Ejercicio resuelto de Números de oxidación · Química · 2022

PREGUNTA 6.
El catión hierro (II) puede ser oxidado tal como ocurre en esta reacción: $\mathrm{KMnO_4} + \mathrm{FeCl_2} + \mathrm{HCl} \rightarrow \mathrm{MnCl_2} + \mathrm{FeCl_3} + \mathrm{KCl} + \mathrm{H_2O}$

6.1. Ajuste la ecuación iónica empleando el método del ion-electrón y escriba la ecuación molecular redox ajustada.
6.2. Sabiendo que se emplearon 26,0 mL de una disolución de permanganato de potasio de concentración 0,025 M para valorar 25,0 mL de una disolución que contiene $\mathrm{Fe^{2+}}$, calcule la concentración de la disolución de $\mathrm{Fe^{2+}}$.

$\textbf{6.1. Ajuste la ecuación iónica empleando el método del ion-electrón y escriba la ecuación molecular redox ajustada. (1 punto)}$

Se asignan primero los números de oxidación para localizar los cambios:

El manganeso pasa de $+7$ en el $\mathrm{KMnO_4}$ a $+2$ en el $\mathrm{MnCl_2}$: se reduce.

El hierro pasa de $+2$ en el $\mathrm{FeCl_2}$ a $+3$ en el $\mathrm{FeCl_3}$: se oxida.

El HCl no cambia de estado de oxidación: aporta el medio ácido y los cloruros que acompañan a los cationes.

Semirreacción de reducción, en medio ácido. Se ajusta el oxígeno con agua y el hidrógeno con protones:

$\mathrm{MnO_4^-} + 8\,\mathrm{H^+} + 5\,e^- \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}} + 4\,\mathrm{H_2O}$

Semirreacción de oxidación:

$\mathrm{Fe^{2+}} \rightarrow \mathrm{Fe^{3+}} + 1\,e^-$

Para igualar los electrones intercambiados se multiplica la oxidación por 5:

$5\,\mathrm{Fe^{2+}} \rightarrow 5\,\mathrm{Fe^{3+}} + 5\,e^-$

Sumando, la ecuación iónica global es:

$\mathrm{MnO_4^-} + 8\,\mathrm{H^+} + 5\,\mathrm{Fe^{2+}} \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}} + 5\,\mathrm{Fe^{3+}} + 4\,\mathrm{H_2O}$

Comprobación de la carga: a la izquierda $-1 + 8 + 10 = +17$; a la derecha $+2 + 15 = +17$.

Para la ecuación molecular se devuelven los contraiones. Los 8 protones proceden de 8 moléculas de HCl:

$\mathrm{KMnO_4} + 5\,\mathrm{FeCl_2} + 8\,\mathrm{HCl} \rightarrow \mathrm{MnCl_2} + 5\,\mathrm{FeCl_3} + \mathrm{KCl} + 4\,\mathrm{H_2O}$

Comprobación: K 1 = 1; Mn 1 = 1; Fe 5 = 5; O 4 = 4; H 8 = 8; Cl 10 + 8 = 2 + 15 + 1.

$\textbf{6.2. Sabiendo que se emplearon 26,0 mL de una disolución de permanganato de potasio de concentración 0,025 M para valorar 25,0 mL de una disolución que contiene Fe}^{2+}\textbf{, calcule la concentración de la disolución de Fe}^{2+}\textbf{. (1 punto)}$

Los moles de permanganato gastados son:

$n(\mathrm{KMnO_4}) = 0{,}025 \cdot 0{,}0260 = 6{,}5 \cdot 10^{-4}\ \mathrm{mol}$

Según la ecuación ajustada, cada mol de permanganato oxida 5 mol de hierro(II):

$n(\mathrm{Fe^{2+}}) = 5 \cdot 6{,}5 \cdot 10^{-4} = 3{,}25 \cdot 10^{-3}\ \mathrm{mol}$

Esos moles estaban contenidos en los 25,0 mL de la disolución problema:

$c(\mathrm{Fe^{2+}}) = \dfrac{3{,}25 \cdot 10^{-3}}{0{,}0250}$

$c(\mathrm{Fe^{2+}}) = 0{,}13\ \mathrm{mol/L}$

Merece la pena señalar por qué esta valoración no necesita indicador: el ion permanganato es de un violeta intenso y sus productos de reducción, incoloros. Mientras quede $\mathrm{Fe^{2+}}$ sin oxidar, cada gota que cae se decolora al instante; el punto final se reconoce por la primera gota que tiñe la disolución de rosa permanente. Se dice que el propio reactivo es su indicador.