Tema10

TEMA 10: REACCIONES ELECTROQUÍMICAS.
10.1.- Cuando se introduce Cu (s) en HNO3, se produce una reacción violenta con
desprendimiento de un gas de color terroso. El Cu desaparece y la disolución cambia de
incolora a azul verdosa. El gas desprendido es NO2 y el color verde es debido al Cu2+.
a) ¿Es una reacción redox? ¿Por qué?
b) ¿Cuál es la especie oxidante y cuál la reductora?
c) Ajustar lareacción correspondiente y señalar los estados de oxidación de todos los
elementos que intervienen.
10.2.- Ajustar las siguientes reacciones redox:
Reacciones en forma iónica (disolución acuosa)
a) MnO4- + Fe2+ → Fe3+ + Mn2+ (medio ácido)
b) MnO4- + H2O2 → Mn2+ + O2 (medio ácido)
c) Cr2O72- + H2C2O4 → Cr3+ + CO2 (medio ácido)
d) Cr(OH)3 + ClO- → Cl2 + CrO42- (medio básico)
e) MnO4- + NO2- → MnO2 +NO3- (medio básico)
f) CN- + CrO42- → CNO- + Cr(OH)4- (medio básico)
Reacciones globales
g) CdS + HNO3 → S + NO + Cd(NO3)2 + H2O
h) Cu + H2SO4 → CuSO4 + SO2 + H2O
i) KMnO4 + H2C2O4 + HCl → KCl + MnCl2 + CO2 + H2O
j) K2Cr2O7 + HI → I2 + KCrO2 + H2O
k) HI + H2SO4 → I2 + H2S + H2O
l) KI + H2SO4 → I2 + H2S + K2SO4 + H2O
10.3.- ¿Cuáles de las siguientes especies químicas pueden ser reducidas por el Pb(s)?
Co2+, Cr3+, Al3+, I2, Cu2+, Ag+.
[Datos:εº (Co2+/Co) = -0.28 V
εº (Cr3+/Cr) = -0.71 V
εº (Al3+/Al) = -1.64 V
εº (Cu2+/Cu) = 0.34 V
εº (Ag+/Ag) = 0.79 V
εº (I2/I-) = 0.54 V
εº (Pb2+/Pb) = -0.13 V]
10.4.- A partir de los siguientes valores de potenciales normales de reducción:
εº (Cl2/Cl-) = 1.35 V
εº (Hg2+/Hg) = 0.85 V
εº (Cu2+/Cu) = 0.34 V
εº (Fe2+/Fe) = -0.44 V
εº (Fe3+/Fe2+) = 0.77 V
εº(Fe3+/Fe) = -0.04 V
εº (Ag+/Ag) = 0.79 V
εº (Al3+/Al) = -1.64 V
εº (Zn2+/Zn) = -0.76 V
indicar cuáles de los siguientes sistemas pueden reaccionar y escribir los productos que
darían.
b) AgNO3 + Al
c) HgCl2 + H2
a) Cu + Cl2
e) FeCl2 + ZnCl2
f) Cl2 + Fe
d) Cl2 + Zn

Problemas y cuestiones de Química general. Curso 2003-2004

10.5.- Calcular ∆εº para la reacción: Zn (s) + Cl2 (g) → Zn2+ (aq) + 2Cl- (aq)sabiendo
que εº (Zn2+/Zn) = -0.76 V y εº (Cl2/Cl-) = 1.35 V. ¿Se puede producir la reacción en
este sentido?
10.6.- Calcular el potencial de reducción de un electrodo de Cd introducido en una
disolución de CdSO4 0.02 M. [Dato: εº (Cd2+/Cd) = -0.4 V].
10.7.- Calcular los potenciales de electrodo de los sistemas siguientes a 25ºC:
a) Una lámina de cobre sólido en contacto con una disolución de CuSO40.1 M.
b) Una lámina de hierro sólido en contacto con una disolución de FeSO4 0.1 M.
c) ¿Cuál es el sentido de circulación de los electrones en el circuito exterior y cuál es la
f.e.m. de la pila de la asociación de los electrodos a y b?
[Dato: εº (Cu2+/Cu) = 0.34 V, εº (Fe2+/Fe) = -0.44 V].
10.8.- El semisistema Cr2O72-/Cr3+ tiene un potencial estándar de reducción de 1.33 V.
Dada una disoluciónque es 1.0 M en Cr2O72- y 1.0 M en Cr3+, indicar si se podrá oxidar
a los iones Br- (1M) a Br2 y a los I- (1 M) a I2 cuando:
a) El pH del medio es cero;
b) El pH del medio es cuatro.
[Datos: εº (Br2/Br ) = 1.09 V, εº (I2/I ) = 0.54 V].
10.9.- Se hace pasar una corriente de H2 a P = 1 atm a través de disoluciones acuosas de
diferente pH. Señalar en qué casos habrá reacción y escribir la ecuacióncorrespondiente:
a) Disolución de CuCl2 1 M a pH = 3;
b) Disolución de FeCl2 0.1 M a pH = 2;
c) Disolución de AgNO3 10-3 M a pH = 1.
[Datos: εº (Cu2+/Cu) = 0.34 V, εº (Fe2+/Fe) = -0.44 V, εº (Ag+/Ag) = 0.80 V].
10.10.- Calcular el potencial del par AgI (s) + 1e- → Ag (s) + I- (aq) teniendo presente
que [I-] = 1 M. [Datos: εº (Ag+/Ag) = 0.80 V, KPS (AgI) = 10-16].
10.11.- Calcular la constante deequilibrio para la reacción
2 Ag+ + Cd (s) ↔ 2 Ag (s) + Cd2+
[Datos: εº (Ag+/Ag) = 0.80 V, εº (Cd2+/Cd) = -0.40 V].
10.12.- El agua oxigenada es un buen oxidante y un buen reductor. Cuando actúa como
reductor, su potencial vale 0.68 V y cuando lo hace como oxidante vale 1.77 V.
a) Escribir las semireacciones de oxidación y reducción del H2O2.
b) ¿Se dismutará el H2O2?
c) Si se mezcla con Fe2+,...