Resolución de Problemas de Reaccións Redox e Electroquímica

Problema 1: Axuste e Cálculos de Reacción Redox (KClO₃ + SbCl₃)

1.1. Empregando o método do ión-electrón, axuste a ecuación química correspondente á seguinte reacción redox: KClO₃(s) + SbCl₃(s) + HCl(aq) → SbCl₅(s) + KCl(s) + H₂O(l)

1.2. Calcule os gramos de KClO₃ necesarios para obter 200 g de SbCl₅, se o rendemento da reacción é do 50%.

Resolución do Problema 1.1: Axuste da Ecuación Redox

Para axustar a ecuación polo método do ión-electrón, identificamos as semirreaccións de oxidación e redución:

• Semirreacción de oxidación: (Sb³⁺ → Sb⁵⁺ + 2e⁻) x 3
• Semirreacción de redución: (ClO₃⁻ + 6H⁺ + 6e⁻ → Cl⁻ + 3H₂O) x 1

Ecuación iónica neta:

3Sb³⁺ + ClO₃⁻ + 6H⁺ → 3Sb⁵⁺ + Cl⁻ + 3H₂O

Ecuación molecular axustada:

3SbCl₃ + KClO₃ + 6HCl → 3SbCl₅ + KCl + 3H₂O

Resolución do Problema 1.2: Cálculo de Gramos de KClO₃

Unha vez axustada a reacción e tendo en conta a súa estequiometría, procedemos ao cálculo:

200 g SbCl₅ × (1 mol SbCl₅ / 299,3 g SbCl₅) × (1 mol KClO₃ / 3 mol SbCl₅) × (122,6 g KClO₃ / 1 mol KClO₃) × (100 / 50) = 54,6 g KClO₃

Problema 2: Determinación da Molaridade de FeCl₂

2.1. 100 mL dunha disolución acuosa de cloruro de ferro(II) fanse reaccionar, en medio ácido, cunha disolución 0,35 M de K₂Cr₂O₇, sendo necesarios 64,4 mL desta última para completar a oxidación. Na reacción, o ferro(II) oxídase a ferro(III) e o ión Cr₂O₇²⁻ redúcese a cromo(III). Axuste a ecuación iónica da reacción polo método do ión-electrón.

2.2. Calcule a molaridade da disolución de cloruro de ferro(II).

Resolución do Problema 2.1: Axuste da Ecuación Iónica

Identificamos as semirreaccións de oxidación e redución:

• Semirreacción de oxidación: (Fe²⁺ → Fe³⁺ + 1e⁻) x 6
• Semirreacción de redución: (Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O) x 1

Ecuación iónica axustada:

6Fe²⁺ + Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ → 6Fe³⁺ + 2Cr³⁺ + 7H₂O

Resolución do Problema 2.2: Cálculo da Molaridade

Unha vez axustada a reacción e tendo en conta a súa estequiometría, procedemos ao cálculo da molaridade:

0,0644 L × (0,35 mol Cr₂O₇²⁻ / L) × (6 mol Fe²⁺ / 1 mol Cr₂O₇²⁻) = 0,135 mol Fe²⁺

Molaridade (M) = (moles de soluto / volume da disolución en L)

M = (0,135 mol / 0,100 L) = 1,35 M

Problema 3: Valoración de Fe²⁺ con Dicromato de Potasio

3.1. O ferro(II) pode ser oxidado por unha disolución ácida de dicromato de potasio de acordo coa seguinte ecuación iónica sen axustar: Cr₂O₇²⁻ + Fe²⁺ + H⁺ → Cr³⁺ + Fe³⁺ + H₂O. Axuste a reacción iónica que ten lugar polo método do ión-electrón.

3.2. Se se utilizan 26,0 mL dunha disolución de dicromato de potasio 0,0250 M para valorar 25,0 mL dunha disolución que contén Fe²⁺, cal é a concentración da disolución de Fe²⁺?

Resolución do Problema 3.1: Axuste da Reacción Iónica

Identificamos as semirreaccións de oxidación e redución:

• Semirreacción de oxidación: (Fe²⁺ → Fe³⁺ + 1e⁻) x 6
• Semirreacción de redución: (Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O) x 1

Ecuación iónica axustada:

6Fe²⁺ + Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ → 6Fe³⁺ + 2Cr³⁺ + 7H₂O

Resolución do Problema 3.2: Cálculo da Concentración de Fe²⁺

Unha vez axustada a reacción e tendo en conta a estequiometría, calculamos os moles de Fe²⁺:

0,026 L × (0,025 mol Cr₂O₇²⁻ / L) × (6 mol Fe²⁺ / 1 mol Cr₂O₇²⁻) = 3,9 × 10⁻³ mol Fe²⁺

Concentración [Fe²⁺] = (moles de Fe²⁺ / volume da disolución en L)

[Fe²⁺] = (3,9 × 10⁻³ mol / 0,025 L) = 0,156 M

Problema 4: Produción de Cloro Gasoso e Cálculo de Volume

4.1. O cloro gasoso obtense pola oxidación do HCl con HNO₃, producíndose ademais NO₂ e H₂O. Axuste a reacción molecular polo método do ión-electrón.

4.2. Calcule o volume de cloro obtido, a 25 °C e 1 atm (101,3 kPa), cando reaccionan 500 mL dunha disolución acuosa 2 M de HCl con HNO₃ en exceso, se o rendemento da reacción é do 80 %.

Datos: R = 0,082 atm·L·K⁻¹·mol⁻¹ ou R = 8,31 J·K⁻¹·mol⁻¹

Resolución do Problema 4.1: Axuste da Reacción Molecular

Identificamos as semirreaccións de oxidación e redución:

• Semirreacción de oxidación: 2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻
• Semirreacción de redución: (NO₃⁻ + 2H⁺ + 1e⁻ → NO₂ + H₂O) x 2

Ecuación iónica neta:

2Cl⁻ + 2NO₃⁻ + 4H⁺ → Cl₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Ecuación molecular axustada:

2HCl + 2HNO₃ → Cl₂ + 2NO₂ + 2H₂O

Resolución do Problema 4.2: Cálculo do Volume de Cloro

Unha vez axustada a reacción e tendo en conta a súa estequiometría e o rendemento, calculamos os moles de Cl₂:

0,5 L × (2 mol HCl / L) × (1 mol Cl₂ / 2 mol HCl) × (80 / 100) = 0,40 mol Cl₂

Aplicamos a ecuación dos gases ideais (PV = nRT) para calcular o volume:

V = (nRT) / P

V = (0,40 mol × 0,082 atm·L·K⁻¹·mol⁻¹ × (273 + 25) K) / 1 atm

V = 9,8 L

Problema 5: Pila Galvánica Fe/Ag

5.1. Cos seguintes datos Eº(Fe²⁺/Fe) = -0,44 V e Eº(Ag⁺/Ag) = +0,80 V, indique de forma razoada as reaccións que se producen nos eléctrodos, indicando o ánodo e o cátodo.

5.2. A reacción global e o potencial estándar da pila formada con estes eléctrodos.

Resolución do Problema 5.1: Reaccións nos Eléctrodos

Para que a reacción sexa espontánea nunha pila galvánica, o potencial estándar da pila (Eº_pila) debe ser positivo (Eº_pila > 0), o que implica que a enerxía libre de Gibbs (ΔGº) sexa negativa (ΔGº = -nFEº_pila < 0).

Isto significa que o elemento con menor potencial de redución estándar (Fe) oxidarase, e o elemento con maior potencial de redución estándar (Ag⁺) reducirase.

• Oxidación (Ánodo): Fe → Fe²⁺ + 2e⁻; Eº_oxidación = +0,44 V
• Redución (Cátodo): Ag⁺ + 1e⁻ → Ag; Eº_redución = +0,80 V

Resolución do Problema 5.2: Reacción Global e Potencial da Pila

Para obter a reacción global, multiplicamos a semirreacción de redución por 2 para igualar o número de electróns:

• Fe → Fe²⁺ + 2e⁻
• 2Ag⁺ + 2e⁻ → 2Ag

Reacción global:

Fe + 2Ag⁺ → Fe²⁺ + 2Ag

Potencial estándar da pila:

Eº_pila = Eº_oxidación + Eº_redución = +0,44 V + +0,80 V = +1,24 V

Problema 6: Reacción de Estaño con Ácido Nítrico

6.1. O estaño metálico reacciona co ácido nítrico concentrado e forma óxido de estaño(IV), dióxido de nitróxeno e auga. Axuste a reacción que ten lugar polo método do ión-electrón.

6.2. Calcule o volume dunha disolución de ácido nítrico do 16,0% en masa e densidade 1,09 g·mL⁻¹, que reaccionará con 2,00 g de estaño.

Resolución do Problema 6.1: Axuste da Reacción

Identificamos as semirreaccións de oxidación e redución:

• Semirreacción de redución: (NO₃⁻ + 2H⁺ + 1e⁻ → NO₂ + H₂O) x 4
• Semirreacción de oxidación: Sn + 2H₂O → SnO₂ + 4H⁺ + 4e⁻

Ecuación iónica neta:

4NO₃⁻ + 8H⁺ + Sn + 2H₂O → SnO₂ + 4H⁺ + 4NO₂ + 4H₂O

Simplificando os H⁺ e H₂O:

4NO₃⁻ + 4H⁺ + Sn → SnO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

Ecuación molecular axustada:

4HNO₃ + Sn → SnO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

Resolución do Problema 6.2: Cálculo do Volume de Ácido Nítrico

Segundo a estequiometría, 4 mol de HNO₃ oxidan 1 mol de Sn. Calculamos o volume de HNO₃ necesario:

V(mL) de HNO₃ = 2,00 g Sn × (1 mol Sn / 118,7 g Sn) × (4 mol HNO₃ / 1 mol Sn) × (63 g HNO₃ / 1 mol HNO₃) × (100 g disolución / 16,0 g HNO₃) × (1 mL disolución / 1,09 g disolución) = 24,3 mL