T7: Equilibrios redox · Oxidación-reducción y estequiometría

Oxidación-reducción y estequiometría

Problema

2022 · Ordinaria · Reserva

Para la siguiente reacción: $\ce{KClO3 + FeCl2 + HCl -> FeCl3 + KCl + H2O}$

a) Ajuste las ecuaciones iónica y molecular por el método del ion-electrón.b) Calcule la concentración en gramos por litro de una disolución de

\ce{FeCl2}

, sabiendo que

50 \text{ mL}

de la misma han reaccionado con

15 \text{ mL}

de una disolución

0,25 \text{ M}

\ce{KClO3}

Datos: Masas atómicas relativas: $\ce{Fe} = 55,8$ ; $\ce{Cl} = 35,5$

RedoxMétodo ion-electrónEstequiometría

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

Identificamos las especies que experimentan cambios en su estado de oxidación: el hierro se oxida de $+2$ a $+3$ y el cloro en el clorato se reduce de $+5$ a $-1$ . Las semirreacciones en medio ácido son:

\begin{aligned} \text{Oxidación: } & 6 \times (\ce{Fe^{2+} -> Fe^{3+} + e^-}) \\ \text{Reducción: } & \ce{ClO3^- + 6 H^+ + 6 e^- -> Cl^- + 3 H2O} \end{aligned}

Al sumar ambas semirreacciones para igualar el intercambio de electrones, obtenemos la ecuación iónica ajustada:

\ce{6 Fe^{2+} + ClO3^- + 6 H^+} -> \ce{6 Fe^{3+} + Cl^- + 3 H2O}

Trasladamos los coeficientes obtenidos a la ecuación molecular, asignando los contraiones correspondientes ( $\ce{K^+}$ , $\ce{Cl^-}$ ):

\ce{6 FeCl2 + KClO3 + 6 HCl} -> \ce{6 FeCl3 + KCl + 3 H2O}

b) Calcule la concentración en gramos por litro de una disolución de

\ce{FeCl2}

, sabiendo que

50 \text{ mL}

de la misma han reaccionado con

15 \text{ mL}

de una disolución

0,25 \text{ M}

\ce{KClO3}

Primero determinamos los moles de clorato de potasio utilizados en la reacción:

n(\ce{KClO3}) = M \cdot V = 0,25 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1} \cdot 0,015 \text{ L} = 3,75 \cdot 10^{-3} \text{ mol}

A partir de la estequiometría de la reacción ajustada, observamos que $1 \text{ mol}$ de $\ce{KClO3}$ reacciona con $6 \text{ moles}$ de $\ce{FeCl2}$ :

n(\ce{FeCl2}) = 6 \cdot n(\ce{KClO3}) = 6 \cdot 3,75 \cdot 10^{-3} \text{ mol} = 0,0225 \text{ mol}

Calculamos la masa molar del $\ce{FeCl2}$ con los datos proporcionados:

M_m(\ce{FeCl2}) = 55,8 + 2 \cdot 35,5 = 126,8 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}

Determinamos la masa de soluto presente en la muestra:

m(\ce{FeCl2}) = n \cdot M_m = 0,0225 \text{ mol} \cdot 126,8 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1} = 2,853 \text{ g}

Finalmente, calculamos la concentración en $\text{g} \cdot \text{L}^{-1}$ dividiendo la masa entre el volumen de la disolución expresado en litros ( $0,050 \text{ L}$ ):

C = \frac{2,853 \text{ g}}{0,050 \text{ L}} = 57,06 \text{ g} \cdot \text{L}^{-1}