7.1 - ELECTROQUÍMICA - CUESTIONES RESUELTAS DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD (I)

QUÍMICA de 2º de BACHILLERATO

ELECTROQUÍMICA

CUESTIONES RESUELTAS QUE HAN SIDO PROPUESTAS EN LOS EXÁMENES DE LAS PRUEBAS DE ACCESO A ESTUDIOS UNIVERSITARIOS EN LA COMUNIDAD DE MADRID (1996 − 2010)

VOLUMEN I DOMINGO A. GARCÍA FERNÁNDEZ DEPARTAMENTO DE FÍSICA Y QUÍMICA I.E.S. EMILIO CASTELAR MADRID

Estos volúmenes I y II comprenden 30 cuestiones resueltas de ELECTROQUÍMICA que han sido propuestas en 28 exámenes de Química de las Pruebas de acceso a estudios universitarios en la Comunidad de Madrid entre los años 1996 y 2010, en las siguientes convocatorias:

AÑO

EXAMEN Modelo

JUNIO

1996

1

1997

1

1

1998

1

1

1

2

1999

1

2000

1

2001

1

2002

1

1

2003

1

1

2004

1

1

2005

1

1

2006

1

2007 2009

1 1 1

1

2008

2010

SEPTIEMBRE

1 2

1

Fase General

1

Fase Específica

1

Para poder acceder directamente a la resolución de un ejercicio hay que colocarse en la fecha que aparece después de su enunciado y, una vez allí, pulsar: CTRL + “CLIC” con el ratón.

Página 2

ENUNCIADOS VOLUMEN I 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

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

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 Fe 2(SO4)3 y Cr2(SO4)3, entre otras sustancias. Modelo 2002

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

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

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 0 − E (Br2 / Br ) = 1,07 V ; E0 (I2 / I−) = 0,54 V . Modelo 2004

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 Cl 2 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)

8−

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.

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

Junio 1998

Página 4 Ejercicios de acceso a la Universidad − Cuestiones de Electroquímica

9−

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

10 −

Considerando condiciones estándar, justifique cuáles de las siguientes reacciones tienen lugar espontáneamente y cuáles sólo pueden llevarse a cabo por electrólisis: a) b) c) d)

→ ← Fe + Zn 2 H O (l) → ← 2 H (g) + O (g) en medio ácido I + 2 Fe → ← 2 I + 2 Fe Fe + 2 Cr → ← Fe + 2 Cr . Fe2+ + Zn 2

2

2+

2

2+

3+

2

−

2+

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

3+

2+

E0 (Zn2+ / Zn) = −0,77 V ; E0 (O2 / H2O) = 1,23 V E0 (Cr3+ / Cr2+) = −0,42 V ; E0 (I2 / I−) = 0,53 V . Junio 2003

11 −

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 0 E (O2 / H2O2) = 0,70 V . Junio 2002

12 −

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

13 −

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


14 −

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 0 − − E (IO4 / IO3 ) = 1,65 V ; E0 (NO3− / NO) = 0,96 V . Septiembre 2000

15 −

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 0 + E (Ag / Ag) = 0,80 V . Modelo 2003

16 −

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 0 2+ E (Zn / Zn) = −0,76 V ; E0 (NO3− / NO) = 0,96 V . Junio 2009


VOLUMEN II 17 −

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

18 −

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

19 −

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

20 −

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

→ ←

Datos: E0 (Cr2O72− / Cr3+) = 1,33 V E0 (MnO4− / Mn2+) = 1,51 V

SnCl4 + ... ; ;

E0 (S / S2−) = 0,14 V E0 (Sn4+ / Sn2+) = 0,15 V . Modelo 2005


21 −

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

22 −

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)

23 −

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

24 −

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

25 −

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


26 −

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

27 −

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

28 −

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 amoníaco a partir de hidrógeno y nitrógeno moleculares es un proceso rápido a temperatura ambiente, aunque no se utilicen catalizadores. Modelo 2009


29 −

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 a) b)

30 −

→ ←

Cl− + HClO + H+ .

Explique razonadamente de qué tipo de reacción se trata. Complete y ajuste la reacción de forma apropiada. ¿Cómo se modificaría el rendimiento de la reacción si se adiciona una base?. Septiembre 1999

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

4 NH3 + 5 O2

II.−

2 NO + O2

III.−

3 NO2 + H2O

→ ←

→ ←

4 NO + 6 H2O

2 NO2

→ ←

ΔH = −113,36 kJ

2 HNO3 + NO O2

O2 NH3

a) b) c) d)

NO Reactor

ΔH = −903,7 kJ

NO

Refrigerante

NO2

Cámara de hidratación

HNO3

Escriba los números de oxidación del nitrógeno en cada uno de los compuestos. Explique qué tipo de reacción red-ox se produce en cada una de las etapas del proceso. ¿Cómo afectaría un aumento de presión y de temperatura en los equilibrios I y II?. Observe el esquema adjunto y razone si las etapas I y II se realizan a diferentes temperaturas. Junio 1997

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CUESTIONES RESUELTAS VOLUMEN I

Ejercicios de acceso a la Universidad − Examen de junio de 2005 − Cuestión 4

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Página 13

Ejercicios de acceso a la Universidad − Examen de septiembre de 2004 − Cuestión 5

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Ejercicios de acceso a la Universidad − Modelo de examen para 2002 − Cuestión 3

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Ejercicios de acceso a la Universidad − Examen de junio de 2010 (Fase Específica) − Opción A − Cuestión 3

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7.1 - ELECTROQUÍMICA - CUESTIONES RESUELTAS DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD (I)

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