Estequiometría Redox

1. Equilibra la reacción redox utilizando la ecuación del esqueleto que aparece a continuación:

$$FeBr_{3}+SnCl_{2}\rightarrow FeCl_{2}+SnBr_{4}$$

Solución:

Primero, escribimos cada especie en su forma iónica:

$$Fe^{3+}+Br^{-}+Sn^{2+}+Cl^{-}\rightarrow Fe^{2+}+Cl^{-}+Sn^{4+}+Br^{-}$$

Los iones que son iguales en ambos lados se denominan iones espectadores, ya que aparecen tanto como reactivo como producto, por lo que no influyen en la reacción redox. Por lo tanto, no los tenemos en cuenta:

$$Fe^{3+}+Sn^{2+}\rightarrow Fe^{2+}+Sn^{4+}$$

Ya tenemos la reacción en su forma iónica, así que empezamos por determinar el estado de oxidación de cada especie. Este paso es bastante sencillo: como todos nuestros elementos son iones, sus estados de oxidación son solo sus cargas.

Ahora tenemos que dividir esta reacción en sus semirreacciones. Empecemos por el Fe:

$$Fe^{3+}\rightarrow Fe^{2+}$$

Esta semirreacción es la semirreacción de reducción, puesto que el estado de oxidación del Fe se está reduciendo.

Hay que igualar las cargas, debido a que en los reactivos hay 3 cargas positivas y en los productos hay 2 cargas positivas. Sabemos que las especies que se reducen ganan un electrón, así que queremos equilibrar la carga añadiendo un electrón al lado izquierdo:

$$Fe^{3+} + e^{-}\rightarrow Fe^{2+}$$

Ahora nuestra semirreacción de oxidación es la siguiente:

$$Sn^{2+}\rightarrow Sn^{4+}$$

Hay que añadir cargas negativas a los productos para igualar cargas, y sabemos que las especies que se oxidan pierden un electrón, por lo que equilibramos añadiendo 2 electrones al lado derecho:

$$Sn^{2+}\rightarrow Sn^{4+}+e^{-}$$

Antes de combinar estas reacciones, tenemos que asegurarnos de que los electrones se cancelarán.

$$Fe^{3+} + e^{-}\rightarrow Fe^{2+}$$

$$Sn^{2+}\rightarrow Sn^{4+}+e^{-}$$

Vemos que el estaño pierde dos electrones y el hierro solo necesita un electrón para reducirse, pero no podemos tener electrones flotando por la disolución, por lo que tenemos que multiplicar la reacción de reducción por 2 para que nuestros electrones se cancelen.

Ahora podemos combinar nuestras reacciones para obtener la reacción final equilibrada:

$$2Fe^{3+}+2e^{-}+Sn^{2+}\rightarrow 2Fe^{2+}+Sn^{4+}+2e^{+}$$

$$2Fe^{3+}+Sn^{2+}\rightarrow 2Fe^{2+}+Sn^{4+}$$

Calcula los equivalentes de los dos compuestos en la reacción:

$$2Fe^{3+}+Sn^{2+}\rightarrow 2Fe^{2+}Sn^{4+}$$

Solución:

Como procedimos anteriormente con las semirreacciones, sabemos que:

$$Sn^{2+}\rightarrow Sn^{4+}+2e^{-}$$

Como un mol de Sn pierde 2 electrones, el equivalente de Sn = 1/2 mol de Sn (ya que medio mol reacciona con 1 mol de Fe):

$$Fe^{3+}+e^{-}\rightarrow Fe^{2+}$$

Como un mol de Fe gana un electrón, el equivalente de Fe = 1.

¿Cuál es la concentración de FeBr₃ en una muestra de 43,2 mL, cuando se necesitan 36,4 mL de una muestra de 0,2 M SnCl₂ para alcanzar el punto de equivalencia?

Solución:

En la pregunta anterior, ya calculamos la estequiometría y vimos que la estequiometría de Fe:Sn era 2:1.

Por tanto:

Primero tenemos que convertir de M a mol de SnCl₂:

$$0.2\frac{mol}{L}\cdot \frac{L}{1000mL}\cdot 36.4mL=0.00728\ moles\ de\ SnCl_{2}$$

Seguido, como ya tenemos el SnCl₂ en unidades molares, podemos utilizar la estequiometría para calcular los moles de FeBr₃:

$$0.00728\ moles\ de\ SnCl_{2}\cdot \frac{2\ moles\ de\ FeBr_{3}}{1\ mol\ de\ SnCl_{2}}=0.01456\ moles\ de\ FeBr_{3}$$

Por último, tenemos que convertir de mol a M:

$$\frac{0.01456\ moles}{43.2mL}\cdot \frac{1000mL}{1L}=0.337M$$