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T7: Equilibrios redox
Ajuste de reacciones redox y estequiometría
Problema
2021 · Ordinaria · Suplente
C4
Examen

Un método de obtención de dicloro se basa en la oxidación de ácido clorhídrico con ácido nítrico, produciéndose además dióxido de nitrógeno y agua.

HCl+HNOX3−>ClX2+NOX2+HX2O\ce{HCl + HNO3} -> \ce{Cl2 + NO2 + H2O}
a) Ajuste las ecuaciones iónica y molecular por el método del ion-electrón.b) Calcule el rendimiento de la reacción sabiendo que se han obtenido 9,78 L9,78 \text{ L} de ClX2\ce{Cl2}, medido a 25∘C25 ^\circ\text{C} y 1 atm1 \text{ atm} de presión, cuando han reaccionado 500 mL500 \text{ mL} de HCl\ce{HCl} 2 M2 \text{ M} con HNOX3\ce{HNO3} en exceso.

Dato: R=0,082 atm⋅L⋅K−1⋅mol−1R = 0,082 \text{ atm} \cdot \text{L} \cdot \text{K}^{-1} \cdot \text{mol}^{-1}

Equilibrio redoxEstequiometría
a) Ajuste las ecuaciones iónica y molecular por el método del ion-electrón.

Identificamos las especies que cambian su estado de oxidación: el ion cloruro se oxida a dicloro y el ion nitrato se reduce a dióxido de nitrógeno.

Semirreaccioˊn de oxidacioˊn: 2ClX−→ClX2+2e−Semirreaccioˊn de reduccioˊn: NOX3X−+2H++1e−→NOX2+HX2O\begin{aligned} & \text{Semirreacción de oxidación: } 2\ce{Cl-} \rightarrow \ce{Cl2} + 2e^- \\ & \text{Semirreacción de reducción: } \ce{NO3-} + 2\text{H}^+ + 1e^- \rightarrow \ce{NO2} + \ce{H2O} \end{aligned}

Para igualar el número de electrones intercambiados, multiplicamos la semirreacción de reducción por 2 y sumamos ambas ecuaciones para obtener la ecuación iónica ajustada:

2ClX−+2NOX3X−+4H+→ClX2+2NOX2+2HX2O2\ce{Cl-} + 2\ce{NO3-} + 4\text{H}^+ \rightarrow \ce{Cl2} + 2\ce{NO2} + 2\ce{H2O}

Trasladamos los coeficientes a la ecuación molecular, teniendo en cuenta que los protones proceden de ambos ácidos presentes:

2HCl+2HNOX3→ClX2+2NOX2+2HX2O2\ce{HCl} + 2\ce{HNO3} \rightarrow \ce{Cl2} + 2\ce{NO2} + 2\ce{H2O}
b) Calcule el rendimiento de la reacción sabiendo que se han obtenido 9,78 L9,78 \text{ L} de ClX2\ce{Cl2}, medido a 25∘C25 ^\circ\text{C} y 1 atm1 \text{ atm} de presión, cuando han reaccionado 500 mL500 \text{ mL} de HCl\ce{HCl} 2 M2 \text{ M} con HNOX3\ce{HNO3} en exceso.

Calculamos primero los moles de HCl\ce{HCl} que reaccionan a partir del volumen y la molaridad:

n(HCl)=V⋅M=0,5 L⋅2 mol⋅L−1=1,0 mol de HCln(\ce{HCl}) = V \cdot M = 0,5 \text{ L} \cdot 2 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1} = 1,0 \text{ mol de } \ce{HCl}

Según la estequiometría de la reacción ajustada, 2 moles2 \text{ moles} de HCl\ce{HCl} producen 1 mol1 \text{ mol} de ClX2\ce{Cl2}. Calculamos la cantidad teórica de ClX2\ce{Cl2}:

nteoˊrico(ClX2)=1,0 mol HCl⋅1 mol ClX22 mol HCl=0,5 mol de ClX2n_{\text{teórico}}(\ce{Cl2}) = 1,0 \text{ mol } \ce{HCl} \cdot \frac{1 \text{ mol } \ce{Cl2}}{2 \text{ mol } \ce{HCl}} = 0,5 \text{ mol de } \ce{Cl2}

Determinamos los moles reales de ClX2\ce{Cl2} obtenidos mediante la ecuación de los gases ideales (T=25+273=298 KT = 25 + 273 = 298 \text{ K}):

nreal(ClX2)=P⋅VR⋅T=1 atm⋅9,78 L0,082 atm⋅L⋅K−1⋅mol−1⋅298 K=0,4 mol de ClX2n_{\text{real}}(\ce{Cl2}) = \frac{P \cdot V}{R \cdot T} = \frac{1 \text{ atm} \cdot 9,78 \text{ L}}{0,082 \text{ atm} \cdot \text{L} \cdot \text{K}^{-1} \cdot \text{mol}^{-1} \cdot 298 \text{ K}} = 0,4 \text{ mol de } \ce{Cl2}

Finalmente, calculamos el rendimiento de la reacción como el cociente entre la cantidad real y la teórica:

Rendimiento (%)=nrealnteoˊrico⋅100=0,4 mol0,5 mol⋅100=80%\text{Rendimiento (\%)} = \frac{n_{\text{real}}}{n_{\text{teórico}}} \cdot 100 = \frac{0,4 \text{ mol}}{0,5 \text{ mol}} \cdot 100 = 80\%