[{"data":1,"prerenderedAt":-1},["ShallowReactive",2],{"doc-detail-72409-es":3,"doc-seo-72409-110":31,"detail-sidebar-cat-0-es-110":93},{"code":4,"msg":5,"data":6},0,"success",{"doc_id":7,"user_id":8,"nickname":9,"user_avatar":10,"doc_module":4,"category_id":11,"category_name":12,"doc_title":13,"doc_description":14,"doc_content":15,"file_id":16,"file_url":17,"file_type":18,"file_size":19,"view_count":20,"is_deleted":4,"is_public":21,"is_downloadable":21,"audit_status":21,"page_count":22,"language":23,"language_code":24,"site_id":25,"html_lang":24,"table_of_contents":26,"faqs":27,"seo_title":28,"seo_description":14,"update_tm":29,"read_time":30},72409,2336474466712,"Maeve","https://ap-avatar.wpscdn.com/davatar_a8503ba1806abce46bf441b54a3ca4cd",38,"Examen","Química 2005 Tema 7 Reacciones Redox - Problemas Resueltos","Conjunto de problemas resueltos de Química (selectividad Andalucía 2005) sobre reacciones redox, centrado en el ajuste por el método ión-electrón y en cálculos estequiométricos y electroquímicos. Incluye ejemplos con NO, H2S, I2 y especies de manganeso y hierro en medio ácido, además de determinación de capacidad oxidante de Zn2+ y notación de pilas con distintos pares redox. Se incorporan también cálculos de moles, molaridad y resultados aplicando la segunda ley de Faraday para electrólisis.","PROBLEMAS RESUELTOSSELECTIVIDAD ANDALUCÍA 2005  \nQUÍMICA  \nTEMA 7: REACCIONES REDOX  \n• Junio, Ejercicio 5, Opción A  \n• Reserva 1, Ejercicio 5, Opción A  \n• Reserva 2, Ejercicio 6, Opción B  \n• Reserva 3, Ejercicio 3, Opción A  \n• Reserva 3, Ejercicio 6, Opción B  \n• Reserva 4, Ejercicio 6, Opción A  \n• Reserva 4, Ejercicio 3, Opción B  \n• Septiembre, Ejercicio 3, Opción B  \nEl monóxido de nitrógeno se puede obtener según la siguiente reacción:  \nCu + HNO3 → Cu(NO3 )2 + NO + H2O  \na) Ajuste por el método del ión-electrón esta reacción en sus formas iónica y molecular. b) Calcule la masa de cobre que se necesita para obtener 5 litros de NO medidos a 750 mm de Hg y 40ºC  \nDatos: R = 0’082 atm ⋅ L ⋅ K −1 ⋅ mol −1 . Masa atómica: Cu = 63'5  \nQUÍMICA. 2005. JUNIO. EJERCICIO 5. OPCIÓN A  \nR E S O L U C I Ó N  \na)  \n2 ⋅ (NO −3 + 4H + + 3e − → NO + 2H 2 O)  \n3 ⋅ (Cu − 2 e − → Cu 2+ )  \n2NO − + 8 H + + 3Cu → 2NO + 4 H O + 3 Cu 2+  \n3 2  \nUna vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, añadimos los iones espectadores necesarios para obtener la ecuación molecular.  \n8HNO 3 + 3Cu → 2 NO + 4 H 2 O + 3 Cu (NO 3 ) 2  \nb) Vamos a calcular los moles que son 5 L de NO en esas condiciones  \n750  \nP ⋅ V = n ⋅ R ⋅ T ⇒ n =  P ⋅ V =  760 ⋅5  = 0 '192 moles  \nR ⋅ T 0 '082 ⋅313  \nPor la estequiometría de la reacción, vemos que:  \n3 moles Cu → 2 moles NO ⎫  \nx → 0 '192 moles NO ⎭⎬ ⇒ x = 0 ' 288 moles Cu = 18' 29 g Cu  \nLa siguiente reacción tiene lugar en medio ácido: MnO 4 − + Fe 2+ → Mn 2+ + Fe 3+ a) Ajuste la reacción iónica por el método del ión-electrón.  \nb) Calcule la molaridad de una disolución de KMnO 4 , sabiendo que a partir de 50 mL de lamisma se pueden obtener 0’34 moles de Fe 3+ .  \nQUIMICA. 2005. RESERVA 1. EJERCICIO 5. OPCIÓN A  \nR E S O L U C I Ó N  \na)  \nMnO − + 8 H + + 5 e − → Mn 2+ + 4 H O  \n4 2 5⋅ ( Fe 2+ − 1e − → Fe 3+ )  \nMnO − + 8 H + + 5 Fe 2+ → Mn 2+ + 4 H O + 5 Fe 3+  \n4 2  \nb) Por la estequiometría de la reacción, vemos que:  \n1 moles MnO 4 −  \nx  \n→  \n→  \n5 moles Fe 3+ ⎫⎪  \n⎬ ⇒ x = 0 '068 moles MnO 4 − 0 '34 moles ⎭⎪  \nM = ~~ ~~00'~~ ~~'06805 = 1'36  \nSe hace pasar una corriente eléctrica de 6’5 amperios a través de una celda electrolítica que contiene NaCl fundido hasta que se obtienen 1’2 litros de Cl 2 , medido en condiciones normales. Calcule: a) El tiempo que ha durado la electrolisis. b) La masa de sodio depositado  \nen el cátodo durante ese tiempo. Datos: F = 96500 C. Masa atómica: Na = 23.  \nQUIMICA. 2005. RESERVA 2 EJERCICIO 6 OPCIÓN B  \nR E S O L U C I Ó N  \na) Calculamos los gramos de cloro  \n71 g de clorox  \n→ 22 ' 4  \n→ 1' 2  \nL⎫⎬ x = 3'8 g de cloro ⎭  \nAplicamos la 2ª ley de Faraday.  \n71  \n3'8 = ~~ ~~29⋅6650'~~ ~~50⋅~~ ~~t ⇒ t = 1589 segundos  \nb)  \nm = ~~ ~~23~~ ~~⋅696'~~ ~~5~~ ~~⋅1500589 = 2 ' 46 g de sodio  \na) ¿Tiene el Zn 2+ capacidad para oxidar el Br − a Br2 en condiciones estándar? Razone larespuesta. Datos: E 0 (Zn 2+ / Zn) = − 0'76 v ; E 0 (Br2 / Br − ) = 1'06 v .  \nb) Escriba, según el convenio establecido, la notación simbólica de la pila que se puede formarcon los siguientes electrodos: Zn 2+ / Zn (E 0 = − 0'76 v) ; Cu 2+ / Cu (E 0 = 0' 34 v) . QUIMICA. 2005. RESERVA 3 EJERCICIO 3 OPCIÓN A  \nR E S O L U C I Ó N  \na)  \nOxidación: 2Br − − 2e − → Br2  \nReducción: Zn 2 + + 2e − → Zn  \nE 1 = − 1'06  \nE 2 = − 0 '76  \nZn 2+ + 2 Br − → Zn + Br2 fem = − 1'06 − 0 '76 = − 1'82 v  \nLuego el Zn 2+ no puede oxidar al Br − a Br2 .  \nb)  \nOxidación: Zn − 2e − → Zn 2+ E 1 = 0 '76  \nReducción: Cu 2 + + 2e − → Cu E 2 = 0 '34  \nZn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu fem = 0 '76 + 0 '34 = 1'10 v  \nPara escribir la notación de la pila se empieza siempre escribiendo a la izquierda el proceso de oxidación (ánodo) y a continuación el de reducción (cátodo) . La doble barra indica que los dos semielementos están separados por un puente salino.  \nZn(s)  Zn 2+ (ac)  Cu 2+ (ac)  Cu(s)  \nDada la siguiente reacción redox: KI + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + I 2 + H 2 S + H 2O  \na) Ajuste la reacción por el método del ión-electrón.  \nb) Calcule lo","cbCaiaYSwam6q76E","https://ap.wps.com/l/cbCaiaYSwam6q76E","pdf",68603,5,1,9,"Spanish","es",110,"# Tema 7: Reacciones redox\n## Ajuste ión-electrón y ecuaciones\n## Estequiometría y cálculo de cantidades\n## Molaridad de disoluciones\n## Electrólisis y ley de Faraday\n## Pila electroquímica y criterios redox\n## Verdad o falsedad de afirmaciones","[{\"question\":\"¿Cómo se ajusta una reacción redox por el método del ión-electrón en estas soluciones?\",\"answer\":\"Se separan las semirreacciones de oxidación y reducción, se igualan átomos y carga en medio ácido con H+ y e−, y luego se combinan para obtener la ecuación iónica. Finalmente se añaden iones espectadores para llegar a la ecuación molecular.\"},{\"question\":\"¿Qué datos se usan para calcular los moles de NO y la masa de Cu necesaria en la reacción con HNO3?\",\"answer\":\"Se emplean las condiciones de presión y temperatura mediante P·V=n·R·T para hallar los moles de NO. Con la estequiometría entre Cu y NO se determina la cantidad de Cu y, usando la masa atómica del cobre, se calcula la masa requerida.\"},{\"question\":\"¿Cómo se calcula el tiempo de una electrólisis y la masa depositada con la ley de Faraday?\",\"answer\":\"Se relaciona la carga con los moles de sustancia a través de la segunda ley de Faraday. 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