2º de bachillerato

ELECTROQUÍMICA

ENUNCIADOS Y SOLUCIONES

DE LOS EJERCICIOS

QUE HAN SIDO PROPUESTOS EN LOS EXÁMENES DE

LAS PRUEBAS DE ACCESO A ESTUDIOS UNIVERSITARIOS

EN LA COMUNIDAD DE MADRID

(1996 − 2011)

DOMINGO A. GARCÍA FERNÁNDEZ

DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA

I.E.S. Emilio castelar

MADRID

QUÍMICA de 2º de BACHILLERATO D.A.G.F.

EJERCICIOS PROPUESTOS EN LOS EXÁMENES DE

LAS PRUEBAS DE ACCESO A ESTUDIOS UNIVERSITARIOS

EN LA COMUNIDAD DE MADRID

(1996 − 2011)

ELECTROQUÍMICA

Cuestiones

1 − Dada la reacción de oxidación-reducción:

SO₃²⁻ + MnO₄⁻ → SO₄²⁻ + Mn²⁺ .

a) Indique los estados de oxidación de todos los elementos en cada uno de los iones de la reacción.

b) Nombre todos los iones.

c) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción en medio ácido.

d) Escriba la reacción iónica global ajustada.

Junio 2005

Ión		Elemento	Estado de oxidación
Fórmula	Nombre
SO32−	Ión trioxosulfato (IV) Ión sulfito	S	+ 4
		O	− 2
MnO4−	Ión tetraoxomanganato (VII) Ión permanganato	Mn	+ 7
		O	− 2
SO42−	Ión tetraoxosulfato (VI) Ión sulfato	S	+ 6
		O	− 2
Mn2+	Ión manganeso (II)	Mn	+ 2

Solución.−

Semirreacción de oxidación: SO₃²⁻ + H₂O → SO₄²⁻ + 2 H⁺ + 2 e⁻

Semirreacción de reducción: MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O

Reacción iónica global:

5 SO₃²⁻ + 2 MnO₄⁻ + 6 H⁺ → 5 SO₄²⁻ + 2 Mn²⁺ + 3 H₂O .

Página 2

Ejercicios de acceso a la Universidad − Cuestiones de Electroquímica

2 − Teniendo en cuenta la siguiente reacción global, en medio ácido y sin ajustar:

K₂Cr₂O₇ + HI → KI + CrI₃ + I₂ + H₂O .

a) Indique los estados de oxidación de todos los átomos en cada una de las moléculas de la reacción.

b) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción, así como la reacción global.

Septiembre 2004

Molécula:

K2Cr2O7

HI

KI

CrI3

I2

H2O

Elemento:

K

Cr

O

H

I

K

I

Cr

I

I

H

O

Estado de oxidación:

+ 1

+ 6

− 2

+ 1

− 1

+ 1

− 1

+ 3

− 1

0

+ 1

− 2

Solución.−

Semirreacción de oxidación: 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻

Semirreacción de reducción: Cr₂O₇²⁻ + 14 H⁺ + 6 e⁻ → 2 Cr³⁺ + 7 H₂O

Reacción iónica global: Cr₂O₇²⁻ + 6 I⁻ + 14 H⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 I₂ + 7 H₂O

Reacción molecular global: K₂Cr₂O₇ + 14 HI → 2 KI + 2 CrI₃ + 3 I₂ + 7 H₂O .

3 − Considere la reacción red-ox:

Cr₂O₇²⁻ + Fe²⁺ + H⁺ → Cr³⁺ + Fe³⁺ + H₂O .

a) ¿Qué especie es el oxidante y a qué se reduce?. ¿Pierde o gana electrones?.

b) ¿Qué especie es el reductor y a qué se oxida?. ¿Pierde o gana electrones?.

c) Ajuste por el método del ión-electrón la reacción molecular entre FeSO₄ y K₂Cr₂O₇ en presencia de ácido sulfúrico, para dar Fe₂(SO₄)₃ y Cr₂(SO₄)₃, entre otras sustancias.

Modelo 2002

Solución.− a) Oxidante: C r₂O₇²⁻ ; se reduce a Cr³⁺ ganando electrones.

b) Reductor: Fe²⁺ ; se oxida a Fe³⁺ perdiendo electrones.

c) Reacción molecular ajustada:

K₂Cr₂O₇ + 6 FeSO₄ + 7 H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3 Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7 H₂O .

4 − Considerando los siguientes metales: Zn , Mg , Pb y Fe:

a) Ordénelos de mayor a menor facilidad de oxidación.

b) ¿Cuáles de estos metales pueden reducir Fe³⁺ a Fe ²⁺ pero no Fe²⁺ a Fe metálico?.

Justifique las respuestas.

Datos: E⁰ (Zn²⁺ / Zn) = −0,76 V ; E⁰ (Mg²⁺ / Mg) = −2,37 V ; E⁰ (Pb²⁺ / Pb) = −0,13V

E⁰ (Fe²⁺ / Fe) = −0,44V ; E⁰ (Fe³⁺ / Fe²⁺) = 0,77 V .

Modelo 2006

Solución.− a) Mg > Zn > Fe > Pb .

b) El plomo.

Página 3

Ejercicios de acceso a la Universidad − Cuestiones de Electroquímica

5 − Dados los valores de potencial estándar de reducción de los siguientes sistemas:

E⁰ (I₂ / I⁻) = 0,53 V ; E⁰ (Br₂ / Br⁻) = 1,07 V ; E⁰ (Cl₂ / Cl⁻) = 1,36 V

indique razonadamente:

a) ¿Cuál es la especie química más oxidante entre todas las mencionadas anteriormente?.

b) ¿Cuál es la forma reducida con mayor tendencia a oxidarse?.

c) ¿Es espontánea la reacción entre el cloro molecular y el ión yoduro?.

d) ¿Es espontánea la reacción entre el ión cloruro y el bromo molecular?.

Septiembre 1999

Solución.− a) Cl₂ -mayor potencial estándar de reducción-

b) I⁻ -el par I₂ / I⁻ es el que tiene menor potencial estándar de reducción-

c) Sí (E⁰ = 0,83 V > 0).

d) No (E⁰ = −0,29 V < 0).

6 − Conociendo los potenciales normales de reducción de los halógenos:

a) Escriba las siguientes reacciones y determine cuáles serán espontáneas:

a.1) Oxidación del ión bromuro por yodo.

a.2) Reducción de cloro por ión bromuro.

a.3) Oxidación de ioduro con cloro.

b) Justifique cuál es la especie más oxidante y cuál es más reductora.

Datos: E⁰ (F₂ / F⁻) = 2,85 V ; E⁰ (Cl₂ / Cl⁻) = 1,36 V

E⁰ (Br₂ / Br⁻) = 1,07 V ; E⁰ (I₂ / I⁻) = 0,54 V .

Modelo 2004

Solución.− a.1) 2 Br⁻ + I₂ → Br₂ + 2 I⁻ no espontánea (E⁰ = −0,53 V < 0).

a.2) Cl₂ + 2 Br⁻ → 2 Cl⁻ + Br₂ espontánea (E⁰ = 0,29 V > 0).

a.3) 2 I⁻ + Cl₂ → I₂ + 2 Cl⁻ espontánea (E⁰ = 0,82 V > 0).

b) Más oxidante: F₂ -mayor potencial estándar de reducción-

Más reductor: I₂ -menor potencial estándar de reducción-.

Página 4

Ejercicios de acceso a la Universidad − Cuestiones de Electroquímica

7 − Para los pares red-ox: Cl₂ / Cl⁻ , I₂ / I⁻ y Fe³⁺ / Fe²⁺:

a) Indique los agentes oxidantes y reductores en cada caso.

b) Justifique si se producirá una reacción red-ox espontánea al mezclar Cl₂ con una disolución de KI.

c) Justifique si se producirá una reacción red-ox espontánea al mezclar I₂ con una disolución que contiene Fe²⁺.

d) Para la reacción red-ox espontánea de los apartados b) y c) ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción y la reacción iónica global.

Datos: E⁰ (Cl₂ / Cl⁻) = 1,36 V ; E⁰ (I₂ / I⁻) = 0,53 V ; E⁰ (Fe³⁺ / Fe²⁺) = 0,77 V.

Junio 2010 (Fase Específica)

Solución.− a) Oxidantes: Cl₂ , I₂ , Fe³⁺ . Reductores: Cl⁻ , I⁻ , Fe²⁺ .

b) y d) Sí se produce espontáneamente (E⁰ = 0,83 V > 0).

Oxidación: 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻

Reducción: Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻

Reacción iónica global: Cl₂ + 2 I⁻ → 2 Cl⁻ + I₂

c) No se produce espontáneamente (E⁰ = −0,24 V < 0).

8 − Dados los siguientes pares red-ox: Mg²⁺ / Mg ; Cl₂ / Cl⁻ ; Al³⁺ / Al ; Ag⁺ / Ag:

a) Escriba y ajuste las semirreacciones de reducción de cada uno de ellos.

b) ¿Qué especie sería el oxidante más fuerte?. Justifique su respuesta.

c) ¿Qué especie sería el reductor más fuerte?. Justifique su respuesta.

d) ¿Podría el Cl₂ oxidar al Al³⁺?. Justifique su respuesta.

Datos: E⁰ (Mg²⁺ / Mg) = −2,37 V ; E⁰ (Cl₂ / Cl⁻) = 1,36 V

E⁰ (Al³⁺ / Al) = −1,66 V ; E⁰ (Ag⁺ / Ag) = 0,80 V

Septiembre 2010 (Fase General)

Solución.− a) Mg²⁺ + 2 e⁻ → Mg

Cl₂ + 2 e⁻ → 2 Cl⁻

Al³⁺ + 3 e⁻ → Al

Ag⁺ + e⁻ → Ag

b) El cloro es el oxidante más fuerte.

c) El magnesio es el reductor más fuerte.

d) No.

Página 5

Ejercicios de acceso a la Universidad − Cuestiones de Electroquímica

Par red-ox	E0
Cl2 / Cl− ClO4− / ClO3− ClO3− / ClO2− Cu2+ / Cu SO32− / S2− SO42−/ S2− Sn4+ / Sn2+ Sn2+ / Sn	1,35 1,19 1,16 0,35 0,23 0,15 0,15 −0,14

9 − Dada la siguiente tabla de potenciales normales expresados en voltios:

a) Escriba el nombre de:

- La forma reducida del oxidante más fuerte.

- Un catión que pueda ser oxidante y reductor.

- La especie más reductora.

- Un anión que pueda ser oxidante y reductor.

b) Escriba y ajuste dos reacciones que sean espontáneas entre especies que figuren en la tabla que correspondan a:

- Una oxidación de un catión por un anión.

- Una reducción de un catión por un anión.

Junio 1998

Solución.− Forma reducida del oxidante más fuerte: Cl⁻

-El par Cl₂ / Cl⁻ es el que tiene mayor potencial estándar de reducción.

Catión que puede ser oxidante y reductor: Sn²⁺ .

Especie más reductora: Sn .

-El par Sn²⁺ / Sn es el que tiene menor potencial estándar de reducción.

Anión que puede ser oxidante y reductor: ClO₃⁻ .

Oxidación de un catión por un anión:

Sn²⁺ + ClO₄⁻ + 2 H⁺ → Sn⁴⁺ + ClO₃⁻ + H₂O

Sn²⁺ + ClO₃⁻ + 2 H⁺ → Sn⁴⁺ + ClO₂⁻ + H₂O

3 Sn²⁺ + SO₃²⁻ + 6 H⁺ → 3 Sn⁴⁺ + S²⁻ + 3 H₂O .

Reducción de un catión por un anión:

3 Cu²⁺ + S²⁻ + 3 H₂O → 3 Cu + SO₃²⁻ + 6 H⁺

4 Cu²⁺ + S²⁻ + 4 H₂O → 4 Cu + SO₄²⁻ + 8 H⁺ .

10 − Razone:

a) Si el cobre metal puede disolverse en HCl 1 M para dar cloruro de cobre (II) e hidrógeno molecular (H₂).

b) ¿Podría disolverse el Zn?.

Datos: E⁰ (Cu²⁺ / Cu) = 0,34 V ; E⁰ (H⁺ / H₂) = 0,00 V ; E⁰ (Zn²⁺ / Zn) = −0,76 V.

Septiembre 1997

Solución.− a) No (E⁰ = −0,34 V < 0 ; proceso no espontáneo)

b) Sí (E⁰ = 0,76 V > 0 ; proceso espontáneo) .

Página 6

Ejercicios de acceso a la Universidad − Cuestiones de Electroquímica

11 − Considerando condiciones estándar, justifique cuáles de las siguientes reacciones tienen lugar espontáneamente y cuáles sólo pueden llevarse a cabo por electrólisis:

a) Fe²⁺ + Zn Fe + Zn²⁺

b) 2 H₂O (l) 2 H₂ (g) + O₂ (g) en medio ácido

c) I₂ + 2 Fe²⁺ 2 I ⁻ + 2 Fe³⁺

d) Fe + 2 Cr³⁺ Fe²⁺ + 2 Cr²⁺ .

Datos: E⁰ (Fe²⁺ / Fe) = −0,44 V ; E⁰ (Zn²⁺ / Zn) = −0,77 V ; E⁰ (O₂ / H₂O) = 1,23 V E⁰ (Fe³⁺ / Fe²⁺) = 0,77 V ; E⁰ (Cr³⁺ / Cr²⁺) = −0,42 V ; E⁰ (I₂ / I⁻) = 0,53 V .

Junio 2003

Solución.− a) Proceso espontáneo (E⁰ = 0,33 V > 0).

b) Proceso no espontáneo -se puede hacer por electrólisis- (E⁰ = −1,23 V < 0).

c) Proceso no espontáneo -se puede hacer por electrólisis- (E⁰ = −0,24 V < 0).

d) Proceso espontáneo (E⁰ = 0,02 V > 0).

12 − En medio ácido, el ión permanganato (MnO₄⁻) se utiliza como agente oxidante fuerte. Conteste razonadamente a las siguientes preguntas y ajuste las reacciones iónicas que se puedan producir:

a) ¿Reaccionará con Fe (s)?.

b) ¿Oxidaría al H₂O₂?.

Datos: E⁰ (Fe²⁺ / Fe) = −0,44 V ; E⁰ (MnO₄− / Mn²⁺) = 1,51 V

E⁰ (O₂ / H₂O₂) = 0,70 V .

Junio 2002

Solución.− a) Sí: E⁰ = 1,95 V > 0 ; proceso espontáneo

2 MnO₄⁻ + 5 Fe + 16 H⁺ → 2 Mn²⁺ + 5 Fe²⁺ + 8 H₂O .

b) Sí: E⁰ = 0,81 V > 0 ; proceso espontáneo

2 MnO₄⁻ + 5 H₂O₂ + 6 H⁺ → 2 Mn²⁺ + 5 O₂ + 8 H₂O .

13 − Deduzca razonadamente, escribiendo la ecuación ajustada:

a) Si el hierro en su estado elemental puede ser oxidado a hierro (II) con MoO₄²⁻.

b) Si el hierro (II) puede ser oxidado a hierro (III) con NO₃⁻.

Datos: E⁰ (Fe²⁺ / Fe) = −0,44 V ; E⁰ (MoO₄²⁻ / Mo³⁺) = 0,51 V

E⁰ (Fe³⁺ / Fe²⁺) = 0,77 V ; E⁰ (NO₃⁻ / NO) = 0,96 V .

Junio 1999

Solución.− a) Sí: E⁰ = 0,95 V > 0 ; proceso espontáneo

3 Fe + 2 MoO₄²⁻ + 16 H⁺ → 3 Fe²⁺ + 2 Mo³⁺ + 8 H₂O .

b) Sí: E⁰ = 0,19 V > 0 ; proceso espontáneo

3 Fe + NO₃⁻ + 4 H⁺ → 3 Fe³⁺ + NO + 2 H₂O .

Página 7

Ejercicios de acceso a la Universidad − Cuestiones de Electroquímica

14 − Conteste razonadamente si las reacciones que se dan en los siguientes apartados serán espontáneas, ajustando los procesos que tengan lugar:

a) Al agregar aluminio metálico a una disolución acuosa de iones Cu²⁺.

b) Al agregar un trozo de manganeso a una disolución acuosa 1 M de Pb(NO₃)₂.

Datos: E⁰ (Al³⁺ / Al) = −1,66 V ; E⁰ (Cu²⁺ / Cu) = 0,34 V ; E⁰ (Mn²⁺ / Mn) = −1,18 V E⁰ (Pb²⁺ / Pb) = −0,12 V .

Septiembre 2002

Solución.− a) Sí: E⁰ = 2,00 V > 0 ; proceso espontáneo

2 Al + 3 Cu²⁺ → 2 Al³⁺ + 3 Cu .

b) Sí: E⁰ = 1,06 V > 0 ; proceso espontáneo

Mn + Pb²⁺ → Mn²⁺ + Pb .

15 − Considerando los datos adjuntos, deduzca si se producirán las siguientes reacciones de oxidación-reducción y ajuste las que puedan producirse:

a) MnO₄⁻ + Sn²⁺ →

b) NO₃⁻ + Mn²⁺ →

c) MnO₄⁻ + IO₃⁻ →

d) NO₃⁻ + Sn²⁺ →

Datos: E⁰ (Sn⁴⁺ / Sn²⁺) = 0,15 V ; E⁰ (MnO₄⁻ / Mn²⁺) = 1,51V

E⁰ (IO₄⁻ / IO₃⁻) = 1,65 V ; E⁰ (NO₃⁻ / NO) = 0,96 V .

Septiembre 2000

Solución.− a) Puede producirse espontáneamente: E⁰ = 1,36 V > 0

2 MnO₄⁻ + 5 Sn²⁺ + 16 H⁺ → 2 Mn²⁺ + 5 Sn⁴⁺ + 8 H₂O .

b) No puede producirse espontáneamente: E⁰ = −0,55 V < 0.

c) No puede producirse espontáneamente: E⁰ = −0,14 V < 0.

d) Puede producirse espontáneamente: E⁰ = 0,81 V > 0

2 NO₃⁻ + 3 Sn²⁺ + 8 H⁺ → 2 NO + 3 Sn⁴⁺ + 4 H₂O .

Página 8

Ejercicios de acceso a la Universidad − Cuestiones de Electroquímica

16 − Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones y ajuste por el método del ión-electrón las reacciones que tengan lugar de forma espontánea:

a) ¿Qué especie es el oxidante más fuerte y cuál el reductor más fuerte?.

b) ¿Qué sucede si una disolución de sulfato de hierro (II) se guarda en un recipiente de cobre?; ¿y si una de sulfato de cobre (II) se guarda en un recipiente de hierro?.

c) ¿Se formará un recubrimiento metálico sobre una barra de plomo introducida en una disolución acuosa 1 M de Ag⁺?.

Datos: E⁰ (Mg²⁺ / Mg) = −2,37 V ; E⁰ (Fe²⁺ / Fe) = −0,44 V ; E⁰ (Pb²⁺ / Pb) = −0,13 V E⁰ (Cu²⁺ / Cu) = 0,34 V ; E⁰ (Ag⁺ / Ag) = 0,80 V .

Modelo 2003

Solución.− a) Oxidante más fuerte: Ag⁺ -mayor potencial estándar de reducción-.

Reductor más fuerte: Mg -menor potencial estándar de reducción Mg²⁺ / Mg-.

b) No hay reacción espontánea entre Fe²⁺ y Cu (E⁰ = −0,78 V < 0).

Reaccionan espontáneamente Fe y Cu²⁺ (E⁰ = 0,78 V > 0)

Cu²⁺ + Fe → Fe²⁺ + Cu .

c) Sí: E⁰ = 0,93 V > 0 ; proceso espontáneo

Pb + 2 Ag⁺ → Pb²⁺ + 2 Ag .

17 − Dadas las dos reacciones siguientes sin ajustar:

i) Br⁻ (ac) + Cl⁻ (ac) → Br₂ (g) + Cl₂ (g)

ii) Zn (s) + NO₃⁻ (ac) + H⁺ (ac) → Zn²⁺ (ac) + NO (g) + H₂O .

a) Justifique por qué una de ellas no se puede producir.

b) Ajuste las semirreacciones de oxidación y de reducción de la reacción que sí se puede producir.

c) Ajuste la reacción global de la reacción que sí se puede producir.

d) Justifique si es espontánea dicha reacción.

Datos: E⁰ (Br₂ / Br⁻) = 1,06 V ; E⁰ (Cl₂ / Cl⁻) = 1,36 V

E⁰ (Zn²⁺ / Zn) = −0,76 V ; E⁰ (NO₃⁻ / NO) = 0,96 V .

Junio 2009

Solución.− La primera reacción es imposible al tratarse de dos oxidaciones y ninguna reducción.

Reacción ii):

Es un proceso espontáneo (E⁰ = 1,72 V > 0).

Semirreacción de oxidación: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻

Semirreacción de reducción: NO₃⁻ + 4 H⁺ + 3 e⁻ → NO + 2 H₂O

Reacción iónica global:

3 Zn (s) + 2 NO₃⁻ (ac) + 8 H⁺ (ac) → 3 Zn²⁺ (ac) + 2 NO (g) + 4 H₂O .

Página 9

Ejercicios de acceso a la Universidad − Cuestiones de Electroquímica

18 − En una disolución en medio ácido el ión MnO₄⁻ oxida al H₂O₂, obteniéndose Mn²⁺ , O₂ y H₂O.

a) Nombre todos los reactivos y productos de la reacción, indicando los estados de oxidación del oxígeno y del manganeso en cada uno de ellos.

b) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción en medio ácido.

c) Ajuste la reacción global.

d) Justifique, en función de los potenciales dados, si la reacción es espontánea o no en condiciones estándar.

Datos: E⁰ (MnO₄⁻ / Mn²⁺) = 1,51 V ; E⁰ (O₂ / H₂O₂) = 0,70 V .

Junio 2007

Especie		Elemento	Estado de oxidación
Fórmula	Nombre
MnO4−	Ión tetraoxomanganato (VII) Ión permanganato	Mn	+ 7
		O	− 2
H2O2	Peróxido de hidrógeno	H	+ 1
		O	− 1
H+	Ión hidrógeno Protón	H	+ 1
Mn2+	Ión manganeso (II)	Mn	+ 2
O2	Oxígeno	O	0
H2O	Agua	H	+ 1
		O	− 2

Solución.−

Semirreacción de oxidación: H₂O₂ → O₂ + 2 H⁺ + 2 e⁻

Semirreacción de reducción: MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ → Mn²⁺ + 4 H₂O

Reacción iónica global:

2 MnO₄⁻ + 5 H₂O₂ + 6 H⁺ → 2 Mn²⁺ + 5 O₂ + 8 H₂O

Es un proceso espontáneo: E⁰ = 0,81 V > 0.

Página 10

Ejercicios de acceso a la Universidad − Cuestiones de Electroquímica

19 − En disolución ácida el ión dicromato oxida al ácido oxálico (H₂C₂O₄) a CO₂ según la reacción (sin ajustar):

Cr₂O₇²⁻ + H₂C₂O₄ → Cr³⁺ + CO₂ .

a) Indique los estados de oxidación de todos los átomos en cada uno de los reactivos y productos de dicha reacción.

b) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción.

c) Ajuste la reacción global.

d) Justifique si es espontánea o no en condiciones estándar.

Datos: E⁰ (Cr₂O₇²⁻ / Cr³⁺) = 1,33 V ; E⁰ (CO₂ / H₂C₂O₄) = −0,49 V.

Septiembre 2006

Especie		Elemento	Estado de oxidación
Fórmula	Nombre
Cr2O72−	Ión heptaoxodicromato (VI) Ión dicromato	Cr	+ 6
		O	− 2
H2C2O4	Ácido etanodioico Ácido oxálico	H	+ 1
		C	+ 3
		O	− 2
H+	Ión hidrógeno Protón	H	+ 1
Cr3+	Ión cromo (III)	Cr	+ 3
CO2	Dióxido de carbono Óxido de carbono (IV)	C	+ 4
		O	− 2
H2O	Agua	H	+ 1
		O	− 2

Solución.−

Semirreacción de oxidación: H₂C₂O₄ → 2 CO₂ + 2 H⁺ + 2 e⁻

Semirreacción de reducción: Cr₂O₇²⁻ + 14 H⁺ + 6 e⁻ → 2 Cr³⁺ + 7 H₂O

Reacción iónica global:

Cr₂O₇²⁻ + 3 H₂C₂O₄ + 8 H⁺ → 2 Cr³⁺ + 6 CO₂ + 7 H₂O

Es un proceso espontáneo: E⁰ = 1,82 V > 0.

Página 11

Ejercicios de acceso a la Universidad − Cuestiones de Electroquímica

20 − Dada la siguiente reacción de oxidación-reducción en medio ácido (sin ajustar):

Fe²⁺ + Cr₂O₇²⁻ + H⁺ → Fe³⁺ + Cr³⁺ + H₂O .

a) Indique el número (estado) de oxidación del cromo en los reactivos y en los productos.

b) Ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción.

c) Ajuste la reacción iónica global.

d) Razone si la reacción es o no espontánea en condiciones estándar a 25 ºC.

Datos a 25 ºC: E⁰ (Cr₂O₇²⁻ / Cr³⁺) = 1,33 V ; E⁰ (Fe³⁺ / Fe²⁺) = 0,77 V.

Modelo 2009

Solución.− Estados de oxidación del Cr: +6 en Cr₂O₇²⁻ y +3 en Cr³⁺

Semirreacción de oxidación: Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻

Semirreacción de reducción: Cr₂O₇²⁻ + 14 H⁺ + 6 e⁻ → 2 Cr³⁺ + 7 H₂O

Reacción iónica global:

6 Fe²⁺ + Cr₂O₇²⁻ + 14 H⁺ → 6 Fe³⁺ + 2 Cr³⁺ + 7 H₂O

Es un proceso espontáneo: E⁰ = 0,56 V > 0.

21 − Complete y ajuste, en medio ácido, las semirreacciones de oxidación y de reducción así como la reacción global. Indique si son espontáneas las reacciones globales en función de los potenciales normales red-ox:

a) Cr₂O₇²⁻ + S²⁻ + H⁺ Cr³⁺ + ...

b) KMnO₄ + HCl + SnCl₂ SnCl₄ + ...

Datos: E⁰ (Cr₂O₇²⁻ / Cr³⁺) = 1,33 V ; E⁰ (S / S²⁻) = 0,14 V

E⁰ (MnO₄⁻ / Mn²⁺) = 1,51 V ; E⁰ (Sn⁴⁺ / Sn²⁺) = 0,15 V .

Modelo 2005

Solución.− a) Semirreacción de oxidación: S²⁻ S + 2 e⁻

Semirreacción de reducción: Cr₂O₇²⁻ + 14 H⁺ + 6 e⁻ 2 Cr³⁺ + 7 H₂O

Reacción iónica global:

Cr₂O₇²⁻ + 3 S²⁻ + 14 H⁺ 2 Cr³⁺ + 3 S + 7 H₂O

Es un proceso espontáneo: E⁰ = 1,19 V > 0.

b) Semirreacción de oxidación: Sn²⁺ Sn⁴⁺ + 2 e⁻

Semirreacción de reducción: MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ Mn²⁺ + 4 H₂O

Reacción iónica global:

2 MnO₄⁻ + 5 Sn²⁺ + 16 H⁺ 5 Sn⁴⁺ + 2 Mn²⁺ + 8 H₂O

Reacción molecular global:

2 KMnO₄ + 5 SnCl₂ + 16 HCl 5 SnCl₄ + 2 MnCl₂ + 2 KCl + 8 H₂O

Es un proceso espontáneo: E⁰ = 1,36 V > 0.

Página 12

Ejercicios de acceso a la Universidad − Cuestiones de Electroquímica

22 − El dicromato de potasio oxida al yoduro de sodio en medio ácido sulfúrico originándose, entre otros, sulfato de sodio, sulfato de cromo (III) y yodo.

a) Formule las semirreacciones de oxidación y reducción.

b) Formule la reacción iónica y diga cuáles son las especies oxidante y reductora.

c) Formule la reacción molecular.

d) Justifique si el dicromato de potasio oxidaría al cloruro de sodio.

Datos: E⁰ (Cr₂O₇²⁻ / Cr³⁺) = 1,33 V ; E⁰ (Cl₂ / Cl⁻) = 1,36 V .

Septiembre 2010 (Fase Específica)

Solución.− a) Oxidación: 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻

Reducción: Cr₂O₇²⁻ + 14 H⁺ + 6 e⁻ → 2 Cr³⁺ + 7 H₂O

b) Reacción iónica: Cr₂O₇²⁻ + 6 I⁻ + 14 H⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 I₂ + 7 H₂O

Oxidante: Cr₂O₇²⁻ -K₂Cr₂O₇-

Reductor: I⁻ -NaI-

c) Reacción molecular:

K₂Cr₂O₇ + 6 NaI + 7 H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3 Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3 I₂ + 7 H₂O

d) El dicromato de potasio no oxidaría al cloruro de sodio.

23 − Escribir y ajustar las reacciones que tienen lugar en los siguientes casos:

a) Si se introduce una barra de hierro en una disolución de nitrato de plata.

b) Si se mezcla una disolución de permanganato de potasio en medio ácido con otra de cloruro de estaño (II).

Datos: E⁰ (Ag⁺ / Ag) = 0,80 V ; E⁰ (Fe²⁺ / Fe) = −0,44 V

E⁰ (Sn⁴⁺ / Sn²⁺) = 0,15 V ; E⁰ (MnO₄⁻ / Mn²⁺) = 1,51 V .

Junio 1996

Solución.− a) Fe + 2 AgNO₃ → Fe(NO₃)₂ + 2 Ag

b) 2 KMnO₄ + 5 SnCl₂ + 16 HCl → 5 SnCl₄ + 2 MnCl₂ + 2 KCl + 8 H₂O.

24 − Justifique si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:

a) En una pila galvánica la reacción de reducción tiene lugar en el ánodo.

b) En la pila Daniell la reducción de los cationes Cu²⁺ tiene lugar en el polo positivo de la pila.

c) En una pila galvánica el polo negativo recibe el nombre de cátodo.

d) En la pila Daniell la oxidación del Zn tiene lugar en el ánodo.

Junio 2010 (Fase General)

Solución.− Afirmaciones verdaderas: b) y d).

Afirmaciones falsas: a) y c).

Página 13

Ejercicios de acceso a la Universidad − Cuestiones de Electroquímica

25 − Suponiendo una pila galvánica formada por un electrodo de Mg (s) sumergido en una disolución de Mg(NO₃)₂ y un electrodo de Cu (s) sumergido en una disolución de Cu(NO₃)₂, indique:

a) La reacción que tendrá lugar en el ánodo.

b) La reacción que tendrá lugar en el cátodo.

c) La reacción global.

d) El potencial de la pila.

Datos: E⁰ (Mg²⁺ / Mg) = −2,37 V ; E⁰ (Cu²⁺ / Cu) = 0,34 V.

Junio 2010 (Materias coincidentes)

Solución.− a) Oxidación anódica: Mg → Mg²⁺ + 2 e⁻

b) Reducción catódica: Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu

c) Mg + Cu²⁺ → Mg²⁺ + Cu

d) E⁰ = 2,71 V .

26 − En una pila electroquímica el ánodo está formado por una barra de cobre sumergida en una disolución acuosa de nitrato de cobre (II), mientras que el cátodo consiste en una lámina de plata sumergida en una disolución acuosa de nitrato de plata.

a) Formule las semirreacciones del ánodo y del cátodo.

b) Formule la reacción global iónica y molecular de la pila.

c) Explique de forma justificada por qué se trata de una pila galvánica.

d) Indique razonadamente el signo de ΔG⁰ para la reacción global.

Datos: E⁰ (Ag⁺ / Ag) = 0,80 V ; E⁰ (Cu²⁺ / Cu) = 0,34 V.

Septiembre 2008

Solución.− Oxidación (ánodo): Cu (s) → Cu²⁺ (ac) + 2 e⁻

Reducción (cátodo): Ag⁺ (ac) + e⁻ → Ag (s)

Reacción iónica global: Cu (s) + 2 Ag⁺ (ac) → Cu²⁺ (ac) + 2 Ag (s)

Reacción molecular global: Cu (s) + 2 AgNO₃ (ac) → Cu(NO₃)₂ (ac) + 2 Ag (s)

Es una pila galvánica porque E⁰ > 0 y ΔG⁰ < 0 -proceso red-ox espontáneo-.

Página 14

Ejercicios de acceso a la Universidad − Cuestiones de Electroquímica

27 − Se dispone de una pila formada por un electrodo de zinc, sumergido en una disolución 1 M de Zn(NO₃)₂ y conectado con un electrodo de cobre, sumergido en una disolución 1 M de Cu(NO₃)₂. Ambas disoluciones están unidas por un puente salino.

a) Escriba el esquema de la pila galvánica y explique la función del puente salino.

b) Indique en qué electrodo tiene lugar la oxidación y en cuál la reducción.

c) Escriba la reacción global que tiene lugar e indique en qué sentido circula la corriente.

d) ¿En qué electrodo se deposita el cobre?.

Datos: E⁰ (Zn²⁺ / Zn) = −0,76 V ; E⁰ (Cu²⁺ / Cu) = 0,34 V.

Septiembre 2001

Solución.− Esquema de la pila: Zn (s) │ Zn(NO₃)₂ (ac) ║ Cu(NO₃)₂ (ac) │ Cu (s)

El puente salino interconecta los electrodos y permite la migración de iones.

Electrodo negativo (ánodo): oxidación. Electrodo positivo (cátodo): reducción.

Reacción molecular global: Zn (s) + Cu(NO₃)₂ (ac) → Zn(NO₃)₂ (ac) + Cu (s)

El cobre metálico se deposita en el cátodo.

Por el circuito exterior la corriente va del cátodo (+) al ánodo (−) -según el convenio; los electrones van al revés: del ánodo (−) al cátodo (+)-.

28 − Los electrodos de una pila galvánica son de aluminio y cobre.

a) Escriba las semirreacciones que se producen en cada electrodo, indicando cuál será el ánodo y cuál será el cátodo.

b) Calcule la fuerza electromotriz de la pila.

c) ¿Cuál será la representación simbólica de la pila?.

d) Razone si alguno de los dos metales produciría hidrógeno gaseoso en contacto con ácido sulfúrico.

Datos: Potenciales normales: Al³⁺ / Al = −1,67 V ; Cu²⁺ / Cu = 0,35 V ; H⁺ / H₂ = 0,00 V.

Septiembre 1998

Solución.− a) Oxidación (ánodo): Al (s) → Al³⁺ (ac) + 3 e⁻

Reducción (cátodo): Cu²⁺ (ac) + 2 e⁻ → Cu (s)

b) ε = E⁰ = 2,02 V

c) Esquema de la pila: Al (s) │ Al³⁺ (ac) ║ Cu²⁺ (ac) │ Cu (s)

d) El aluminio (el potencial de reducción del par: Al³⁺ / Al es muy negativo).

29 − Para un proceso electrolítico de una disolución de AgNO₃, en el que se obtiene Ag metal, justifique si son verdaderas o falsas cada una de las siguientes afirmaciones:

a) Para obtener un mol de Ag se requiere el paso de dos moles de electrones.

b) En el ánodo se produce la oxidación de los protones del agua.

c) En el cátodo se produce oxígeno.

d) Los cationes de plata se reducen en el cátodo.

Junio 2004

Solución.− Afirmación verdadera: d) ; Afirmaciones falsas: a) , b) y c) .

Página 15

Ejercicios de acceso a la Universidad − Cuestiones de Electroquímica

30 − La figura adjunta representa una celda para la obtención de cloro mediante electrólisis:

Conteste a las siguientes cuestiones:

a) Escriba las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo.

b) Señale cuál es la de oxidación y cuál la de reducción.

c) La disolución inicial de cloruro de sodio tiene un pH = 7. ¿Se produce modificación del pH durante la electrólisis?, ¿por qué?.

d) ¿Por qué se obtiene hidrógeno en lugar de sodio metálico?.

Modelo 1999

Solución.− a y b) Oxidación (ánodo): 2 Cl⁻ (ac) → Cl₂ (g) + 2 e⁻

Reducción (cátodo): 2 H⁺ (ac) + 2 e⁻ → H₂ (g)

o también: 2 H₂O (l) + 2 e⁻ → H₂ (g) + 2 OH⁻ (ac)

c) El pH aumenta -se hace básico- al crecer la concentración de iones OH⁻.

d) Se reducen los protones a H₂ (g) en lugar de los iones Na⁺ a sodio metálico porque el potencial de reducción del par: Na⁺ / Na es muy negativo.

31 − Justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) Los metales alcalinos no reaccionan con los halógenos.

b) Los metales alcalinos reaccionan vigorosamente con el agua.

c) Los halógenos reaccionan con la mayoría de los metales, formando sales iónicas.

d) La obtención industrial de amoniaco a partir de hidrógeno y nitrógeno moleculares es un proceso rápido a temperatura ambiente, aunque no se utilicen catalizadores.

Modelo 2009

Solución.− Afirmaciones verdaderas: b) y c).

Afirmaciones falsas: a) y d).

Página 16

Ejercicios de acceso a la Universidad − Cuestiones de Electroquímica

32 − La producción industrial de agua de cloro se basa en la reacción del cloro con agua, de forma que la disolución resultante se puede emplear como agente blanqueante y desinfectante debido al carácter oxidante del ión hipoclorito formado. La reacción que tiene lugar es:

Cl₂ + H₂O Cl⁻ + HClO + H⁺ .

a) Explique razonadamente de qué tipo de reacción se trata. Complete y ajuste la reacción de forma apropiada.

b) ¿Cómo se modificaría el rendimiento de la reacción si se adiciona una base?.

Septiembre 1999

Solución.− a) Es una reacción de desproporción, autooxidación-reducción o dismutación.

b) El equilibrio se desplazaría hacia la derecha.

33 − El esquema de obtención industrial del ácido nítrico puede resumirse en las siguientes etapas:

I.− 4 NH₃ + 5 O₂ 4 NO + 6 H₂O ΔH = −903,7 kJ

II.− 2 NO + O₂ 2 NO₂ ΔH = −113,36 kJ

III.− 3 NO₂ + H₂O 2 HNO₃ + NO

a) Escriba los números de oxidación del nitrógeno en cada uno de los compuestos.

b) Explique qué tipo de reacción red-ox se produce en cada una de las etapas del proceso.

c) ¿Cómo afectaría un aumento de presión y de temperatura en los equilibrios I y II?.

d) Observe el esquema adjunto y razone si las etapas I y II se realizan a diferentes temperaturas.

Junio 1997

Sustancia:	NH3	NO	NO2	HNO3
Estado de oxidación del N:	− 3	+ 2	+ 4	+ 5

Solución.− a)

b) Reacción I: Oxidación catalítica del amoniaco.

Reacción II: Oxidación del monóxido de nitrógeno.

Reacción III: Desproporción del NO₂ a HNO₃ y NO.

c) Al aumentar la presión el equilibrio I se desplaza hacia la izquierda, y el equilibrio II se desplaza hacia la derecha.

Al aumentar la temperatura los equilibrios I y II se desplazan hacia la izquierda.

d) El proceso II se realiza a menor temperatura que el proceso I.

Página 17

Ejercicios de acceso a la Universidad − Preguntas de Electroquímica