EBAU Andalucía: química (junio 2021) pregunta C.4 (7268)

, por F_y_Q

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Una muestra de 3.25 g de nitrito de potasio impuro, disuelta en agua acidificada con ácido sulfúrico, se hace reaccionar con permanganato de potasio:

\ce{KNO2 + KMnO4 + H2SO4 -> KNO3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O}

a) Ajusta las ecuaciones iónica y molecular por el método del ion-electrón.

b) Calcula la riqueza en \ce{KNO2} de la muestra inicial si se han consumido 50 mL de \ce{KMnO4} 0.2 M.

Masas atómicas relativas: K = 39 ; O = 16 ; N = 14.

P.-S.

a) Para hacer el ajuste de la reacción debes escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción y para ello es necesario que identifiques qué especie se oxida (aumenta su número de oxidación) y cuál se reduce (disminuye su número de oxidación). El nitrógeno se oxida, pasando de \ce{N^{3+}} a \ce{N^{5+}}, mientras que el manganeso se reduce, pasando de \ce{Mn^{7+}} a \ce{Mn^{2+}}. Las semirreacciones son:

\left \ce{NO2^- -> NO3^-} \atop \ce{MnO4^- -> Mn^{2+}} \right \}

Ajuste la semirreacción de oxidación:

Para oxidarse, cada átomo de nitrógeno debe ceder 2 electrones al medio. También debes ajustar los átomos de oxígeno en la semirreacción. Como estás en medio ácido es necesario añadir moléculas de agua donde haya menos átomos de oxígeno y luego poner el exceso de hidrógenos en forma de protones en el lado opuesto:

\color[RGB]{2,112,20}{\textbf{\ce{NO2^- + H2O -> NO3^- + 2e^- + 2H^+}}}

Ajuste de la semirreacción de reducción:

La forma de proceder es análoga a la anterior pero ahora el manganeso debe aceptar electrones, con lo que los escribirás a la izquierda. No puedes olvidar ajustar también los átomos de oxígeno:

\color[RGB]{2,112,20}{\textbf{\ce{MnO4^- + 5e^- + 8H^+ -> Mn^{2+} + 4H2O}}}

El siguiente paso es MUY IMPORTANTE: tienes que igualar el número de electrones cedidos y aceptados en el proceso. Al ser números primos los que están en cada semirreacción lo más acertado es multiplicar la primera semirreacción por 5 y la segunda por 2:

\left \ce{5NO2^- + 5H2O -> 5NO3^- + \cancel{10e^-} + 10H^+} \atop \ce{2MnO4^- + \cancel{10e^-} + 16H^+ -> 2Mn^{2+} + 8H2O} \right \}

Sumando ambas semirreacciones, y simplificando los protones y el agua, tendrás la ecuación iónica:

\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{\ce{5NO2^- + 2MnO4^- + 6H^+ -> 5NO3^- + 2Mn^{2+} + 3H2O}}}}


Para obtener la ecuación molecular solo tienes que considerar los compuestos de partida y tener en cuenta que tienes que ajustar los átomos de potasio, que son espectadores en el proceso y por eso no aparecen en la ecuación iónica:

\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\textbf{\ce{5KNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 -> 5KNO3 + 2MnSO4 + 3H2O + K2SO4}}}}


b) Con el dato del volumen de \ce{KMnO4} consumido puedes calcular los moles que han reaccionado y siguiendo la estequiometría de la reacción puedes averiguar la masa de \ce{KNO2} que contiene la muestra. Lo puedes hacer todo en un paso si usas bien los factores de conversión:

50\ \cancel{mL\ D}\cdot \frac{0.2\ \cancel{mol\ \ce{KMnO4}}}{10^3\ \cancel{mL\ D}}\cdot \frac{5\ \cancel{mol}\ \ce{KNO2}}{2\ \cancel{mol\ \ce{KMnO4}}}\cdot \frac{85\ g}{1\ \cancel{mol}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{2.13\ \ce{g\ KNO2}}}

La riqueza de la muestra es:

r = \frac{2.13\ \cancel{g}}{3.25\ \cancel{g}}\cdot 100 = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 65.5\%}}

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