Volumen y concentración de un oxidante para reacciones en medio ácido y básico (7785)

, por F_y_Q

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a) ¿Qué peso de \ce{KMnO4} ha de pesarse para preparar 500 mL de disolución 0.100 N para ser utilizada como oxidante en medio ácido?

b) ¿Qué volumen de esta disolución se necesitaría para oxidar, en medio ácido, el Fe contenido en 10.0 mL de una disolución del 0.50\% en \ce{Fe^2+}?

c) Si la citada disolución se utiliza como oxidante en medio alcalino, ¿qué normalidad tendría?

P.-S.

a) La reacción del permanganato en medio ácido es:

\ce{MnO4- + 8H+ + 5e- -> Mn^2+ + 4H2O}

Consideras un volumen de medio litro y una masa molecular del permanganato de potasio de 158 g/mol. Observa que cada mol de permanganato necesita de 5 moles de electrones para llevar a cabo la reducción:

0.5\ \cancel{L}\cdot \frac{0.1\ \cancel{eq}\ \ce{MnO4-}}{1\ \cancel{L}}\cdot \frac{1\ \cancel{\ce{mol}}}{5\ \cancel{eq}}\cdot \frac{158\ g}{1\ \cancel{mol}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 1.58\ \ce{g\ MnO4-}}}


b) La rección a tener en cuenta es:

\ce{MnO4- + 5Fe2+ + 8H+ -> Mn^2+ + 5Fe3+ + 4H2O}

Ahora cada mol de permanganato reacciona con 5 moles de hierro. Debes tener en cuenta los moles de hierros contenidos en la disolución que quieres oxidar. Si supones que la concentración es en masa por volumen:

10\ \cancel{mL}\cdot \frac{0.5\ \cancel{g}}{100\ \cancel{mL}}\cdot \frac{1\ \cancel{\ce{mol\ Fe^2+}}}{56\ g}\cdot \frac{1\ \cancel{\ce{mol\ MnO4-}}}{5\ \cancel{\ce{mol\ Fe^2+}}}\cdot \frac{10^3\ \text{mL\ D}}{0.1\ \cancel{\ce{mol\ MnO4-}}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf \ce{1.79\ mL\ D}}}}


c) En medio alcalino la reacción que se da es:

\ce{MnO4- + 2H2O + 3e- -> MnO2 + 4OH-}

La relación entre los electrones necesarios en medio alcalino y en medio ácido será la que nos permita calcular la normalidad de la disolución al usarla en medio básico:

0.1\ N\cdot \frac{3\ \cancel{e^-}}{5\ \cancel{e^-}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 0.06\ N}}}

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