S01.s1 - Ejercicios Redox PDF

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Separata para Micro Taller 01Unidad 01 - Sesión 01 – Estequiometria en Reacciones RedoxNota. - El docente podrá elegir uno o dos problemas para trabajar el Micro Taller 01 El cobre y el ácido nítrico reaccionan según la ecuación: Cu (s) + HNO 3 (ac)  Cu (NO 3 ) 2 (ac) + NO (g) + H 2 O (l) a) Indiqu...

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QUÍMICA INORGÁNICA Separata para Micro Taller 01 Unidad 01 - Sesión 01 – Estequiometria en Reacciones Redox Nota. - El docente podrá elegir uno o dos problemas para trabajar el Micro Taller 01

1. El cobre y el ácido nítrico reaccionan según la ecuación: Cu (s) + HNO3 (ac)  Cu (NO3)2 (ac) + NO (g) + H2O (l) a) Indique el reactivo reductor. ¿Qué especie oxida y cual se oxida? Cu 0+ H+1 N+5O-23 → Cu+2(N+5O-23)2 + N+2O-2 + H+12O Cu0 → Cu+2(N+5O-23)2 H+1N+5O-23 → N+2O-2 agente reductor: CuS agente de oxidación: HNO3 b) Si reaccionan 2 moles de agente oxidante, calcula la masa de agente reductor necesario. 3Cu + 8 HNO3 = 3Cu(NO3) + 2NO + 4H2O 3(63.5) ---- 8 mol X ----------- 2 mol 8x = 2 (190.5) X=47.6 gramos c) ¿Cuál es el volumen del monóxido de nitrógeno (NO) a condiciones normales que se desprende simultáneamente de la reacción anterior (b)? PV = RTN 1 x V = 0.082 x 273 x 1 V = 44.7 litros d) Si a partir de 32 moles de ácido nítrico se obtuvieron 6 moles de especie oxidada ¿Cuál fue el rendimiento de dicho proceso?

8 HNO3 = 3 Cu (NO3)2 + 2 NO + 4 H2O 8 (63) ----- 3 (187.5) 32 (63) ------- X

6(187.5)

Cu (NO3)2

1125

63.5 + (14 + 16 (3))2

X = 32 (63) x 3 (187.5) / 8 (63)

187.5

% = 11257 x 100 /2250 % = 50 % e) Si dispongo del reductor al 80% de pureza, ¿qué cantidad de nitrato cúprico puedo preparar? Masas atómicas: N = 14, H = 1, O = 16, Cu = 63,5

8 HNO3 = 3Cu (NO3)2 2250 g

80 % = Mp x 100 / 2250 Mp = 1800

2. El yodo y el ácido nítrico reaccionan según la ecuación: I2(g) + HNO3 (ac)  HIO3 (ac) + NO2(g) + H2O(l) a) Balancea la ecuación química por el método redox. I2 + 4 HNO3 = HIO3 + NO2 + H2O I02 + 10 e ---- 2I +5 N+5 - 1 e ---- N +4

1 I02 + 10 e ---- 2I +5 10 N+5 - 10 e ---- N +4

I2 + 4 HNO3 = HIO3 + NO2 + H2O AR : I2 AO : HNO3 b) Indica el reactivo oxidante. ¿Qué especie reduce y cual se oxida? AO : HNO3

Especie reducida : NO2 Especie oxidada: HIO3

c) Si se cuenta con 100 g de I2 y 100 g de HNO3, ¿Cuántos moles de NO2 se desprenderá? I2 + 10 HNO3 = 2 HNO3 + 10 NO2 + 4 H2O

I2 = 100 / 254 = 0.39 R.E HNO3 = 100 / 630 = 0.15 RL

10 HNO ---- 10NO2 10 X 63 ---------10 X 46 100 g ------ X X = 100 x 460 / 630 = 73.01

d) Si reaccionan los 50 g del agente reductor al 90% de en peso, calcula la cantidad de HIO 3 obtenida. 90 % Mp/ 50 I2 ----- 2HIO2

50 x0.9 = 45 g

I2 ---------- 2HIO3 42 g ----------- X 352 x 45 / 127 = 124.72g HIO3

e) Si la reacción tiene un rendimiento del 85% y se consumen 75 g del oxidante ¿Cuál es la masa de H2O que se forma? Masas atómicas: I = 127, N = 14, O = 16, H = 1

10 HNO3 ------ 4 H2O 75 g ---------- X

85% = masa real / 8.57 g Masa real = 7.2845

72 x75 / / 630 = 8.57 masa teórica

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3. A partir de 345 g de iodato potásico se obtienen, a 20 ⁰C y 740 mmHg de presión, 30 L de la especie oxidada. Para la siguiente reacción: KIO3  O2 + KI, Contesta: a) Balancea la ecuación por el método redox. I +5 + 6 e ----- I -1 O-23 ---------- O02 2 I +5 + O-23 ----- 2 I -1 + 3O02 2 KIO3 → 2 KI + 3 O2

b) ¿Cuál ha sido el rendimiento de la reacción? 2 KIO3 ------ 302 345 g ----- X

PV = RTN

428 x X = 96 x 345

740 x 30 = 62.4 x 293 x n

X = 77.38 g masa teórica

1.214 mol % = 38.848 / 77.38 x 100%

1.214 x 32 38.848 g masa real

50%

c) Conociendo que se trata de una reacción redox, indica el tipo de agente que sería el KIO 3. Masas atómicas: I = 127, K = 39, O = 16

4. Teniendo en cuenta la reacción: I2 (g) + 10 HNO3 (ac)  2 HIO3 (ac) + 10 NO2 (g) + 4 H2O (l),

I 2 ------------ 2I + 5 + 10 e x 1 N +5 + 1 e ----- N +4 x 10 1 I2 + 10 N + 10 e + 10 N 1 I2 + 10 HNO3 = 2 HIO3 + 10 NO2 +4 H2O

Indica en cada aseveración, si es verdadera (V) o falsa (F). Justifica tu respuesta a) En la reacción iónica planteada, el I2 pierde electrones experimentando un proceso de reducción. ( v ) b) El ácido nítrico es el que permite la oxidación, es decir, es el agente oxidante. ( f ) c)

En el HIO3, el yodo está actuando con carga +5, indicándome la ganancia de 5 electrones. ( f )

d) La ganancia de electrones en el nitrógeno del HNO3 indica que éste, es capaz de oxidar simultáneamente al I2, mientras él se reduce. ( v )

5. Balancea las siguientes ecuaciones por el método del cambio de estado de oxidación e indica lo siguiente: a) Número de electrones transferidos b) Especie que se oxida y se reduce. c) Agente oxidante y agente reductor. Reacciones Químicas: I. Zn + NaOH  Na2Zn O2 + H2 Zn0 - 2 e- → Zn2 (oxidación) 2 H+1 + 2 e- → 2 H0 (reducción) Número de electrones transferidos: 4 Especie que se oxida y se reduce: Zn se oxida y se reduce NaOH Agente oxidante: NaOH Agente reductor: Zn

II. Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + NO + H2O Cu0 - 2 e- → Cu-2 (oxidación) 2 N+5 + 2 e- → 2 N+4 (reducción) Número de electrones transferidos: 6 e Especie que se oxida y se reduce: Cu se oxida y HNO3 se reduce Agente oxidante: HNO3

Agente reductor: Cu

III. H2S + K2Cr2O7 + H2SO4  Cr2(SO4)3 + KHSO4 + S + H2O 3 S-2 - 6 e- → 3 S0 (oxidación) 2 Cr+4 + 6 e- → 2 Cr-3 (reducción) Número de electrones transferidos: 6 e Especie que se oxida y se reduce: H2O se oxida y K2Cr2O7 se reduce Agente oxidante: K2Cr2O7 Agente reductor: H2O

6. Si la pureza del KClO3 es del 60% y contamos con 1 kg de dicha sal. Menciona cuántos litros de O 2 a condiciones normales, con una pureza del 90% se obtendrá de dicha reacción: 2KClO3 + 2H2SO4  2KHSO4 + 2 O2 + Cl2O + H2O Además, indica la especie reductora y la especie oxidante. Masas atómicas: Cl = 35,5, K = 39, O = 16, H = 1, S = 32

2 KClO3 -----2O2 600 g ------- X 600 x 64 / 122.5 = 313.4 g

n = 282.06/32 n = 8.81

V = Vm x n V = 22.4 x 8.81 V = 197.344 L

0.9 x 313.4 = 2.82.06 g

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