REACCIONES QUÍMICAS
Oxidación – reducción. Pilas
Física y Química 4º ESO: guía interactiva
para la resolución de ejercicios
I.E.S. Élaios
Departamento de Física y Química
 Oxidación reducción
Índice
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 Electrólisis y pilas






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

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

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I.E.S. Élaios
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Ayuda
Una reacción de oxidación se definió como aquella en la que una sustancia se combinaba con
el oxígeno, como sucede con las dos reacciones siguientes:
2 Mg ( s )  O ( 2 ) ( g )  2 MgO ( s )
C 3 H 8 ( g )  5 O 2 ( g )  3CO 2 ( g )  4 H 2 O ( g )
Una reacción de reducción era aquella en la que un óxido metálico se convertía en metal
dejando de estar combinado con el oxígeno, como sucede con las reacciones siguientes:
CuO ( s )  H ( 2 ) ( g )  Cu ( s )  H 2 O ( g )
ZnO ( s )  C ( s )  Zn (s)  CO ( g )
Sin embargo, la definición de ambos tipos de reacciones por separado no tiene sentido, puesto
que si nos fijamos, por ejemplo, en la reacción siguiente, vemos que el aluminio se oxida al
mismo tiempo que el cromo se reduce:
Cr 2 O 3 ( s )  2 Al ( s )  2 Cr ( s )  Al 2 O 3 ( s )
Por lo tanto un proceso de reducción siempre va acompañado por un proceso de oxidación,
como se puede comprender también en los anteriores ejemplos de procesos de reducción. En
los procesos de oxidación mostrados también sucede lo mismo, pero lo aclararemos más
adelante.
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Ayuda
Por los conocimientos de la estructura de la materia sabemos que la reacción de formación del
óxido de magnesio conduce a la formación de una red cristalina iónica con iones Mg2+ y O2-, de
2
2
forma que se puede escribir:
2Mg ( s )  O ( g )  2 Mg O ( s )
2
Cada átomo de magnesio cede dos electrones y se transforma en un ion magnesio con dos
cargas positivas. No obstante eso es lo mismo que le sucede al magnesio si reacciona con el
cloro, formando una red cristalina iónica de cloruro de magnesio:
Mg ( s )  Cl 2 ( g )  Mg
2
1
Cl 2 ( s )
Incluso en una reacción entre el magnesio metálico y una disolución de CuSO4, que en forma
iónica se escribe como:
2
2
Mg ( s )  Cu ( aq )  Mg ( aq )  Cu ( s )
cada átomo de magnesio cede dos electrones y se transforma en un ion Mg2+ que, en lugar de
estar en una red cristalina, se encuentra en disolución.
No existe ninguna razón para diferenciar lo que le sucede al magnesio en cada una de las
reacciones anteriores, en todas las cuales cede dos electrones. En consecuencia la definición
general de oxidación es:
Una sustancia se oxida cuando pierde electrones
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Ayuda
Del mismo modo, si detallamos la reducción del óxido de cobre (II), que es también una sustancia
iónica:
2
2
1
2
Cu
O
( s )  H ( 2 ) ( g )  Cu ( s )  H 2 O
(g)
Observamos que el ion Cu2+ gana dos electrones en la reacción que hemos clasificado como
reducción desde el punto de vista clásico, que es exactamente lo mismo que le sucede cuando
reacciona con el magnesio, tal como hemos visto anteriormente:
2
2
Mg ( s )  Cu ( aq )  Mg ( aq )  Cu ( s )
Lo mismo diríamos si se obtiene cobre a partir de una disolución de CuSO4
En consecuencia, se define la reducción como:
Una sustancia se reduce cuando gana electrones
Si a todo esto añadimos que para que una sustancia gane electrones otra tiene que cederlos,
encontramos el significado de la afirmación de la primera Ayuda en el sentido de que no existen
reacciones de oxidación o de reducción por separado, sino que todo proceso de oxidación debe ir
acompañado de otro de reducción, es decir que las reacciones en las que hay intercambio de
electrones son procesos de oxidación y de reducción, que suelen denominarse abreviadamente
como reacciones o procesos redox.
La sustancia que se oxida provoca la reducción de la que se reduce, y se denomina reductor.
La sustancia que se reduce provoca la oxidación de la que se oxida, y se denomina oxidante.
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Ayuda – Los metales como reductores
Sabemos desde el estudio de la formulación que los números de oxidación de los metales son
positivos, lo que significa que tienen tendencia a ceder electrones, es decir, a oxidarse y son, por
tanto, agentes reductores. Sin embargo no todos son igualmente reductores. Supongamos los tres
metales, sodio, hierro y plata; si se trata de hacerlos reaccionar con el oxígeno, se encuentran los
siguientes resultados:
4 Na ( s )  O ( g )  2 Na O(s)
2
2
2 Fe ( s )  O 2 ( g )  2 FeO ( s )
Ag ( s )  O 2 ( g )  No reacciona
El sodio se oxida inmediatamente en contacto con el aire, el hierro se oxida lentamente, mientras
que la plata no se oxida. Como al oxidarse un elemento actúa como reductor, se dice que el sodio
es más reductor que el hierro y este más que la plata, como se verá más adelante. Las reacciones
de dichos metales con el ácido clorhídrico son las siguientes:
2 Na ( s )  2 HCl ( aq )  2 NaCl(aq)  H 2 ( g )
Fe ( s )  2 HCl ( aq )  FeCl 2 ( aq )  H 2 ( g )
Ag ( s )  HCl ( aq )  No reacciona
Estas reacciones muestran que el sodio y el hierro reducen al hidrógeno (porque este los oxida),
mientras que no lo hace la plata. En la próxima ayuda veremos como se pueden clasificar los
metales por su poder reductor. Los metales más reductores son los más reactivos.
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Ayuda – Los metales como reductores
La ordenación de los metales por su poder reductor se hace mediante reacciones como las siguientes.
Si se introduce un trozo de cinc en una disolución de sulfato de cobre (II) de color azul, se observa
que el color de la disolución disminuye y el trozo de cinc, cuya masa disminuye, se recubre de cobre
metálico de color. Esto puede explicarse por la reacción:
Zn ( s )  CuSO 4 ( aq )  ZnSO 4 ( aq )  Cu ( s )
El cinc se oxida y el cobre se reduce, lo que indica que el cinc es más reductor que el cobre. Una
reacción similar tiene lugar entre el hierro o el magnesio y una disolución de sulfato de cobre (II).
Si se introduce un trozo de cobre en una disolución de sulfato plata incolora, se observa que el color de
la disolución se vuelve azul y el trozo de cobre, cuya masa disminuye, se recubre de plata metálica. Esto
puede explicarse por la reacción:
Cu ( s )  Ag 2 SO 4 ( aq )  C u SO 4 ( aq )  2 Ag ( s )
El cobre se oxida y la plata se reduce, lo que indica que el cobre es más reductor que la plata. Con
experiencias de este tipo, complementadas con las del tipo señaladas en la ayuda anterior, se
puede hacer una clasificación de los metales y del hidrógeno ordenándolos por su poder reductor.
La tabla se muestra en la ayuda siguiente,
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Ayuda – Los metales como reductores
Mas reductor
Menos reductor
Potasio
K(s)  K+(aq) + e-
Calcio
Ca(s)  Ca2+(aq) + 2e-
Sodio
Na(s)  Na+(aq) + e-
Magnesio
Mg(s)  Mg2+(aq) + 2e-
Aluminio
Al(s)  Al3+(aq) + 3e-
Cinc
Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e-
Hierro
Fe(s)  Fe2+(aq) + 2e-
Plomo
Pb(s)  Pb2+(aq) + 2e-
Hidrógeno
H(s)  H+(aq) + e-
Cobre
Cu(s)  Cu2+(aq) + 2e-
Plata
Ag(s)  Ag+(aq) + e-
Oro
Au(s)  Au3+(aq) + 3e-
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Ayuda – Los no metales como oxidantes
De la misma forma que se determinó el poder reductor de los metales, y por tanto su reactividad, se
puede determinar el poder oxidante y la reactividad de los no metales observando el comportamiento
de los no metales frente a disoluciones de compuestos metálicos, como en la siguiente reacción:
I 2 (s)  K 2 S ( aq )  S ( s )  2 KI ( aq )
En esta reacción el yodo se reduce, su número de oxidación pasa de 0 a -1, mientras que el azufre
se oxida, su número de oxidación pasa de -2 a 0. El yodo es más oxidante que el azufre.
La siguiente reacción muestra que el cloro es más oxidante que el bromo, como es fácil de razonar:
Cl 2 (g)  NaBr ( aq )  B r2 ( l )  2 NaCl ( aq )
Reacciones de este tipo permiten hacer la clasificación que se muestra en la siguiente tabla:
Más oxidante
Cloro
Cl2(g) + 2e-  2 Cl-(aq)
Oxígeno
O2(g) + 4e-  2 O2-(aq)
Bromo
Br2(g) + 2e-  2 Br-(aq)
Yodo
Menos oxidante
Azufre
I2(g) + 2e-  2 I-(aq)
S2(g) + 4e-  2 S2-(aq)
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Ayuda – Conductores y aislantes
Un conductor es toda sustancia que permite el paso de la corriente eléctrica; para
que una sustancia sea conductora es preciso que posea cargas que se puedan
mover.
Hay dos clases de conductores: los metales y las disoluciones de electrólitos. Las
cargas móviles en los metales son electrones. Un electrólito es toda sustancias
que fundida o disuelta en agua proporciona iones que se pueden mover y, por
tanto, permite el paso de la corriente eléctrica. Un electrólito fundido o disuelto se
descompone al paso de la corriente eléctrica en un proceso que se denomina
electrólisis.
Las dos figura siguientes muestran los montajes para detectar la conductividad de
una sustancia:
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Ayuda – Explicación de la electrólisis
La figura adjunta muestra cómo se explica la electrólisis
de una sal fundida, concretamente el cloruro de sodio
fundido. Dado que existe un solo tipo de iones de cada
signo, esos son los que necesariamente se descargarán:
Na+ + 1 e-  Na(s) Reacción catódica
2 Cl-  Cl2(g) +2 e- Reacción anódica
En el cátodo se verifica la reducción de los iones Na+ y
en el ánodo la reducción de los iones Cl-.
En las electrólisis de disoluciones es más difícil predecir
que ion se descarga y que producto se obtiene, puesto
que a los iones de la sal se añaden iones del agua, y es
mucho más complicado predecir los productos de la
electrólisis. Así por ejemplo, nunca se descargan en el
ánodo los iones NO3- ni los iones SO42-, sino que se
forma oxígeno que proviene del agua, y se obtiene
hidrógeno y no el metal que forma parte de la sal si
dicho metal es muy reactivo.
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Ayuda – Pilas electroquímicas y pilas
secas.
Una pila electroquímica es un dispositivo que proporciona
energía eléctrica mediante una reacción química. La primera pila
electroquímica fue inventada por Volta en 1793, y se muestra en
la figura adjunta. En el ánodo o borne negativo de la pila se
produce la reacción: Zn(s)  Zn2+(aq) + 2 e-. En el cátodo o
borne positivo la reacción que se produce es: 2 H+(aq) + 2e- 
H2(g). Existe una gran variedad de pilas electroquímicas.
Las pilas de uso práctico, como la pila de cinc-carbono, o pila
Leclanché, tiene un funcionamiento similar, aunque el electrólito
es una masa pastosa encerrada dentro de una caja formada por
el propio electrodo negativo, que se puede utilizar en cualquier
posición. Se muestra su esquema en la figura inferior.
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1
Indica cuáles de las siguientes ecuaciones químicas representan reacciones de oxidación
y reacciones de reducción, de acuerdo con la definición que encontrarás en la Ayuda.
(a) 2 Fe(s)  O 2 (g)

(b) HCl(g)
 NH 3(g)
(c) FeO(s)
 C(s)
(d) 4 Na(s)  O 2 (g)
(e) 2 H 2 O(l)

(f) 2 ZnO(s)  C(s)
(g) NaOH(a
2 FeO(s)
 NH 4 Cl(s)
 Fe(s)  CO(g)
 2 Na 2 O(s)
2 H 2 (g)  O 2 (g)

2 Zn(s)  CO 2 (g)
q)  HNO 3(aq)
 NaNO 3(aq)  H 2 O(l)
(a) Reacción de oxidación
(c) Reacción de reducción
(d) Reacción de oxidación
(e) Reacción de reducción
(f) Reacción de reducción
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Este ejercicio es el mismo que el anterior, pero con el concepto de oxidación reducción
ampliado que debes estudiar en las Ayudas.
2
(i) Indica cuáles de las siguientes ecuaciones químicas representan reacciones redox.
(ii) Indica el oxidante y el reductor en cada reacción redox.
(a) 2 Fe(s)  O 2 (g)

(b) HCl(g)
 NH 3(g)
(c) FeO(s)
 C(s)
(d) 4 Na(s)  O 2 (g)
(e) 2 H 2 O(l)

(f) 2 ZnO(s)  C(s)
(g) NaOH(a
2 FeO(s)
Contesta al apartado (i)
 NH 4 Cl(s)
 Fe(s)  CO(g)
 2 Na 2 O(s)
2 H 2 (g)  O 2 (g)

2 Zn(s)  CO 2 (g)
q)  HNO 3(aq)
Son reacciones redox las representadas
por las ecuaciones químicas (a), (c),
(d), (e) y (f)
 NaNO 3(aq)  H 2 O(l)
Contesta al apartado (ii)
(a) Oxidante el oxígeno y reductor el hierro
(c) Oxidante el óxido de hierro (II) y reductor el carbono
(d) Oxidante el oxígeno y reductor el sodio
(e) El agua es el oxidante y el reductor
(f) Oxidante el óxido de cinc y reductor el carbono.
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3
(i) Indica cuáles de las siguientes ecuaciones químicas representan reacciones redox.
(ii) Indica el oxidante y el reductor en cada reacción redox.
(a) HCl(aq )  NaOH(aq)
 NaCl(aq)  H 2 O ( l )
( b ) 2 AgCl ( s )  2 Hg ( l )  Hg 2 Cl 2 ( s )  2 Ag ( s )
(c) HgSO
4
(s)  2 NaCl(s)
 HgCl 2 (s)  Na 2 SO 4 (s)
(d) Na 2 CO 3(aq)  Ca ( OH ) 2 (aq)
(e) 2 Na(s)  Cl 2 ( g )
(f) Cl 2 ( g)  2 NaI(aq)

 CaCO 3(s)  2 NaOH ( aq )
2 NaCl ( s )
 I 2 ( s )  2 NaCl(aq)H
2
O(l)
Contesta al apartado (ii)
(b) Oxidante la plata y reductor el mercurio.
(e) Oxidante el cloro y reductor el sodio.
(f) Oxidante el cloro y reductor el yodo.
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Contesta al apartado (i)
Son reacciones redox
las representadas por
las ecuaciones químicas
(b), (e) y (f).
4
Indica la sustancia que se oxida y la que se reduce en las reacciones químicas cuyas
ecuaciones se indican.
(a) 2 CO(g)  O 2 (g)

2 CO 2 ( g )
( b ) PbO(s)  CO ( g )  P b ( s )  CO 2 ( g )
(c) H 2 (g)  S(s)
 H 2 S(g)
(d) PbS(s)  4 H 2 O 2 (aq)
(e) SO 2 (g)  2 H 2 S ( g )
 PbSO 4 (aq)  4 H 2 O ( l )

3 S ( s )  2 H 2O (l )
Contesta al enunciado
(a)
(b)
(c)
(d)
(e)
Se
Se
Se
Se
Se
oxida
oxida
oxida
oxida
oxida
el
el
el
el
el
monóxido de carbono y se reduce el oxígeno.
monóxido de carbono y se reduce el óxido de plomo (II).
hidrógeno y se reduce el azufre.
sulfuro de plomo (II) y se reduce el peróxido de hidrógeno (H2O2).
sulfuro de hidrógeno y se reduce el dióxido de azufre.
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5
(i) ¿Cuáles de las siguientes ecuaciones químicas representan reacciones redox?
(ii) En las ecuaciones redox indica el oxidante y el reductor
Contesta al apartado (i)
(a) NH 3(g)  HCl(g)
 NH 4 Cl ( s )
( b ) 3 CuO(s)  2 NH 3(g)  3 Cu(s )  N 2 ( g )  3 H 2 O ( l )
(c) MgO(s)
 H 2 SO 4 (aq)
(d) Mg(s)  H 2 SO 4 (aq)
(e) MnO
2
(s)  4 HCl ( aq )
 MgSO 4 (aq)  H 2 O ( l )
 MgSO 4 (aq)  H 2 ( g )
 MnCl
2
Son reacciones redox las
representadas por las
ecuaciones químicas (b),
(d) y (e).
( aq )  2 H 2 O ( l )  Cl 2 ( g )
Contesta al apartado (ii)
(b) Oxidante el óxido de cobre (II) y reductor el amoniaco.
(d) Oxidante el ácido sulfúrico y reductor el magnesio.
(e) Oxidante el óxido de manganeso (IV) y reductor el ácido
clorhídrico.
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6
Indica en qué casos habrá reacción química y de ser así escribe la ecuación química correspondiente.
(a) Se introduce un trozo de cobre en una disolución de ácido clorhídrico.
(b) Se introduce un trozo de magnesio en una disolución de ácido clorhídrico.
(c) Se introduce un trozo de cinc en una disolución de cloruro de plomo (II).
(d) Se introduce un trozo de magnesio en una disolución de cloruro de sodio.
¿ En qué casos habrá reacción química?
Observando la tabla de poder reductor,
habrá reacción en los procesos (b) y (c),
ya que el magnesio es más reductor que
el hidrógeno y el cinc es más reductor
que el plomo.
Escribe las ecuaciones químicas
correspondientes
( b ) Mg ( s )  2 HCl ( aq )  MgCl 2 ( aq )  H 2 ( g )
( c ) Zn ( s )  PbCl 2 ( aq )  ZnCl 2 ( aq )  Pb ( s )
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7
El metal sodio se guarda sumergido en éter de petróleo, en lugar de estar dentro de un
bote cerrado al aire como la mayoría de los reactivos.¿Qué explicación darías a este
hecho?
El sodio es un metal muy reactivo, es muy reductor, y reacciona
rápidamente con el oxígeno del aire. Dado que los botes de los
reactivos se cierran llenos de aire se produciría la oxidación
inmediata del sodio, al menos en su superficie, hasta que no
quedase más oxígeno. Este proceso se repetiría cada vez que se
abriese el bote.
Tenerlo sumergido en éter de petróleo, con el cual el sodio no
reacciona, evita su contacto con el oxígeno del aire.
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8
Indica en qué casos habrá reacción química y escribe la ecuación química correspondiente.
(a) Se introduce un trozo de plata en una disolución de ácido clorhídrico.
(b) Se introduce un trozo de calcio en una disolución de ácido clorhídrico.
(c) Se introduce un trozo de hierro en una disolución de cloruro de cobre (II).
¿ En qué casos habrá reacción química?
Observando la tabla
de
poder
reductor, habrá reacción en los
procesos (b) y (c), ya que el calcio es
más reductor que el hidrógeno y el
hierro es más reductor que el cobre.
Escribe las ecuaciones químicas correspondientes
( b ) Ca ( s )  HCl ( aq )  C a Cl 2 ( aq )  Ca ( s )
( c ) F e ( s )  CuCl 2 ( aq )  F e Cl 2 ( aq )  Cu ( s )
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9
Indica en qué casos habrá reacción química y escribe la ecuación química
correspondiente.
(a) Se hace burbujear cloro a través de una disolución de yoduro de potasio.
(b) Se introduce un trozo de yodo en una disolución de cloruro de sodio.
¿ En qué casos habrá reacción química?
Observando la tabla de poder
oxidante habrá reacción en el
proceso (a), ya que el cloro es más
oxidante que el yodo. No habrá
reacción en el proceso (b) por la
misma razón.
Escribe la ecuación química correspondiente.
( a ) C l 2 ( g )  2 KI ( aq )  2 KCl(aq )  I 2 ( s )
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10
Indica en qué casos habrá reacción química y escribe la ecuación química correspondiente.
(a) Se introduce un trozo de hierro en una disolución de ácido clorhídrico.
(b) Se introduce un trozo de oro en una disolución de ácido clorhídrico.
(c) Se introduce un trozo de plomo en una disolución de nitrato de plata.
(d) Se introduce un trozo de yodo en una disolución de sulfuro de sodio.
(e) Se hace burbujear cloro a través de una disolución de bromuro de potasio.
¿ En qué casos habrá
reacción química?
Para los apartados (a), (b) y (c) hay que acudir a la tabla
de poder reductor, de la que se deduce que se verificarán
reacciones en los apartados (a) y (c), puesto que el hierro
es más reductor que el hidrógeno y el plomo es más
reductor que la plata; no habrá reacción en el proceso (b)
puesto que el hidrógeno es más reductor que el oro. La
tabla de poder oxidante será necesaria para los apartados
(d) y (e), que se verificarán ambos puesto que el yodo es
más oxidante que el azufre y el cloro es más oxidante que
el bromo.
Escribe las ecuaciones químicas correspondientes.
( a ) F e ( s )  2 HCl ( aq )  F e Cl 2 (aq )  H 2 ( g )
( c ) Pb ( s )  2 AgNO 3 ( aq )  Pb(NO
) (aq)  2 Ag(s)
3 2
( d ) I 2 ( s )  Na 2 S ( aq )  2 NaI ( aq )  S ( s )
( e ) Cl 2 ( g )  2 KBr ( aq )  2 KCl ( aq )  Br 2 ( l )
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11
Diseña un experimento para demostrar que:
(a) El magnesio es más reductor que el cobre.
(b) El bromo es menos oxidante que el cloro.
(c) El oro es menos reductor que el cobre.
Contesta al apartado (a)
Se prepara una disolución de sulfato de cobre (II),
que queda de color azul, y se añade un trozo de
magnesio. Al cabo de un cierto tiempo el color azul
de la disolución desaparece o se vuelve más suave,
mientras la masa de magnesio disminuye o
desaparece y aparece cobre metálico.
Situación inicial
Situación final
Contesta al apartado (b)
Haciendo burbujear cloro a través de una disolución
de bromuro de potasio, se formaría bromo líquido
que daría un color rojo a la disolución. Eso indica
que el cloro oxida al bromo, por lo que el bromo es
menos oxidante.
Situación inicial
Situación final
Situación inicial
Situación final
Contesta al apartado (c)
Se añade un trozo de oro a la disolución de sulfato
de cobre (II) de color azul y no se observa ningún
cambio, ya que el oro es menos reductor que el
cobre.
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12
Razona si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
(a) El cobre es más reductor que el cinc.
(b) El cinc es más reductor que el plomo.
(c) El hidrógeno es más reductor que el magnesio.
(d) El hidrógeno es más reductor que la plata.
Explica en qué te basarás para
responder a las afirmaciones.
En la tabla del poder reductor de los metales
(incluyendo el hidrógeno) que es también una
medida de la reactividad de los mismos.
Contesta globalmente a los cuatro apartados.
(a)
(b)
(c)
(d)
Es
Es
Es
Es
falsa puesto que el cobre está por debajo del cinc en la tabla de poder reductor.
verdadera puesto que el cinc está por encima del plomo en la tabla.
falsa puesto que el hidrógeno está por debajo del magnesio en la tabla.
verdadera porque el hidrógeno está por encima de la plata en la tabla.
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13
Razona si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
(a) El cloro es más oxidante que el bromo.
(b) El yodo es menos oxidante que el bromo.
(c) El oxígeno es más oxidante que el cloro.
Explica en qué te basarás para
responder a las afirmaciones.
En la tabla del poder oxidante de los no
metales que es también una medida de la
reactividad de los mismos.
Contesta globalmente a los
cuatro apartados.
(a) Es verdadera puesto que el cloro está por encima del plomo en la tabla de poder
oxidante.
(b) Es verdadera puesto que el yodo está por debajo del bromo en la tabla.
(c) Es falsa porque el oxígeno está por debajo del cloro en la tabla.
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14
Razona si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:
(a) Las sales de sodio son poco oxidantes.
(b) Los yoduros son más reductores que los cloruros.
Contesta al apartado (a)
La respuesta es verdadera, ya que si el sodio es muy
reductor quiere decir que tiene mucha tendencia a estar
oxidado, lo que significa que no tiende a reducirse, que
sería cuando actuara como oxidante. Esto puede verse en
la siguiente reacción:
2 Na ( s )  FeCl 2 ( aq )  2 NaCl(aq)  Fe(s)
en la que se observa que el sodio reduce al hierro. Sin
embargo la reacción opuesta no se verifica, ya que si lo
hiciese significaría que el ion Na+ sería capaz de oxidar al
hierro, lo que no sucede en la realidad.
Contesta al apartado (b)
Decir que los yoduros son más reductores que los
cloruros equivale a decir que el cloro es más oxidante
que el yodo, lo que se muestra en la siguiente reacción:
2 NaI ( aq )  Cl 2 ( g )  2 NaCl ( aq )  I 2 ( s )
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15
Tenemos una disolución que contiene nitrato de cinc y nitrato de plomo (II)).
(a) ¿Qué procedimiento se puede utilizar para separar únicamente el plomo metálico.
(b) Si a la disolución original se le añade un trozo de cinc, ¿qué sucedería?
Contesta al apartado (a)
Contesta al apartado (b)
Una disolución de nitrato de cinc y de nitrato de plomo
(II) contiene iones Zn2+ y Pb2+. Para precipitar un metal
de una disolución de un compuesto de dicho metal hay
que añadir un metal que lo reduzca, es decir, que sea
más reductor que el metal que se quiere obtener.
Cualquier metal que esté por encima del plomo
precipitará plomo de la disolución. Si sólo se quiere
precipitar el plomo y no el cinc hay que utilizar un metal
comprendido entre ambos en la tabla de reactividad. El
metal adecuado es el hierro.
Si se añadiese un trozo de cinc precipitaría únicamente el
plomo, pero como no se puede saber la cantidad de cinc
necesaria, el plomo quedaría mezclado con el exceso de
cinc y no estarían separados. O lo que es lo mismo, el
plomo estaría impurificado con cinc.
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16
Cuando se introduce un cuchillo en el agua procedente de las minas de Riotinto (donde se
obtienen minerales de cobre) éste queda recubierto por una capa rojiza de cobre metálico.
(a) ¿Qué ha sucedido?
(b) Escribe la ecuación química correspondiente.
Contesta al apartado (a)
El cobre precipita de la disolución de sales de cobre
que contiene el agua de las minas. Para que esto
suceda, el metal del que está constituido
fundamentalmente el cuchillo, que es el hierro, ha
reducido al ion Cu2+ a cobre metálico.
La ecuación iónica que ha tenido lugar es:
Contesta al apartado (b)
Cu
2
( aq )  Fe ( s )  Cu ( s )  Fe
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2
( aq )
17
(a) ¿Puede utilizarse una cuchara de cinc para agitar una disolución de Pb(NO3)2?
(b) ¿Podría utilizarse una cuchara de plata?
Contesta al apartado (a)
Contesta al apartado (b)
No puede utilizarse puesto que el cinc reduciría al
plomo según la reacción:
2
2
Pb ( aq )  Zn ( s )  Pb ( s )  Zn ( aq )
Si podría utilizarse una cuchara de plata puesto que
la plata es menos reductora que el plomo, por lo
que la disolución de nitrato de plomo (II) no se
modificaría.
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18
Se introduce un trozo de metal desconocido en una disolución de CuSO4 y el color de la
disolución se mantiene sin modificación. ¿De qué metal puede tratarse?
Escribe tu respuesta y haz
clic para comprobarla.
Que el color de la disolución no varíe significa que
la concentración del ion Cu2+, que es el responsable
de la tonalidad azul, permanece constante.
Cualquier metal que sea menos reductor que el
cobre cumpliría la condición del ejercicio, es decir,
cualquier metal que esté por debajo del cobre en la
tabla de reactividad. En nuestra tabla encontramos
la plata y el oro.
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19
Clasifica las siguientes sustancias y disoluciones acuosas en conductoras de la
electricidad y aislantes o dieléctricos:
SUSTANCIAS
AISLANTES
Cobre
Hierro
Grafito
Plástico
Agua
Disolución de azúcar
CONDUCTORAS
Vidrio
Etanol
Mercurio
Cloruro de sodio sólido
Cloruro de sodio fundido
Disolución de cloruro de sodio
Disolución de ácido sulfúrico
Cristales de CuSO4
Disolución de CuSO4
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20
Indica cuáles de las siguientes sustancias son electrólitos.
SUSTANCIAS
Cobre
Hierro
Plástico
Grafito
Vidrio
Etanol
Mercurio
NaCl
Azúcar
Ácido sulfúrico
CuSO4
ELECTRÓLITOS
Agua
H2
CH4
HCl
O2
K2 O
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21
(a) ¿Por qué el agua del grifo es conductora de la electricidad?
(b) ¿Por qué no es conductora una disolución de azúcar?
Contesta al apartado (a)
El agua del grifo es conductora porque contiene
sales disueltas, en mayor o menor proporción.
Concretamente existen ciudades en España, tales
como Zaragoza, Sabadell o Tarragona que tienen
un elevado contenido en sales disueltas.
Contesta al apartado (b)
Una disolución de azúcar no es conductora porque
el azúcar no es un electrólito, es decir, no
proporciona iones al disolverse en agua; las
partículas de azúcar dispersas en el agua son
moléculas neutras
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Recuerda que el
agua pura no es
buena conductora
22
Haz un esquema del montaje que utilizarías para electrolizar un electrólito fundido o
disuelto. Indica el nombre de cada parte del montaje y haz una descripción corta de
cada parte.
Dibuja el esquema
Describe cada parte
Batería: es una fuente de corriente continua;
puede ser una pila, pilas en serie o una fuente de
alimentación.
Electrólito: es una sal fundida o una disolución en
agua de un ácido, un hidróxido o una sal.
Electrodos: son barras conductoras inertes
sumergidas en el electrólito. El ánodo es el
electrodo conectado al borne positivo de la pila, y el
cátodo es el electrodo conectado al borne negativo
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23
¿Qué productos esperas obtener en el ánodo y en el cátodo con cada una de las siguientes electrólisis:
(a) Bromuro de sodio fundido
(b) Cloruro de calcio fundido
(c) Yoduro de plomo (II) fundido
Contesta al apartado (a)
Se obtienen sodio y bromo mediante las siguientes
reacciones en los electrodos:
Ánodo: 2 Br-  Br2(l) + 2 eCátodo: Na+ + 1 e-  Na(s)
Contesta al apartado (b)
Se obtienen calcio y cloro mediante las siguientes
reacciones en los electrodos:
Ánodo: 2 Cl-  Cl2(g) + 2 eCátodo: Ca2+ + 2 e-  Ca(s)
Contesta al apartado (c)
Se obtienen plomo e yodo mediante las siguientes
reacciones en los electrodos:
Ánodo: 2 I-  I2(s) + 2 eCátodo: Pb2+ + 2 e-  Pb(s)
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24
(a)¿Qué esperas que se obtenga en el cátodo si se electroliza una disolución de nitrato de
plata?
(b) ¿Qué se obtendría en el cátodo si la disolución fuese de nitrato de magnesio?
Contesta al apartado (a)
Contesta al apartado (b)
En el cátodo se produce una reducción de los iones
positivos, que para el nitrato de plata es el ion Ag+.
Por lo tanto se obtiene plata según la reacción:
Ag+ + 1 e-  Ag(s)
Los dos iones que se pueden reducir son el ion
Mg2+ que procede de la sal y el ion H+ que procede
del agua. Se descarga este último ya que el
magnesio es muy reactivo (muy reductor), por lo
que no tiene tendencia a reducirse sino a
permanecer en el estado oxidado. La reacción que
se verifica es:
2 H+ + 2 e-  H2 (g)
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25
Escribe el nombre del producto que esperas obtener en el ánodo y en el cátodo de las electrólisis de cada
una de las siguientes sustancias
• Cloruro de potasio fundido
• Disolución de cloruro de potasio
• Disolución de sulfato de sodio
• Ácido clorhídrico diluido
• Disolución de nitrato de cobre (II)
Completa la siguiente tabla en tu cuaderno.
Electrólito
Ánodo
Cátodo
KCl (fundido)
Cloro
Potasio
KCl (aq)
Cloro
Hidrógeno
Na2SO4 (aq)
HCl (aq)
Cu(NO3)2 (aq)
Oxígeno
Hidrógeno
Cloro
Hidrógeno
Oxígeno
Cobre
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La tabla siguiente indica los resultados de intentar electrolizar diferentes sustancias. Indica
cuál de estas sustancias podría ser cada una de las de la tabla: agua pura, disolución de
cloruro de sodio, cobre, vidrio, cristales de sulfato de cobre (II), ácido clorhídrico, una barra
de grafito.
Productos
Sustancia
¿Conduce?
En el ánodo
En el cátodo
A
No
-
-
B
Si
Ninguno
Ninguno
C
Si
Cloro
Hidrógeno
D
Si
Oxígeno
Cobre
Resuelve el ejercicio y contesta conjuntamente.
Sustancia
Sustancia
Sustancia
Sustancia
A: como no es conductora puede ser agua pura, vidrio, cristales de CuSO4
B: dado que conduce pero no se descompone puede ser cobre o grafito
C: produce por electrólisis cloro e hidrógeno, puede ser HCl(aq) o NaCl (aq)
D: debe ser una disolución de CuSO4
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(a) ¿Cómo cubrirías de plata un cubierto (cuchara, tenedor o cuchillo) de níquel?
(b) ¿Cómo cubrirías de oro un objeto de plata?
Contesta al apartado (a)
Se utilizaría una disolución de nitrato de plata, un
ánodo de plata pura, y como cátodo el cubierto a
platear. Se producen las siguientes reacciones:
Ánodo: Ag(s)  Ag+(aq) + 1 eCátodo: Ag+ + 1 e-  Ag (s)
El montaje se muestra en la figura adjunta
Contesta al apartado (b)
Se utilizaría un montaje como el del apartado
anterior, con una sal de oro como electrólito, un
ánodo de oro puro y como cátodo el objeto de plata
que se quiere dorar.
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28
Cuando se quiere obtener sodio se realiza una electrólisis de cloro de sodio fundido, obteniéndose
además gas cloro. Sin embargo, si lo único que se pretende es obtener cloro se utiliza la electrólisis del
cloruro de sodio disuelto en agua.
(a) Indica por qué se utiliza ese procedimiento.
(b) ¿Qué otro producto se obtiene además del cloro?
Contesta al apartado (a)
Si la pretensión es obtener cloro, al utilizar una
disolución de cloruro de sodio se evita el consumo
de energía necesario para fundir la sal, con lo cual
el proceso resulta más barato. El cloro se
desprende en el ánodo por la reacción:
2 Cl-(aq)  Cl2(g)
Contesta al apartado (b)
Se obtiene hidrógeno en lugar de sodio por ser éste
mucho más reactivo, según la reacción en el
cátodo: 2 H+(aq)  H2(g)
Los iones H+ provienen del agua.
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El aluminio puede obtenerse por reducción de la bauxita mediante un metal más reductor que el aluminio.
Sin embargo, no se utiliza ese procedimiento en la práctica.
(a) Explica la razón del párrafo anterior.
(b) Busca información sobre el procedimiento que se utiliza para obtener aluminio en la práctica.
Contesta al apartado (a)
El aluminio podría obtenerse por reducción con sodio del
óxido de aluminio: Al2O3(s) + 6 Na(s)  2 Al(s) + 3 Na2O(s).
Sin embargo, como el sodio es caro el proceso no es rentable.
Contesta al apartado (b)
El aluminio se obtiene por electrólisis de una mezcla fundida
de Al2O3 y criolita, que es también un compuesto de aluminio,
como muestra la figura siguiente.
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(a) Las pilas de cinc-carbono se agujerean cuando se gastan. ¿A qué es debido?
(b) ¿Qué problemas puede comportar esta perforación?
(c) ¿Cómo se pueden evitar los problemas anteriores?
Contesta al apartado (a)
En este tipo de pilas la envoltura exterior es el propio
electrodo de cinc, que se consume cuando la pila se gasta.
Aunque el consumo no sea total pueden producirse agujeros.
Contesta al apartado (b)
La masa pastosa que constituye el electrólito es corrosiva, y
puede escaparse por los agujeros y dañar el aparato que usa
la pila para su funcionamiento.
Contesta al apartado (c)
Los daños pueden evitarse impidiendo la salida del electrólito,
lo que se consigue mediante una envoltura impermeable
alrededor del electrodo de cinc. Este es el tipo de pilas
conocidas como “blindadas”.
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31
Se suele decir que una pila alcalina tiene una vida tres veces mayor que una pila corriente.
¿Cómo puede comprobarse esta afirmación?
Haz clic cuando tengas la respuesta
La afirmación puede comprobarse midiendo el tiempo que
dura cada pila en el mismo aparato. Por ejemplo, si se
necesita una pila para hacer funcionar un aparato de radio, se
coloca la pila corriente, se pone la radio en funcionamiento, y
se mide el tiempo que el aparato funciona adecuadamente
con esa pila. Se repite la prueba con la pila alcalina. Si el
tiempo de funcionamiento correcto de la radio con la segunda
pila es aproximadamente el triple que el de la primera, la
afirmación sería correcta.
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(a) ¿Por qué no deben tirarse a la basura las pilas de mercurio?
(b) ¿Por qué no debe tirarse a la basura ninguna pila?
Contesta al apartado (a)
El mercurio es un contaminante muy peligroso, por lo que las
pilas de mercurio deben depositarse en los contenedores de
reciclado previstos al respecto.
Contesta al apartado (b)
La masa pastosa que constituye el electrólito es corrosiva, y
por tanto también contaminante, aunque menos que en el
caso del mercurio. Todas las pilas deben depositarse en los
contenedores adecuados.
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