Actividad competencial · Redox, estequiometría, equilibrio de solubilidad y formulación inorgánica — QUIMICA PEvAU Andaluc%2525C3%2525ADa 2026

Redox, estequiometría, equilibrio de solubilidad y formulación inorgánica

Competencial

2026 · Ordinaria · Titular

ARSÉNICO O EL LUJO DE BEBER UN VASO DE AGUA POTABLE

El arsénico se conoce desde tiempos remotos y ha tenido múltiples usos en diversas áreas, desde la medicina hasta la industria. Se trata de un elemento esencial para la vida y, sin embargo, se da la gran paradoja de que también es muy tóxico. Una exposición continuada a este elemento causa lesiones en la piel, neuropatías y aumenta significativamente el riesgo de padecer cáncer. A esto hay que añadir que es el contaminante natural más abundante de las aguas subterráneas, lo que constituye un motivo de gran preocupación a nivel mundial. Para proteger la salud humana, el nivel máximo permitido de arsénico en agua potable establecido por la Organización Mundial de la Salud (OMS) es de 0,01 $\text{mg} \cdot \text{L}^{-1}$ Hasta la fecha, se han desarrollado diversas técnicas para la eliminación de este contaminante del agua potable. Una de las más habituales conlleva la oxidación de $\ce{H3AsO3}$ (forma predominante en ambientes donde no hay oxígeno) a $\ce{H3AsO4}$ y posterior precipitación en forma de un compuesto altamente insoluble. Se sabe que con oxígeno la reacción de oxidación ocurre muy lentamente, alcanzando un rendimiento del 57% al cabo de 5 días, lo que obliga a usar otros agentes oxidantes mucho más rápidos, tales como $\ce{Cl2}$ , peróxido de hidrógeno, $\ce{HClO}$ o permanganato de potasio. Para eliminar el arsénico del agua y hacerla apta para el consumo humano, es habitual añadir $\ce{FeCl3}$ que genera hidróxido de hierro(III). Este reacciona con el ácido arsénico formando $\ce{FeAsO4}$ , compuesto muy poco soluble ( $K_S= 6,3\cdot 10^{-21}$ ).

a) Escriba y ajuste la reacción de oxidación del

\ce{H3AsO3}

\ce{H3AsO4}

con

\ce{O2}

en medio ácido empleando el método del ion-electrón.b) Sabiendo que el aire contiene un 21% en volumen de

\ce{O2}

, ¿qué volumen de aire, medido a 273 K y 1 atm, se debe burbujear por mol de

\ce{H3AsO3}

en un agua natural contaminada? ¿Qué volumen del oxígeno quedaría sin reaccionar al cabo de 5 días?c) Demuestre que, tras precipitar

\ce{FeAsO4}

, el agua tratada cumple las recomendaciones de la OMS.d) Nombre o formule según corresponda las sustancias que aparecen en negrita en el texto.

Masa atómica relativa: $\ce{As}= 75$

RedoxEstequiometría de gasesEquilibrio de solubilidad+1

a) Ajuste de la reacción de oxidación de

\ce{H3AsO3}

\ce{H3AsO4}

con

\ce{O2}

en medio ácido:

Semirreacción de oxidación (As pasa de +3 a +5):

\ce{H3AsO3 + H2O -> H3AsO4 + 2H+ + 2e-}

Semirreacción de reducción ( $\ce{O2}$ se reduce a $\ce{H2O}$ ):

\ce{O2 + 4H+ + 4e- -> 2H2O}

Se multiplica la semirreacción de oxidación por 2 para igualar los electrones:

\ce{2H3AsO3 + 2H2O -> 2H3AsO4 + 4H+ + 4e-}

Ecuación global ajustada:

\ce{2H3AsO3 + O2 -> 2H3AsO4}

b) Volumen de aire necesario y volumen de

\ce{O2}

sin reaccionar al cabo de 5 días:

Según la estequiometría de la reacción ajustada, 2 mol de $\ce{H3AsO3}$ reaccionan con 1 mol de $\ce{O2}$ , por lo que 1 mol de $\ce{H3AsO3}$ requiere 0,5 mol de $\ce{O2}$ .Volumen molar a 273 K y 1 atm (condiciones normales, CN):

V = nRT/P = 0{,}5 \times 0{,}082 \times 273 / 1 = 11{,}2 \text{ L de } \ce{O2}

El aire contiene un 21% en volumen de $\ce{O2}$ , por lo que el volumen de aire necesario es:

V_{\text{aire}} = \frac{11{,}2}{0{,}21} = 53{,}3 \text{ L de aire}

Al cabo de 5 días el rendimiento es del 57%, es decir, solo reacciona el 57% del $\ce{H3AsO3}$ . Por tanto, solo se consume el 57% del $\ce{O2}$ estequiométrico:

V_{\ce{O2}\text{ reaccionado}} = 11{,}2 \times 0{,}57 = 6{,}38 \text{ L}

V_{\ce{O2}\text{ sin reaccionar}} = 11{,}2 - 6{,}38 = 4{,}82 \text{ L}

c) Demostración de que el agua tratada cumple las recomendaciones de la OMS tras precipitar

\ce{FeAsO4}

La solubilidad de $\ce{FeAsO4}$ viene dada por el producto de solubilidad $K_S = [\ce{Fe^3+}][\ce{AsO4^3-}] = 6{,}3 \cdot 10^{-21}$ . En la disolución saturada, $[\ce{Fe^3+}] = [\ce{AsO4^3-}] = s$ , luego:

s^2 = 6{,}3 \cdot 10^{-21} \Rightarrow s = \sqrt{6{,}3 \cdot 10^{-21}} = 7{,}94 \cdot 10^{-11} \text{ mol/L}

Esta concentración corresponde a la concentración máxima de $\ce{AsO4^3-}$ en el agua, que equivale a la de As disuelto. Convirtiendo a $\text{mg} \cdot \text{L}^{-1}$ (masa atómica de As = 75 g/mol):

m_{\text{As}} = 7{,}94 \cdot 10^{-11} \text{ mol/L} \times 75 \text{ g/mol} = 5{,}95 \cdot 10^{-9} \text{ g/L} = 5{,}95 \cdot 10^{-6} \text{ mg/L}

Como $5{,}95 \cdot 10^{-6}\text{ mg/L} \ll 0{,}01\text{ mg/L}$ , el agua tratada cumple ampliamente las recomendaciones de la OMS.

d) Nombre o fórmula de las sustancias en negrita:Peróxido de hidrógeno:

\ce{H2O2}

Permanganato de potasio:

\ce{KMnO4}

Hidróxido de hierro(III):

\ce{Fe(OH)3}