T7: Equilibrios redox · Ajuste redox y estequiometría

T7: Equilibrios redox

Ajuste redox y estequiometría

Problema

2022 · Ordinaria · Suplente

Teniendo en cuenta la siguiente reacción: $\ce{KClO3 + KOH + CoCl2 -> KCl + Co2O3 + H2O}$

a) Ajuste las ecuaciones iónica y molecular por el método del ion-electrón.b) Calcule razonadamente la masa de

\ce{KCl}

que se obtiene al hacer reaccionar

2 \text{ g}

\ce{KClO3}

con

5 \text{ g}

\ce{CoCl2}

y exceso de

\ce{KOH}

Datos: Masas atómicas relativas: $\ce{K}= 39,1; \ce{Cl}= 35,5; \ce{O}= 16; \ce{Co}= 58,9$

método del ion-electrónestequiometría

Ajuste de la reacción redox y cálculos estequiométricos

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

La reacción se produce en medio básico debido a la presencia de $\ce{KOH}$ . Identificamos que el cobalto se oxida de estado $+2$ en el $\ce{CoCl2}$ a $+3$ en el $\ce{Co2O3}$ , mientras que el cloro se reduce de $+5$ en el $\ce{KClO3}$ a $-1$ en el $\ce{KCl}$ .Semirreacción de oxidación:

3 \times (2 \ce{Co^2+} + 6 \ce{OH^-} \rightarrow \ce{Co2O3} + 3 \ce{H2O} + 2 e^-)

Semirreacción de reducción:

1 \times (\ce{ClO3^-} + 3 \ce{H2O} + 6 e^- \rightarrow \ce{Cl^-} + 6 \ce{OH^-})

Al sumar ambas ecuaciones y simplificar el número de electrones, las moléculas de agua y los iones hidroxilo, obtenemos la ecuación iónica ajustada:

6 \ce{Co^2+} + 12 \ce{OH^-} + \ce{ClO3^-} \rightarrow 3 \ce{Co2O3} + 6 \ce{H2O} + \ce{Cl^-}

Trasladamos estos coeficientes a la ecuación molecular, ajustando los contraiones ( $\ce{K^+}$ y $\ce{Cl^-}$ ):

6 \ce{CoCl2} + 12 \ce{KOH} + \ce{KClO3} \rightarrow 3 \ce{Co2O3} + 6 \ce{H2O} + 13 \ce{KCl}

b) Calcule razonadamente la masa de

\ce{KCl}

que se obtiene al hacer reaccionar

2 \text{ g}

\ce{KClO3}

con

5 \text{ g}

\ce{CoCl2}

y exceso de

\ce{KOH}

Primero determinamos las masas molares de los reactivos y del producto solicitado:

M(\ce{KClO3}) = 39,1 + 35,5 + 3(16) = 122,6 \text{ g/mol}

M(\ce{CoCl2}) = 58,9 + 2(35,5) = 129,9 \text{ g/mol}

M(\ce{KCl}) = 39,1 + 35,5 = 74,6 \text{ g/mol}

Calculamos los moles iniciales de cada reactivo:

n(\ce{KClO3}) = \frac{2 \text{ g}}{122,6 \text{ g/mol}} = 0,0163 \text{ mol}

n(\ce{CoCl2}) = \frac{5 \text{ g}}{129,9 \text{ g/mol}} = 0,0385 \text{ mol}

La estequiometría de la reacción indica que $1 \text{ mol}$ de $\ce{KClO3}$ requiere $6 \text{ mol}$ de $\ce{CoCl2}$ . Evaluamos la proporción real:

\frac{n(\ce{CoCl2})}{n(\ce{KClO3})} = \frac{0,0385}{0,0163} = 2,36

Dado que $2,36 < 6$ , el reactivo limitante es el $\ce{CoCl2}$ . Calculamos la masa de $\ce{KCl}$ producida a partir del limitante siguiendo la relación estequiométrica $6:13$ :

m(\ce{KCl}) = 0,0385 \text{ mol } \ce{CoCl2} \cdot \frac{13 \text{ mol } \ce{KCl}}{6 \text{ mol } \ce{CoCl2}} \cdot 74,6 \text{ g/mol}

m(\ce{KCl}) = 6,22 \text{ g}