Otras carreras Equilibrios Redox

[pilimafiqui]

Al fundir 0,2 g. de un mineral de cromita con peróxido sódico, se oxida todo el cromo presente a dicromato. Por adición de 50 ml. de sulfato el dicromato se reduce en solución ácida a Cr(III). El exceso de iones ferrosos se valora con 7,59 ml. de dicromato potásico 0,02M Cada 50ml. de disolución ferrosa equivalen a 47,09 ml. de disolución valorada de dicromato potásico. Calcula el porcentaje de cromo en la muestra.
Pat(Cr)=51,99 g/at-g.
Sol: 41,07% Cr ión dicromato + Fe +2 = Cr+3 +Fe+3

Le llevo dado muchas vueltas pero no llego al resultado. Gracias

[H2SO4]

Re: Equilibrios Redox

El FeCr2O4 reacciona con el Na2O2 y forma Na2Cr2O7. No hace falta ajustar la reacción para darse cuenta de que 1 mol de FeCr2O4 tiene que formar 1 mol de Na2Cr2O7, ya que los Cr no forman ningún otro compuesto.

El dicromato formado se hace reaccionar con sulfato ferroso en exceso. Una parte del sulfato ferroso reacciona con todo el dicromato formado, y el resto (el exceso de sulfato ferroso) se valora con dicromato 0,02 M.

Como nos dicen que 50 mL de sulfato ferroso equivalen (reaccionan exactamente) a 47,09 mL de este dicromato 0,02 M, podemos calcular el número de moles que hay en los 50 mL de disolución de ese sulfato ferroso. Ahora sí que necesitamos ajustar esta reacción:

$6 Fe^{2+} + Cr_2O_7^{2-} + 14 H^+ \to 6 Fe^{3+} + 2 Cr^{3+} + 7 H_2O$

El número de moles de dicromato es $47,09\cdot 0,02 = 9,42 \cdot 10^{-4}$ mol dicromato, luego los de hierro (II) serán $6\cdot 9,42\cdot 10^{-4} = 5,65\cdot 10^{-3}$ mol $Fe^{2+}$ en los 50 mL.

La molaridad del Fe (II) es entonces $\dst\frac{5,65\cdot 10^{-3}}{50\cdot 10^{-3}} = 1,13\cdot 10^{-1}$ mol/L

Para calcular ahora el exceso de Fe(II) sabemos que consumió 7,59 mL de dicromato 0,02 M, así que

$7,59\cdot 10^{-3}\cdot 0,02 = 1,54\cdot 10^{-4}$ mol de dicromato 0,02 M que reaccionó con el exceso de Fe(II). La cantidad de este Fe(II) en exceso es entonces

$6 \cdot 1,54\cdot 10^{-4} = 9,24\cdot 10^{-4}$ mol Fe(II) en exceso.

Por tanto, los moles de Fe(II) que reaccionaron con el dicromato de la muestra son

$5,65\cdot 10^{-3} - 9,24\cdot 10^{-4}= 4,73 \cdot 10^{-3}$ mol

que corresponden a

$\dst\frac {4,73 \cdot 10^{-3}}{6} = 7,88\cdot 10^{-4}$ mol de dicromato en la muestra. Y este dicromato proviene del mismo número de moles de cromita pura:$7,88\cdot 10^{-4}$ mol de $FeCr_2O_4$, que tienen una masa de

$7,88\cdot 10^{-4} mol \cdot 223,83 g/mol = 0,176$ g

La masa de Cr que hay en esos gramos de cromita es

$0,176\cdot\dst\frac{51,99\cdot 2}{223,83} = 8,18 \cdot 10^{-2}$ g de Cr

El porcentaje de Cr en la cromita es entonces

$\dst\frac{8,18\cdot 10^{-2}}{0,2 }\cdot 100 = 40,9$%

Saludos

- - - Actualizado - - -

...Por adición de 50 ml. de sulfato

He supuesto sulfato ferroso, que es lo que tiene sentido.

Saludos

[pilimafiqui]

Re: Equilibrios Redox

Gracias. Me habia confundido al final en los g. de la muestra que habia cogido mal el dato ya puse 0,8 en vez de 0,2
El planteamiento lo hicimos practicamente igual pero yo cuando tengo mos moles de dicromato (7,88.10^-4) y como no se el peso moleculasr de la cromita (no me dan datos para calcular) lo hago directamente considerando que un mol del cromato equivale a 2.51,99 g. de cromo y asi ya obtengo 0,088 g. de Cr
Un saludo