T7: Equilibrios redox · Reacciones de oxidación-reducción

T7: Equilibrios redox

Reacciones de oxidación-reducción

Problema

2022 · Ordinaria · Titular

El hierro reacciona con el ácido sulfúrico según la reacción:

\ce{Fe + H2SO4} -> \ce{Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O}

a) Ajuste las ecuaciones iónica y molecular por el método del ion-electrón.b) Si una muestra de 1,25 g de hierro impuro ha consumido 85 mL de disolución 0,5 M de

\ce{H2SO4}

, calcule su riqueza en hierro.

Dato: Masa atómica relativa: $Fe = 55,8$

RedoxEstequiometríaRiqueza

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

\ce{Fe} -> \ce{Fe^{3+} + 3e^{-}}

\ce{SO4^{2-} + 4H+ + 2e^{-}} -> \ce{SO2 + 2H2O}

Multiplicando la semirreacción de oxidación por 2 y la de reducción por 3 para igualar el número de electrones transferidos, se obtiene la ecuación iónica ajustada:

\ce{2Fe + 3SO4^{2-} + 12H+} -> \ce{2Fe^{3+} + 3SO2 + 6H2O}

Trasladando los coeficientes a la ecuación molecular, teniendo en cuenta que los $12\ce{H+}$ provienen de $6$ moléculas de $\ce{H2SO4}$ , las cuales aportan los aniones sulfato necesarios para formar el sulfato de hierro(III):

\ce{2Fe + 6H2SO4} -> \ce{Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O}

b) Si una muestra de 1,25 g de hierro impuro ha consumido 85 mL de disolución 0,5 M de

\ce{H2SO4}

, calcule su riqueza en hierro.

Se calculan primero los moles de $\ce{H2SO4}$ consumidos en la reacción a partir del volumen y la molaridad de la disolución:

n(\ce{H2SO4}) = M \cdot V = 0,5 \text{ mol} \cdot \text{L}^{-1} \cdot 0,085 \text{ L} = 0,0425 \text{ mol de } \ce{H2SO4}

A partir de la estequiometría de la reacción ajustada, se determinan los moles de $\ce{Fe}$ puros que han reaccionado (relación $2:6$ ):

n(\ce{Fe}) = 0,0425 \text{ mol } \ce{H2SO4} \cdot \frac{2 \text{ mol } \ce{Fe}}{6 \text{ mol } \ce{H2SO4}} = 0,01417 \text{ mol de } \ce{Fe}

Se calcula la masa de hierro puro utilizando su masa atómica ( $55,8 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1}$ ):

m(\ce{Fe})_{puro} = 0,01417 \text{ mol} \cdot 55,8 \text{ g} \cdot \text{mol}^{-1} = 0,7905 \text{ g de } \ce{Fe}

Finalmente, se calcula la riqueza o pureza de la muestra inicial de $1,25 \text{ g}$ :

\% \text{ Riqueza} = \frac{0,7905 \text{ g}}{1,25 \text{ g}} \cdot 100 = 63,24 \%