iónicos, es decir, como si hubiera la cesión total de electrones del átomo menos
electronegativo al más electronegativo.
En los iones y en los compuestos iónicos, el I.O. de los átomos es una carga real.
Ejemplos:
en el ion Fe3+, se toma que el I.O. del Fe = +3
en el NaCl, el I.O. del Na = +1 y el I.O. del Cl = -1, que representan la
carga real que tienen, ya que en el NaCl existen los iones Na+ y Cl-.
En los compuestos covalentes moleculares, el I.O. de los átomos representa tan sólo
una carga formal (no real).
Ejemplo:
en el CO2, ( O = C= O ) , el I.O. del C = + 4 y el I.O. del O = -2 , sin
embargo, al ser los enlaces covalentes, el C no ha perdido 4 electrones y se
los ha dado a los O, es decir, no hay iones C4+ y O2-, tan sólo hay una cierta
polaridad en los enlaces.
página
1
Química 2º bachillerato
redox
El criterio que se sigue hoy en día para saber si un elemento se oxida o se reduce es
el siguiente:
Oxidación
OXIDACIÓN: Aumento del I.O.
...., –2 , -1 , 0 . +1 , +2 , ...
REDUCCIÓN: Disminución del I.O
Reducción
•
Reglas para determinar el I.O.
1) El I.O. de cualquier elemento libre en su estado fundamental es 0.
Ejemplo: Na , Cl2 , H2, O2, S8(S) ... , el I.O. = 0
2) El I.O. del H es +1, excepto en los hidruros metálicos que es – 1.
3) El I.O. del O es – 2, excepto en los peróxidos que es – 1.
4) El I.O. de los metales coincide con su valencia iónica.
Ejemplo: El I.O. del Fe = +2 o +3.
5) El I.O. de los no metales puede coincidir con su valencia iónica o con su valencia
covalente.
Ejemplo: El I.O. del F siempre es –1 y el del resto de halógenos ( Cl, Br, I ) es – 1,
pero cuando están formando compuestos con el O puede ser +1, +3, +5, +7.
6) En un compuesto neutro la suma de los I.O. de todos los átomos es 0, y en un ión la
suma de los I.O. es igual a la carga del ión.
Ejemplos:
+1 -2
+1 +7 -2
H2 O ,
Nota:
+3
K Mn O4
+6 -2
, Al2 ( S O4)3
+3
,
Fe
+7
3+
-2
, Mn O4
+6 -2
-
,
Cr2 O7 2-
El I.O. del C en los compuestos orgánicos no tiene que coincidir siempre con su
valencia; así, la valencia del C siempre es 4, ya que forma 4 enlaces covalentes,
sin embargo, el I.O. puede variar:
-4
CH4
-2
CH3Cl
0
+2
+4
CH2Cl2
CHCl3
CCl4
En los compuestos orgánicos con más de un átomo de C, éstos pueden tener
distintos I.O. y para determinarlos se considera cada radical independiente, con I.O. total
cero; aunque también se puede considerar que todos los C son iguales y el I.O. resultante
es la media de los verdaderos I.O. (en tal caso puede ser fraccionario).
-2
-2
CH2 = CH2
-2 +1
o bien:
C2H4
-3
-2
-3
CH3 – CH2 – CH3
-3
+3
CH3 – COOH
-8/3 +1
o bien
C3 H8
0 +1 -2
o bien:
C2H4O2
página
2
Química 2º bachillerato
redox
Oxidantes y Reductores. Pares Redox
•
Oxidante o Agente oxidante: toda sustancia capaz de oxidar a otra. Al hacerlo, él se
reduce (gana e -).
Reductor o Agente reductor: toda sustancia capaz de reducir a otra. Al hacerlo, él se
oxida (pierde e -).
•
Al igual que el carácter ácido-básico, el carácter oxidante-reductor es relativo, depende
de la sustancia con la que se enfrente.
De forma general una reacción redox se puede poner como:
( Oxidante )1 + ( Reductor )2 ⇔ ( Reductor )1 + ( Oxidante )2
Ejemplo:
Cu2+ + Zn ⇔ Cu + Zn2+
(Ox.)1
(Red.)2
(Red.)1 (Ox.)2
Dependiendo que el equilibrio esté desplazado en un sentido o en otro, el
(oxidante)1 será más fuerte que el (Oxidante)2 o al contrario. Por la misma razón:
A un Oxidante fuerte le corresponde un Reductor conjugado débil y viceversa.
•
En un par redox, se llama especie o forma oxidada a la de mayor I.O. y especie o forma
reducida a la de menor I.O..
Ejemplo: en el par Cu2+/ Cu , el Cu2+ es la especie oxidada y el Cu la reducida.
Ejemplos de oxidantes:
Átomos de elementos electronegativos (tendencia a ganar electrones).
Compuestos o iones que tengan algún elemento con un I.O. elevado. Ejemplos:
Un elemento que interviene mucho en los procesos redox es el Manganeso, que se
puede presentar como Mn2+, MnO2, MnO42-, MnO4-, con I.O. +2, +4, +6, +7,
respectivamente.
MnO4- (ion permanganato)
MnO42- (ion manganato)
medio ácido
Mn2+ (ion manganoso)
medio básico
MnO2 (dióxido de manganeso)
Otro elemento importante es el Cromo, que se puede presentar como Cr3+, CrO2-,
CrO42- y Cr2O72-, con I.O. +3, +3, +6 y +6 , respectivamente.
Cr2O72- (ion dicromato)
CrO42- (ion cromato)
medio ácido
medio básico
Cr3+ (ion crómico)
CrO2- ( ion cromito)
página
3
Química 2º bachillerato
redox
El agua oxigenada o peróxido de hidrógeno.
medio ácido
H2O
medio básico
OH-
H2O2
Los aniones SO42-, NO3-, ClO4-, etc., que se pueden reducir a distintos productos,
dependiendo de la acidez del medio.
Ejemplos de reductores:
Átomos de elementos electropositivos ( tendencia a perder electrones ).
Compuestos o iones que tengan algún elemento con un I.O. bajo.
-1
H2O2
0
O2
;
Fe2+
Fe3+
;
Sn2+
Sn4+
2.- AJUSTE DE REACCIONES REDOX
Se utiliza el método del ion-electrón, que se basa en considerar las reacciones redox
desdobladas en dos semireacciones, una de oxidación y otra de reducción, verificadas
simultáneamente, de forma que los electrones que se ganan en una reacción son los
electrones que se pierden en la otra.
Reglas:
1) Se determinan los I.O. de cada elemento, para ver quien se oxida y quien se reduce.
2) Se escribe la semireacción de oxidación en la forma iónica y se ajusta el elemento que
se oxida. (Se considera que las sales y los ácidos y bases fuertes están disociados en
sus iones, mientras que las demás sustancias se ponen en la forma molecular)
3) Se ajustan los O y los H, en este orden, de la siguiente forma:
a) Si el medio es ácido, donde hay déficit de O, se añade el número necesario de
moléculas de agua, y en el otro miembro se añaden H+ para ajustar los H.
b) Si el medio es básico, donde sobren O, se ponen tantas moléculas de agua como O
sobren, y en el otro miembro se pone el doble de OH-.
4) Se ajusta la carga, añadiendo en el miembro correspondiente los electrones necesarios.
5) Se hace lo mismo para la semireacción de reducción.
6) Se multiplican las ecuaciones por los coeficientes más pequeños, para que el número
de electrones sea el mismo en ambas.
7) Se suman las ecuaciones y se simplifican, eliminando las sustancias comunes.
8) Las sustancias que ni se oxidan ni se reducen se ajustan por tanteo (teniendo en cuenta
los subíndices de las fórmulas).
página
4
Química 2º bachillerato
redox
Ejercicio resuelto 1: Ajusta la reacción
Se determinan los I.O. de cada elemento
HNO3 + C
+1 +5 –2
NO2 + CO2 + H2O
→
0
H N O3 + C
+4 -2
→
+4 -2
+1 -2
N O2 + C O2 + H2 O
Se oxida el C, ya que su I.O. pasa de 0 a +4 y se reduce el N, su I.O. pasa de +5 a +4.
El agente oxidante es el HNO3 (se reduce) y el agente reductor el C (se oxida).
Oxidación:
2 H2O + C → CO2 + 4 H+ + 4 e-
Reducción:
( NO3- + 2 H+ + 1 e- → NO2 + H2O ) × 4
2 H2O + C + 4 NO3- + 8 H+ + 4 e- → CO2 + 4 H+ + 4 e- + 4 NO2 + 4 H2O
4H+
Reacción Iónica:
C + 4 NO3- + 4 H+
2 H2O
→
CO2 + 4 NO2 + 2 H2O
Reacción molecular: teniendo en cuenta las fórmulas moleculares, propuestas en el
enunciado, se deduce que los 4H+ tienen que proceder de la disociación del HNO3, que
junto a los 4 NO3-, formaran 4 moléculas de HNO3. El resto de sustancias están en forma
molecular, ajustadas.
C + 4 HNO3
→
CO2 + 4 NO2 + 2 H2O
Ejercicio resuelto 2: Ajusta la reacción HNO3 + H2S → NO + H2SO4 + H2O
+1 -2
+2 -2
+1 +6 -2
+1 -2 ,
H N O3 + H2 S → N O + H2 S O4 + H2 O ,
+1 +5 -2
se oxida el S ( I.O. de –2 a +6 )
se reduce el N ( I.O. de +5 a +2 )
Oxidación:
( 4 H2O + H2S → SO42- + 10 H+ + 8 e- ) × 3
Reducción:
( 4 H+ + NO3- + 3 e- → NO + 2 H2O ) × 8
12 H2O + 3 H2S + 32 H+ + 8 NO3- + 24 e- → 3 SO42- + 30 H+ + 24 e- + 8 NO + 16 H2O
2 H+
Reacción iónica:
4 H2O
3 H2S + 2 H+ + 8 NO3- → 3 SO42- + 8 NO + 4 H2O
Reacción molecular: Los iones H+ y NO3- proceden de la disociación del HNO3, y como
en la reacción iónica hay 8 NO3-, tenemos que sumar 6 H+, para formar 8 HNO3. Para que
la reacción siga ajustada hay que sumar otros 6 H+ al segundo miembro, los cuales con los
3 SO42- formaran 3 H2SO4.
3 H2S + 8 HNO3 → 3 H2SO4 + 8 NO + 4 H2O
página
5
Química 2º bachillerato
redox
Ejercicio resuelto 3: Ajusta
+1 +6 –2
H2SO4 + KMnO4 + I2 → KIO3 + MnSO4 + H2O
+1 +7 –2
0
+1 +5 –2
+2 +6 -2
+1 -2
H2 S O4 + K Mn O4 + I2 → K I O3 + Mn S O4 + H2 O
Oxidación:
I2 + 6 H2O → 2 IO3- + 12 H+ + 10 e-
Reducción:
( MnO4- + 8 H+ + 5 e- → Mn2+ + 4 H2O ) × 2
I2 + 6 H2O + 2 MnO4- + 16 H+ + 10 e- → 2 IO3- + 12 H+ + 10 e- + 2 Mn2+ + 8 H2O
4 H+
Reacción iónica:
2 H2O
I2 + 2 MnO4- + 4 H+ → 2 IO3- + 2 Mn2+ + 2 H2O
Reacción molecular: los 2 MnO4- proceden de la disociación del KMnO4, por lo que hay
que sumar 2 K+ a los dos miembros, mientras que los 4 H+ proceden de la disociación del
H2SO4, por lo que hay que añadir a ambos miembros 2 SO42-. En el 1er miembro se
formaran 2 KMnO4 y 2 H2SO4 y en el 2º miembro 2 KIO3 y 2 MnSO4.
I2 + 2 KMnO4 + 2 H2SO4 → 2 KIO3 + 2 MnSO4 + 2 H2O
Observaciones:
1) Reacciones de dismutación o de autooxireducción
Son aquellas reacciones en la que una misma sustancia se oxida y se reduce. Se pueden
dar en las sustancias que tienen elementos con I.O. intermedio.
Ejemplos: Hg22+ → Hg + Hg2+
;
Cu+ → Cu + Cu2+
; SO32- → SO42- + S
Ejercicio 1: El Br2 en medio básico(NaOH), se disocia en Br - y BrO3-. Ajusta la reacción
2) En una reacción redox puede haber más de una sustancia que se oxide o que se reduzca
En este caso para ajustar la reacción hay que sumar las dos o más oxidaciones
(reducciones) y operar como si fuese una sola, teniendo presente que si los dos elementos
que se oxidan (reducen) forman el mismo compuesto hay que poner sus iones en las
cantidades estequiométricas.
Ejercicio 2: Ajusta la reacción
Cu2S + HNO3 → Cu2+ + SO2 + NO + .....
página
6
Química 2º bachillerato
redox
3.- EQUIVALENTE REDOX . VALORACIONES REDOX
Recordemos que se llama peso equivalente de una sustancia a la cantidad de la
misma que se combina, desplaza u origina 8 partes de oxígeno o 1,008 partes de Hidrógeno
y Equivalente o equivalente-gramo es el peso equivalente expresado en gramos, es decir, la
masa en gramos de una sustancia que se combina, desplaza u origina 8 g de Oxígeno o
1,008 g ( 1 átomo-gramo) de Hidrógeno.
Ahora bien, la transformación que sufre el Hidrógeno en las reacciones redox es:
H + 1 e- ⇔ 1/2 H2, de donde se deduce que para combinarse, reemplazar o formar 1,008 g
(1 mol de átomos) de Hidrógeno, se pone en juego 1 mol de electrones; por ello se define:
Equivalente o Equivalente–gramo redox: “masa en gramos de un oxidante o de un
reductor capaz de ganar o perder 1 mol de electrones”.
+
Ejemplo: En medio ácido MnO4- + 8 H+ + 5e- → Mn2+ + 4 H2O , es decir, 1 mol de
KMnO4 necesita ganar 5 moles de e- para reducirse, por tanto, para ganar 1 mol de
electrones, que por definición es 1 equivalente, se necesitan 1/5 moles de KMnO4.
1 eq. KMnO4 =
1 mol KMnO 4
5
En general, para un oxidante o reductor cualquiera:
1 eq. =
1 mol
v
Peq =
Pmol
v
nº de eq. = nº de moles × v
N=M.v
siendo v: número de moles de electrones ganados o perdidos en la oxidación o reducción
de 1 mol de sustancia, o bien, el número de e- ganados o perdidos en la oxidación o
reducción de 1 molécula.
Ejemplo: Determina los pesos equivalentes del Na2S2O3, del I2, del NaI y del Na2S4O6
en la reacción:
I2 + 2 Na2S2O3 (tiosulfato de sodio) ⇔ 2 NaI + Na2S4O6 (tetrationato de sodio)
2 S2O32- → S4O62- + 2e- , para el Na2S2O3 , v = 1 ya que se pierden 2 moles de epor cada 2 moles de moléculas (1 mol de e- por 1 mol de moléculas),
sin embargo, para el Na2S4O6 , v = 2
Peq Na2S2O3 =
Pmol
= 158
1
1 eq. Na2S2O3 = 158 g
I2 + 2 e- → 2 I- ,
Peq I2 =
Pmol 270
=
= 135
2
2
1 eq. Na2S4O6 = 135 g
para el I2 , v = 2 ya que cada molécula de I2 gana 2 e-.
para el NaI , v = 1
Pmol 253,8
=
= 126 ,9
2
2
1 eq. I2 = 126,9 g
Peq Na2S4O6 =
Peq NaI =
Pmol 149,9
=
= 149,9 ,9
1
1
1 eq. NaI = 149,9 g
página
7
Química 2º bachillerato
redox
Las valoraciones o volumetrías redox, consisten en determinar la concentración
desconocida de un oxidante (o de un reductor), midiendo el volumen, de concentración
conocida, de reductor (o de oxidante) que se necesita para llegar al punto de equivalencia o
de neutralización.
En el punto de equivalencia se cumple:
nº de eq. del oxidante = nº de eq. del reductor
•
Vo . No = Vr . Nr
Las valoraciones redox más importantes son las llamadas permanganimetrías, en las
que se utiliza el KMnO4 como oxidante en medio ácido. Tienen la ventaja que no
necesitan indicador para conocer cuando se llega al punto de equivalencia, ya que el
KMnO4 es violeta y el Mn2+ incoloro.
Ejemplo:
Para determinar la concentración ( NR ) de una disolución de
FeSO4, se introduce en un matraz erlenmeyer un volumen determinado
de la disolución de FeSO4, a la que se añaden unas gotas de disolución
de H2SO4 para acidular el medio; a continuación se va añadiendo la
disolución de KMnO4 , previamente preparada, de concentración
conocida.
La reacción que se produce es:
MnO4- +
Fe2+
→
(violeta) (verde débil)
Mn2+ + Fe3+
(incoloro) (amarillo)
La disolución inicial de FeSO4 , debido a los iones Fe2+, tiene un color verde débil.
Al ir añadiendo KMnO4, éste se consume al reaccionar con el Fe2+ y se va formando Fe3+,
por lo que el color de la disolución va virando del verde al amarillo débil. Cuando se ha
completado la reacción, es decir, cuando se alcanza el punto de equivalencia, la disolución
adquiere una tonalidad rosa debido al amarillo de los iones Fe3+ y al violeta del ligero
exceso de KMnO4. En ese instante se detiene la adición de KMnO4 y se anota el volumen
gastado.
Por último, con la fórmula Vo . No = Vr . Nr ,
se calcula Nr.
página
8
Química 2º bachillerato
redox
CUESTIONES Y PROBLEMAS
1.- ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas?:
a) Un reductor se reduce oxidando a un oxidante.
b) Un oxidante se reduce oxidando a un reductor.
c) Un oxidante reduce a un reductor y él se oxida.
d) Un reductor se oxida oxidando a un reductor
2.- ¿Cuáles de las siguientes afirmaciones son ciertas?:
a) El número de oxidación del cloro en ClO- es –1.
b) Un elemento se oxida cuando cambia su nº de oxidación de menos a más negativo.
c) Un elemento se reduce cuando cambia su nº de oxidación de menos a más positivo.
d) El I.O. del manganeso en el KMnO4 es +7
e) En un ión la suma de los I.O. de los átomos que lo forman es cero.
3.- Ajusta en la forma iónica y en la molecular las siguientes reacciones:
S + H2SO4 ⇔ SO2 + H2O
I2 + HNO3 ⇔ HIO3 + NO2 + H2O
K2CrO4 + K2SO3 + H2SO4 ⇔ Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
NaIO3 + SO2 + NaOH ⇔ I2 + Na2SO4 + H2O
Na2SO3 + KMnO4 + H2O ⇔ MnO2 + Na2SO4 + KOH
NH3 + CuO ⇔ N2 + Cu + H2O
K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4 ⇔ Cr3+ + Fe3+ + ...
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 ⇔ O2 + Mn2+ + ...
KMnO4 + I2 + HNO3 ⇔ IO3- + Mn2+ + ...
C2H5OH + KMnO4 ⇔ K2CO3 + MnO2 + H2O
C2H5OH + H2O2 ⇔ CH3-CHO + H2O
4.- El alcohol etílico ( CH3CH2OH ) se oxida a etanal ( CH3CHO ) por acción del
dicromato potásico, en medio ácido (H2SO4), pasando aquel a ión crómico ( Cr3+ ). Ajusta
la reacción en la forma molecular.
5.- Calcula el equivalente del KMnO4, en medio ácido y en medio básico, así como la
cantidad de KMnO4 que habrá que disolver, en ambos casos, para obtener 1 litro de
disolución 2 N.
Dato: Mmol del KMnO4 = 157,94 ; Sol: 31,588 g , 52,647 g , 63,176 g , 105,294 g.
página
9
Química 2º bachillerato
redox
6.- A 50 ml de una disolución acuosa de sulfato de hierro (II) se añaden unas gotas de
ácido sulfúrico y se valoran con una disolución 0,25 M de permanganato potásico,
consiguiendo oxidar todo el Fe2+ a Fe3+. Si para alcanzar el punto de equivalencia son
necesarios 30 ml, ¿cuál es la molaridad de la disolución de sulfato de hierro (II)?.
Sol: 0,75 M.
7.- Calcula el volumen de una disolución 0,25 N de K2Cr2O7 que se necesita para oxidar a
yodo, el yoduro potásico contenido en 500 cc de una disolución 0,15 M de KI.
Sol: 300 cc
8.- Se toman 0,6465 g de una muestra de mineral de hierro y se atacan con un exceso de
HCl, con lo que todo el hierro contenido en la muestra pasa a la disolución en forma de
cloruro ferroso. Esta disolución se valora con otra de KMnO4 0,093 N, consiguiendo
oxidar todo el Fe2+ a Fe3+, necesitándose 80,1 cc hasta llegar al punto de equivalencia.
Calcula el porcentaje en peso de hierro en el mineral.
Sol: 64,35 %
Dato: Mat Fe = 55,85
9.- El yodo se obtiene a partir del yodato potásico (que acompaña al nitrato de Chile),
mediante reducción con disolución de SO2, en medio ácido (H2SO4), obteniéndose además
como producto SO3. Ajusta la reacción y calcula el volumen de SO2, medido en c.n., que
hay que utilizar para obtener 1 kg de yodo.
Dato: Mat I = 126,9
Sol: 441,3 litros
10.- Ajusta por el método del ion-electrón la reacción:
KMnO4 + H2SO4 + K2C2O4 ⇔ MnSO4 + CO2 + K2SO4 + H2O
¿Qué volumen de disolución 1 M de KMnO4, pueden ser decolorados por una disolución
ácida que contiene 1 g de oxalato potásico?
Sol: 2,4 cc
Dato: Mmol K2C2O4 = 166
PROBLEMAS COMPLEMENTARIOS DE P.A.U.
1.- El agua oxigenada reacciona con sulfuro de plomo(II) obteniéndose sulfato plumboso y
agua. Ajusta la reacción por el método del ión-electrón y calcula la masa de sulfuro de
plomo que se necesita para reaccionar completamente con 100 g de agua oxigenada.
Datos: masas atómicas S = 32 , Pb = 207,2 , H = 1 , O = 16
2.- Para obtener dióxido de azufre en el laboratorio, se deja caer gota a gota ácido sulfúrico
concentrado sobre cobre en polvo. Calcula el volumen de ácido sulfúrico concentrado del
93% de riqueza y densidad 1,82 g/c.c. que se necesitan para oxidar a Cu+, 20 g de polvo de
cobre del 60% de pureza.
Datos: masas atómicas S = 32 , H = 1 , O = 16 , Cu = 63,5
3.- El dicromato potásico oxida los iones ferrosos a férricos en presencia de ácido
sulfúrico. Ajusta la reacción molecular global y calcula los gramos de sulfato de hierro(III)
que se obtienen a partir de 20 gramos de sulfato de hierro(II) si el rendimiento de la
reacción es del 70%.
Datos: masas atómicas S = 32 , O = 16 , Fe = 55,8
página
10
Química 2º bachillerato
redox
4.- Se valoran 200 ml de una disolución de cloruro férrico consumiéndose 250 ml de
disolución 0,2 M de yoduro potásico. Calcula la concentración de la disolución de cloruro
férrico y la cantidad de yodo que se obtiene sabiendo que en la reacción se obtiene,
además, cloruro ferroso.
Datos: masas atómicas I = 126,9 , K= 39
5.- El ácido sulfúrico concentrado reacciona con bromuro potásico transformándose en
dióxido de azufre y bromo elemental. Ajusta la ecuación molecular y calcula el volumen
de dióxido de azufre, medido en condiciones estándar, que se obtienen a partir de 100 ml
de disolución 1,25 M de bromuro potásico.
Datos: masas atómicas Br = 79,9 , K= 39
6.- El ácido nítrico reacciona con el cinc, dando nitrato de cinc, óxido de nitrógeno(II) y
agua. Ajusta la reacción y calcula el volumen de ácido nítrico (d = 1,3 g/ml, riqueza 72%)
que se necesitan para disolver un trozo de granalla de cinc de 3 gramos.
Datos: masas atómicas H = 1 , N = 14 , O = 16
7.- Una muestra de 0,50 g de un mineral de hierro se valora con permanganato
consiguiendo oxidar todo el Fe2+ a Fe3+. Para la valoración se utilizan 14 ml de disolución
0,06 M de permanganato potásico en medio ácido. Determina el porcentaje de hierro en la
muestra original suponiendo que todo el hierro estaba como Fe2+.
Dato: Mat Fe = 55,85
REDOX en la Web:
http://www.lab314.com/cadena/basico1.htm
http://www.educaplus.org
http://it.geocities.com/mata3000it/index.htm
http://www.terra.es/personal6/jgallego2/selectividad/quimica/Redox.htm
http://www.edu.aytolacoruna.es/aula/fisica/fisicaInteractiva/sacaleE_M2/Volta/Pila_Volta.
htm
http://www.mysvarela.nom.es/pilas.htm
http://www.edu.aytolacoruna.es/aula/fisica/fisicaInteractiva/sacaleE_M2/Volta/PilaLimon
CuZn.htm
http://www.mysvarela.nom.es/electrolisis.htm
página
11
Química 2º bachillerato
redox
AJUSTE REACCIONES REDOX
1.- El zinc reacciona con el ácido nítrico para dar nitrato de zinc y nitrato de amonio en
disolución. Escribe y ajusta la reacción por el método del ión electrón.
2.- Ajusta por el método del ion-electrón las siguientes reacciones en medio ácido:
a) K2Cr2O7 + HI + HClO4 → Cr(ClO4)3 + KClO4 + I2 + H2O
b) Sb2S3 + HNO3 → Sb2O5 + NO2 + S + H2O
c) KIO3 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O
d) K2Cr2O7 + HCl → CrCl3 + Cl2 + KCl + H2O
e) I2 + HNO3 → NO + HIO3 + H2O
f) KMnO4 + FeCl2 + HCl → MnCl2 + FeCl3 + KCl + H2O
3.- Ajusta por el método del ión electrón las siguientes reacciones en medio básico:
a) MnO2 + KClO3 + KOH → K2MnO4 + KCl + H2O
b) Br2 + KOH → KBr + KBrO3 + H2O
c) KMnO4 + NH3 → KNO3 + MnO2 + KOH + H2O
4.- Escribe y ajusta la siguiente reacción redox, indicando la especie que se oxida y la que
se reduce, así como la oxidante y la reductora: el permanganato de potasio y el ácido
sulfhídrico, en medio ácido sulfúrico, forman azufre y sulfato de manganeso (II), entre
otras sustancias.
5.- Sabiendo que la reacción del dicromato de potasio (K2Cr2O7) con cloruro de estaño
(II) en presencia de ácido clorhídrico conduce a la obtención de cloruro de estaño (IV)
y cloruro de cromo (III), entre otras sustancias, escribe y ajusta la correspondiente
reacción redox.
6.- Ajusta la reacción de oxidación de yoduro de potasio a yodo mediante clorato de
potasio en medio básico, sabiendo que se forma cloruro de potasio y …….
SOLUCIONES
1.- 4 Zn + 10 HNO3 → 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O
2.- a) K2Cr2O7 + 6 HI + 8 HClO4 → 2 Cr(ClO4)3 + 2 KClO4 + 3 I2 + 7 H2O
b)
c)
d)
e)
f)
Sb2S3 + 10 HNO3 → Sb2O5 + 10 NO2 + 3 S + 5 H2O
2 KIO3 + 10 KI + 6 H2SO4 → 6 I2 + 6 K2SO4 + 6 H2O
K2Cr2O7 + 14 HCl → 2 CrCl3 + 3 Cl2 + 2 KCl + 7 H2O
3 I2 + 10 HNO3 → 10 NO + 6 HIO3 + 2 H2O
KMnO4 + 5 FeCl2 + 8 HCl → MnCl2 + 5 FeCl3 + KCl + 4 H2O
3.- a) 3 MnO2 + KClO3 + 6 KOH → 3 K2MnO4 + KCl + 3 H2O
b) 6 Br2 + 12 KOH → 10 KBr + 2 KBrO3 + 6 H2O
c) 8 KMnO4 + 3 NH3 → 3 KNO3 + 8 MnO2 + 5 KOH + 2 H2O
4.- 2 KMnO4 + 5 H2S + 3 H2SO4 → 5 S + 2 MnSO4 + 8 H2O + K2SO4
5.- K2Cr2O7 + 3 SnCl2 + 14 HCl → 3 SnCl4 + 2 CrCl3 + 7 H2O + 2 KCl
6.- 6 KI + KClO3 + 3 H2O → 3 I2 + KCl + 6 KOH
página
12
Química 2º bachillerato
redox
PROBLEMAS PAEG 2012 y 2011
Junio 2012.- 1.-El dicloruro de estaño reacciona con el dicromato de potasio (heptaoxodicromato (VI) de
potasio), en medio ácido clorhídrico, obteniéndose tetracloruro de estaño, cloruro de potasio,
tricloruro de cromo y agua.
a) Ajusta la ecuación por el método del ión-electrón.
b) Calcula los gramos de tetracloruro de estaño que se obtendrán cuando reaccionen 29,4 g de
dicromato de potasio si el rendimiento del proceso es del 85 %.
(Datos: Masas atómicas: Cr = 52 ; K = 39 ; Cl = 35,5 ; O = 16 ; Sn = 118,7)
Septiembre 2012- 2.- El ácido clorhídrico (cloruro de hidrógeno) concentrado reacciona con dióxido de
manganeso para dar cloro elemental, dicloruro de manganeso y agua.
a) Ajusta la ecuación por el método del ión-electrón.
b) Calcula el volumen de ácido clorhídrico que será necesario para hacer reaccionar completamente
1 g de dióxido de manganeso, si el ácido tiene una riqueza del 35 % en masa y su densidad es de
1,17 g/cm3.
(Datos: Masas atómicas: Mn = 55 ; Cl = 35,5 ; O = 16; H = 1)
Reserva 2012 - 3.- El nitrato de potasio (trioxonitrato (V) de potasio) es reducido a nitrito de potasio
(dioxonitrato (III) de potasio) por el monóxido de manganeso. La reacción se lleva a cabo en
presencia de hidróxido de potasio y se obtienen, además, manganato de potasio (tetraoxomanganato
(VI) de potasio) y agua. a) Ajusta la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón; b)
calcula el rendimiento de la reacción si se obtienen 300 g de nitrito de potasio en la reacción de 127
g de monóxido de manganeso con un exceso de nitrato de potasio.
(Datos: masas atómicas: K = 39,1 ; Mn = 55 ; O = 16 ; N = 14).
Reserva 2012- 4.- El ácido nítrico (trioxonitrato (V) de hidrógeno) oxida el bromuro de sodio a bromo
transformándose en dióxido de nitrógeno. En la reacción se obtienen además nitrato de sodio
(trioxonitrato (V) de sodio) y agua.
a) Ajusta la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón. b) Calcula los litros de
dióxido de nitrógeno, medidos a 2 atm y 25ºC, que se pueden obtener en la reacción de 250 ml de
ácido nítrico 2M con un exceso de bromuro de sodio.
(Datos: R= 0,082 atm.L/mol.K)
Junio 2011- 5.- El hidróxido de cromo (III) es oxidado por el cloro gaseoso (Cl2) en presencia de
hidróxido de potasio, obteniéndose cromato de potasio (tetraoxocromato (VI) de potasio), cloruro
de potasio y agua como productos de la reacción.
a) Ajusta la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón.
b) Calcula el rendimiento de la reacción si se obtienen 14 g de cloruro de potasio mediante la
reacción de 2,5 litros de cloro medidos a 760 mm Hg y 25ºC.
(Datos: Masas atómicas Cl = 35,5 ; K = 39,1 ; R= 0,082 atm.l/K.mol)
Septiembre 2011- 6.- El permanganato de potasio (tetraoxomanganato (VII) de potasio) reacciona con
nitrito de sodio (dioxonitrato (III) de sodio) en presencia de agua, para obtener dióxido de
manganeso, nitrato de sodio (trioxonitrato (V) de sodio) e hidróxido de potasio.
a) Ajusta la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón.
b) Calcula el volumen de permanganato de potasio 0,1 M necesario para la oxidación completa de
138 gramos de nitrito de sodio.
(Datos: Masas atómicas: N=14; O=16; Na=23)
1.- 3 SnCl2 + K2Cr2O7 + 14 HCl → 3 SnCl4 + 2 CrCl3 + 2 KCl + 7 H2O ;
2.- 4 HCl + MnO2 → Cl2 + MnCl2 + 2 H2O
;
66,48 g
3
4,1 cm de HCl
3.- 2 KNO3 + MnO + 2 KOH → 2 KNO2 + K2MnO4 + H2O ;
98,5 %
4.- 4 HNO3 + 2 NaBr → Br2 + 2 NO2 + 2 NaNO3 + 2 H2O ; 3,05 L de NO2
5.- 2 Cr(OH)3 + 3 Cl2 + 10 KOH → 2 K2Cr2O4 + 6 KCl + 8 H2O
;
6.- 2 KMnO4 + 3 NaNO2 + H2O → 2 MnO2 + 3 NaNO3 + 2 KOH ;
92 %
3,33 L
página
13