El documento presenta 5 problemas relacionados con reacciones redox. Cada problema contiene varias preguntas que requieren identificar si una reacción es redox, ajustar la reacción química mediante el método de ion-electrón, y calcular cantidades de sustancias usando datos provistos.

1. CUESTIONES REDOX
1.- a) Defina el concepto electrónico de oxidación y reducción.
b) Indique cuál o cuáles de las semirreacciones siguientes:
ClO2
-
Cl
-
; S SO4
=
; Fe2+
Fe3+
;
corresponden a una oxidación y cuál o cuáles a una reducción.
c) Indique la variación del número de oxidación del cloro, hierro y azufre.
Solución:
a) Oxidación: Es el proceso en el que un átomo de un elemento o de un compuesto
pierde electrones.
Reducción: Es el proceso en el que un átomo de un elemento o de un compuesto gana
electrones.
b)
2 2
2
2 4
2 3
4 4 2 : Re
4 6 8 :
1 :
ClO H e Cl H O ducción
S H O e SO H Oxidación
Fe e Fe Oxidación
− + − −
− − +
+ − +
+ + +
+ − +
−
c) El Cloro pasa de +3 a -1 . El hierro pasa de +2 a +3. El Azufre pasa de 0 a +6 .

2. 2.- De las siguientes reacciones:
HCO3
-
+ H+
CO2 + H2O
CuO + NH3 N2 + H2O + Cu
KClO3 KCl + O2
a) Justifique si son todos procesos redox.
b) Escriba las semirreacciones redox donde proceda.
Solución:
a) En la reacción: HCO3
-
+ H+
CO2 + H2O; los números de oxidación del C, O e
hidrógeno no cambian. Por tanto no es una reacción redox.
En la reacción: CuO + NH3 N2 + H2O + Cu ; el Cobre pasa de +2 a 0 y el
Nitrógeno de -3 a 0. Por tanto el Cobre se reduce y el Nitrógeno se oxida. Es una
reacción redox.
En la reacción: KClO3 KCl + O2 ; el Cloro pasa de +5 a -1 y el Oxígeno de -2 a 0.
Por tanto el Cloro se reduce y el Oxígeno se oxida. Es una reacción redox.
b) CuO + NH3 N2 + H2O + Cu
2
3 2
2 : Re
2 6 6 :
o
Cu e Cu ducción
NH e N H Oxidación
+ −
− +
+
− +
KClO3 KCl + O2
3 2
2
2
6 6 3 : Re
2 4 :
ClO H e Cl H O ducción
O e O Oxidación
− + − −
− −
+ + +
−

3. 3.- Dadas las siguientes reacciones:
NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O
Cu + Cl2 CuCl2
CH4 + O2 CO2 + 2H2O
a) Justifique si todas son de oxidación-reducción.
b) Identifique el agente oxidante y el reductor donde proceda.
Solución:
a) En la reacción: NaOH + HNO3 NaNO3 + H2O; los números de oxidación de los
elementos no cambian. Por tanto no es una reacción redox.
En la reacción: Cu + Cl2 CuCl2 ; el Cobre pasa de 0 a +2 y el Cloro de 0 a -1. Por
tanto el Cobre se oxida y el Cloro se reduce. Es una reacción redox.
En la reacción: CH4 + O2 CO2 + 2H2O ; el Carbono pasa de -4 a +4 y el Oxígeno de
0 a -2. Por tanto el Carbono se oxida y el Oxígeno se reduce. Es una reacción redox.
b) Cu + Cl2 CuCl2
2
0
2
2 :
2 2 : Re
o
Cu e Cu Oxidación
Cl e Cl ducción
− +
− −
−
+
El Cobre es el agente Reductor y el Cloro es el agente Oxidante.
CH4 + O2 CO2 + 2H2O
4 2 2
2
2
2 8 8 :
4 2 : Re
CH H O e CO H Oxidación
O e O ducción
− +
− −
+ − +
+
El Metano es el agente Reductor y el Oxígeno es el agente Oxidante.

4. 4.- En las siguientes semirreaciones: SO4
=
SO ; Ag+
Ag ; ClO
-
Cl
-
;
Mn2+
MnO4
-
a) ¿Cuáles corresponden a una oxidación y cuáles a una reducción?.
b) ¿Cuál es la variación del número de oxidación del azufre, plata, cloro y manganeso?.
c) ¿Qué especie de cada reacción es la oxidante?.
Solución:
a)
2
4 26 4 3 : ReSO H e SO H O ducción− + −
+ + +
1 : Reo
Ag e Ag ducción+ −
+
22 2 : ReClO H e Cl H O ducción− + − −
+ + +
2
2 44 5 8 :Mn H O e MnO H Oxidación+ − − +
+ − +
b) El número de oxidación del azufre pasa de +6 a +2; la plata de +1 a 0; el cloro de +1
a -1 y el manganeso de +2 a +7.
c) Son agentes oxidantes el SO4
=
; Ag+
; ClO
-
y el MnO4
-
.

5. 5.- Para la reacción: HNO3 + C CO2 + NO + H2O
Justifique la veracidad o falsedad de las afirmaciones siguientes:
a) El número de oxidación del oxígeno pasa de - 2 a 0.
b) El carbono se oxida a CO2.
c) El HNO3 se reduce a NO.
Solución:
a) Falso. El número de oxidación del oxígeno en todos los compuestos es -2.
b) Verdadero. 2 22 4 4 :C H O e CO H Oxidación− +
+ − +
c) Verdadero. 3 24 3 2 : ReNO H e NO H O ducción− + −
+ + +

6. 6.- a) Indique los números de oxidación del nitrógeno en las siguientes moléculas:
N2;NO; N2O N2O2.
b) Escriba la semirreacción de reducción del HNO3 a NO.
Solución:
a) Los números de oxidación del nitrógeno son: 0; +2; +1 y +2.
b) 3 24 3 2 : ReNO H e NO H O ducción− + −
+ + +
7.- Dadas las siguientes reacciones (sin ajustar):
CaO + H2O Ca(OH)2
Ag + HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O
Razone:
a) Si son de oxidación-reducción.
b) ¿Qué especies se oxidan y qué especies se reducen?
Solución:
a) CaO + H2O Ca(OH)2 . No es una reacción redox ya que los números de oxidación
de todos los elementos que intervienen en la reacción no cambian.
En la reacción : Ag + HNO3 AgNO3 + NO2 + H2O
3 2 22 1 : Re
1 :o
NO H e NO H O ducción
Ag e Ag Oxidación
− + −
− +
+ + +
−
En esta reacción el número de oxidación del nitrógeno pasa de +5 a +4(reducción) y la
plata pasa de 0 a +1(oxidación). Por tanto es una reacción redox.
b) El ácido nítrico se reduce y la plata se oxida.

7. 8.- La siguiente reacción redox tiene lugar en medio ácido:
MnO4
-
+ Cl
-
+ H+
Mn2+
+ Cl2 + H2O
Indique, razonando la respuesta, la veracidad o falsedad de las afirmaciones
siguientes:
a) El Cl
-
es el agente reductor.
b) El MnO4
-
experimenta una oxidación.
c) En la reacción, debidamente ajustada, se forman 4 moles de H2O por cada mol
de MnO4
-
.
Solución:
En la reacción el número de oxidación del manganeso pasa de +7 a +2 (reducción) y el
cloro pasa de -1 a 0 (oxidación)
2
4 28 5 4 : ReMnO H e Mn H O ducción− + − +
+ + +
22 2 :Cl e Cl Oxidación− −
−
____________________________________
2
4 2 22 10 16 2 5 8MnO Cl H Mn Cl H O− − + +
+ + + +
a) Verdadera. El ion cloruro se oxida y por tanto es el agente reductor.
b) Falsa. El ion permanganato se reduce (gana electrones).
c)Verdadera. Como puede verse en el ajuste final de la reacción, por cada dos moles
de permanganato se forman 8 moles de agua. Es decir 1mol de MnO4
-
/2moles de agua.

8. PROBLEMAS REDOX
1.- Cuando el óxido de manganeso(IV) reacciona con ácido clorhídrico se obtiene cloro,
cloruro de manganeso(II) y agua.
a) Ajuste esta reacción por el método del ion-electrón.
b) Calcule el volumen de cloro, medido a 20ºC y 700 mm de mercurio de presión, que
se obtiene cuando se añade un exceso de ácido clorhídrico sobre 20 g de un mineral
que contiene un 75% en peso de riqueza en dióxido de manganeso.
Datos: R = 0,082 atm.L.K-1
.mol-1
Masas atómicas: O = 16; Mn = 55.
Solución:
a) MnO2 + HCl Cl2 + MnCl2 + H2O
2
2 24 2 2MnO H e Mn H O+ − +
+ + +
22 2Cl e Cl− −
−
________________________
2
2 2 22 4 2MnO Cl H Mn Cl H O− + +
+ + + +
Llevando los coeficientes a la ecuación anterior y teniendo en cuenta que hay que
poner 4H+
se obtiene:
MnO2 + 4HCl Cl2 + MnCl2 + 2H2O
b) MMnO2 = 87 g/mol
2 2
2
2
1 1
2
75 1
20 0,172
100 87
0,172 0,082 (20 273)
4,48
700
760
gramosMnO molCl
gramosMineral molesCl
gramosMineral gramosMnO
nRT moles atmLK mol K
V LitrosCl
p atm
− −
× × =
⋅ ⋅ +
= = =

9. 2.- El yodo (I2) reacciona con el ácido nítrico diluido formando ácido yódico (HIO3) y
dióxido de nitrógeno.
a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón.
b) Calcule los gramos de yodo y de ácido nítrico necesarios para obtener 2 litros de
NO2 (g) medidos en condiciones normales.
Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16; I = 127.
Solución:
a) I2 + HNO3 HIO3 + NO2
3 2 22 1NO H e NO H O− + −
+ + +
2 2 36 10 122I H O e IO H− − +
+ − +
Multiplicando la primera ecuación por 10 y sumando las dos semirreacciones
obtendremos:
3 2 210 20 10 10 10NO H e NO H O− + −
+ + +
2 2 36 10 122I H O e IO H− − +
+ − +
_________________________________________
3 2 2 2 3 210 20 6 10 2 12 10NO I H H O NO IO H H O− + − +
+ + + + + +
3 2 2 3 210 8 10 2 4NO I H NO IO H O− + −
+ + + +
Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos:
I2 + 10 HNO3 2 HIO3 + 10 NO2 + 4 H2O
b) MHNO3 = 63 g/mol ; MI2 = 254 g/mol
2 2
2 2
2 2
32
2 3
2 2
1 254
2 2,27
22,4 10
10 631
2 5,63
22,4 10
molNO gramosI
LitrosNO gramosI
LitrosNO molesNO
gramosHNOmolNO
LitrosNO gramosHNO
LitrosNO molesNO
× × =
⋅
× × =

10. 3.- El I2O5 oxida al CO, gas muy toxico, a dióxido de carbono en ausencia de agua,
reduciéndose él a I2.
a) Ajuste la reacción molecular por el método del ion-electrón.
b) Calcule los gramos de I2O5 necesarios para oxidar 10 litros de CO que se
encuentran a 75ºC y 700 mm de mercurio de presión.
Datos: R = 0,082 atm.L.K-1
.mol-1
. Masas atómicas: O = 16; I = 127.
Solución:
a) I2O5 + CO CO2 + I2
2 5 2 210 10 5I O H e I H O+ −
+ + +
2 22 2CO H O e CO H− +
+ − +
Multiplicando la segunda ecuación por 5 y sumando las dos semirreacciones
obtendremos:
2 5 2 210 10 5I O H e I H O+ −
+ + +
2 25 5 10 5 10CO H O e CO H− +
+ − +
__________________________________
2 5 2 2 2 25 10 5 5 5 10I O CO H H O I H O CO H+ +
+ + + + + +
2 5 2 25 5I O CO I CO+ +
Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos:
I2O5 + 5 CO 5 CO2 + I2
b) MI2O5 = 334 g/mol
1 1
2 5
2 5
700
10
760 0,323
0,082 (75 273)
334
0,323 21,58
5
CO
atm Litros
pV
n molesCO
RT atmLK mol K
gramosI O
molesCO gramosI O
molesCO
− −
×
= = =
⋅ +
× =

11. 4.- El monóxido de nitrógeno gaseoso (NO) se prepara por reacción del cobre metálico
con ácido nítrico, obteniéndose, además, nitrato de cobre (II) y agua.
a) Ajuste por el método del ion electrón la reacción anterior.
b) ¿Cuántos moles de ácido y qué peso de cobre se necesitan para preparar 5 L de NO,
medidos a 730 mm de mercurio y a la temperatura de 25ºC?
c) Datos: Masas atómicas: H = 1; N = 14; O = 16; Cu = 63,5.
Datos: R = 0,082 atm.L.K-1
.mol-1
.
Solución:
a) Cu + HNO3 NO + Cu(NO3)2 + H2O
2
2o
Cu e Cu− +
−
3 24 3 2NO H e NO H O− + −
+ + +
Multiplicando la primera ecuación por 3, la segunda ecuación por 2 y sumando las dos
semirreacciones obtendremos:
3 22 8 6 2 4NO H e NO H O− + −
+ + +
2
3 6 3o
Cu e Cu− +
−
_______________________________
2
3 22 8 3 2 3 4o
NO H Cu NO Cu H O− + +
+ + + +
Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos:
3 Cu + 8 HNO3 2 NO + 3 Cu(NO3)2 + 4 H2O
b) MHNO3 = 63 g/mol
1 1
3
3
730
5
760 0,197
0,082 (25 273)
8
0,197 0,788
2
3 63,5
0,197 18,76
2
NO
atm Litros
pV
n molesNO
RT atmLK mol K
molesHNO
molesNO molesHNO
molesNO
gramosCu
molesNO gramosCu
molesNO
− −
×
= = =
⋅ +
× =
⋅
× =

12. 5.- El ácido sulfúrico reacciona con cobre para dar sulfato de cobre (II), dióxido de
azufre y agua.
a) Ajuste, por el método del ion electrón, la reacción molecular.
b) ¿Qué masa de sulfato de cobre (II) se puede preparar por la acción de 2 mL de
ácido sulfúrico del 96% de riqueza en peso y densidad 1,84 g/mL sobre cobre en
exceso?
Masas atómicas: H = 1; O = 16; S = 32; Cu = 63,5.
Solución:
a) Cu + H2SO4 CuSO4 + SO2 + H2O
2
2o
Cu e Cu− +
−
2
4 2 24 2 2SO H e SO H O− + −
+ + +
Sumando directamente las dos semirreacciones obtendremos:
2 2
4 2 24 2o
SO Cu H SO Cu H O− + +
+ + + +
Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos:
Cu + 2 H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2 H2O
b) MCuSO4 = 159,5 g/mol ; MH2SO4 = 98 g/mol
2 4 4
2 4
4
96 159,51,84
2
1 100 2 98
2,87
gramosH SO gramosCuSOgramosDisolución
mLDisolución
mLDisolución gramosDisolución gramosH SO
gramosCuSO
× × × =
⋅
=

13. 6.- El ácido sulfúrico concentrado reacciona con el bromuro de potasio para dar
sulfato de potasio, bromo, dióxido de azufre y agua.
a) Iguale la reacción por el método del ion electrón.
b) Calcule el volumen de bromo líquido (densidad = 2,92 g/mL) que se obtendrá al
tratar 90,1 g de bromuro de potasio con suficiente cantidad de ácido sulfúrico.
Masas atómicas: K = 39; Br = 80.
Solución:
a) H2SO4 + KBr K2SO4 + Br2 + SO2 + H2O
22 2 o
Br e Br− −
−
2
4 2 24 2 2SO H e SO H O− + −
+ + +
Sumando directamente las dos semirreacciones obtendremos:
2
4 2 2 24 2 2o
SO H Br SO Br H O− + −
+ + + +
Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos:
2H2SO4 + 2KBr K2SO4 + Br2 + SO2 + 2H2O
b) MKBr = 119 g/mol ; MBr2 =160 g/mol
2 2
2
2
160 1
90,1 20,74
2 119 2,92
gramosBr mLBr
gramosKBr mLBr
gramosKBr gramosBr
× × =
⋅

14. 7.- En medio ácido, el ion cromato oxida al ion sulfito según la ecuación:
CrO4
=
+ SO3
=
+ H+
Cr3+
+ SO4
=
+ H2O
a) Ajuste la ecuación iónica por el método del ion-electrón.
b) Si 25 mL de una disolución de Na2SO3 reaccionan con 28’1 mL de disolución 0’088M
de K2CrO4 , calcule la molaridad de la disolución de Na2SO3.
Solución:
a) CrO4
=
+ SO3
=
+ H+
Cr3+
+ SO4
=
+ H2O
2 3
4 28 3 4CrO H e Cr H O− + − +
+ + +
2 2
3 2 42 2SO H O e SO H− − − +
+ − +
Multiplicando la primera ecuación por 2, la segunda ecuación por 3 y sumando las dos
semirreacciones obtendremos:
2 3
4 22 16 6 2 8CrO H e Cr H O− + − +
+ + +
2 2
3 2 43 3 6 3 6SO H O e SO H− − − +
+ − +
___________________________________________
2 2 3 2
4 3 2 4 22 3 16 3 2 3 8 6CrO SO H H O Cr SO H O H− − + + − +
+ + + + + +
2 2 3 2
4 3 4 22 3 10 2 3 5CrO SO H Cr SO H O− − + + −
+ + + +
Llevando los coeficientes a la ecuación, tendremos:
2CrO4
=
+ 3SO3
=
+ 10H+
2Cr3+
+ 3SO4
=
+ 5H2O
b)
32 32 4
2 3
2 4
3
2 3 2 3
30,088
28,1 3,71 10
1000 2
º 3,71 10
0,15
0,025
molesNa SOmolesK CrO
mLDisolución molesNa SO
mLDisolución molesK CrO
n molesNa SO molesNa SO
M M
LitrosDisolución LitrosDisolución
−
−
× × = ⋅
⋅
= = =

15. 8.- Cuando reacciona el zinc metálico con nitrato de potasio en medio sulfúrico, se
produce la siguiente reacción:
Zn + KNO3 + H2SO4 ZnSO4 + (NH4)2SO4 + K2SO4 + H2O
a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón
b) Dada la reacción redox ajustada en medio básico:
3KClO + 2KCrO2 + 2KOH 3KCl + 2K2CrO4 + H2O
Calcular los gramos de agua que se forman cuando reaccionan totalmente 10 moles de
KClO.
Masas atómicas: O=16; H=1
Solución:
a) Zn + KNO3 + H2SO4 ZnSO4 + (NH4)2SO4 + K2SO4 + H2O
2
2o
Zn e Zn− +
−
3 4 210 8 3NO H e NH H O− + − +
+ + +
Multiplicando la primera ecuación por 4 y sumando las dos semirreacciones
obtendremos:
2
4 8 4o
Zn e Zn− +
−
3 4 210 8 3NO H e NH H O− + − +
+ + +
_____________________________
2
3 4 24 10 4 3o
NO Zn H NH Zn H O− + + +
+ + + +
Como al llevar los coeficientes a la ecuación habría que poner en el ion amonio un ½,
conviene previamente multiplicar la ecuación obtenida por 2. Quedaría entonces:
2
3 4 22 8 20 2 8 6o
NO Zn H NH Zn H O− + + +
+ + + +
Llevando finalmente estos coeficientes a la ecuación, tendremos:
8Zn + 2KNO3 + 10H2SO4 8ZnSO4 + (NH4)2SO4 + K2SO4 + 6H2O
b) 3KClO + 2KCrO2 + 2KOH 3KCl + 2K2CrO4 + H2O
2
2
18
10 60
3
gramosH O
molesKClO gramosH O
molesKClO
× =

16. 9.- El KMnO4, en medio ácido sulfúrico, reacciona con el H2O2 para dar MnSO4, O2,
H2O y K2SO4
a) Ajuste la reacción molecular por el método del ion-electrón.
b) ¿Qué volumen de O2 medido a 1520 mm de mercurio y 125 ºC se obtiene a partir de
100 g de KMnO4?
R= 0,082 atm・L・K-1
・mol-1
. Masas atómicas: C = 12; O = 16; K = 39; Mn = 55.
Solución:
a) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O
2
4 28 5 4MnO H e Mn H O− + − +
+ + +
2 2 22 2o
H O e O H− +
− +
Multiplicando la primera ecuación por 2, la segunda ecuación por 5 y sumando las dos
semirreacciones obtendremos:
2
4 22 16 10 2 8MnO H e Mn H O− + − +
+ + +
2 2 25 10 5 10o
H O e O H− +
− +
____________________________________
2
4 2 2 2 22 5 16 2 5 8 10o
MnO H O H Mn O H O H− + + +
+ + + + +
2
4 2 2 2 22 5 6 2 5 8o
MnO H O H Mn O H O− + +
+ + + +
Llevando estos coeficientes a la ecuación, tendremos:
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O
b) MKMnO4 = 158 g/mol
2
4 2
4
1 1
2
5
100 1,58
2 158
1,58 0,082 (125 273)
25,78
1520
760
molesO
gramosKMnO molesO
gramosHMnO
nRT moles atmLK mol K
V LitrosO
p atm
− −
× =
⋅
⋅ ⋅ +
= = =

17. 10.- El (NH4)2Cr2O7 se descompone por calentamiento según la siguiente reacción sin
ajustar:
(NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + H2O
a) Ajústela por el método del ion-electrón.
b) ¿Qué volumen de nitrógeno se obtiene a 730 mm de Hg y 30ºC, cuando se calientan
2 moles de (NH4)2Cr2O7?.
Solución:
a) (NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + H2O
4 22 6 8NH e N H+ − +
− +
2
2 7 2 3 28 6 4Cr O H e Cr O H O− + −
+ + +
Sumando las dos semirreacciones obtendremos:
2
2 7 4 2 3 2 28 2 8 4Cr O H NH Cr O N H H O− + + +
+ + + + +
2
2 7 4 2 3 2 22 4Cr O NH Cr O N H O− +
+ + +
Llevando estos coeficientes a la ecuación, tendremos:
(NH4)2Cr2O7 N2 + Cr2O3 + 4H2O
b)
2
4 2 2 7 2
4 2 2 7
1 1
2
1
2 (NH ) Cr O 2
1 (NH ) Cr O
2 0,082 (30 273)
51,73
730
760
molN
moles molesN
mol
nRT moles atmLK mol K
V LitrosN
p atm
− −
× =
⋅ ⋅ +
= = =

18. 11.- El cloro gaseoso(Cl2) oxida al hidróxido de cromo(III) en presencia de hidróxido
de potasio. En la reacción anterior se obtienen como productos cromato de potasio,
cloruro de potasio y agua, según la reacción:
Cl2 + Cr(OH)3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O
a) Ajuste la ecuación iónica y molecular por el método del ion-electrón
b) Calcule los gramos de cloruro de potasio que se pueden obtener en la reacción a
partir de 0,5 Litros de cloro, medidos a 20ºC y 730 mm de Hg, con un exceso de los
otros reactivos.
Datos: R = 0,082 atm.L.K-1
.mol-1
. Masas atómicas: Cl=35,5; K=39.
Solución:
a) Cl2 + Cr(OH)3 + KOH K2CrO4 + KCl + H2O
2 2 2Cl e Cl− −
+
3 2
2 44 3 8Cr H O e CrO H+ − − +
+ − +
Multiplicando la primera ecuación por 3, la segunda ecuación por 2 y sumando las dos
semirreacciones obtendremos:
23 6 6Cl e Cl− −
+
3 2
2 42 8 6 2 16Cr H O e CrO H+ − − +
+ − +
_______________________________
3 2
2 2 42 3 8 2 6 16Cr Cl H O CrO Cl H+ − − +
+ + + +
Sumando a los dos miembros de ecuación 16OH
-
y simplificando las moléculas de agua
, obtendremos:
3 2
2 2 42 3 8 16 2 6 16 16Cr Cl H O OH CrO Cl H OH+ − − − + −
+ + + + + +
3 2
2 2 4 22 3 8 16 2 6 16Cr Cl H O OH CrO Cl H O+ − − −
+ + + + +
3 2
2 4 22 3 16 2 6 8Cr Cl OH CrO Cl H O+ − − −
+ + + +
Llevando los coeficientes a la ecuación y teniendo en cuenta que en la misma hay dos
compuestos con grupos OH, repartimos los 16 OH y tendremos:
3Cl2 + 2Cr(OH)3 + 10KOH 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O
b) MKCl = 74,5 g/mol
2 21 1
2
2
730
0,5
760 0,02
0,082 (20 273)
6 74,5
0,02 2,98
3
Cl
atm L
PV
n molesCl
RT atmLK mol K
gramosKCl
molesCl gramosKCl
molesCl
− −
⋅
= = =
⋅ +
⋅
× =

19. 12.- En una valoración, 31,25 mL de una disolución 0,1 M de Na2C2O4 (oxalato de sodio)
en medio ácido consumen 17,38 mL de una disolución de KMnO4 de concentración
desconocida. Sabiendo que el oxalato pasa a CO2 y el permanganato a Mn2+
.
a) Ajuste la ecuación iónica por el método del ion-electrón.
b) Calcule la concentración de la disolución de KMnO4.
Datos: Masas atómicas: O = 16; K = 39; Mn = 55.
Solución:
a) C2O4
2-
+ MnO4
-
CO2 + Mn2+
2
2 4 22 2C O e CO− −
−
2
4 28 5 4MnO H e Mn H O− + − +
+ + +
Multiplicando la primera ecuación por 5, la segunda por 2 y sumando las dos
semirreacciones obtendremos:
2
2 4 25 10 10C O e CO− −
−
2
4 22 16 10 2 8MnO H e Mn H O− + − +
+ + +
__________________________________
2 2
4 2 4 2 22 16 5 2 10 8MnO H C O Mn CO H O− + − +
+ + + +
b)
2 2 4 4
2 2 4
2 2 4 2 2 4
3
4
3
4
0,1 2
31,25
1000 5
1,25 10
1,25 10
0,072
0,01738
molNa C O molesKMnO
mLDisoluciónNa C O
mLDisoluciónNa C O molesNa C O
molesKMnO
molesKMnO
M M
LitrosDisolución
−
−
× × =
= ⋅
⋅
= =

20. 13.- El estaño metálico, en presencia de ácido clorhídrico, es oxidado por el dicromato
de potasio (K2Cr2O7) a cloruro de estaño (IV) reduciéndose el dicromato a Cr(III).
a) Ajuste, por el método del ion-electrón, la ecuación molecular completa.
b) Calcule la riqueza en estaño de una aleación si un gramo de la misma una vez
disuelta se valora, en medio ácido clorhídrico, con dicromato de potasio 0,1 M,
gastándose 25 mL del mismo.
Masa atómica: Sn = 119
Solución:
a) Sn + K2Cr2O7 + HCl SnCl4 + Cr3+
2 3
2 7 214 6 2 7Cr O H e Cr H O− + − +
+ + +
4
4o
Sn e Sn− +
−
Multiplicando la primera ecuación por 2, la segunda por 3 y sumando las dos
semirreacciones obtendremos:
2 3
2 7 22 28 12 4 14Cr O H e Cr H O− + − +
+ + +
4
3 12 3o
Sn e Sn− +
−
_________________________________
2 3 4
2 7 22 3 28 4 3 14o
Cr O Sn H Cr Sn H O− + + +
+ + + +
Llevando estos coeficientes a la ecuación, tendremos:
3Sn + 2K2Cr2O7 + 28HCl 4CrCl3 + 3SnCl4 + 4KCl + 14H2O
b)
2 2 7
2 2 7
0,1 3 119
25 0,446
1000 2
0,446
% 100 44,6%
1
molesK Cr O gramosSn
mLDisolución gramosSn
mLDisolución molesK Cr O
gramos
Riqueza
gramo
⋅
× × =
= × =

21. ELECTROQUÍMICA
1.- A la vista de los siguientes potenciales normales de reducción:
Eo (Na+
/Na) = - 2,71 V; Eo (H+
/H2) = 0,00 V; Eo (Cu2+
/Cu) = + 0,34 V
Razone:
a) Si se desprenderá hidrógeno cuando se introduce una barra de sodio en una
disolución 1 M de ácido clorhídrico.
b) Si se desprenderá hidrógeno cuando se introduce una barra de cobre en una
disolución acuosa de ácido clorhídrico 1 M.
c) Si el sodio metálico podrá reducir a los iones Cu(II).
Solución:
a) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son:
22 2H e H+ −
+ Eo (H+
/H2) = 0,00 V
1Na e Na− +
− Eo (Na+
/Na) = - 2,71
Para la reacción global:
22 2 2H Na H Na+ +
+ +
El potencial normal de la pila : 0.0 ( 2,71) 2,71o o o
pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − − = . Como
este potencial es positivo, la reacción es espontánea y por tanto será posible.
b) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son:
22 2H e H+ −
+ Eo (H+
/H2) = 0,00 V
2
2Cu e Cu− +
− Eo (Cu2+
/Cu) = + 0,34 V
Para la reacción global:
2
22H Cu H Cu+ +
+ +
El potencial normal de la pila : 0.0 0,34 0,34o o o
pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − = − . Como este
potencial es negativo, la reacción no es espontánea y por tanto no será posible.
c) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son:
2
2Cu e Cu+ −
+ Eo (Cu2+
/Cu) = + 0,34 V
1Na e Na− +
− Eo (Na+
/Na) = - 2,71 V
Para la reacción global:
2
2 2Cu Na Cu Na+ +
+ +
El potencial normal de la pila : 0.34 ( 2,71) 3,05o o o
pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − − = . Como
este potencial es positivo, la reacción es espontánea y por tanto será posible.

22. 2.- Explique mediante la correspondiente reacción, que sucede cuando en una
disolución de sulfato de hierro (II) se introduce una lamina de:
a) Cd
b) Zn
Datos: Eo (Zn2+
/Zn) = - 0,76 V; Eo (Fe2+
/Fe) = -0,44 V; Eo (Cd2+
/Cd) = - 0,40 V.
Solución:
a) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son:
2
2Fe e Fe+ −
+ Eo (Fe2+
/Fe) = -0,44 V
2
2Cd e Cd− +
− Eo (Cd2+
/Cd) = -0,40 V
Para la reacción global:
2 2
Fe Cd Fe Cd+ +
+ +
El potencial normal de la pila : 0,44 ( 0,40) 0,04o o o
pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − − − = − . Como
este potencial es negativo, la reacción no es espontánea y por tanto no será posible.
b) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son:
2
2Fe e Fe+ −
+ Eo (Fe2+
/Fe) = -0,44 V
2
2Zn e Zn− +
− Eo (Cd2+
/Cd) = - 0,76 V
Para la reacción global:
2 2
Fe Zn Fe Zn+ +
+ +
El potencial normal de la pila : 0,44 ( 0,76) 0,32o o o
pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − − − = . Como
este potencial es positivo, la reacción es espontánea y por tanto será posible. Es
decir se depositará átomos de hierro en la barra de zinc y simultáneamente los
átomos de zinc de la barra pasarán a la disolución como iones Zn2+
.

23. 3.- Si se introduce una lámina de zinc en una disolución de sulfato de cobre(II),
CuSO4, se observa que el cobre se deposita en la lámina, se pierde el color azul de la
disolución y la lámina de zinc se disuelve.
a) Explique, razonadamente, este fenómeno.
b) Escriba las reacciones observadas.
Solución:
a) La disolución pierde el color azul por que los iones Cu2+
de la disolución se reducen a
cobre metálico que se deposita en la barra de zinc. Mientras la barra de zinc se
disuelve por que el zinc metálico se oxida a Zn2+
.
b) 2
2Cu e Cu+ −
+
2
2Zn e Zn− +
−
______________
Reacción global: 2 2
Cu Zn Cu Zn+ +
+ +

24. 4.- Se sabe que el flúor desplaza al yodo de los yoduros para formar el fluoruro
correspondiente.
a) Escriba las semirreacciones que tienen lugar.
b) Sabiendo que Eo (I2/I
-
) = + 0,53 V, justifique cuál de los tres valores de Eo
siguientes:
+ 2,83 V; + 0,53 V y - 0,47 V, corresponderá al par F2/F
-
.
Solución:
a) 2 2 2F e F− −
+ ; 22 2I e I− −
−
b) Consideremos que las dos semirreacciones redox que pueden tener lugar son:
2 2 2F e F− −
+ Eo (F2/F
-
) = “x” V
22 2I e I− −
− Eo (I2/I
-
) = + 0,53 V
Para la reacción global:
2 22 2F I F I− −
+ +
El potencial normal de la pila : 0,53o o o
pila cátodo ánadoE E E x∆ = − = − . Como este potencial tiene
que ser positivo para que la reacción sea espontánea, el único valor válido del potencial
del flúor tiene que ser + 2,83 V.
5.- Se construye una pila con los pares Fe2+
/Fe y Sn4+
/Sn2+
.
a) Indique que par actúa como ánodo, que par actúa como cátodo y escriba las
reacciones que tienen lugar en el electrodo.
b) Calcule la f.e.m. de la pila.
Datos: Eo (Fe2+
/Fe) = - 0,45 V; Eo (Sn4+
/Sn2+
) = 0,15 V.
Solución:
a) Teniendo en cuenta los valores de los potenciales normales, el cátodo estará
formado por el par Sn4+
/Sn2+
y el ánodo por el par Fe2+
/Fe.
4 2
2Sn e Sn+ − +
+
2
2Fe e Fe− +
−
b) Para la reacción global:
4 2 2
Sn Fe Sn Fe+ + +
+ +
El potencial normal de la pila : 0,15 ( 0,45) 0,60o o o
pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − − =

25. 6.- Dados los potenciales normales de reducción Eo(Pb2+
/Pb) = -0,13 V y Eo(Cu2+
/Cu) =
0,34 V.
a) Escriba las semirreacciones y la reacción ajustada de la pila formada.
b) Calcule su fuerza electromotriz e indique que electrodo actúa como ánodo y cuál
como cátodo.
Solución:
a) 2
2Cu e Cu+ −
+
2
2Pb e Pb− +
−
________________
Reacción global: 2 2
Cu Pb Cu Pb+ +
+ +
b) El potencial normal de la pila : 0,34 ( 0,13) 0,47o o o
pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − − = . El
cátodo es el par Cu2+
/ Cu y el ánodo el par Pb2+
/Pb.

26. 7.- a) ¿Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con hierro metálico?
b) ¿Reaccionará una disolución acuosa de ácido clorhídrico con cobre?
c) ¿Qué ocurrirá si se añaden limaduras de hierro a una disolución de Cu2+
. Justifique
las respuestas.
Datos: Eo(Cu2+
/Cu ) = 0,34V ; Eo (Fe2+
/Fe) = - 0,44V; Eo(H+
/H2 ) = 0,0 V.
Solución:
a) Si el ácido clorhídrico reacciona con el hierro se deben producir las siguientes
reacciones:
22 2H e H+ −
+ Eo (H+
/H2) = 0,00 V
2
2Fe e Fe− +
− Eo (Fe2+
/Fe) = -0,44 V
Para la reacción global:
2
22H Cu H Cu+ +
+ +
El potencial normal de la pila : 0.0 ( 0,44) 0,44o o o
pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − − = . Como
este potencial es positivo, la reacción es espontánea y por tanto será posible.
b)
22 2H e H+ −
+ Eo (H+
/H2) = 0,00 V
2
2Cu e Cu− +
− Eo (Cu2+
/Cu) = + 0,34 V
Para la reacción global:
2
22H Cu H Cu+ +
+ +
El potencial normal de la pila : 0.0 0,34 0,34o o o
pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − = − . Como este
potencial es negativo, la reacción no es espontánea y por tanto no será posible.
c) Teniendo en cuenta los valores de los potenciales normales, las semirreacciones
posibles serán:
2
2Cu e Cu+ −
+ Eo(Cu2+
/Cu ) = 0,34V
2
2Fe e Fe− +
− Eo (Fe2+
/Fe) = - 0,44V
Para la reacción global:
2 2
Cu Fe Cu Fe+ +
+ +
El potencial normal de la pila : 0.34 ( 0,44) 0,78o o o
pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − − = . Como
este potencial es positivo, la reacción es espontánea y por tanto será posible. Por
tanto las limaduras de hierro metálico reducirán a los iones Cu(II) a cobre metálico.

27. 8.- Sabiendo que:
Zn (s) /Zn2+
(1 M) ||H+
(1 M)/H2(1 atm)/Pt(s) Eopila = 0,76 V
Zn(s) /Zn2+
(1 M) // Cu2+
(1 M) /Cu(s) Eopila = 1,10 V
Calcule los siguientes potenciales estándar de reducción:
a) Eo (Zn2+
/Zn).
b) Eo (Cu2+
/Cu)
Solución:
a) El potencial normal de la primera pila:
2 2
0.0 ( / ) 0,76 ( / ) 0,76o o o
pila cátodo ánado o oE E E E Zn Zn Voltios E Zn Zn V+ +
∆ = − = − = ⇒ = −
b) El potencial normal de la segunda pila:
2 2
( / ) ( 0,76) 1,10 ( / ) 1,10 0,76 0,34o o o
pila cátodo ánado o oE E E E Cu Cu Voltios E Cu Cu V+ +
∆ = − = − − = ⇒ = − =
9.- Se construye una pila, en condiciones estándar, con un electrodo de cobre y un
electrodo de aluminio.
a) Indique razonadamente cuál es el cátodo y cuál el ánodo.
b) Escriba el diagrama de la pila y calcule la f.e.m de la misma.
Datos: Potenciales estándar de reducción: Cu2+
/Cu = 0,34 V; Al3+
/Al = -1,65 V.
Solución:
a) Teniendo en cuenta los valores de los potenciales normales, el cátodo estará
formado por el par Cu2+
/Cu y el ánodo por el par Al3+
/Al.
2
2Cu e Cu+ −
+
3
3Al e Al− +
−
b) Para la reacción global:
2 3
3 2 3 2Cu Al Cu Al+ +
+ +
Diagrama: 3 2
( )| (1 ) (1 )| ( )Al s Al M Cu M Cu s+ +
El potencial normal de la pila : 0.34 ( 1,65) 1,99o o o
pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − − =

28. 10.- La notación de una pila electroquímica es: Mg | Mg2+
(1M) || Ag+
(1M) | Ag
a) Calcule el potencial estándar de la pila.
b) Escriba y ajuste la ecuación química para la reacción que ocurre en la pila.
c) Indique la polaridad de los electrodos.
Datos: Eo (Ag+
/Ag) = 0’80V; Eo(Mg2+
/Mg) = −2’36V
Solución:
a) El potencial normal de la pila : 0,8 ( 2,36) 3,16o o o
pila cátodo ánadoE E E Voltios∆ = − = − − =
b) Las semirreacciones de la pila serán:
1Ag e Ag+ −
+
2
2Mg e Mg− +
−
_________________
La reacción global es: 2
2 2Ag Mg Ag Mg+ +
+ +
c) El cátodo(Ag+
(1M)|Ag) es el electrodo + y el ánodo[Mg|Mg2+
(1M)] es el electrodo -.

29. ELECTROLISIS
1.- Para cada una de las siguientes electrolisis, calcule:
a) La masa de zinc metálico depositada en el cátodo al pasar por una disolución acuosa
de Zn2+
una corriente de 1’87 amperios durante 42,5 minutos.
b) El tiempo necesario para que se depositen 0,58 g de plata tras pasar por una
disolución acuosa de AgNO3 una corriente de 1,84 amperios.
Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Zn = 65,4; Ag = 108
Solución:
a) La reacción que tiene lugar es: Zn2+
+ 2e-
Zn
1,87 (42,5 60) 4768,5
1 ( ) 1 65,4
4768,5 1,62
96500 2 ( ) 1
Q I t A seg C
mol e molZn gramosZn
C gramosZn
C mol e molZn
−
−
= ⋅ = ⋅ ⋅ =
× × × =
b) La reacción que tiene lugar es: Ag+
+ 1e-
Ag
1 ( ) 1 108
( ) 0,58
96500 1 ( ) 1
0,58 96500 518,24
518,24 ; 281,65
108 1,84
mol e molAg gramosAg
Q C gramosAg
C mol e molAg
Q C
Q C Q I t t seg
I A
−
−
× × × =
⋅
= = = ⋅ ⇒ = = =

30. 2.- Tres cubas electrolíticas conectadas en serie, contienen disoluciones acuosas de
AgNO3 la primera, de Cd(NO3)2 la segunda y de Zn(NO3)2 la tercera. Cuando las tres
cubas son atravesadas por la misma cantidad de corriente, justifique si serán ciertas
o no las siguientes afirmaciones:
a) En el cátodo se depositará la misma masa en las tres cubas.
b) En las cubas segunda y tercera se depositará el doble número de equivalentes-
gramo que en la primera.
c) En las cubas segunda y tercera se depositarán la misma cantidad de sustancia.
Solución:
Primera cuba: Ag+
+ 1e-
Ag
Segunda cuba: Cd2+
+ 2e-
Cd
Tercera cuba: Zn2+
+ 2e-
Zn
a) Falsa: La 2ª ley de Faraday establece que para una determinada cantidad de
electricidad la cantidad de sustancia depositada o liberada es directamente
proporcional a su equivalente químico(Meq). Siendo Meq= Matom/nº electrones. Como las
tres sustancias tienen diferentes Meq ello implica que la misma cantidad de
electricidad depositará diferentes masas en cada cátodo.
b)Falsa. Se deposita el mismo nº de equivalentes en las tres cubas, pues los atraviesan
los mismos culombios.
c)Falsa. Para una determinada cantidad de electricidad la cantidad de sustancia
depositada o liberada es directamente proporcional a su equivalente químico(Meq).
Siendo Meq= Matom/nº electrones. Como las tres sustancias tienen diferentes Meq las
cantidades serán diferentes.

31. 3.- Enuncia las leyes de Faraday
Solución:
a) 1ª Ley: La cantidad de sustancia depositada o liberada al paso de una corriente
eléctrica es directamente proporcional a la cantidad de electricidad aplicada. Q = Ixt
b) 2ª Ley: Para una determinada cantidad de electricidad la cantidad de sustancia
depositada o liberada es directamente proporcional a su equivalente químico(Meq).
Siendo Meq= Ma/nº electrones.
c) La cantidad de electricidad necesaria para depositar o liberar un equivalente
químico de cualquier sustancia es siempre e igual a 96487 culombios. Esta cantidad de
electricidad recibe el nombre de Faraday.

32. 4.- A través de una cuba electrolítica que contiene una disolución de nitrato de
cobalto(II) pasa una corriente eléctrica durante 30 minutos, depositándose en el
cátodo 5 g de cobalto.
a) Calcule la intensidad de la corriente que ha circulado.
b) ¿Cuál es el número de átomos de cobalto depositados?
Masas atómicas: Co = 59; F = 96500 C.
Solución:
a) La reacción que tiene lugar es: Co2+
+ 2e-
Co
1 ( ) 1 59
( ) 5
96500 2 ( ) 1
5 96500 2 16355,93
16355,93 ; 9,01
59 30 60
mol e molCo gramosCo
Q C gramosCo
C mol e molCo
Q C
Q C Q I t I Amperios
t seg
−
−
× × × =
⋅ ⋅
= = = ⋅ ⇒ = = =
⋅
b)
23
221 6,023 10
5 5,1 10
59 1
molátomosCo átomosCo
gramosCo átomosCo
gramosCo molátomosCo
⋅
× × = ⋅

33. 5.- Se desea conocer la cantidad de electricidad que atraviesa dos cubas
electrolíticas conectadas en serie, que contienen disoluciones acuosas de nitrato de
plata, la primera, y de sulfato de hierro (II), la segunda. Para ello se sabe que en el
cátodo de la primera se han depositado 0'810 g de plata.
a) Calcule la cantidad de electricidad que ha atravesado las cubas.
b) Calcule la cantidad de hierro depositada en el cátodo de la segunda cuba.
Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: Fe=56; Ag=108.
Solución:
a) Primera cuba: Ag+
+ 1e-
Ag
1 ( ) 1 108
( ) 0,810
96500 1 ( ) 1
0,810 96500
723,75
108
mol e molAg gramosAg
Q C gramosAg
C mol e molAg
Q Culombios
−
−
× × × =
⋅
= =
b) Segunda cuba: Fe2+
+ 2e-
Fe
1 ( ) 1 56
723,75 0,21
96500 2 ( ) 1
mol e molFe gramosFe
C gramosFe
C mol e molFe
−
−
× × × =

34. 6.- A través de un litro de disolución 0,1 M de nitrato de plata se hace pasar una
corriente de 0,15 A durante 6 horas.
a) Determine la masa de plata depositada en el cátodo.
b) Calcule la molaridad del ion plata una vez finalizada la electrolisis, suponiendo que
se mantiene el volumen inicial de la disolución.
Datos: F = 96500 C. Masas atómicas: N=14; O=16; Ag=108.
Solución:
a) La reacción que tiene lugar es: Ag+
+ 1e-
Ag
0,15 (6 3600) 3240
1 ( ) 1 108
3240 3,63
96500 1 ( ) 1
Q I t A seg C
mol e molAg gramosZn
C gramosAg
C mol e molAg
−
−
= ⋅ = ⋅ ⋅ =
× × × =
b) Nº de moles de iones Ag+
iniciales:
0,1
1 0,1
1
molesAg
LitroDisolución molesAg
LitroDisolución
+
+
× =
Nº de moles de iones Ag+
depositados:
1
3,63 0,0336
108
molAg
gramosAg molesAg
gramosAg
× = =
= 0,0336 moles Ag+
.
Nº de moles de iones Ag+
que quedan en disolución: 0,1 – 0,0336 = 0,0664 moles.
[Ag+
] = 0,0664moles/1Litro disol = 0,0664M

35. 7.- Una muestra de un metal se disuelve en ácido clorhídrico y se realiza la electrolisis
de la disolución. Cuando han pasado por la célula electrolítica 3215 C, se encuentra que
en el cátodo se han depositado 1,74 g de metal. Calcule:
a) La carga del ion metálico.
b) El volumen de cloro desprendido medido en condiciones normales.
Datos: F = 96500 C; Masa atómica del metal = 157,2
Solución:
a) La reacción que tiene lugar es: Mn+
+ ne-
M
1 ( ) 1 157,2
3215 1,74
96500 " " ( ) 1
mol e molM gramosM
C gramosM
C n mol e molM
−
−
× × × =
Despejando “n” obtenemos:
3215 157,2
3
96500 1,74
n
⋅
= =
⋅
b) Para liberar el cloro, la reacción que tiene lugar es: 2Cl-
- 2e-
Cl2
2
2
2
2
11 ( )
3215 0,01671
96500 2 ( )
22,4
0,01671 0,37
1
molClmol e
C molesCl
C mol e
Litros
molesCl Litros
molesCl
−
−
× × =
× =

36. 8.- a) ¿Qué cantidad de electricidad es necesaria para que se deposite en el cátodo
todo el oro contenido en un litro de disolución 0,1 M de cloruro de oro (III)?
b) ¿Qué volumen de cloro, medido a la presión de 740 mm de mercurio y 25ºC, se
desprenderá en el ánodo?
Datos: F = 96500 C; R = 0,082 atm L K-1
mol-1
.
Solución:
a) AuCl3 Au3+
+ 3Cl-
. Los moles de Au3+
en la disolución serán: 1 Litro x 0,1 M = 0,1
moles. La reacción que tiene lugar es: Au3+
+ 3e-
Au
1 ( ) 1
( ) 0,1 ( )
96500 3 ( )
0,1 96500 3 28950
mol e molAu
Q C moles Au
C mol e
Q Culombios
−
−
× × =
= ⋅ ⋅ =
b) Para liberar el cloro la reacción que tiene lugar es: 2Cl-
- 2e-
Cl2
2
2
1 1
11 ( )
28950 0,15
96500 2 ( )
0,15 0,082 (25 273)
3,76
740
760
molClmol e
C molesCl
C mol e
nRT moles atmLK mol K
V Litros
p atm
−
−
− −
× × =
⋅ ⋅ +
= = =

37. 9.- La fórmula de un cloruro metálico es MCl4. Se realiza la electrolisis a una
disolución de dicho cloruro haciendo pasar una corriente eléctrica de 1’81 amperios
durante 25’6 minutos, obteniéndose 0’53 g del metal.
Calcule:
a) La masa atómica del metal.
b) El volumen de Cl2 que se obtendrá en el ánodo, medido en condiciones normales.
Dato: F = 96500 C.
Solución:
a) MCl4 M4+
+ 4 Cl-
. Para que se deposite el metal, la reacción que tiene lugar es:
M4+
+ 4e-
M
1,81 (25,6 60) 2780,16
1 ( ) 1
2780,16 0,53
96500 4 ( ) 1
a
Q I t A seg C
M gramosMmol e molM
C gramosM
C mol e molM
−
−
= ⋅ = ⋅ ⋅ =
× × × =
Despejando Ma obtenemos:
0,53 96500 4
73,6 /
2780,16
aM g mol
⋅ ⋅
= =
b) Para liberar el cloro, la reacción que tiene lugar es: 2Cl-
- 2e-
Cl2
2
2
2
2
11 ( )
2780,16 0,0144
96500 2 ( )
22,4
0,0144 0,32
1
molClmol e
C molesCl
C mol e
Litros
molesCl Litros
molesCl
−
−
× × =
× =

38. 10.- A una disolución acuosa de una sal de osmio se electroliza durante dos horas con
una corriente de intensidad 1,5 A. Calcule la carga del ion osmio en la disolución,
sabiendo que en el cátodo se han depositado 3,548 g de osmio metálico durante la
electrolisis.
Datos: Masa atómica: Os = 190,2; F = 96500 C.
Solución:
1,5 (2 3600) 10800
1 ( ) 1 190,2
10800 3,548
96500 " " ( ) 1
Q I t A seg C
mol e molOs gramosOs
C gramosOs
C n mol e molOs
−
−
= ⋅ = ⋅ ⋅ =
× × × =
Despejando “n” obtenemos:
10800 190,2
6
96500 3,548
n
⋅
= =
⋅

39. 11.- Para platear un objeto se ha estimado que es necesario depositar 40 gramos de
plata.
a) Si se realiza la electrólisis con una corriente de 2 Amperios, ¿cuánto tiempo se
tardará en realizar el plateado?
b) ¿Cuántos moles de electrones han sido necesarios para ello?
Dato. Masa atómica: Ag=108.
Solución:
a) La reacción que tiene lugar es : Ag+
Ago
1 ( ) 1 108
( ) 40
96500 1 ( ) 1
40 96500
35.740,74
108
35704,74
17870
2
mol e molAg gramosAg
Q C gramosAg
C mol e molAg
Q Culombios Q I t
Q Culombios
t segundos
I Amperios
−
−
× × × =
⋅
= = ⇒ = ⋅ ⇒
= = =
b)
1 ( )
35740,74 0,37 ( )
96500
mol e
Culombios mol e
Culombios
−
−
× =

40. 12.- Se electroliza una disolución acuosa de ácido sulfúrico (se desprende hidrógeno y
oxígeno).
a) ¿Qué cantidad de carga eléctrica se ha de utilizar para obtener 1 m3
de oxígeno
medido en condiciones normales?
b) ¿Cuántos moles de hidrógeno se obtienen en esas condiciones?
Solución:
a) La reacción que tiene lugar es:
4 OH
-
- 4 e-
O2 + 2 H2O
3 2
2
2
2
1
1 1000 44,64
22,4
11 ( )
( ) 44,64
96500 4 ( )
44,64 4 96500 17231040
molO
m Litros molesO
Litros
molOmol e
Q culombios molesO
culombios mol e
Q culombios
−
−
= ⋅ =
× × =
= × × =
b) La reacción que tiene lugar es:
2 H+
+ 2e-
H2
2
2
11 ( )
17231040 89,28
96500 2 ( )
molHmol e
culombios molesH
culombios mol e
−
−
× × =

41. 13.- Una corriente de 6 amperios pasa a través de una disolución acuosa de ácido
sulfúrico durante 2 horas.
Calcule:
a) La masa de oxígeno liberado.
b) El volumen de hidrógeno que se obtendrá, medido a 27ºC y 740 mm de Hg.
Datos: R = 0’082 atm·L·K-1
·mol-1
. F = 96500 C. Masa atómica: O = 16.
Solución:
a) La reacción que tiene lugar es:
2 H2O - 4 e-
O2 + 4 H+
2 2
2
2
3600
6 2 43200
1
1 321 ( )
43200 3,58
96500 4 ( ) 1
segundos
Q I t Amperios horas Culombios
hora
molO gramosOmol e
Culombios gramosO
Culombios mol e molO
−
−
⎛ ⎞
= × = × × =⎜ ⎟
⎝ ⎠
× × × =
b) La reacción que tiene lugar es:
2 H+
+ 2e-
H2
2
2
1 1
2
11 ( )
43200 0,224
96500 2 ( )
0,224 0,082 (27 273)
5,66
740
760
molHmol e
culombios molesH
culombios mol e
nRT moles atmLmol K K
V LitrosH
p atm
−
−
− −
× × =
× +
= = =

42. 14.- a) Calcule el tiempo necesario para que una corriente de 6 amperios deposite
190’50 g de cobre de una disolución de CuSO4
b) ¿Cuántos moles de electrones intervienen?
Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Cu = 63’5.
Solución:
a) La reacción que tiene lugar es: Cu2+
+ 2e-
Cu
1 ( ) 1 63,5
( ) 190,5
96500 2 ( ) 1
190,5 96500 2
579000
63,5
579000
96500
6
mol e molCu gramosCu
Q C gramosCu
C mol e molCu
Q Culombios Q I t
Q Culombios
t segundos
I Amperios
−
−
× × × =
⋅ ×
= = ⇒ = ⋅ ⇒
= = =
b)
1 ( )
579000 6 ( )
96500
mol e
Culombios mol e
Culombios
−
−
× =

43. 15.- Una corriente de 5 Amperios que circula durante 30 minutos deposita 3,048
gramos de zinc en el cátodo.
a) Calcula la masa equivalente del zinc.
b) ¿Cuántos gramos de cobre se depositarán al pasar una corriente de 10 Amperios
durante una hora por una disolución de Cu2+
?
Dato: Masa atómica: Cu=63,5
Solución:
a) La masa equivalente es la masa depositada por un mol de electrones:
60
5 30min 9000
1min
1 ( )
9000 0,0933 ( )
96500
3,048
1 ( ) 32,67
0,0933 ( )
segundos
Q I t Amperios Culombios
mol e
Culombios mol e
Culombios
gramosZn
mol e gramosZn
mol e
−
−
−
−
⎛ ⎞
= × = × × =⎜ ⎟
⎝ ⎠
× =
× =
b) La reacción que tiene lugar es: Cu2+
+ 2e-
Cu
10 3600 36000
1 ( ) 1 63,5
36000 11,84
96500 2 ( ) 1
Q I t Amperios seg Culombios
mol e molCu gramosCu
Culombios gramosCu
Culombios mol e molCu
−
−
= × = × =
× × × =