QuímicaMedioProblema · 2 pts

Ajuste redox y estequiometría

Andalucía · 2023 · Reserva 2

Enunciado

Bloque C · C4. El permanganato de potasio reacciona con peróxido de hidrógeno en disolución de ácido sulfúrico dando lugar a sulfato de manganeso(II), agua, oxígeno y sulfato de potasio:

\text{KMnO}_4 + \text{H}_2\text{O}_2 + \text{H}_2\text{SO}_4 \longrightarrow \text{MnSO}_4 + \text{H}_2\text{O} + \text{O}_2 + \text{K}_2\text{SO}_4

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

b) Si se consumen

20

mL de una disolución

0{,}2

M de

\text{KMnO}_4

para valorar

100

mL de

\text{H}_2\text{O}_2

, ¿cuál será la concentración del

\text{H}_2\text{O}_2

Comprobar el resultadocompara con lo que te ha salido

Resultado

\boxed{\;\textbf{a) } 2\,\text{MnO}_4^- + 6\,\text{H}^+ + 5\,\text{H}_2\text{O}_2 \longrightarrow 2\,\text{Mn}^{2+} + 8\,\text{H}_2\text{O} + 5\,\text{O}_2\;}

\boxed{\;2\,\text{KMnO}_4 + 5\,\text{H}_2\text{O}_2 + 3\,\text{H}_2\text{SO}_4 \longrightarrow 2\,\text{MnSO}_4 + \text{K}_2\text{SO}_4 + 8\,\text{H}_2\text{O} + 5\,\text{O}_2\;}

\boxed{\;\textbf{b) } [\text{H}_2\text{O}_2] = 0{,}1 \text{ mol}\cdot\text{L}^{-1}\;}

Ver la solución paso a pasoestrategia, desarrollo y consejo

Estrategia

En este proceso el peróxido de hidrógeno actúa como reductor, algo poco intuitivo: el oxígeno pasa de

-1

en el

\text{H}_2\text{O}_2

0

en el

\text{O}_2

, es decir, se oxida. Conviene calcular los estados de oxidación antes de empezar para no equivocarse de dirección.

Para el ajuste iónico en medio ácido, el orden de siempre: átomo principal $\to$ oxígenos con $\text{H}_2\text{O}$ $\to$ hidrógenos con $\text{H}^+$ $\to$ carga con electrones.

En b), una vez ajustada la reacción, la relación molar

5\!:\!2

entre peróxido y permanganato lo resuelve todo.

Desarrollo

a) Ajuste por el método del ion-electrón.

Estados de oxidación. El manganeso pasa de

+7

(en

\text{MnO}_4^-

) a

+2

(en

\text{MnSO}_4

): se reduce. El oxígeno pasa de

-1

(en

\text{H}_2\text{O}_2

) a

0

(en

\text{O}_2

): se oxida.

Semirreacción de reducción (medio ácido):

\text{MnO}_4^- + 8\,\text{H}^+ + 5e^- \longrightarrow \text{Mn}^{2+} + 4\,\text{H}_2\text{O}

Semirreacción de oxidación:

\text{H}_2\text{O}_2 \longrightarrow \text{O}_2 + 2\,\text{H}^+ + 2e^-

Igualamos electrones. El mínimo común múltiplo de 5 y 2 es 10: multiplicamos la reducción por

2

y la oxidación por

5

2\,\text{MnO}_4^- + 16\,\text{H}^+ + 10e^- \longrightarrow 2\,\text{Mn}^{2+} + 8\,\text{H}_2\text{O}

5\,\text{H}_2\text{O}_2 \longrightarrow 5\,\text{O}_2 + 10\,\text{H}^+ + 10e^-

Sumamos y simplificamos los $16 - 10 = 6$ protones sobrantes a la izquierda:

\boxed{2\,\text{MnO}_4^- + 6\,\text{H}^+ + 5\,\text{H}_2\text{O}_2 \longrightarrow 2\,\text{Mn}^{2+} + 8\,\text{H}_2\text{O} + 5\,\text{O}_2}

Ecuación molecular. Reponemos los iones espectadores:

2\,\text{K}^+

acompañan al permanganato y los

6\,\text{H}^+

proceden de

3\,\text{H}_2\text{SO}_4

. De los tres sulfatos, dos van a los

\text{MnSO}_4

y uno al

\text{K}_2\text{SO}_4

2\,\text{KMnO}_4 + 5\,\text{H}_2\text{O}_2 + 3\,\text{H}_2\text{SO}_4 \longrightarrow 2\,\text{MnSO}_4 + \text{K}_2\text{SO}_4 + 8\,\text{H}_2\text{O} + 5\,\text{O}_2

Comprobación de átomos:

\text{K}

(2 = 2),

\text{Mn}

(2 = 2),

\text{S}

(3 = 2 + 1),

\text{H}

(

10 + 6 = 16

16

\text{O}

(

8 + 10 + 12 = 30

8 + 4 + 8 + 10 = 30

). ✓

b) Concentración del peróxido de hidrógeno.

Moles de permanganato gastados:

n(\text{KMnO}_4) = M \cdot V = 0{,}2 \text{ mol}\cdot\text{L}^{-1} \cdot 0{,}020 \text{ L} = 4{,}0\cdot 10^{-3} \text{ mol}

Moles de peróxido, con la relación estequiométrica

5\,\text{H}_2\text{O}_2 : 2\,\text{KMnO}_4

n(\text{H}_2\text{O}_2) = 4{,}0\cdot 10^{-3} \cdot \frac{5}{2} = 1{,}0\cdot 10^{-2} \text{ mol}

Concentración, sabiendo que esos moles estaban en los

100

mL de muestra:

[\text{H}_2\text{O}_2] = \frac{1{,}0\cdot 10^{-2} \text{ mol}}{0{,}100 \text{ L}}

\boxed{[\text{H}_2\text{O}_2] = 0{,}1 \text{ mol}\cdot\text{L}^{-1}}

Simulación interactivaVisualiza este problema en una simulación (se abre en una nueva pestaña)

Consejo

El $\text{H}_2\text{O}_2$ es anfótero desde el punto de vista redox: su oxígeno está en $-1$ , un estado intermedio, así que puede oxidarse a $\text{O}_2$ (frente a oxidantes fuertes como el $\text{MnO}_4^-$ ) o reducirse a $\text{H}_2\text{O}$ (frente a reductores como el $\text{I}^-$ ). No supongas la dirección: calcula los estados de oxidación y déjate guiar por los productos del enunciado. Aquí aparece $\text{O}_2$ , luego se oxida.

Al escribir la ecuación molecular, cuenta los sulfatos al final: los que necesitas son los que exigen los cationes de la derecha ( $2\,\text{Mn}^{2+}$ y $2\,\text{K}^+$ $\Rightarrow$ 3 sulfatos), y ese número debe coincidir con los protones de la iónica dividido entre 2 ( $6/2 = 3$ ). Si no cuadra, hay un error en la iónica.