Ejercicio resuelto de Química · 2024

A2. Dada la siguiente reacción sin ajustar: $\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_4^{-}+{\mathrm{H}}^{+}+\mathrm{N}\mathrm{i}\to \mathrm{M}{\mathrm{n}}^{2+}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+\mathrm{N}{\mathrm{i}}^{2+}$

a) Ajustar la reacción iónica por el método del ion–electrón. (1,00)
b) Considerando que la muestra de níquel es impura, determina su pureza (% en masa), si una muestra de 10 gramos reacciona completamente con 50 mL de una disolución ácida de $\mathrm{K}\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_4$ 1,2 M. (1,00)
c) Justificar por qué la siguiente reacción no puede producirse: (0,50)
$2{\mathrm{F}}^{-}+2\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{-}\to {\mathrm{F}}_2+\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2$

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Ajustar}}\mathbf{\text{la}}\mathbf{\text{reacci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{i}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{nica}}\mathbf{\text{por}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{m}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{todo}}\mathbf{\text{del}}\mathbf{\text{ion–electr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n.}}\mathbf{\text{(1,00)}}$

Se separan las dos semirreacciones y se ajusta cada una por su cuenta: primero los átomos distintos del hidrógeno y del oxígeno, después los oxígenos con moléculas de agua, los hidrógenos con protones y por último las cargas con electrones.

El manganeso pasa de $+7$ en el permanganato a $+2$, de modo que gana cinco electrones:

$\text{Reducci}\acute{\text{o}}\text{n}:\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_4^{-}+8{\mathrm{H}}^{+}+5e^{-}\to \mathrm{M}{\mathrm{n}}^{2+}+4{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

El níquel pasa de 0 a $+2$ y cede dos electrones:

$\text{Oxidaci}\acute{\text{o}}\text{n}:\mathrm{N}\mathrm{i}\to \mathrm{N}{\mathrm{i}}^{2+}+2e^{-}$

Para que los electrones se cancelen hay que igualarlos al mínimo común múltiplo de 5 y 2, que es 10: se multiplica la reducción por 2 y la oxidación por 5.

$2\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_4^{-}+16{\mathrm{H}}^{+}+10e^{-}\to 2\mathrm{M}{\mathrm{n}}^{2+}+8{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

$5\mathrm{N}\mathrm{i}\to 5\mathrm{N}{\mathrm{i}}^{2+}+10e^{-}$

Sumando ambas y cancelando los electrones queda la reacción iónica ajustada:

$2\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_4^{-}+16{\mathrm{H}}^{+}+5\mathrm{N}\mathrm{i}\to 2\mathrm{M}{\mathrm{n}}^{2+}+8{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+5\mathrm{N}{\mathrm{i}}^{2+}$

Se comprueba el ajuste de carga en ambos miembros, que es lo que suele fallar en las ecuaciones iónicas:

$2(-1)+16(+1)=+142(+2)+5(+2)=+14$



El permanganato consumido mide cuánto níquel había realmente en la muestra. Se calculan sus moles, se pasan a moles de níquel con la estequiometría de la ecuación ajustada y de ahí a masa; comparándola con los 10 g pesados se obtiene la riqueza.

$n(\mathrm{K}\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_4)=c\cdot V=\mathrm{1,2}\cdot \mathrm{0,050}=\mathrm{0,060}\text{ mol}$

De la ecuación ajustada, cada 2 mol de permanganato oxidan 5 mol de níquel:

$n(\mathrm{N}\mathrm{i})=\mathrm{0,060}\cdot {\displaystyle \frac{5}{2}}=\mathrm{0,150}\text{ mol}$

$m(\mathrm{N}\mathrm{i})=\mathrm{0,150}\cdot \mathrm{58,7}=\mathrm{8,81}\text{ g}$

$\text{riqueza}={\displaystyle \frac{m(\mathrm{N}\mathrm{i})}{m(\text{muestra})}}\cdot 100={\displaystyle \frac{\mathrm{8,81}}{10}}\cdot 100=\mathrm{88,1}\mathrm{\%}$

Como el enunciado precisa que la muestra reacciona completamente, todo el níquel presente se ha oxidado y el calculado es el que realmente contenía. La pureza de la muestra es del $\mathrm{88,1}\mathrm{\%}$; el resto son impurezas que no consumen permanganato.



Se asignan los números de oxidación a los cuatro participantes y se mira quién gana y quién pierde electrones.

$\mathrm{F}:-1(\text{en }{\mathrm{F}}^{-})⟶0(\text{en }{\mathrm{F}}_2)\Rightarrow \text{pierde }{e}^{-},\text{ se oxida}$

$\mathrm{C}\mathrm{l}:-1(\text{en }\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{-})⟶0(\text{en }\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2)\Rightarrow \text{pierde }{e}^{-},\text{ se oxida}$

Las dos especies se oxidan, es decir, las dos ceden electrones y ninguna los recoge. Toda reacción redox exige que la transferencia esté equilibrada: los electrones que pierde el reductor los tiene que ganar un oxidante, y aquí no hay ninguno.

$2{\mathrm{F}}^{-}+2\mathrm{C}{\mathrm{l}}^{-}\to {\mathrm{F}}_2+\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2+4e^{-}(?)$

Tal como está escrita, la ecuación deja cuatro electrones sueltos y no cuadra en cargas: el primer miembro tiene carga $-4$ y el segundo, carga nula.

La reacción no puede producirse porque en ella los dos reactivos se oxidarían y no habría ninguna especie que se redujera. Los electrones no pueden quedar libres en disolución: sin un oxidante que los acepte, el proceso es imposible.