Ejercicios Resueltos de Química: Preparación de Disoluciones, Equilibrio Iónico y Reacciones Redox

OPCIÓN A

1. Preparación de una disolución de Ácido Sulfúrico (H₂SO₄)

Datos:

• Ácido Sulfúrico (H₂SO₄)
• Densidad (d): 1,84 g/mL
• Pureza: 96% en peso
• Volumen final deseado: 1 L
• Concentración deseada: 1 M

Cálculo: Determinar el volumen (mL) de H₂SO₄ concentrado necesario.

Procedimiento:

Se deben añadir 55,48 mL de H₂SO₄ concentrado en un matraz aforado. Posteriormente, se enrasa con agua destilada hasta la marca de 1 L, se cierra el matraz y se homogeniza la disolución mediante agitación.

2. Equilibrio Ácido-Base e Hidrólisis de Sales

a) Cálculo del pH de una disolución de Amoníaco (NH₃)

Datos:

• Concentración de NH₃: 0,34 g/L
• Constante de basicidad (K_b): 1,85 · 10⁻⁵

Paso 1: Cálculo de la concentración molar inicial de NH₃.

Paso 2: Establecimiento del equilibrio.

Reacción de equilibrio del amoníaco en agua:

$$NH_3 (aq) + H_2O (l) \rightleftharpoons NH_4^+ (aq) + OH^- (aq)$$

Tabla de Concentraciones (M):

Paso 3: Aplicación de la constante de basicidad (K_b).

$$K_b = \frac{[NH_4^+][OH^-]}{[NH_3]} = 1,85 \cdot 10^{-5}$$

Resolviendo la ecuación cuadrática (o usando la aproximación):

$$X^2 + 1,85 \cdot 10^{-5}X - 3,7 \cdot 10^{-7} = 0$$

Las soluciones son:

$$X_1 = 6,0 \cdot 10^{-4} \text{ M}$$

$$X_2 = -6,2 \cdot 10^{-4} \text{ M (Descartada)}$$

Por lo tanto, la concentración de iones hidroxilo es: $[OH^-] = 6,0 \cdot 10^{-4}$ M.

Paso 4: Cálculo del pOH y pH.

$$pOH = -log([OH^-]) = -log(6,0 \cdot 10^{-4})$$

$$pOH = 3,22$$

Utilizando la relación $pH + pOH = 14$:

$$pH = 14 - pOH = 14 - 3,22$$

El pH de la disolución es 10,78.

b) Predicción del pH de disoluciones salinas (Hidrólisis)

Acetato de potasio (CH₃COO⁻K⁺)

Proviene de: Ácido acético (Ácido débil) y Base fuerte (KOH).

El anión acetato se hidroliza, generando iones OH⁻.

Resultado: Exceso de OH⁻ → pH: Básico.

Cloruro de amonio (NH₄Cl)

Proviene de: Base débil (NH₃) y Ácido clorhídrico (Ácido fuerte).

El catión amonio se hidroliza, generando iones H₃O⁺.

Resultado: Exceso de H₃O⁺ → pH: Ácido.

Nitrato de sodio (NaNO₃)

Proviene de: Base fuerte (NaOH) y Ácido nítrico (Ácido fuerte).

Los iones Na⁺ y NO₃⁻ son conjugados de especies fuertes y no se hidrolizan significativamente.

Resultado: pH: Neutro.

3. Reacciones de Oxidación-Reducción (Redox) y Estabilidad

a) Estabilidad de una disolución de Cu²⁺ en un recipiente de Aluminio (Al)

Se evalúa la reacción espontánea entre el ion Cobre(II) y el Aluminio metálico.

Semirreacciones:

(3) Reducción: $$Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu^0$$

(2) Oxidación: $$Al^0 \rightarrow Al^{3+} + 3e^-$$

Cálculo del Potencial Estándar de la Celda (E⁰):

$$E^0_{celda} = E^0_{reducción} - E^0_{oxidación}$$

$$E^0_{celda} = 0,34 \text{ V} - (-1,67 \text{ V})$$

$$E^0_{celda} = 2,01 \text{ V}$$

Reacción Global Ajustada:

$$3Cu^{2+} + 6e^- \rightarrow 3Cu$$

$$2Al \rightarrow 2Al^{3+} + 6e^-$$

______________________________________

$$3Cu^{2+} + 2Al \rightarrow 2Al^{3+} + 3Cu^0$$

Conclusión sobre la estabilidad:

Dado que E⁰ > 0 (2,01 V), la reacción es espontánea (se va a dar).

No se puede guardar la disolución de Cu²⁺ en un recipiente de aluminio porque el aluminio del recipiente se consumirá (se oxidará) y la disolución no será estable.

b) Reacción Redox entre Níquel(II) y Cromo(0)

Reacción propuesta: $$Ni^{2+} + Cr^0 \rightarrow Ni^0 + Cr^{3+}$$

Cálculo del Potencial Estándar de la Celda (E⁰):

$$E^0_{celda} = E^0_{reducción} - E^0_{oxidación}$$

(3) Reducción: $$Ni^{2+} + 2e^- \rightarrow Ni^0$$

(2) Oxidación: $$Cr^0 \rightarrow Cr^{3+} + 3e^-$$

$$E^0_{celda} = (-0,25 \text{ V}) - (-0,74 \text{ V})$$

$$E^0_{celda} = 0,49 \text{ V}$$

Conclusión: Dado que E⁰ > 0 (0,49 V), la reacción es espontánea.

Reacción Global Ajustada:

$$3Ni^{2+} + 6e^- \rightarrow 3Ni^0$$

$$2Cr^0 \rightarrow 2Cr^{3+} + 6e^-$$

_______________________________

$$3Ni^{2+} + 2Cr^0 \rightarrow 3Ni + 2Cr^{3+}$$

Identificación de especies:

• Polo negativo (Ánodo): Cromo (Cr)
• Agente Reductor: Cromo (Cr)

4. Ajuste de Reacciones Redox y Ley de los Gases Ideales

a) Ajuste de la reacción: KBr + H₂SO₄ → Br₂ + SO₂ + K₂SO₄ + H₂O

Estados de Oxidación:

El Bromo se oxida (de -1 a 0). El Azufre se reduce (de +6 a +4).

Semirreacciones (Medio Ácido):

Oxidación: $$2Br^- \rightarrow Br_2^0 + 2e^-$$

Reducción: $$SO_4^{2-} + 4H^+ + 2e^- \rightarrow SO_2 + 2H_2O$$

_______________________________________

Reacción Iónica Neta: $$2Br^- + SO_4^{2-} + 4H^+ \rightarrow Br_2 + SO_2 + 2H_2O$$

Reacción Molecular Ajustada:

$$2KBr + 2H_2SO_4 \rightarrow Br_2 + SO_2 + K_2SO_4 + 2H_2O$$

b) Identificación de Agente Oxidante y Reductor

• Agente Oxidante (el que se reduce): H₂SO₄ (o el ion SO₄²⁻).
• Agente Reductor (el que se oxida): KBr (o el ion Br⁻).

c) Cálculo de moles de gas (SO₂)

Se utiliza la Ley de los Gases Ideales ($PV = nRT$).

Datos:

• Volumen (V): 100 L
• Temperatura (T): 15 ºC = 288 K
• Presión (P): 720 mmHg = 0,94 atm

Cálculo de Moles (n):

$$n = \frac{PV}{RT}$$

El número de moles de $SO_2$ es 3,98 mol.

5. Principios de Química Física y Propiedades de la Materia

a) Aplicación de la Ley de Le Chatelier

Corrección conceptual:

Según la Ley de Le Chatelier, si se aumenta la concentración de un reactivo, el equilibrio se desplaza hacia la formación de productos para consumir el exceso. Por lo tanto, aumentar la concentración de reactivos sí sería una medida adecuada para aumentar el rendimiento.

Si la medida propuesta fuera aumentar la concentración de productos, entonces no sería adecuada, ya que el equilibrio se desplazaría hacia la formación de reactivos, reduciendo el rendimiento neto.

b) Propiedades físicas de diversas sustancias

Se evalúan el punto de fusión (Pto. Fusión) respecto a 25 ºC y la solubilidad en agua.

• Diamante (C):
  • Punto de Fusión: > 25 ºC (Sólido covalente).
  • Soluble en agua: NO.
• Sulfuro de Hidrógeno (H₂S):
  • Punto de Fusión: < 25 ºC (Gas a temperatura ambiente).
  • Soluble en agua: NO (Poco soluble).
• Barra de Cobre (Cu):
  • Punto de Fusión: > 25 ºC (Metal).
  • Soluble en agua: NO.
• Cloruro de Potasio (KCl):
  • Punto de Fusión: > 25 ºC (Sólido iónico).
  • Soluble en agua: SÍ.
• Dióxido de Carbono (CO₂):
  • Punto de Fusión: < 25 ºC (Gas/Sublima a temperatura ambiente).
  • Soluble en agua: NO (Poco soluble).