[{"data":1,"prerenderedAt":-1},["ShallowReactive",2],{"doc-detail-72416-es":3,"doc-seo-72416-110":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},72416,2336474466712,"Maeve","https://ap-avatar.wpscdn.com/davatar_a8503ba1806abce46bf441b54a3ca4cd",38,"Examen","Química 2011 Tema 7: Reacciones Redox (Problemas Resueltos)","Guía de problemas resueltos de Química (selectividad Andalucía 2011) centrada en el tema de reacciones redox. Incluye el análisis de pares redox mediante potenciales estándar para identificar las especies más oxidante y más reductora, y la predicción de depósitos metálicos al comparar potenciales en reacciones con sales. También se abordan ajustes por ión-electrón y cálculos estequiométricos con rendimiento, como obtención de cloro y valoración redox de nitrito con KMnO4, además de diseño de pilas y cálculo de su potencial en condiciones estándar.","PROBLEMAS RESUELTOSSELECTIVIDAD ANDALUCÍA 2011  \nQUÍMICA  \nTEMA 7: REACCIONES REDOX  \n• Junio, Ejercicio 3, Opción B  \n• Reserva 1, Ejercicio 5, Opción A  \n• Reserva 2, Ejercicio 5, Opción A  \n• Reserva 3, Ejercicio 3, Opción A  \n• Reserva 3, Ejercicio 6, Opción B  \n• Reserva 4, Ejercicio 6, Opción B  \n• Septiembre, Ejercicio 3, Opción A  \n• Septiembre, Ejercicio 6, Opción B  \n[http://emestrada.wordpress.com](http://emestrada.wordpress.com)  \nEn la tabla siguiente se indican los potenciales estándar de distintos pares en disolución acuosa: Fe 2 + / Fe = − 0'44 V ; Cu 2 + / Cu = 0' 34 V ; Ag + /Ag = 0'80 V ; Pb 2 + / Pb = 0'14 V Mg 2 + /Mg = − 2' 34 V  \na) De esta especies, razone: ¿Cuál es la más oxidante?. ¿Cuál es la más reductora?.  \nb) Si se introduce una barra de plomo en una disolución acuosa de cada una de las siguientes sales: AgNO 3 , CuSO 4 , FeSO 4 y MgCl 2 , ¿en qué casos se depositará una capa de otro metal sobre la barra de plomo?. Justifique la respuesta.  \nQUÍMICA. 2011. JUNIO. EJERCICIO 3. OPCIÓN B  \nR E S O L U C I Ó N  \na) Si ordenamos los pares de acuerdo con su potencial, tenemos:  \nAg + / Ag = 0 '80 V  \nCu 2 + / Cu = 0 '34 V  \nPb 2 + / Pb = 0 '14 V  \nFe 2 + / Fe = − 0 ' 44 V  \nMg 2 + / Mg = − 2 '34 V  \nLa especie más oxidante es la que tiene mayor potencial, es decir, Ag + / Ag = 0 '80 V , mientras que la especie más reductora es la que tiene menor potencial, es decir, Mg 2 + / Mg = − 2 '34 V  \nb) Las sales de AgNO 3 y CuSO 4 contienen iones con mayor potencial que el plomo, por lo tanto, se depositará Ag y Cu.  \n2 ⋅ (Ag + + 1e − → Ag) Pb − 2 e − → Pb 2 +  \n0 '80 V − 0 '14 V  \nReducción (Cátodo) Oxidación (Ánodo)  \n2Ag + + Pb → 2Ag + Pb 2+ fem = 0 '80 − 0 '14 = 0 '66 V  \nCu 2+ + 2 e − → Cu Pb − 2 e − → Pb 2 +  \n0 '34 V  \n− 0 '14 V  \nReducción (Cátodo) Oxidación (Ánodo)  \nCu 2+ + Pb → Cu + Pb 2+ fem = 0 '34 − 0 '14 = 0 ' 20 V  \n[http://emestrada.wordpress.com](http://emestrada.wordpress.com)  \nUn método de obtención de cloro gaseoso se basa en la oxidación del HCl con HNO 3 produciéndose simultáneamente NO 2 y H 2O  \na) Ajuste la reacción molecular por el método del ión-electrón.  \nb) Calcule el volumen de cloro obtenido, a 25ºC y 1 atm, cuando reaccionan 500 mL de una disolución acuosa 2 M de HCl con HNO 3 en exceso, si el rendimiento de la reacción es del 80 %.  \nDatos: R = 0'082 atm ⋅ L ⋅ K − 1 ⋅ mol − 1  \nQUÍMICA. 2011. RESERVA 1. EJERCICIO 5. OPCIÓN A  \nR E S O L U C I Ó N  \na)  \n2 ⋅ (NO  + 2 H + + 1e − → NO 2 + H 2 O) Reducción  \n2Cl − − 2 e − → Cl 2 Oxidación  \n2 NO  + 4 H + + 2 Cl − → 2 NO 2 + 2 H 2 O + Cl 2 Una vez que ya tenemos ajustada la ecuación iónica, pasamos a la ecuación molecular.  \n2 HNO 3 + 2 HCl → 2 NO 2 + 2 H 2 O + Cl 2  \nb) Calculamos los moles de Cl 2  \n2 moles HCl 1mol Cl 2  \n0 '5 L disolución ⋅ ~~ ⋅ ~~ = 0 '5 moles Cl  \n2  \n1 L disolución 2 moles HCl  \nComo el rendimiento de la reacción es del 80%, realmente los moles de cloro obtenidos serán:  \n0'5 ⋅ 80  = 0 ' 4 moles de Cl  \n2  \n100  \nCalculamos el volumen:  \nn ⋅ R ⋅ T 0 ' 4 ⋅ 0 '082 ⋅ 298  \nP ⋅ V = n ⋅ R ⋅ T ⇒ V = ~~ ~~ = ~~ ~~ = 9 '77 L de Cl  \n2  \nP 1  \n[http://emestrada.wordpress.com](http://emestrada.wordpress.com)  \nEn la valoración de una muestra de nitrito de potasio ( KNO 2 ) impuro, disuelto en 100 mL de agua acidulada con ácido sulfúrico, se han empleado 5’0 mL de KMnO 4 0’1 M. Sabiendo que se obtiene KNO 3 , K 2 SO 4 y MnSO 4 :  \na) Ajuste las ecuaciones iónicas y molecular por el método del ión-electrón.  \nb) Calcule la riqueza en nitrito de la muestra inicial, si su masa era 0’125 g.  \nMasas atómicas: K = 39; O = 16; N = 14.  \nQUÍMICA. 2011. RESERVA 2. EJERCICIO 5. OPCIÓN A  \nR E S O L U C I Ó N  \na) Ajustamos la reacción por el método del ión-electrón:  \n2 ⋅ (MnO  + 8 H + + 5 e − → Mn 2+ + 4 H 2 O)  \n5 ⋅ (NO 2 − + H 2 O − 2 e − → NO 3 − + 2 H + )  \n2 MnO − + 16 H + + 5 H O + 5 NO − → 2 Mn 2+ + 8 H O + 10 H + + 5 NO − 4 2 2 2 3  \nSimplificando y pasando a la reacción molecular, se tiene:  \n5 KNO 2 + 2KMnO 4 + 3 H ","cbCailUpr8HNeJ34","https://ap.wps.com/l/cbCailUpr8HNeJ34","pdf",83919,8,1,9,"Spanish","es",110,"# Tema 7: Reacciones redox\n## Potenciales estándar y poder oxidante/reductor\n## Sustitución y depósito de metales\n## Ajuste de reacciones por ión-electrón\n## Obtención de cloro: rendimiento y cálculo de volumen\n## Valoración de KNO2 con KMnO4\n## Pila galvánica: semirreacciones, notación y potencial","[{\"question\":\"¿Cómo se determina cuál es la especie más oxidante o más reductora a partir de los potenciales estándar?\",\"answer\":\"La especie con mayor potencial estándar se considera la más oxidante (se reduce con más facilidad). 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