T7: Equilibrios redox · Ajuste de reacciones redox y estequiometría

T7: Equilibrios redox

Ajuste de reacciones redox y estequiometría

Problema

2024 · Extraordinaria · Titular

El clorato de potasio reacciona con hidróxido de cromo(III) en medio básico:

\ce{KClO3 + Cr(OH)3 + KOH} -> \ce{KCl + K2CrO4}

a) Ajuste las ecuaciones iónica y molecular por el método del ion-electrón.b) ¿Cuántos gramos de

\ce{Cr(OH)3}

del 90% de riqueza se necesitan para reaccionar completamente con 50 mL de una disolución de

\ce{KClO3}

0,55 M?

Masas atómicas relativas: Cr= 52; O= 16; H= 1

redoxmétodo ion-electrónestequiometría

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

Semirreacción de oxidación (medio básico):

2 \cdot ( \ce{Cr(OH)3 + 5 OH- -> CrO4^{2-} + 4 H2O + 3 e-} )

Semirreacción de reducción (medio básico):

\ce{ClO3- + 3 H2O + 6 e-} -> \ce{Cl- + 6 OH-}

Ecuación iónica ajustada:

\ce{2 Cr(OH)3 + 4 OH- + ClO3-} -> \ce{2 CrO4^{2-} + 5 H2O + Cl-}

Ecuación molecular ajustada:

\ce{KClO3 + 2 Cr(OH)3 + 4 KOH} -> \ce{KCl + 2 K2CrO4 + 5 H2O}

b) ¿Cuántos gramos de

\ce{Cr(OH)3}

del 90% de riqueza se necesitan para reaccionar completamente con 50 mL de una disolución de

\ce{KClO3}

0,55 M?

Se determinan los moles de $\ce{KClO3}$ a partir del volumen y la molaridad de la disolución:

n(\ce{KClO3}) = 0,050 \text{ L} \cdot 0,55 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1} = 0,0275 \text{ mol}

Según la estequiometría de la reacción, 1 mol de $\ce{KClO3}$ reacciona con 2 moles de $\ce{Cr(OH)3}$ . Se calcula la cantidad necesaria de hidróxido de cromo(III):

n(\ce{Cr(OH)3}) = 0,0275 \text{ mol } \ce{KClO3} \cdot \frac{2 \text{ mol } \ce{Cr(OH)3}}{1 \text{ mol } \ce{KClO3}} = 0,055 \text{ mol}

Se calcula la masa molar del $\ce{Cr(OH)3}$ y la masa pura requerida:

M(\ce{Cr(OH)3}) = 52 + 3 \cdot (16 + 1) = 103 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}

m(\text{pura}) = 0,055 \text{ mol} \cdot 103 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1} = 5,665 \text{ g}

Considerando la riqueza del 90%, se calcula la masa de muestra comercial necesaria:

m_{\text{muestra}} = 5,665 \text{ g pura} \cdot \frac{100 \text{ g muestra}}{90 \text{ g pura}} = 6,294 \text{ g}