Algunos problemas redox.

Libro: Páginas 259 y 259.

Esta página con problemas y soluciones del IES Seritium de Jerez de la Frontera (Cádiz)



PROBLEMAS EQUILIBRIOS REDOX
1.- En disolución acuosa y medio ácido del ion permanganato oxida al ion hierro(II) a ion
hierro(III). En este proceso el ion permanganato se reduce a ion manganeso(II).
a) Ajuste la correspondiente ecuación iónica por el método del ion-electrón.
b) Calcule la concentración de una disolución de sulfato de hierro(II) , expresada en mol/l , si 10
ml de esta disolución han consumido 22,3 ml de una disolución de permanganto de potasio de
concentración 0,02 mol/l.

2.- Una pila consta de una semicelda que contiene una barra de platino sumergida en una
disolución 1 M de Fe2+ y 1 M de Fe3+ . La otra semicelda consiste en un electrodo de talio
sumergido en una disolución 1 M de ion talio (I).
a) Escriba las semirreacciones en el cátodo y en el ánodo y la reacción global.
b) Escriba la notación de la pila y calcule el potencial estándar.
DATOS: Potenciales estándar de reducción a 25 °C: Eo (Fe3+/Fe2+) = 0,77V ; Eo (Tl+
/Tl) = -0.34 V .

3.- Escribir las semirreacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo, así como la
reacción global en la siguiente pila voltaica: Pt (s)/H2 (g, 1 atm)/H+ (ac, 1 M) || Ag+/Ag (s) .
b) Calcular el potencial global de la misma. DATOS: Eo Ag+/Ag = 0,80 V.

4.- El permanganato potásico, en medio ácido es capaz de oxidar al sulfuro de hidrógeno a
azufre elemental (S) y el permanganato pasa a ion manganeso(II). Ajuste la reacción de
oxidación-reducción, póngala en forma molecular e indique le oxidante, el reductor, la especie
que se oxida y la especie que se reduce.

5.- Indique razonadamente si Ni2+ tiene capacidad para oxidar Cr (0) al estado de Cr3+,
sabiendo que los potenciales normales de reducción, Eo(Ni2+/Ni) y E° (Cr3+/Cr) valen
respectivamente -0.25 y 0,74 V.

Soluciones:


1.-a) Semirreacción de reducción: MnO4- +8 H+ + 5e- --> Mn2+ + 4H2O
Semirreacción de oxidación: Fe2+ --> Fe3+ + 1 e- .
Para igualar el número de electrones intercambiados, se multiplica la segunda semirreacción
por 5, y sumando ambas semirreacciones se obtiene la reacción iónica global:
MnO4- + 8 H+ + 5 Fe2+ --> Mn2+ + 4 H2O + 5 Fe3+

b) N° de moles de KMnO4 = N° de moles de MnO4- = V M = 0,0223 1 0,002 moles/l = 4,46 10-4
moles Como un mol de KMnO4 reacciona con cinco moles de FeSO4, resulta:
N° de moles de FeSO4 = N° de moles de Fe2+ = 5 . 4,46 10-4 moles = 2,23 10-3 moles.
Por tanto, la molaridad de la disolución de FeSO4 es: M =2,23.10-3moles/0,01 l = 0,223 moles/l.

2.- El electrodo que tiene mayor potencial de reducción (más positivo) se reduce, actuando de
polo positivo de la pila (cátodo). El que tiene el menor potencial de reducción (más negativo)
actúa de polo negativo (ánodo) y se oxida, invirtiéndose el proceso en la semirreacción y
cambiando el signo de su potencial de reducción:
Electrodo positivo (cátodo), reducción: Fe3+ + 1 e- = Fe2+ ; Eo = 0,77 V
Electrodo negativo (ánodo), oxidación: Tl = Tl+ + 1 e-; Eo = 0,34 V
Como el número de electrones ya está igualado en ambas semirreacciones, la reacción global
de la pila es la suma de ambas:Fe3+ + Tl = Fe2+ + Tl+
b.- El potencial estándar de la pila es la suma de los potenciales de las semirreacciones:
Eo = 0,77 V + 0,34 V = 1,11 V
Notación de la pila:(-) Tl/Tl+ || Fe3+/Fe2+ (+)



3.- Polo positivo (cátodo), semirreacción de reducción: Ag+ + 1 e- = Ag ; Eo = 0,80 V
Polo negativo (ánodo), semirreacción de oxidación: H2 = 2 H+ +2e- ; Eo= 0 V
b.- El potencial global de la pila se obtiene sumando los potenciales de ambas semirreacciones
(aunque alguna semirreacción se multiplique para igualar los electrones, los potenciales no
varían):
Eo=0,80V+ 0V=0,80V.

4.- Las semirreacciones ajustadas son las siguientes:
MnO4- + 8 H+ + 5e- --> Mn2+ + 4 H2O
S2- --> S + 2e- .
Como el enunciado no especifica qué ácido interviene, supongamos que es ácido sulfúrico. La
reacción en forrna molecular es:
2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 --> 2MnSO4 + 5S + K2SO4 + 8H20
El oxidante, se reduce, es el perrnanganato potásico ya que capta electrones, el reductor es el
sulfuro de hidrógeno pues cede electrones y, por tanto, se oxida.


5.- Las semirreacciones según el enunciado son las siguientes:
Cr = Cr3+ + 3 e- ; Eo = -0,74 V
Ni2+ + 2 e -= Ni; Eo = -0,25 V
Multiplicando la primera semirreacción por 2 y la segunda por 3, para igualar el número de
electrones, y sumando, resulta:
2 Cr + 3 Ni2+ = 2 Cr3+ + 3 Ni; Eo total = -0,74 + (-0,25) = -0,99 V
Como E° total < 0, esta reacción no es posible. Transcurriría espontáneamente en sentido
contrario.

6.- El etanol se oxida a ácido etanoico. La semirreacción de oxidación es:
CH3 - CH2OH + H2O --> CH3 - COOH + 4 H+ + 4 e - .
El ion Cr2072- se reduce a ion Cr3+, según la semirreacción de reducción siguiente:
Cr2072- + 14 H+ + 6 e - --> 2 Cr3+ + 7 H2O
La ecuación molecular que se obtiene es :
2 K2Cr207 + 3 CH3 - CH2OH + 8 H2SO4 -->2 Cr2(SO4)3 + 3 CH3 - COOH + 2 K2SO4 + 11 H2O