QuímicaMedio2 pts

Ajuste redox y estequiometría

Extremadura · 2021 · Junio
Enunciado
Dada la reacciónKBr+H2SO4⟶Br2+SO2+K2SO4+H2O\text{KBr} + \text{H}_2\text{SO}_4 \longrightarrow \text{Br}_2 + \text{SO}_2 + \text{K}_2\text{SO}_4 + \text{H}_2\text{O}a) (1 punto) Ajustar la reacción por el método del ion-electrón, indicando qué especie actúa como oxidante y cuál como reductor.

b) (1 punto) Si se desea obtener 500 mL de SO2\text{SO}_2 de concentración 0,50 M, ¿cuántos gramos de KBr se necesitarán?

Datos: Masas atómicas (u): Br = 79,9; K = 39,1
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Resultado
  2 KBr+2 H2SO4⟶Br2+SO2+K2SO4+2 H2O  \boxed{\;2\,\text{KBr} + 2\,\text{H}_2\text{SO}_4 \longrightarrow \text{Br}_2 + \text{SO}_2 + \text{K}_2\text{SO}_4 + 2\,\text{H}_2\text{O}\;}Oxidante: H2SO4\text{H}_2\text{SO}_4 (SO42−\text{SO}_4^{2-}); reductor: KBr\text{KBr} (Br−\text{Br}^-).  mKBr=59,5 g  \boxed{\;m_{\text{KBr}} = 59{,}5\ \text{g}\;}
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Estrategia

Se asignan números de oxidación para ver quién cambia: el bromo pasa de −1-1 a 00 (se oxida) y el azufre de +6+6 a +4+4 (se reduce). Se escriben las dos semirreacciones con las especies iónicas, se ajustan en medio ácido (el H2SO4\text{H}_2\text{SO}_4 aporta los H+\text{H}^+), se igualan los electrones y se pasa a la ecuación molecular. Con la ecuación ajustada, los moles de SO2\text{SO}_2 dan los de KBr por la relación estequiométrica.
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Desarrollo

a) Ajuste por el método del ion-electrón

Números de oxidación de los elementos que cambian:Br−−1⟶Br20S+6O42−⟶S+4O2\overset{-1}{\text{Br}^-} \longrightarrow \overset{0}{\text{Br}_2} \qquad\qquad \overset{+6}{\text{S}}\text{O}_4^{2-} \longrightarrow \overset{+4}{\text{S}}\text{O}_2Disociamos las sustancias iónicas: KBr→K++Br−\text{KBr} \to \text{K}^+ + \text{Br}^- y H2SO4→2 H++SO42−\text{H}_2\text{SO}_4 \to 2\,\text{H}^+ + \text{SO}_4^{2-}. El K+\text{K}^+ es un ion espectador.

Semirreacción de oxidación (el bromuro pierde electrones):2 Br−⟶Br2+2 e−2\,\text{Br}^- \longrightarrow \text{Br}_2 + 2\,e^-Semirreacción de reducción (el sulfato gana electrones; se ajustan los O con H2O\text{H}_2\text{O} y los H con H+\text{H}^+):SO42−+4 H++2 e−⟶SO2+2 H2O\text{SO}_4^{2-} + 4\,\text{H}^+ + 2\,e^- \longrightarrow \text{SO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}Las dos intercambian 2 electrones, así que se suman directamente:2 Br−+SO42−+4 H+⟶Br2+SO2+2 H2O2\,\text{Br}^- + \text{SO}_4^{2-} + 4\,\text{H}^+ \longrightarrow \text{Br}_2 + \text{SO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}Para la ecuación molecular, los 4 H+4\,\text{H}^+ y el SO42−\text{SO}_4^{2-} que se reduce salen de 2 H2SO42\,\text{H}_2\text{SO}_4; el segundo sulfato queda como K2SO4\text{K}_2\text{SO}_4 junto a los dos K+\text{K}^+ del KBr:2 KBr+2 H2SO4⟶Br2+SO2+K2SO4+2 H2O2\,\text{KBr} + 2\,\text{H}_2\text{SO}_4 \longrightarrow \text{Br}_2 + \text{SO}_2 + \text{K}_2\text{SO}_4 + 2\,\text{H}_2\text{O}Comprobación: K, 2 = 2; Br, 2 = 2; S, 2 = 1 + 1; O, 8 = 2 + 4 + 2; H, 4 = 4.
  • Oxidante: el H2SO4\text{H}_2\text{SO}_4 (el ion SO42−\text{SO}_4^{2-}), que se reduce a SO2\text{SO}_2.
  • Reductor: el KBr\text{KBr} (el ion Br−\text{Br}^-), que se oxida a Br2\text{Br}_2.
Simulación interactivaVisualiza este problema en una simulación (se abre en una nueva pestaña)
b) Masa de KBr necesaria

Moles de SO2\text{SO}_2 que se quieren obtener:nSO2=M⋅V=0,50 mol⋅L−1⋅0,500 L=0,25 moln_{\text{SO}_2} = M\cdot V = 0{,}50\ \text{mol}\cdot\text{L}^{-1} \cdot 0{,}500\ \text{L} = 0{,}25\ \text{mol}Según la ecuación ajustada, 2 mol KBr→1 mol SO22\ \text{mol KBr} \to 1\ \text{mol SO}_2:nKBr=0,25 mol SO2⋅2 mol KBr1 mol SO2=0,50 mol KBrn_{\text{KBr}} = 0{,}25\ \text{mol SO}_2 \cdot \frac{2\ \text{mol KBr}}{1\ \text{mol SO}_2} = 0{,}50\ \text{mol KBr}Masa molar del KBr: M=39,1+79,9=119,0 g⋅mol−1M = 39{,}1 + 79{,}9 = 119{,}0\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}.mKBr=0,50 mol⋅119,0 g⋅mol−1=59,5 gm_{\text{KBr}} = 0{,}50\ \text{mol} \cdot 119{,}0\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1} = 59{,}5\ \text{g}
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Consejo

Al pasar de la iónica a la molecular, no copies sin más el coeficiente del sulfato: uno se reduce a SO2\text{SO}_2 y el otro acaba en el K2SO4\text{K}_2\text{SO}_4. Por eso el H2SO4\text{H}_2\text{SO}_4 lleva un 2 aunque en la iónica solo aparezca un SO42−\text{SO}_4^{2-}. Cuenta siempre todos los átomos al final.

Recuerda que oxidante y reductor son los reactivos: el oxidante es el que se reduce (el sulfúrico) y el reductor el que se oxida (el bromuro).
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