Tema 7

TEMA 7
REACCIONES RÉDOX
En el año 1800 Alessandro Volta construyó la primera pila eléctrica. Este hecho propició que a
partir del siglo XIX se produjese un desarrollo espectacular del estudio de los fenómenos eléctricos.
Actualmente, las pilas de relojes, calculadoras, radios, marcapasos, etc. utilizan reacciones
químicas para producir energía eléctrica. Por otro lado, el proceso inverso, la realización de
reacciones químicas a partir de la energía eléctrica, mediante la técnica denominada electrólisis,
permite obtener muchos metales en estado puro.
Todas estas reacciones reciben el nombre genérico de reacciones de oxidación-reducción o

procesos rédox. Además de los ya señalados, se incluyen entre ellos otros muchos procesos como la
combustión, la respiración, la corrosión de los metales, la metalurgia del hierro, el revelado
fotográfico, etc.
QUÍMICA 2º BACHILLERATO 23-24. REACCIONES RÉDOX

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1. CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN. PARES REDOX.
Como la mayoría de las definiciones químicas, los conceptos de oxidación y reducción han
evolucionado a lo largo del tiempo. El llamado concepto clásico asocia la oxidación a la ganancia de
oxígeno o pérdida de hidrógeno, mientras que la reducción viene dada por la pérdida de oxígeno o
ganancia de hidrógeno:
 El Zn se oxida en la reacción: Zn(s) + ½ O2 (g)  ZnO (s)
 El Cu se reduce en la reacción: CuO (s) + H2 (g)  Cu (s) + H2O
Pero este tipo de definición no es general. Comparemos la reacción Zn + Cl2  ZnCl2 con la
primera de las anteriores. En ambas el Zn pasa de estado elemental, formado por átomos neutros, a
formar parte de un sólido, de carácter iónico, donde se encuentra en forma de iones Zn2+. Si en esta
última reacción el Zn sufre la misma transformación que en la primera, podemos decir que en ella el
Zn también se ha oxidado y sin embargo no ha ganado oxígeno.
Por tanto, con el concepto clásico no se abarcan todas las reacciones del mismo tipo y debemos
revisarlo. En realidad, el Zn pierde dos electrones por átomo cuando se oxida:
Zn  Zn2+ + 2 e-
Y el cobre los gana cuando se reduce:

Cu2++ 2 e- Cu
A partir de aquí, la oxidación se define como la pérdida de electrones y la reducción como la

ganancia de electrones. Ahora bien, éstos son partículas subatómicas que no pueden encontrarse
libres y de una forma similar a como ocurre en las reacciones ácido-base, si alguna especie química
pierde electrones, debe haber otra que los gane. Por ello a toda oxidación debe ir unida
simultáneamente una reducción, lo que da lugar a las reacciones de transferencia electrónica o
reacciones redox, que se pueden considerar constituidas por dos semirreacciones, una de oxidación y
una de reducción.
Se denomina agente oxidante a la sustancia que produce la oxidación de otra sustrayéndole

electrones. La ganancia de estos electrones produce la reducción del oxidante.
Cl2 (g) + 2 e-  2 Cl-
Se denomina agente reductor a la sustancia que produce la reducción de otra cediéndole

electrones. La cesión de estos electrones produce la oxidación del reductor.
Cuando un agente oxidante capta electrones, se convierte en un agente reductor, pues se

encuentra en condiciones de volver a cederlos, y viceversa.
OX1+ n e-  RED1
RED2  OX2 + n e-
Cada una de las reacciones anteriores son lo que se llama un par rédox, formados por una
misma especie química en dos estados de oxidación diferentes. Una reacción rédox estará formada
por dos pares rédox:
OX1 + RED2  RED1 + OX2
QUÍMICA 2º BACHILLERATO 23-24. REACCIONES RÉDOX.

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2. NUMERO DE OXIDACION.
La transferencia de electrones entre el oxidante y el reductor es fácil de identificar cuando la

reacción se produce entre compuestos iónicos, pero dicha identificación se puede complicar mucho
si en la reacción aparecen moléculas covalentes o iones complejos, como en la reacción:
MnO + PbO2 + HNO3  HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O
En estos casos, para distinguir fácil y rápidamente cuándo una reacción química es un proceso
redox, e identificar cuál es el oxidante y el reductor, se recurre al concepto del número o estado de
oxidación.
El número o estado de oxidación de un átomo en una especie dada se define como la carga
formal (que no siempre es la real) que tendría dicho átomo en la especie donde se encuentra, si los
pares de electrones de cada enlace en los que participa se asignan al miembro más electronegativo.
Aunque en la mayoría de los casos, el valor del número de oxidación coincide con la valencia del
elemento, no siempre ocurre así. Por ejemplo, en los compuestos orgánicos, la valencia del carbono
siempre es +4, mientras que su número de oxidación varía de unos compuestos a otros.
Para hallar el nº de oxidación de un elemento se han de tener en cuenta las siguientes reglas
prácticas:
 El nº de oxidación de los átomos de un elemento no combinado con otros átomos diferentes es

cero.
 El nº de oxidación del oxígeno combinado es generalmente -2, excepto cuando se combina con el
flúor, que es +2, y en los peróxidos, en los que es -1.
 Cuando el hidrógeno se combina a un metal (hidruros metálicos), su nº de oxidación es -1. En

todos los demás casos es +1.
 El nº de oxidación del flúor combinado es siempre -1.
 El nº de oxidación de los iones monoatómicos es la carga del ión.
 El número de oxidación de los metales es siempre positivo. Los metales alcalinos combinados
siempre actúan con nº de oxidación +1, los alcalino-térreos con +2 y los térreos con +3.
 La suma de los números de oxidación de los átomos de un ión o compuesto, multiplicados por los
correspondientes subíndices, es igual a la carga del ión o compuesto, lo que permite hallar
números de oxidación desconocidos.
Ejercicio tipo: Determina el número de oxidación de cada uno de los elementos en los siguientes
compuestos e iones: Trifluoruro de bromo, hidruro de magnesio, hipoclorito de sodio, ión amonio,
dicromato de potasio, ión permanganato, ácido carbónico, sulfato de calcio, fosfina, dióxido de azufre,
ión sulfito, sulfuro de sodio, nitrito de aluminio.
Si nos fijamos en las reacciones del apartado anterior, veremos que un elemento se oxida
(agente reductor) cuando aumenta su nº de oxidación, y se reduce (agente oxidante) cuando éste
disminuye. Por tanto, para poder identificar una reacción redox, será suficiente con hallar el nº de
oxidación de todos los elementos que en ella intervienen y observar si hay variación en ellos. Una
reacción redox es aquella en la que varía el nº de oxidación de dos o más elementos.

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Para corregir:
1. Dadas las siguientes reacciones:

a) ZnS (s) + HNO3 (ac) → ZnSO4 (ac) + NO2 (g) + H2O (l)
b) HCrO4- (ac) → Cr2O72- (ac) + H2O
c) KMnO4 (ac) + HCl (ac) → Cl2 (g) + MnCl2 (ac) + KCl (ac) + H2O (l)
d) CaCO3 (s) + H2SO4 (ac) → CaSO4 (ac) + CO2 (g) + H2O (l)
Indica cuáles corresponden a procesos rédox, y de ellos señala el agente oxidante y el agente reductor y
el cambio en el número de oxidación.
Para practicar:
2. De los siguientes procesos, averigua aquellos que son de oxidación-reducción y señala la especie
oxidante y la especie reductora. Indica el cambio en el número de oxidación.
a) Al2O3+ 2 NaOH →2 NaAlO2 + H2O
b) CuO + H2 →Cu + H2O
c) Cl2+ 2 KOH → KCl + KClO + H2O
d) MgO (s) + Al2O3 (s) → MgAl2O4 (s)
e) Na (s) + H2O (l) → NaOH (ac) + H2 (g)
f) NaH (s) + HCl (ac) → NaCl (ac) + H2 (g)
3. ALGUNOS OXIDANTES Y REDUCTORES USUALES.
En el laboratorio se utilizan frecuentemente como oxidantes las siguientes sustancias:
 Permanganato potásico, que en disolución se encuentra ionizado en K+(ac) y MnO4-(ac), y

presenta un color violeta oscuro. En medio ácido se reduce a Mn2+(ac) (sal manganosa), incoloro
o ligeramente rosado, y en medio básico lo hace a MnO2, sólido de color pardo.
 Dicromato potásico, de color naranja, ionizado en K+(ac) y Cr2O72- (ac), que se reduce en medio
ácido al ión Cr3+(ac), de color verde.
 Peróxido de hidrógeno (agua oxigenada), que se reduce a agua, siendo el oxígeno el elemento
que cambia su nº de oxidación:
H2O2+ 2 H+ + 2 e-  2 H2O
Y como reductores:
 Oxalato sódico, siendo los iones oxalato los que se oxidan a CO2.
C2O42-  2 CO2 + 2 e-
 Peróxido de hidrógeno, que se oxida a oxígeno:
H2O2 O2 + 2 H+ + 2 e-
Se puede observar que el agua oxigenada puede actuar como oxidante y como reductor. Por
ello, es posible una reacción consigo misma en la que se produzca una descomposición de sus
moléculas:

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2 H2O2  2 H2O + O2
Este tipo de reacciones en las que la misma sustancia actúa como oxidante y como reductor
recibe el nombre de dismutación.
4. AJUSTE DE UNA REACCIÓN REDOX POR EL MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN.

ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES RÉDOX.
Los problemas EBAU sobre ajuste de reacciones rédox incluyen además uno o más apartados
sobre cálculos de cantidades de las sustancias que intervienen en la reacción. A este respecto, hay
que señalar que, si no se indica lo contrario, estas reacciones se realizan de forma completa sin
alcanzar el equilibrio. Por tanto, la forma de abordar los cálculos es idéntica a la que se puso en
práctica en 1º Bachillerato.
4.1. Medio ácido o neutro.
Ejercicio tipo, problema PAU, septiembre 2011: En medio ácido, el ión dicromato reacciona con el anión
yoduro de acuerdo con la siguiente reacción no ajustada:
Cr2O72- (ac) + I- (ac) + H+ (ac) → Cr3+ (ac) + I2 (ac) + H2O (l)
a) Escriba las semirreacciones de oxidación y de reducción y la ecuación química global.
b) Calcule la cantidad, en gramos, de yodo obtenido cuando a 50 mL de una disolución acidificada de
dicromato 0,1 M se le añaden 300 mL de una disolución de yoduro 0,15 M.
DATOS: Masas atómicas.- I = 126,9.
Ejercicio tipo, problema, septiembre 2004: En presencia de ácido clorhídrico, el clorato de potasio oxida
al cloruro de hierro (II), pasando éste a cloruro de hierro (III) y formándose además cloruro de potasio y
agua de acuerdo a la reacción (no ajustada):
KClO3 (ac) + FeCl2 (ac) + HCl (ac)  KCl (ac) + FeCl3 (ac) + H2O (l)
a) Escriba la ecuación ajustada de esta reacción.
b) Calcule los gramos de cloruro de potasio que se pueden obtener por reacción entre 25 mL de disolución
0,15 M de clorato de potasio con 1 gramo de cloruro de hierro (II) en medio ácido.
Masas atómicas: H: 1; O: 16; Cl: 35,5; K: 39,1; Fe: 55,8.
1º. Hallar los números de oxidación de todos los elementos e identificar los dos pares rédox.
2º. Escribir los dos pares por separado en su auténtica forma química, iónica o molecular. Las
sustancias iónicas se disocian en el catión y el anión y se escoge sólo el que contiene el elemento
que cambia el número de oxidación. Las sustancias moleculares no se disocian y se escoge toda
la molécula que contiene el elemento que cambia su número de oxidación. Una regla sencilla que
puede ayudar es que los átomos de oxígeno no se separan nunca del elemento que cambia.
3º. Ajustar los elementos que cambian su nº de oxidación.
4º. Ajustar los oxígenos añadiendo moléculas de agua.
5º. Añadir tantos protones como sean necesarios para ajustar los hidrógenos.
6º. Ajustar las cargas con electrones.
7º. Multiplicar una o las dos semirreacciones por el coeficiente necesario para que el nº de
electrones cedidos sea igual al nº de electrones captados, sumarlas miembro a miembro y

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simplificar. Si la reacción está escrita en forma iónica, el resultado de este paso es ya
directamente el ajuste. Si está escrita en forma molecular (sin cargas eléctricas), hay que seguir
con los pasos siguientes.
8º. Trasladar coeficientes a la reacción empezando siempre por los elementos que cambian su
número de oxidación y terminando por el agua.
9º. Ajustar cationes que no cambian su nº de oxidación, por tanteo.
10º. Ajustar aniones que no cambian su nº de oxidación, por tanteo.
11º. Comprobar (normalmente, contando oxígenos, pero no es el único elemento)
Para practicar:
3. Ajusta las siguientes reacciones:

a) P4 + HNO3 + H2O H3PO4 + NO
b) KMnO4 + C2H2O4 + H2SO4 MnSO4 + CO2 + K2SO4 + H2O
Para corregir:

a) HNO3 + Cu Cu(NO3)2 + NO + H2O
b) KMnO4 + SO2 + H2O  MnSO4 + K2SO4 + H2SO4
5. Problema PAU, junio 2002 y julio 2016: El metal zinc, reacciona con nitrato potásico en presencia del
ácido sulfúrico, dando sulfato de amonio, sulfato de potasio, sulfato de zinc y agua, según la reacción:
Zn + KNO3+ H2SO4 ↔ (NH4)2SO4 + K2SO4 + ZnSO4 + H2O
a) Ajuste la reacción dada.
b) Cuántos gramos de zinc reaccionan con 45,45 gramos de nitrato potásico.
c) Indique qué compuesto actúa como reductor y cuál es la variación de electrones que se
intercambian en el proceso.
Datos.- Masas atómicas: N = 14; O = 16; K = 39; Zn = 65,3.
Solución: b) 117,54 g; c) 8 moles e-/mol KNO3/4 moles Zn.
6. Problema PAU, julio 2015: La siguiente reacción (no ajustada) puede utilizarse en el laboratorio para
preparar cantidades pequeñas de cloro.
K2Cr2O7 (ac) + HCl (ac)  CrCl3 (ac) + Cl2 (g) + KCl (ac) + H2O (l)
a) Escriba la semirreacción de oxidación y la de reducción, así como la ecuación química global
ajustada en forma molecular.
b) Si se hace reaccionar 125 mL de HCl de densidad 1,15 g·mL-1 y 30,1 % de riqueza en peso con un
exceso de K2Cr2O7, ¿cuántos litros de Cl2 se obtendrían medidos a 1 atm de presión y 20 ºC?
Datos.- Masas atómicas relativas: H (1); Cl (35,5). R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1.
Solución: b) 6,13 L.
4.2. Medio básico.
Ejercicio tipo: Ajustar: KNO3 + Al + KOH + H2O NH3 + KAlO2
El método es idéntico al anterior, pero el paso 7º queda de la siguiente manera:
7º. Multiplicar una o las dos semirreacciones por el coeficiente necesario para que el nº de

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electrones cedidos sea igual al nº de electrones captados, sumarlas miembro a miembro y
simplificar. Añadir, a ambos lados, tantos iones OH- como protones aparezcan, formando con
éstos moléculas de agua. Volver a simplificar las moléculas de agua.
Para practicar:

a) Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH  K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O
b) KMnO4 + NH3  KNO3 + MnO2 + KOH + H2O
Para corregir:
8. Ajusta la siguiente reacción: KClO3 + KOH + CoCl2  Co2O3 + KCl + H2O
5. VOLUMETRÍAS RÉDOX.
Al igual que sucede con los ácidos y las bases, se puede conocer la concentración de una
disolución al hacerla reaccionar en un proceso rédox con otra cuya concentración esté determinada
con exactitud. Este método se denomina volumetría o valoración rédox. Así, mediante el cálculo
estequiométrico que indique la reacción ajustada, se determina la concentración de un volumen
conocido de un agente oxidante tras medir el volumen de un agente reductor de concentración
conocida, o viceversa.
Las valoraciones rédox son análogas en su desarrollo experimental a las ácido-base estudiadas en
el tema anterior. La única diferencia es que el punto final de la reacción se puede determinar con el
cambio de color que experimentan las propias disoluciones de oxidante y reductor. Si esto no es
posible, se utilizan indicadores rédox, es decir, sustancias que tienen coloraciones muy distintas en
sus formas oxidada y reducida, como el azul de metileno (azul/incoloro).
Ejercicio tipo: Problema PAU, junio 2011. Para determinar el contenido en hierro de cierto preparado
vitamínico, donde el hierro se encuentra en forma de Fe(II), se pesaron 25 g del preparado, se disolvieron
en medio ácido y se hicieron reaccionar con una disolución 0,1 M en permanganato potásico
necesitándose, para ello, 30 mL de esta disolución. La reacción no ajustada que tiene lugar es la siguiente:
MnO4- (ac) + Fe2+(ac) + H+ (ac)  Mn2+ (ac) + Fe3+ (ac) + H2O (l)
a) Ajuste en forma iónica la reacción anterior por el método ión-electrón.
b) Calcule el % de hierro (en peso) presente en el preparado vitamínico.
DATOS.- Masas atómicas: Fe = 55,8.
Para corregir:
9. Problema PAU, septiembre 2007. El análisis químico del agua oxigenada (peróxido de hidrógeno), se
realiza disolviendo la muestra en ácido sulfúrico diluido y valorando con una disolución de
permanganato potásico, según la siguiente reacción no ajustada:
H2SO4 (ac.) + KMnO4 (ac.) + H2O2 (ac.)  MnSO4 (ac.) + O2 (g) + K2SO4 (ac.) + H2O (l)
A una muestra de 25 mL de agua oxigenada se le añaden 10 mL de ácido sulfúrico diluido y se valora
con permanganato potásico 0,02 M, gastándose 25 mL de esta disolución.
b) Calcule la molaridad de la disolución de agua oxigenada.
c) ¿Qué volumen de oxígeno, medido a 0 ºC y 1 atm de presión, produce la reacción?
DATOS: R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1
Solución: b) 0,05 mol/L; c) 28 mL.
Para practicar: Todos los ejercicios de las EBAU identificados como problemas.

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6. ESTUDIO DE LA PILA ELECTROQUIMICA.
6.1. Comparación del poder oxidante y reductor.
Para corregir:
10. Sabiendo que las siguientes reacciones redox en disolución acuosa se producen espontáneamente,
ordena los metales según su poder reductor creciente y los iones metálicos según su poder oxidante
creciente. Justifica la respuesta.
Zn (s) + Cu2+ac  Zn2+ac + Cu (s)
Cu (s) + 2 Ag+ac  Cu2+ac + 2 Ag (s)
Zn (s) + 2 Ag+ac  Zn2+ac + 2 Ag (s)
La comprobación experimental de la espontaneidad de las reacciones entre dos pares redox

dados permite conseguir una comparación del poder oxidante y reductor de los distintos agentes
oxidantes y reductores, respectivamente, pero el procedimiento es lento y laborioso y no
proporciona una escala numérica.
6.2. La pila Daniell.
El fundamento de una pila electroquímica es la

separación de las dos semirreacciones de una reacción
redox, de manera que los electrones tienen que ir de
la sustancia que se oxida a la que se reduce a través
de un circuito externo, con lo que se genera una
corriente contínua.
Si se introduce una barra de cinc en una

disolución de sulfato de cobre (II), los iones Cu2+ de la
disolución son reducidos a cobre metálico sobre la
barra de cinc, que a su vez ha cedido los electrones
necesarios para la reducción.
Si se introduce una barra de cinc en un vaso que

contiene una disolución de ZnSO4 y en otro vaso se
coloca una barra de cobre dentro de una disolución de
CuSO4, conectando los dos electrodos por un hilo
externo, en cada vaso se realiza una semirreacción y
los electrones fluyen a través del hilo.
Se llama polo negativo de la pila o ánodo al electrodo donde se efectúa la oxidación, electrodo
donde se sitúa el metal más reductor. Se llama polo positivo de la pila o cátodo al electrodo donde se
efectúa la reducción, electrodo donde se sitúa el metal menos reductor.
Cu2++ 2 e-  Cu REDUCCION - CATODO

Zn  Zn2+ + 2 e- OXIDACION – ANODO
Los electrones circulan desde el ánodo hacia el cátodo. Son liberados en el ánodo y capturados
en el cátodo, aunque por convenio se dice que el sentido de circulación de la corriente es el inverso
(sentido de circulación de las cargas eléctricas positivas).
El sistema así constituido conduciría a una disolución cargada positivamente en el

compartimento del ánodo, que se saturaría de iones Zn2+, y una disolución cargada negativamente en

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el compartimento del cátodo, porque al depositarse el Cu2+ en forma de Cu (s), quedarían exceso de
iones SO42-. Se evita esta situación colocando entre ambos vasos un puente salino, que contiene una
disolución iónica, formada por iones que en ningún momento reaccionan con los iones de las
disoluciones donde están sumergidos los electrodos, por ejemplo, NaNO3 o KCl. El puente salino
permite que sus iones pasen a las disoluciones de los electrodos con el fin de mantenerlas neutras y
conservar así la polaridad de la pila.
Si conectamos entre el ánodo y el cátodo un voltímetro, éste señalará la diferencia de potencial

entre los electrodos, magnitud causante del movimiento de los electrones. A este valor de la
diferencia de potencial se le llama también fuerza electromotriz de la pila (f.e.m.).
Las pilas se representan con la siguiente notación: PAR DEL ANODO // PAR DEL CATODO. Para
nuestro ejemplo: Zn/Zn2+ (ac) // Cu2+(ac)/Cu
6.3. Potenciales de reducción estándar.
Con el voltímetro conectado a una pila medimos la

diferencia de potencial entre los dos electrodos, pero no se
puede medir el potencial absoluto de cada uno. Para ello se
debe tomar arbitrariamente uno como referencia, dándole el
valor de cero voltios.
El electrodo elegido como patrón es el electrodo normal

de hidrógeno, que está constituido por una corriente de
hidrógeno gaseoso (a 25 ºC y presión de 1 atmósfera), que se
hace llegar sobre una lámina de platino platinada sumergida
en una disolución ácida, a pH = 0 (H+ = 1 M). La reacción de
reducción correspondiente sería:
2 H++ 2 e-  H2(g); Eº = 0,0000 V.
El potencial de un par redox será negativo cuando al constituir una pila con el electrodo de
hidrógeno, los electrones circulen desde él hacia el hidrógeno, es decir, cuando el electrodo
desempeñe el papel de ánodo y en él se produzca una oxidación, porque el reductor de dicho par es
más fuerte que el H2.

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Si al construir una pila con otro par redox y el electrodo de hidrógeno los electrones circulan
desde éste hacia el otro electrodo, el de hidrógeno actúa de ánodo (negativo) dándose en él la
semirreacción H2  2 H+ + 2 e-. El otro electrodo actúa de cátodo; su potencial es positivo y en él se
da la reducción, porque su oxidante es más fuerte que el H+.
Los potenciales estándar se encuentran ordenados en tablas que reciben el nombre de escala
de tensiones.
Los elementos situados por debajo del hidrógeno en la escala tienen potenciales rédox
negativos. Los reductores de estos pares son mejores reductores que el hidrógeno molecular y por
tanto tienen más tendencia a oxidarse. Cuanto más negativo sea el potencial, más tendencia tendrá a
oxidarse y por tanto mayor será su poder reductor.
PAR Eº (V)
F2/F- +2,85
H2O2/H2O +1,77
MnO4-/Mn2+ +1,52
Aumento de la fuerza del reductor

PbO2/Pb2+ +1,46
Cr2O72-/Cr3+ +1,36
Fuerza creciente del oxidante
Cl2/Cl- +1,36
Br2/Br- +1,09
NO3-/NO +0,96
Ag+/Ag +0,80
Fe3+/Fe2+ +0,77
O2/H2O2 +0,68
I2/I- +0,54
O2/OH- +0,40
Cu2+/Cu +0,34
H+/H2 0,00
Pb2+/Pb -0,13
Sn2+/Sn -0,14
Fe2+/Fe -0,44
Zn2+/Zn -0,76
Al3+/Al -1,67
Mg2+/Mg -2,34
Na+/Na -2,71
Ca2+/Ca -2,87
K+/K -2,93
Li+/Li -3,02
Los elementos situados por encima del hidrógeno en la tabla tienen potenciales positivos. Los
oxidantes de estos pares son mejores oxidantes que el catión hidrógeno y por tanto tienen más
tendencia a reducirse. Cuanto más positivo sea el potencial, más tendencia tendrá a reducirse y por
tanto mayor será su poder oxidante.
En una pila, la semirreacción de reducción se dará siempre en el electrodo de mayor potencial,

es decir, en el oxidante más fuerte, mientras que la de oxidación se producirá en el de menor
potencial, con el reductor más fuerte. La fuerza electromotriz se puede hallar restando al potencial
mayor (cátodo) el del electrodo negativo o ánodo (menor potencial): Eº = E+ - E- = Ecátodo – Eánodo

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Ejercicio tipo: Cuestión PAU, septiembre 2008. Se prepara una pila voltaica formada por electrodos de
Al3+/Al y Sn2+/Sn en condiciones estándar.
a) Escriba la semirreacción que ocurre en cada electrodo, así como la reacción global ajustada.
b) Indique cuál actúa de ánodo y cuál de cátodo y calcule la diferencia de potencial que proporcionará la
pila.
DATOS.- Eº( Al3+/Al) = -1,676 V; Eº( Sn2+/Sn) = -0,137 V.
Para corregir:
11. Cuestión PAU, septiembre 2005 y julio 2018. Se prepara una pila voltaica formada por electrodos de
Cu2+/Cu y Ag+/Ag en condiciones estándar.
a) Escriba la semireacción que ocurre en cada electrodo, así como la reacción global ajustada.
b) Indique cuál actúa de ánodo y cuál de cátodo y calcule la diferencia de potencial que proporcionará
la pila en condiciones estándar.
DATOS: Eº(Cu2+/Cu) = 0,34 V; Eº (Ag+/Ag) = 0,80 V
12. Cuestión PAU, junio 2006 y julio 2013: Dada la pila, a 298 K: Pt, H2 (1 bar)/H+(1 M)//Cu2+(1 M)/Cu (s).
Indique, razonadamente, si son verdaderas o falsas cada una de las siguientes afirmaciones:
a) El potencial estándar de la pila es ∆Eº = + 0.34 V.
b) El electrodo de hidrógeno actúa como cátodo.
c) El ión Cu2+, tiene más tendencia a captar electrones que el ión H+.
d) En la pila, el hidrógeno sufre una oxidación.
DATOS: Potenciales estándar en medio ácido: Eº (H+/H2) = 0.00 V; Eº (Cu2+/Cu) = + 0.34 V.
7. PREDICCIÓN DE REACCIONES RÉDOX.
La escala de tensiones se utiliza para predecir la espontaneidad de una reacción redox entre dos
especies químicas. Para saber si se produce la reacción será suficiente comparar sus potenciales y
recordar que la reacción espontánea se produce siempre entre el oxidante más fuerte y el reductor
más fuerte, por tanto:
"El oxidante del par de mayor potencial oxida al reductor del par de menor potencial."
Cuanto más separados estén los dos pares redox en la escala de tensiones, la reacción se
producirá en mayor extensión, es decir, su constante de equilibrio será mayor. Ahora bien, la
posición en la escala no proporciona ninguna información acerca de la velocidad con que se
producirá la reacción.
Ejercicio tipo: Cuestión PAU, junio 2007. Considere las siguientes semirreacciones redox cuyos
potenciales estándar se indican:
Semirreaciones reducción Eº (V)
Cl2 (g) + 2 e-  2 Cl- (ac) +1,36
I2 (g) + 2 e-  2 I- (ac) +0,535
Pb2+ (ac) + 2 e-  Pb (s) -0,126
V2+ (ac) + 2 e-  V (s) -1,18
a) Identifique el agente oxidante más fuerte.
b) Identifique el agente reductor más fuerte.
c) Señale, justificando la respuesta, la(s) especie(s) que puede(n) ser reducida(s) por el Pb (s). Escriba
la(s) ecuación(es) química(s) correspondiente(s).

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Para corregir:
13. Cuestión, junio 2009: Considerando los metales Zn, Mg, Pb y Fe,
a) ordénelos de mayor a menor facilidad de oxidación.
b) ¿Cuál de estos metales puede reducir el Fe3+ a Fe2+, pero no el Fe2+ a Fe?
Justifique las respuestas.
Datos: Eº (Zn2+/Zn) = - 0,76 V; Eº(Pb2+/Pb) = -0,13 V; Eº(Mg2+/Mg) = -2,37 V; Eº(Fe3+/Fe2+) = 0,77 V;
Eº(Fe2+/Fe) = - 0,44 V.
14. Cuestión PAU, septiembre 2006. Responda a las siguientes preguntas, justificando la respuesta:
a) ¿Se puede guardar una disolución de nitrato de cobre (II) en un recipiente de aluminio? ¿Y en un
recipiente de cinc metálico? ¿Y en uno de plata?
b) ¿Se puede guardar una disolución de cloruro de hierro (II) en un recipiente de aluminio? ¿Y en un
recipiente de cinc metálico? ¿Y en uno de cobre metálico?
DATOS: Eº (Cu2+/Cu) = + 0.34 V; Eº (Ag+/Ag) = 0,80 V; Eº (Al3+/Al) = - 1,67 V; Eº (Fe2+/Fe) = -0,44 V;
Eº (Zn2+/Zn) = - 0,74 V.
8. ELECTRÓLISIS.
El análisis etimológico de la palabra "electrólisis" proporciona el significado del término:

Descomposición de una sustancia (lisis) mediante la corriente eléctrica. En realidad en este proceso
se aprovecha la energía eléctrica para dar lugar a una reacción redox que no se produciría
espontáneamente.
El montaje necesario para una electrólisis consiste en dos electrodos conectados a una fuente de
corriente continua e introducidos en un recipiente que contiene un líquido iónico, es decir, un
electrolito. El sistema recibe el nombre de voltámetro o cuba electrolítica.
8.1. Electrólisis de una sal fundida.
Cuando tenemos NaCl fundido se encuentra

disociado en sus iones:
NaCl (s)  Na+(l) + Cl-(l)
Al aplicar la corriente, los iones Na+ se dirigen hacia

el electrodo negativo, en el cual hay un exceso de
electrones. Cada ión toma un electrón y se reduce a
sodio metálico:
Na++ 1 e-  Na
Por ello el electrodo se recubre de una capa de

sodio. Como se ha producido una reducción, el
electrodo recibe el nombre de cátodo.
Mientras tanto, los iones Cl- se han dirigido hacia el

electrodo positivo y han descargado los electrones en
él, oxidándose a cloro gaseoso, que burbujea alrededor
del electrodo:
2 Cl-  Cl2 + 2 e-
Al electrodo se le llama ánodo por producirse en él una oxidación.

12
La suma de las dos semirreacciones da la reacción redox electrolítica global:
2 Cl- (l) + 2 Na+ (l)  2 Na (s) + Cl2 (g)
Se pueden adivinar algunas de las aplicaciones de la electrólisis, como la obtención de los

metales más activos, los alcalinos y alcalino-térreos, a partir de sus sales fundidas, ya que para estos
elementos, debido a su gran poder reductor, existen pocos sistemas reductores de tipo químico, o el
bañado electrolítico (niquelado, cromado, dorado, plateado, etc.) de objetos metálicos.
8.2. Leyes de Faraday.
La cuantificación numérica de los procesos electrolíticos fue establecida por Faraday a principios
del siglo XIX. Su primera ley experimental dice lo siguiente:
La masa de una sustancia depositada por electrólisis es directamente proporcional a la

cantidad de electricidad utilizada.
Es decir, la masa de sustancia depositada será mayor cuanto mayor sea la intensidad de la
corriente o cuanto más tiempo se realice el proceso, ya que “la cantidad de electricidad” es la carga
eléctrica:
Q = I·t
Para averiguar la relación existente entre estos dos factores y la masa de sustancia depositada
escojamos el ejemplo del sodio:
Na++ 1 e-  Na
Cada ión Na+ necesita un electrón para depositar un átomo de Na, o lo que es lo mismo, un mol
de iones Na+ necesita de un mol de electrones para depositar un mol de átomos de Na, que tienen
una masa igual a la masa atómica expresada en gramos (23,0 g).
Conociendo la carga del electrón se averigua fácilmente la carga del mol de electrones, sin más
que multiplicar por el número de Avogadro:
carga 1 mol e- = 1,602·10-19·6,023·1023 = 96488,46 C  96500 C.
Así pues, para depositar 23,0 g de sodio se necesita una cantidad de electricidad de 96500 C,
cantidad que recibe el nombre de 1 Faraday (1 F).
Evidentemente, la relación es diferente dependiendo de la sustancia de que se trate, pues

depende del nº de electrones necesarios por ión y de la masa atómica o molecular. Para depositar en
un electrodo tantos gramos de una sustancia como indica su masa atómica o molecular, se necesita
una cantidad de electricidad igual a tantos Faraday como electrones intervienen en la semirreacción
ajustada.

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Ejercicio tipo: A través de 1 litro de disolución 0,1 M de nitrato de plata se hace pasar una corriente de
0,15 A durante 6 horas.
a) Determina la masa de plata que se deposita en el cátodo.
b) Calcula la molaridad del ión plata una vez finalizada la electrólisis, suponiendo que se mantiene el
volumen inicial de la disolución.
Para corregir:
15. Problema, junio 1998: En las plantas industriales cloro-álcali se realiza la electrólisis de disoluciones de
cloruro de sodio para obtener cloro e hidrógeno gaseosos e hidróxido de sodio. Las reacciones que se
producen son:
2 Cl-(ac)  Cl2 (g) + 2 e-
2 H2O(l) + 2 e-  2 OH-(ac) + H2 (g)
-----------------------------------------------------------------------------
Global: 2 Cl-(ac) + 2 H2O(1)  Cl2 (g) + 2 OH-(ac) + H2 (g)
Si obtenemos 100 gramos de H2 en una célula cloro-álcali:
A) ¿Qué masa de Cl2 se habrá obtenido en el mismo tiempo?
B) ¿Qué cantidad de carga eléctrica habrá circulado por la célula de electrólisis?
C) Indicar cuál de las semirreacciones corresponde al cátodo y cuál al ánodo y qué especie se
oxida y cuál se reduce.
Datos: Pesos atómicos: H = 1; O = 16; Cl = 35'5. Constante de Faraday F = 96500 C/mol de e
Solución: A) 3550 g; B) 9,65·106 C
9. APLICACIONES Y REPERCUSIONES DE LAS REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN.
9.1. Pilas y baterías.
Como hemos visto, las pilas generan energía eléctrica aprovechando una reacción rédox
espontánea. Se utilizan de forma aislada o en paquetes formados por varias pilas conectadas, en
cuyo caso reciben el nombre de baterías. Su uso se ha generalizado de tal manera que nos las
encontramos no solo en pequeños aparatos (calculadoras, móviles, …), sino también en grandes
dispositivos, como los automóviles o los satélites artificiales.
Cabe distinguir entre las pilas primarias, que se agotan a medida que se van utilizando, y las
denominadas secundarias, que se pueden recargar haciendo pasar una corriente eléctrica.
 La pila seca o Leclanché. La cubierta exterior es de cinc y hace de ánodo. En su parte central hay
un electrodo de grafito (cátodo), a través del cual se transmiten los electrones que provocan la
reducción del MnO2, que se encuentra formando una pasta con carbón en polvo en contacto con
la barra de grafito. Entre ambos electrodos hay una pasta húmeda de NH4Cl y ZnCl2, que es el
electrolito. Las semirreacciones son:
Zn (s) → Zn2+ (ac) + 2 e-

2 MnO2 (s) + 2 NH4+ (ac) + 2 e- → Mn2O3 (s) + 2 NH3 + H2O

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 La pila alcalina. Es una mejora de la pila Leclanché, utilizando como electrolito NaOH o KOH en
vez de NH4Cl. El cinc no se disuelve tan fácilmente en un medio básico, por lo que estas pilas
duran y mantienen un voltaje constante durante más tiempo.
 Pilas de botón. Las primeras pilas de este tipo fueron las

denominadas pilas de mercurio, que tenían como ánodo una
placa de cinc y como cátodo óxido de mercurio, pero su
contenido en mercurio las hacía muy contaminantes.
Actualmente se utilizan las de cinc-plata, con un cátodo de
óxido de plata.
 Baterías recargables. Las más antiguas son los acumuladores de plomo que se usan en los
automóviles, formados por seis celdas idénticas ensambladas en serie. Cada celda tiene un
ánodo de plomo y un cátodo de dióxido de plomo. Como electrolito se utiliza una disolución de
ácido sulfúrico. Las reacciones durante la descarga son:
Pb (s) + SO42- (ac) → PbSO4 (s) + 2 e-

PbO2 (s) + 4 H+ (ac) + SO42- (ac) + 2 e- → PbSO4 (s) + 2 H2O (l)
Las baterías de Ni-Cd presentan lo que se denomina efecto memoria (pierden paulatinamente
su capacidad de recarga), por lo que están siendo sustituidas por baterías de Ni-MH (níquel-
hidruro metálico), que, además de no tener este efecto, carecen también de cadmio, lo que
reduce su capacidad contaminante. Las baterías de litio no contienen metales pesados, por lo
que son mucho más ligeras y menos contaminantes; además, utilizan un electrolito sólido en
lugar de una pasta húmeda o de una disolución acuosa, pueden operar a temperaturas muy
bajas y son muy duraderas.
9.2. Pilas de combustible.
Constituyen una de las aplicaciones tecnológicas más recientes e interesantes de los últimos
años de los procesos rédox. Se deben a las investigaciones del químico alemán Gerhard Ertl, que
recibió por ello el Premio Nobel de Química en 2007.
La reacción, en conjunto, se produce entre el hidrógeno y el oxígeno para dar agua. El proceso
es similar a una combustión, pero su objetivo no es obtener calor, sino energía eléctrica, para lo cual
se disponen dos celdas separadas, en una de las cuales se produce la oxidación del hidrógeno y en la

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otra la reducción del oxígeno. Como en las demás pilas, se canaliza el flujo de electrones del ánodo al
cátodo, lo que origina una corriente eléctrica. Entre ambas celdas se coloca una membrana
intercambiadora de iones que hace el papel de puente salino.
Una de las más desarrolladas es la pila de combustible alcalina, que llevó el hombre a la Luna.
Las reacciones que en ella se producen son:
Ánodo: 2 H2 (g) + 4 OH- (ac) → 4 H2O + 4 e-

Cátodo: O2 (g) + 2 H2O + 4 e- → 4 OH- (ac)
Reacción global: 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O
Frente a las pilas convencionales, las pilas de combustible presentan la gran ventaja de su
funcionamiento continuo mientras se puedan suministrar los reactivos, y además producen agua,
que no contamina el medio ambiente, se puede reciclar para volver a obtener hidrógeno y oxígeno
por electrólisis o se puede aprovechar para consumo humano (como en las naves espaciales). El
principal problema sigue siendo su elevado coste.
10. CUESTIONES Y PROBLEMAS DE LAS PAU.
1. Problema, junio 2000: El SO2 presente en el aire es el principal responsable de la lluvia ácida. Se puede
determinar la concentración de SO2 del aire haciendo que dicho compuesto se disuelva y realizando una
volumetría redox con una disolución de ión permanganato. La reacción es:
5 SO2 + 2 MnO4- + 2 H2O  5 SO42- + 2 Mn2+ + 4 H+
A) Indique qué especie química se oxida y cuál se reduce especificando los cambios de estado de
oxidación.
B) Al analizar una disolución que contiene SO2 disuelto se comprueba que se necesitan 7,4 ml de
disolución 0,0080 M de MnO4-. Calcule el número de moles y el número de gramos de dióxido de azufre
que contiene dicha disolución.
C) El SO2 de la disolución del apartado anterior proviene de una muestra de 500 litros de aire. Calcule la
presión del SO2 en dicha muestra de aire a 25 ºC.
Datos: Ar(O) = 16; Ar(S) =32; R = 0,082 atm l/(K mol)
2. Problema, septiembre 2000: El aluminio se obtiene por el proceso Hall-Heroult a partir de la bauxita, un
mineral que contiene Al2O3. Una vez separado el Al2O3, se funde y se somete a electrólisis. Las reacciones
son:
4 Al3+ (l) + 12 e-  4 Al (l)
6 O2- (l)  3 O2 (g) + 12 e-
GLOBAL: 4 Al3+ (l) + 6 O2- (l)  4 Al (l) + 3 O2 (g)
A) Calcule la cantidad de carga eléctrica consumida para obtener 1000 kg de aluminio.
B) Calcule la masa de oxígeno producido al obtener 1000 kg de aluminio, y también el volumen que
ocuparía dicho gas a 20ºC y 1 atm de presión.
C) Indique qué semirreacción corresponde al cátodo y cuál al ánodo, qué especie se oxida y cuál se
reduce.
Datos: Ar(Al) = 27; Ar(O) = 16; R = 0,082 atm·l/mol K; constante de Faraday: F = 96500
3. Problema, junio 2001: En medio ácido, la reacción entre los iones permanganato, MnO4- , y los iones sulfito,
SO32-, produce iones Mn2+ e iones sulfato, SO42-.
A) Identifique la especie que se reduce y la que se oxida.
B) Identifique la especie oxidante y la especie reductora.
C) Ajuste la reacción iónica global.

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D) En el laboratorio, se dispone de 150 mL de una disolución de SO32- de concentración desconocida.
Calcule la concentración de SO32- en dicha disolución si para conseguir la transformación completa de
los iones SO32- en SO42- fue necesario añadir 24'5 mL de una disolución 0'152 M de MnO4-
4. Problema, septiembre 2001: Al tratar el dióxido de manganeso (MnO2) con ácido clorhídrico, se obtiene
cloruro de manganeso II, cloro gas y agua.
a) Escriba e iguale la reacción molecular del proceso, indicando el agente oxidante y el reductor.
b) Determine el volumen de ácido clorhídrico comercial de densidad 1,18 g/mL y riqueza del 36 %
necesario para obtener 500 mL de cloro gas a 5 atm de presión y 25 ºC.
Datos.- Masas atómicas: H = 1; Cl = 35,5. R = 0,082 atm·L/(mol·K)
5. Cuestión, junio 2002: Sabiendo que los potenciales normales de reducción de los metales potasio, cadmio y
plata valen:
Eº (K+/K) = -2,92 voltios
Eº (Cd2+/Cd) = -0,40 voltios
Eº (Ag+/Ag) = + 0,80 voltios
Se desea saber:
a) si dichos metales reaccionan con una disolución 1 M de ácido clorhídrico, y
b) en cada caso, qué potencial acompaña al proceso.
6. Problema, septiembre 2002: La obtención de un halógeno en el laboratorio puede realizarse tratando un

hidrácido con un oxidante. Para el caso del cloro la reacción viene dada por el equilibrio:
HCl (g) + O2 (g)  H2O (g) + Cl2 (g)
a) Ajuste la reacción.
b) Escriba la expresión matemática de la constante de equilibrio Kc.
c) Si en un recipiente de 2,5 litros se introducen 0,07 moles de cloruro de hidrógeno y la mitad de esa
cantidad de oxígeno, se alcanza el equilibrio cuando se forman 0,01 moles de cloro e igual cantidad
de agua. Calcule el valor de la constante de equilibrio.
7. Problema, septiembre 2002: Por acción de los iones permanganato, MnO4-, sobre los iones Fe2+, en medio
ácido, se producen iones Mn2+ e iones Fe3+.
a) Identifique la especie que se reduce y la que se oxida indicando los números de oxidación de cada una
de las especies.
b) Ajuste la reacción iónica global.
c) Se dispone de 125 mL de una disolución de FeCl2 de concentración desconocida. Para conseguir la
transformación todos los iones Fe2+ en Fe3+ fue necesario añadir 16,5 mL de una disolución 0,32 M de
MnO4-. ¿Cuál es la concentración de FeCl2 en la disolución valorada?.
8. Cuestión, septiembre 2002: Se dispone de Pb y Zn metálicos y de dos disoluciones A y B. La disolución A

contiene Pb2+ 1 M y la disolución B contiene Zn2+ 1 M. Teniendo en cuenta estos materiales y los que
considere necesarios:
a) Indique esquemáticamente cómo construiría una pila electroquímica.
b) Indique las reacciones que tienen lugar y calcule el potencial estándar de dicha pila.
Datos Potenciales normales de reducción: Eº( Pb2+/Pb) = -0,13 V: Eº( Zn2+/Zn) = -0,76 V.
9. Problema, junio 2003: Dada la reacción (no ajustada):

K2Cr2O7 + FeSO4 +H2SO4  Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4
a) Razone cuál es la especie oxidante y cuál es la especie reductora.
b) Ajuste la reacción molecular.
c) Calcule los gramos de sulfato de Fe (II) que reaccionarán con 50 ml de una disolución acuosa que
contiene 1 g de dicromato potásico.
Datos Masas atómicas Cr: 52 O: 16 K: 39 Fe: 56 S: 32 H: 1
10. Cuestión, junio 2003:

a) Indique si se produce alguna reacción al añadir un trozo de Zn metálico a una disolución acuosa de
Pb(NO3)2 1 M.

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b) ¿Se producirá alguna reacción si añadimos Ag metálica a una disolución de PbCl2 1M?
Datos: Potenciales normales de reducción: Pb2+/Pb = -0,13 V; ZN2+/Zn = -0,76 V; Ag+/Ag = 0,80 V.
11. Problema, septiembre 2003: La siguiente reacción (no ajustada) se lleva a cabo en medio ácido:
MnO2 + As2O3 + HCl  MnCl2 + As2O5 + H2O
Contestar justificando la respuesta:
a) ¿Cuál es el compuesto oxidante y cuál el reductor?
b) Ajustar estequiométricamente la reacción en forma molecular.
c) ¿Cuántos mL de HCl de densidad 1,18 g/mL y riqueza 35 % (en peso) se necesitarán para poder
obtener 115 g de pentóxido de arsénico As2O5?
DATOS.- Masas atómicas: H: 1 Cl: 35,5 O: 16 Mn: 54,9As: 74,9
12. Cuestión, septiembre 2003: Una pila voltaica consta de un electrodo de magnesio sumergido en una
disolución 1 M de Mg(NO3)2 y otro electrodo de plata sumergido en una disolución 1 M de AgNO3 a 25 ºC.
a) Escribe la semireacción que ocurre en cada electrodo así como la reacción global ajustada.
b) Indica qué electrodo actúa como ánodo y cuál como cátodo y calcula la diferencia de potencial que
proporcionará la pila.
Datos: Eº(Mg2+/Mg) = -2,37 V; Eº(Ag+/Ag) = +0,80 V.
13. Problema, junio 2004:. El dicromato de potasio en disolución acuosa, acidificada con ácido clorhídrico,
reacciona con el cloruro de hierro (II) según la siguiente reacción (no ajustada):
FeCl2(ac) + K2Cr2O7(ac) + HCl(ac)  FeCl3(ac) + CrCl3(ac) + KCl(ac) + H2O(l)
En un recipiente adecuado se colocan 3,172 g de cloruro de hierro (II), 80 mL de dicromato de potasio 0,06
M, y se añade ácido clorhídrico en cantidad suficiente para que tenga lugar la reacción:
b) Calcule la masa (en gramos) de cloruro de hierro (III) que se obtendrá.
DATOS.- Masas atómicas: Cl:35,5; Fe:55,9.
14. Cuestión, junio 2004: Se prepara una pila voltaica formada por electrodos estándar de Sn2+/Sn y Pb2+/Pb.
a) Escriba la semirreacción que ocurre en cada electrodo, asi como la reacción global ajustada.
b) Indique cuál actúa de ánodo y cuál de cátodo y calcule la diferencia de potencial que proporcionará la
pila.
DATOS.- Eº(Sn2+/Sn) = -0,137 V; Eº( Pb2+/Pb) = -0,125 V.
15. Cuestión, septiembre 2004: Una pila está formada por electrodos estandar de cinc y plata. Responda
razonadamente:
a) ¿Qué electrodo será el ánodo y cuál el cátodo?
b) ¿Cuál será la reacción global de la pila y cuál es la f.e.m. que suministra?
Datos: Eº (Zn2+/Zn) = - 0,76 V; Eº (Ag+/Ag) = 0,80 V
16. Cuestión, junio 2005: Se añade Br2 (l) a una disolución que contiene ión Cl- y a otra disolución que contiene
ión I-.
a) Razone si en alguno de los casos se producirá una reacción de oxidación reducción.
b) En caso de producirse, indique qué especie química se reduce, cuál se oxida y ajuste la reacción
correspondiente.
Datos: Potenciales de reducción estándar: Eº (I2/I-) = 0,53 V; Eº (Br2/Br-) = 1,07 V; Eº (Cl2/Cl-) = 1,36 V.
17. Problema, septiembre 2005: En medio ácido, la reacción entre los iones dicromato, Cr2O72-, y los iones
yoduro, I-, origina iones Cr3+ y yodo molecular, I2 y agua.
a) Identifique la especie que se reduce y la que se oxida e indique los números de oxidación de los
átomos que se oxidan o se reducen.
b) Ajuste la reacción iónica global.
c) Calcule los gramos de yodo molecular, I2, que producirá la reacción de 25 mL de una disolución 0,145
M de dicromato potásico, K2Cr2O7, con un exceso de yoduro, I-.
DATOS: Masas atómicas: I: 127.

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18. Problema, junio 2006: El sulfato de cobre, CuSO4, se utilizó hace años como aditivo en piscinas para la
eliminación de las algas. Este compuesto se puede preparar tratando el cobre metálico con ácido sulfúrico
en caliente, según la reacción (no ajustada):
Cu (s) + H2SO4 (ac)  CuSO4 (ac) + SO2 (g) + H2O (l)
a) Ajuste la reacción en forma molecular.
b) Calcule los mL de ácido sulfúrico de densidad 1,98 g/mL y riqueza 95 % (en peso) necesarios para
reaccionar con 10 g de cobre metálico.
DATOS: Masas atómicas.- H: 1; O: 16; S: 32; Cu: 63,5.
19. Cuestión, septiembre 2007: Los potenciales estándar de reducción de los electrodos Zn2+/Zn y Cd2+/Cd son,
respectivamente, -0,76 V y -0,40 V. Conteste razonadamente a las siguientes cuestiones:
a) ¿Qué reacción se produce si una disolución acuosa 1 M de Cd2+ se añade a cinc metálico?
b) ¿Cuál es la fuerza electromotriz de la pila formada con estos dos electrodos en condiciones estándar?
c) ¿Qué reacciones se producen en los electrodos de esta pila?
d) ¿Cuál es el ánodo y cuál el cátodo de esta pila?
20. Cuestión, junio 2008: Se dispone en el laboratorio de una disolución de Zn2+ (ac) de concentración 1 M
partir de la cual se desea obtener cinc metálico, Zn (s). Responda razonadamente:
a) Si disponemos de hierro y aluminio metálicos, ¿cuál de los dos metales deberemos añadir a la
disolución de Zn2+ para obtener cinc metálico?
b) Para la reacción mediante la cual se obtuvo cinc metálico en el apartado anterior, indique la especie
oxidante y la especie reductora.
c) ¿Cuántos gramos de metal utilizado para obtener cinc metálico se necesitarán añadir a 100 mL de la
disolución inicial para que la reacción sea completa?
Datos: Eº (Zn2+/Zn) = - 0,76 V; Eº (Fe2+/Fe) = - 0,44 V; Eº (Al3+/Al) = - 1,68 V.
Masas atómicas: Al: 27; Fe: 55,9.
21. Problema, septiembre 2008: Se quieren oxidar 2,00 g de sulfito de sodio (Na2SO3) con una disolución 0,12
M de dicromato de potasio (K2Cr2O7) en medio ácido sulfúrico, de acuerdo con la siguiente reacción no
ajustada:
Na2SO3 + K2Cr2O7 + H2SO4  Na2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O + K2SO4
Se pide:
a) Ajustar la reacción redox que tiene lugar.
b) El volumen de disolución de K2Cr2O7 necesario para la oxidación completa del sulfito de sodio.
c) Los gramos de K2SO4 que se obtienen.
Datos: Masas moleculares: Na2SO3: 126; K2Cr2O7: 294; K2SO4: 174.
22. Problema, septiembre 2009: Una manera de obtener Cl2 (g) a escala de laboratorio es tratar el MnO2 (s) con
HCl (ac). Se obtienen como resultado de esta reacción cloro, agua y MnCl2 (s). Se pide:
a) Escribir la reacción redox debidamente ajustada.
b) La cantidad de MnO2 y HCl (en gramos) necesaria para obtener 6 L de cloro medidos a 1 atmósfera y 0
ºC.
c) El volumen de disolución acuosa 12 M de HCl que se necesita para realizar la operación anterior,
supuesto un rendimiento del 90 %.
DATOS: R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1; masas atómicas H : 1; O: 16; Cl: 35,5; Mn: 54,9
23. Problema, junio 2010: En medio ácido, el ión clorato, ClO3-, oxida al hierro (II) de acuerdo con la siguiente
reacción no ajustada:
ClO3- (ac) + Fe2+ (ac) + H+  Cl- (ac) + Fe3+ (ac) + H2O (l)
a) Escriba y ajuste la correspondiente reacción.
b) Determine el volumen de una disolución de clorato de potasio (KClO3) 0,6 M necesario para oxidar 100
gramos de cloruro de hierro (II) (FeCl2) cuya pureza es del 90 % en peso.
DATOS.- Masas atómicas: Fe = 55,8; O = 16; Cl = 35,5; K = 39,1.

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24. Cuestión, junio 2010: Se prepara una pila voltaica formado por electrodos Ni2+(ac)/Ni(s) y Ag+(ac)/Ag(s) en
condiciones estándar.
a) Escriba la semirreacción que ocurre en cada electrodo así como la reacción global ajustada.
b) Explique qué electrodo actúa de ándo y cuál de cátodo y calcule la diferencia de potencial que
proporcionará la pila.
DATOS.- Eº [Ni2+(ac)/Ni(s)] = -0,23 V; Eº [Ag+(ac)/Ag(s)] = +0,80 V.
25. Cuestión, septiembre 2011: Teniendo en cuenta los potenciales estándar que se dan al final del enunciado,
responda razonadamente:
a) Deduzca si los metales cinc, cobre y hierro reaccionarán al añadirlos, cada uno de ellos por separado,
a una disolución ácida [H+(ac)] = 1 M.
b) Si disponemos de una disolución de Fe2+ de concentración 1 M, razone qué metal (cobre o cinc), al
reaccionar con Fe2+, permitiría obtener hierro metálico. Escriba las semirreacciones de oxidación y de
reducción e indique qué especie se oxida y cuál se reduce.
DATOS: Eº (Zn2+/Zn) = - 0,76 V; Eº (Cu2+/Cu) = + 0.34 V; Eº(Fe2+/Fe) = - 0,44 V; Eº (H+/H2) = + 0.00 V.
26. Problema, junio 2012: Se disuelven 0,9132 g de un mineral de hierro en una disolución acuosa de ácido
clorhídrico. En la disolución resultante el hierro se encuentra como Fe2+ (ac). Para oxidar todo este Fe2+ a
Fe3+ se requieren 28,72 mL de una disolución 0,05 M de dicromato potásico, K2Cr2O7. La reacción redox,
no ajustada, que tiene lugar es la siguiente:
Fe2+ (ac) + Cr2O72- (ac) → Fe3+ (ac) + Cr3+ (ac) + H2O (l)
a) Escriba las semirreacciones de oxidación y de reducción y la ecuación química global.
b) Calcule el porcentaje en masa del hierro en la muestra del mineral.
DATOS.- Masas atómicas: Fe = 55,85.
27. Problema, julio 2013: En medio ácido, el permanganato potásico, KMnO4, reacciona con el sulfato de hierro
(II), FeSO4, de acuerdo con la siguiente reacción no ajustada:
KMnO4(ac) + FeSO4(ac) + H2SO4(ac)  MnSO4(ac) + Fe2(SO4)3(ac) + K2SO4(ac) + H2O(l)
a) Escriba la reacción redox anterior ajustada tanto en su forma iónica como molecular.
b) Calcule el volumen de una disolución de permanganato potásico 0,02 M necesario para la oxidación de
30mL de sulfato de hierro (II) 0,05 M, en presencia de ácido sulfúrico.
28. Cuestión, junio 2014: Teniendo en cuenta los potenciales estándar que se dan al final del enunciado,
indique, razonadamente, si son verdaderas o falsas cada una de las siguientes afirmaciones:
a) El cobre metálico se oxidará al añadirlo a una disolución 1 M de HCl (ac).
b) Al añadir cinc metálico, Zn, a una disolución de Al3+ (ac) se produce la oxidación del Zn y la reducción
del Al3+.
c) En una pila galvánica formada por los electrodos Pb2+(ac)/Pb(s) y Zn2+(ac)/Z(n(s), en condiciones
estándar, el electrodo de plomo actúa de ánodo.
d) Una disolución 1 M de Al3+ (ac) es estable en un recipiente de plomo.
DATOS.- Potenciales estándar en medio ácido en voltios, Eº(V): [H+(ac)/H2(g)] = 0,0; [Al3+(ac)/Al(s)] =
-1,68; [Cu2+(ac)/Cu(s)] = + 0,34; [Zn2+(ac)/Zn(s)] = - 0,76; [Pb2+(ac)/Pb(s)] = - 0,12.
29. Cuestión, Julio 2014: Se preparan, en sendos tubos de ensayo, disoluciones acuosas acidificadas de sales
de los siguientes iones metálicos: 1) Au3+, 2) Ag+, 3) Cu2+, 4) Fe3+. Explique, escribiendo las ecuaciones
químicas ajustadas, las reacciones que se producirán al realizar las siguientes adiciones:
a) A cada uno de los tubos que contienen las disoluciones 1), 2) y 3) se les adiciona Fe2+(ac).
b) Al tubo nº 4, que contiene Fe3+(ac), se le adiciona Sn2+(ac).
Nota: todas las disoluciones se han preparado en condiciones estándar.
DATOS.- Potenciales estándar en medio ácido en voltios, Eº(V): [Fe3+(ac)/Fe2+ac)] = +0,77; [Cu2+(ac)/Cu(s)]
= + 0,34; [Au3+(ac)/Au(s)] = +1,50; [Ag+(ac)/Ag(s)] = +0,80; [Sn4+(ac)/Sn2+(ac)] = +0,15.
30. Cuestión, julio 2015: A partir de los valores de los potenciales estándar de reducción proporcionados, razone
si cada una de las siguientes afirmaciones es verdadera o falsa:
a) Cuando se introduce una barra de cobre en una disolución de nitrato de plata, se recubre de plata.
b) Los iones Zn2+ (ac) reaccionan espontáneamente con los cationes Pb2+ (ac),

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c) Podemos guardar una disolución de Cu2+ (ac) en un recipiente de Pb, puesto que no se produce
ninguna reacción química.
d) Entre los pares propuestos, la pila que producirá la mayor fuerza electromotriz es la construida con los
sistemas (Zn2+/Zn) y (Ag+/Ag).
Datos.- Eº (Zn2+/Zn) = -0,76 V; Eº (Pb2+/Pb) = -0,14 V; Eº (Cu2+/Cu) = 0,34 V; Eº (Ag+/Ag) = 0,80 V.
Considere que todas las disoluciones mencionadas tienen una concentración 1 M.
31. Cuestión, junio 2016: Teniendo en cuenta los potenciales estándar de reducción, Eº, dados al final del
enunciado, responda razonadamente:
a) ¿Qué sucede cuando se introduce una lámina de de estaño en cuatro disoluciones ácidas cada una de
ellas conteniendo uno de los iones siguientes en concentración 1 M: Cu2+, Fe2+, Ag+ y Cd2+?
b) Si se construye una pila galvánica formada por los pares Pb2+(ac)/Pb(s) y Ag+(ac)/Ag(s):
b.1) ¿Cuál será su potencial estándar, Eº?
b.2) Escriba las semireacciones que ocurren en el ánodo y en el cátodo de la pila.
Datos.- Eº (en V): Fe2+/Fe: -0,44; Cd2+/Cd: -0,40; Pb2+/Pb: -0,13; Sn2+/Sn: -0,14; Cu2+/Cu: +0,34; Ag+/Ag:
+0,80.
32. Problema, junio 2016: Los organismos aerobios tienen esta denominación porque necesitan oxígeno para su
desarrollo. La reacción principal de la cadena transportadora de electrones donde se necesita el oxígeno es
la siguiente (no ajustada):
O2 (g) + Fe2+ (ac) + H+ (ac) → H2O (l) + Fe3+ (ac)
a) Escriba las semireacciones de oxidación y reducción y la reacción global ajustada.
b) Indique la especie que actúa como oxidante y la que lo hace como reductora.
c) ¿Qué volumen de aire (que contiene un 21 % de oxígeno en volumen) será necesario para transportar
0,2 moles de electrones si la presión parcial del O2 es de 90 mmHg y a la temperatura corporal de 37
ºC?
Datos.- R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1.
33. Cuestión, junio 2017: Teniendo en cuenta los potenciales estándar de reducción que se dan al final del
enunciado, responda razonadamente:
a) ¿Cuál es la especie oxidante más fuerte? Y ¿cuál es la especie reductora más fuerte?
b) ¿Qué especies podrían ser reducidas por el Pb(s)? Para cada caso, escriba la semirreacción de
oxidación y la de reducción, así como la ecuación química global ajustada.
Datos.- Potenciales estándar de reducción: Eº (S/S2-) = -0,48 V; Eº(Cl2/Cl-) = +1,36 V; Eº(I2/I-) = +0,535 V;
Eº(Pb2+/Pb) = -0,126 V; Eº(V2+/V) = -1,18 V.
34. Problema, junio 2017: El cobre se disuelve en ácido nítrico concentrado formándose nitrato de cobre (II),
dióxido de nitrógeno y agua de acuerdo con la siguiente reacción no ajustada:
Cu (s) + HNO3 (ac) → Cu(NO3)2 (ac) + NO2 (g) + H2O (l)
a) Escriba la semirreacción de oxidación y la de reducción, así como la ecuación química global ajustada
tanto en su forma iónica como molecular.
b) Calcule la cantidad de cobre, en gramos, que reaccionará con 50 mL de ácido nítrico concentrado de
densidad 1,41 g·mL-1 y riqueza 69 % (en peso).
Datos.- Masas atómicas relativas: H = 1; N = 14; O = 16; Cu = 63,5.
35. Problema, julio 2017: En presencia de ácido sulfúrico, H2SO4, el sulfato de hierro (II), FeSO4, reacciona con
peróxido de hidrógeno, H2O2, de acuerdo con la siguiente reacción no ajustada:
FeSO4 (ac) + H2O2 (ac) + H2SO4 (ac) → Fe2(SO4)3 (ac) + H2O (l)
b) Si mezclamos 250 mL de una disolución 0,025 M de FeSO4 con 125 mL de una disolución 0,075 M de
H2O2 con un exceso de H2SO4, calcule la cantidad (en gramos) de sulfato de hierro (III) que se
obtendrán.
Datos.- Masas atómicas relativas: O = 16; S = 32; Fe = 55,85.

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36. Problema, junio 2018: Una forma sencilla de obtener dicloro, Cl2(g), en el laboratorio es hacer reaccionar, en
medio ácido, permanganato de potasio, KMnO4, con cloruro de potasio, KCl, de acuerdo con la siguiente
reacción (no ajustada):
KMnO4(ac) + KCl(ac) + H2SO4(ac) → MnSO4(ac) + Cl2(g) + K2SO4(ac) + H2O(l)
a) Escriba la semirreacción de oxidación y la de reducción, así como la reacción global ajustada tanto en
su forma iónica como molecular.
b) Calcule el volumen de Cl2(g) producido, medido a 20 ºC y 723 mmHg, al mezclar 50 mL de una
disolución 0,250 M de KMnO4 y 200 mL de otra disolución de KCl 0,20 M en medio ácido.
Datos: R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1. 1 atm = 760 mmHg.
37. Problema, julio 2018: El ácido sulfúrico concentrado caliente disuelve el metal cinc formándose sulfato de
cinc, dióxido de azufre y agua, de acuerdo con la siguiente reacción (no ajustada):
Zn(s) + H2SO4(conc) ⎯⎯ ZnSO4(ac) + SO2(g) + H2O(l)
a) Escriba la semirreacción de oxidación y la de reducción, así como la reacción global ajustada tanto en
su forma iónica como molecular.
b) Calcule el volumen, en mL, de ácido sulfúrico concentrado de densidad 1,98 g·mL-1 y 95 % de riqueza
(en peso) necesario para oxidar 20 gramos de cinc de pureza 98 %.
Datos.- Masas atómicas relativas. H(1); O(16); S(32); Zn(65,4).
38. Problema, junio 2019: En medio ácido, el dicromato de potasio, K2Cr2O7, reacciona con el sulfato de
hierro(II), FeSO4, de acuerdo con la siguiente reacción no ajustada:
K2Cr2O7 (ac) + FeSO4 (ac) +H2SO4 (ac)  Cr2(SO4)3 (ac) + Fe2(SO4)3 (ac) + K2SO4 (ac) + H2O (l)
b) Para determinar la pureza de una muestra de FeSO4, 1,523 g de la misma se disolvieron en una
disolución acuosa de ácido sulfúrico. La disolución anterior se hizo reaccionar con otra que contenía
K2Cr2O7 0,05 M necesitándose 28,0 mL para que la reacción se completase. Calcule la pureza de la
muestra de FeSO4.
Datos.- Masas atómicas relativas: O(16); S(32); Fe(55,85).
39. Cuestión, junio 2019:

a) Se introduce una pieza de aluminio en una disolución acuosa de CuSO4 1 M. Discuta razonadamente
si se produce alguna reacción y, en caso afirmativo, escriba la correspondiente ecuación química
ajustada.
b) Se dispone de una pila galvánica formada por un electrodo de cobre sumergido en una disolución
acuosa 1 M de CuSO4 y otro electrodo de cinc sumergido en una disolución 1 M de ZnSO4.
L b.1) Identifique el ánodo y el cátodo de la pila y escriba las semirreacciones que ocurren en ambos
electrodos.
b.2) Calcule el potencial estándar de la pila formada.
b.3) Justifique si, tras agotarse la pila, el electrodo de cinc pesará más o menos que al inicio de la
reacción.
Datos.- Potenciales estándar de reducción: Eº (en V); Cu2+(ac)/Cu: +0,34; Zn2+(ac)/Zn: -0,76;
Al3+(ac)/Al: -1,65.
40. Cuestión, julio 2019: Teniendo en cuenta los potenciales estándar de reducción que se dan como dato al
final del enunciado, responda razonadamente si cada uno de los siguientes enunciados es verdadero o
falso:
a) Una barra de zinc es estable en una disolución acuosa 1 M de Cu2+.
b) Al sumergir una barra de hierro en una disolución acuosa 1 M de Cr3+ se recubre con cromo metálico.
c) El aluminio metálico no reacciona en una disolución acuosa 1 M de HCl.
d) Una disolución acuosa 1 M de Cu2+ se puede guardar en un recipiente de aluminio.
Datos.- Potenciales estándar de reducción, Eº (en V): H+(ac)/H2(g): 0; Al3+(ac)/Al(s): -1,68;
Zn2+(ac)/Zn(s): -0,76; Cr3+(ac)/Cr(s): -0,74; Fe2+(ac)/Fe(s): -0,44; Cu2+(ac)/Cu(s): +0,34.

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41. Problema, julio 2019: En el laboratorio se puede obtener fácilmente yodo, I2 (s), haciendo reaccionar yoduro
de potasio, KI (ac), con agua oxigenada, H2O2 (ac), en presencia de un exceso de ácido clorhídrico, HCl
(ac), de acuerdo con la reacción (no ajustada):
KI (ac) + H2O2 (ac) + HCl (ac) → I2 (s) + H2O (l) + KCl (ac)
b) Si se mezclan 150 mL de una disolución 0,2 M de KI (en medio ácido) con 125 mL de otra disolución
ácida conteniendo H2O2 (ac) en concentración 0,15 M, calcule la cantidad (en gramos) de yodo
obtenida.
Datos.- Masa atómica relativa; I(126,9).
42. Problema, julio 2020: En presencia de ácido sulfúrico, H2SO4, el dióxido de manganeso, MnO2 y el yoduro
de potasio, KI, reaccionan de acuerdo con la reacción (no ajustada):
MnO2(s) + KI(ac) + H2SO4(ac) → MnSO4(ac) + I2(s) + K2SO4(ac)+ H2O(l)
a) Escriba la semirreacción de oxidación y la de reducción. Ajuste la reacción química en forma
molecular.
b) Si se añaden 1,565 g de MnO2(s) a 250 mL de una disolución 0,1 M de KI, conteniendo un exceso de
H2SO4, calcule la cantidad de yodo, I2, obtenida (en gramos).
Datos: Masas atómicas relativas: H(1); O(16); S(32); K(39,1); Mn(54,9); I(126,9).
43. Cuestión, septiembre 2020: A partir de los datos de los potenciales de reducción estándar que se adjuntan,
indique razonadamente si los siguientes enunciados son verdaderos o falsos.
a) Una disolución de HCl 1 M es capaz de disolver una barra de níquel metálico.
b) El níquel metálico puede oxidar al estaño metálico.
c) Se puede obtener plata metálica sumergiendo un hilo de cobre en una disolución de nitrato de plata 1
M.
d) No podemos almacenar una disolución de sulfato de cobre 1 M en un recipiente de estaño metálico.
Datos: Potenciales estándar de reducción, Eº(V): Ag+(ac)/Ag(s) = +0,80; Cu2+(ac)/Cu(s) = +0,34;
H+(ac)/H2(g) = 0; Sn2+(ac)/Sn(s) = -0,14; Ni2+(ac)/Ni(s) = -0,26.
44. Problema, junio 2021: El yodo molecular, I2, se puede obtener a partir de la siguiente reacción (no ajustada):
KIO3(ac) + KI(ac) + H2SO4(ac) → I2(ac) + K2SO4(ac) + H2O(l)
a) Escriba las semirreacciones de oxidación y reducción, así como la reacción global ajustada.
b) Calcule la cantidad (en gramos) de KIO3 que debe añadirse a una disolución que contiene un exceso
de KI y H2SO4 para obtener 100 g de I2 en la disolución acuosa resultante.
Datos: Masas atómicas relativas: H = 1,0; O = 16,0; S = 32,1; K = 39,1; I = 126,9.
45. Cuestión, junio 2021: A partir de los valores del potencial estándar de reducción, responda razonadamente a
las siguientes cuestiones:
a) Considere los metales potasio, cadmio y plata. ¿Cuál/es de ellos será/n solubles en una disolución de
HCl 1 M?
b) ¿Qué reacción tendrá lugar si se sumerge una barra de plata en una disolución de K+(ac) 1 M?
c) ¿Qué reacción se producirá si se sumerge una barra de cadmio en una disolución de Ag+(ac) 1 M?
Datos: Potenciales estándar de reducción, Eº(V): K+/K = -2,92; Cd2+/Cd = -0,40; H+/H2 = 0,00; Ag+/Ag =
+0,80.
46. Problema, julio 2021: En una disolución acuosa de ácido sulfúrico, el permanganato de potasio, KMnO4,
reacciona con el sulfato de hierro(II), FeSO4, de acuerdo con la ecuación química (no ajustada):
KMnO4(ac) + FeSO4(ac) + H2SO4(ac) → MnSO4(ac) + Fe2(SO4)3(ac) + K2SO4(ac) + H2O(I)
a) Escriba la semirreacción de oxidación y la de reducción. Ajuste la reacción química en forma
molecular.
b) Se mezclan 100 mL de una disolución 0,1 M de KMnO4 y 250 mL de una disolución 0,1 M de FeSO4 en
medio ácido sulfúrico obteniéndose 4,615 gramos de sulfato de hierro(III). Determine el rendimiento de
la reacción.
Datos: Masas atómicas relativas: H = 1,0; O = 16,0; S = 32,1, K = 39,1; Mn = 54,9; Fe = 55,8.

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47. Cuestión, julio 2021: Teniendo en cuenta los valores de los potenciales estándar de reducción, responda
razonadamente:
a) Predecir si tendrá Iugar alguna reacción cuando se mezcla una disolución 1 M de AgNO3 con otra
disolución 1 M de Fe(NO3)2.
b) Predecir si, en condiciones estándar, se Ileva a cabo la siguiente reacción:
3 Fe2+(ac) → 2 Fe3+(ac) + Fe(s).
c) Justificar si el cobre metálico se disuelve o no en una disolución de HCI 1 M.
d) El cobre metálico se disuelve en HNO3 1 M. Justificar por qué ocurre esto.
Datos: Potenciales estándar de reducción, Eº (V): Fe2+/Fe = -0,44; H+/H2 = 0,00; Cu2+/Cu = + 0,34; Fe3+/Fe2+
= + 0,77; Ag+/Ag = + 0,80; NO3-/NO2 = + 0,96.
48. Problema, junio 2022: A escala laboratorio, se pueden obtener pequeñas cantidades de cloro gaseoso
mediante la reacción (no ajustada):
K2Cr2O7(ac) + HCl(ac) → CrCl3(ac) + Cl2(g) + KCl(ac) + H2O(l)
a) Escriba la semirreacción de oxidación y la de reducción, así como la ecuación química global ajustada.
b) Si se hace reaccionar 125 mL de HCl 1 M con un exceso de K2Cr2O7, ¿cuántos litros de Cl2se
obtendrán, medidos a 1 atm de presión y 20 ºC?
Dato: R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1.
49. Problema, julio 2022: En medio ácido, el peróxido de hidrógeno, H2O2, reacciona con el permanganato de
potasio, KMnO4, de acuerdo con la siguiente reacción (no ajustada):
H2O2(ac) + KMnO4(ac) + H2SO4(ac) → O2(g) + MnSO4(ac) + K2SO4(ac) + H2O(l)
a) Escriba la semirreacción de oxidación y la de reducción, así como la ecuación química global ajustada.
b) Para determinar el contenido en H2O2, 50,0 mL de una muestra de agua oxigenada, que contenía un
exceso de H2SO4, se hicieron reaccionar con una disolución de KMnO4 de concentración 0,225 mol·L-1.
Se necesitaron 24,0 mL de la disolución de KMnO4 para que la reacción se completase. Calcule la
concentración de H2O2 (en mol·L-1) en el agua oxigenada analizada.
50. Cuestión, julio 2022: Se dispone en el laboratorio de láminas de plata, cobre y cinc, así como de
disoluciones acuosas, de concentración 1 M, de las sales AgNO3, Cu(NO3)2 y Zn(NO3)2. Conteste
razonadamente a las siguientes cuestiones:
a) ¿Cuál de los tres metales es un reductor más fuerte?
b) Construimos una pila con un electrodo formado por una lámina de Ag metálica sumergida en la
disolución de AgNO3 y otro formado por una lámina de Zn sumergida en la disolución de Zn(NO3)2.
¿Cuál de los electrodos funciona como ánodo y cuál como cátodo de la pila? ¿Cuál es el potencial
estándar de la pila formada?
c) Considerando la pila del apartado anterior, discuta si la lámina de cinc que actúa como electrodo
aumenta o disminuye su masa a medida que avanza la reacción.
Datos: Potenciales de reducción estándar, Eº(V): Ag+/Ag = +0,80; Cu2+/Cu = + 0,34; Zn2+/Zn = -0,76.
51. Problema, junio 2023: El dióxido de cloro, ClO2, es un desinfectante y decolorante que puede obtenerse
haciendo reaccionar clorato de sodio, NaClO3, con peróxido de hidrógeno, H2O2, en medio ácido, de
acuerdo con la siguiente ecuación química no ajustada:
NaClO3(ac) + H2O2(ac) + H2SO4(ac) → ClO2(g) + O2(g) + H2O(l) + Na2SO4(ac)
b) Calcule el volumen de ClO2 obtenido (medido a 20 ºC y 790 mmHg), cuando se mezcla la disolución A
(250 mL de una disolución 0,08 M de H2O2 en exceso de H2SO4) con la disolución B (200 mL de una
disolución 0,15 M de NaClO3 en exceso de H2SO4).
Datos: 1 atm = 760 mmHg. R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1.
52. Problema, julio 2023: En el departamento de calidad de una industria se desea determinar el porcentaje de
hierro en un alambre. Para ello, se disuelve, en medio ácido, un trozo de alambre que pesa 3,125 g,
obteniéndose finalmente 500,0 mL de una disolución de Fe2+(ac). Se tratan 50,0 mL de esta disolución con
una disolución de dicromato de potasio 0,02 M, necesitando 32,0 mL para la reacción completa de Fe2+(ac),
de acuerdo con la ecuación química siguiente no ajustada:

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Cr2O72-(ac) + Fe2+(ac) + H+(ac) → Cr3+(ac) + Fe3+(ac) + H2O(l)
a) Identifique justificadamente el agente oxidante y el reductor. Ajuste la ecuación química.
b) Calcule el porcentaje de hierro en el alambre.
Datos: Masa atómica relativa: Fe = 55,8.
53. Cuestión, julio 2023: teniendo en cuenta los potenciales estándar de reducción, responda razonadamente si
los siguientes enunciados son verdaderos o falsos:
a) Una barra de estaño es estable cuando se introduce en una disolución acuosa de CuSO4 1 M.
b) Al sumergir una barra de hierro en una disolución acuosa de CrCl3 1 M, se recubre con cromo.
c) El aluminio se disuelve en una disolución acuosa de HCl 1 M.
d) Las disoluicones acuosas de SnCl2 1 M, se pueden guardar en recipientes de aluminio.
Datos: Eº (V): Al3+(ac)/Al(s) = -1,68; Cr3+(ac)/Cr(s): -0,74; Fe2+(ac)/Fe(s) = -0,44; Sn2+(ac)/Sn(s) = -0,14;
H+(ac)/H2(g) = 0; Cu2+(ac)/Cu(s) = +0,34.

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Todas estas reacciones reciben el nombre genérico de reacciones de oxidación-reducción o

QUÍMICA 2º BACHILLERATO 23-24. REACCIONES RÉDOX

 El Zn se oxida en la reacción: Zn(s) + ½ O2 (g)  ZnO (s)

 El Cu se reduce en la reacción: CuO (s) + H2 (g)  Cu (s) + H2O

Y el cobre los gana cuando se reduce:

A partir de aquí, la oxidación se define como la pérdida de electrones y la reducción como la

Se denomina agente oxidante a la sustancia que produce la oxidación de otra sustrayéndole

Cl2 (g) + 2 e-  2 Cl-

Se denomina agente reductor a la sustancia que produce la reducción de otra cediéndole

Cuando un agente oxidante capta electrones, se convierte en un agente reductor, pues se

OX1 + RED2  RED1 + OX2

QUÍMICA 2º BACHILLERATO 23-24. REACCIONES RÉDOX.

La transferencia de electrones entre el oxidante y el reductor es fácil de identificar cuando la

MnO + PbO2 + HNO3  HMnO4 + Pb(NO3)2 + H2O

 El nº de oxidación de los átomos de un elemento no combinado con otros átomos diferentes es

 Cuando el hidrógeno se combina a un metal (hidruros metálicos), su nº de oxidación es -1. En

 El nº de oxidación del flúor combinado es siempre -1.

 El nº de oxidación de los iones monoatómicos es la carga del ión.

QUÍMICA 2º BACHILLERATO 23-24. REACCIONES RÉDOX

1. Dadas las siguientes reacciones:

3. ALGUNOS OXIDANTES Y REDUCTORES USUALES.

En el laboratorio se utilizan frecuentemente como oxidantes las siguientes sustancias:

 Permanganato potásico, que en disolución se encuentra ionizado en K+(ac) y MnO4-(ac), y

 Peróxido de hidrógeno, que se oxida a oxígeno:

QUÍMICA 2º BACHILLERATO 23-24. REACCIONES RÉDOX.

4. AJUSTE DE UNA REACCIÓN REDOX POR EL MÉTODO DEL IÓN-ELECTRÓN.

4.1. Medio ácido o neutro.

3º. Ajustar los elementos que cambian su nº de oxidación.

4º. Ajustar los oxígenos añadiendo moléculas de agua.

6º. Ajustar las cargas con electrones.

QUÍMICA 2º BACHILLERATO 23-24. REACCIONES RÉDOX

9º. Ajustar cationes que no cambian su nº de oxidación, por tanteo.

10º. Ajustar aniones que no cambian su nº de oxidación, por tanteo.

11º. Comprobar (normalmente, contando oxígenos, pero no es el único elemento)

3. Ajusta las siguientes reacciones:

4. Ajusta las siguientes reacciones:

4.2. Medio básico.

Ejercicio tipo: Ajustar: KNO3 + Al + KOH + H2O NH3 + KAlO2

El método es idéntico al anterior, pero el paso 7º queda de la siguiente manera:

QUÍMICA 2º BACHILLERATO 23-24. REACCIONES RÉDOX.

7. Ajusta las siguientes reacciones:

8. Ajusta la siguiente reacción: KClO3 + KOH + CoCl2  Co2O3 + KCl + H2O

QUÍMICA 2º BACHILLERATO 23-24. REACCIONES RÉDOX

6.1. Comparación del poder oxidante y reductor.

La comprobación experimental de la espontaneidad de las reacciones entre dos pares redox

6.2. La pila Daniell.

El fundamento de una pila electroquímica es la

Si se introduce una barra de cinc en una

Si se introduce una barra de cinc en un vaso que

Cu2++ 2 e-  Cu REDUCCION - CATODO

El sistema así constituido conduciría a una disolución cargada positivamente en el

QUÍMICA 2º BACHILLERATO 23-24. REACCIONES RÉDOX.

Si conectamos entre el ánodo y el cátodo un voltímetro, éste señalará la diferencia de potencial

6.3. Potenciales de reducción estándar.

Con el voltímetro conectado a una pila medimos la

El electrodo elegido como patrón es el electrodo normal

2 H++ 2 e-  H2(g); Eº = 0,0000 V.

QUÍMICA 2º BACHILLERATO 23-24. REACCIONES RÉDOX