T7: Equilibrios redox · Ajuste redox y estequiometría — QUIMICA PEvAU Andaluc%25252525252525252525C3%25252525252525252525ADa 2019

Ajuste redox y estequiometría

Problema

2019 · Extraordinaria · Suplente

Para la siguiente reacción: $\ce{H2S + KMnO4 + HCl -> S + MnCl2 + KCl + H2O}$

a) Ajuste las reacciones iónica y molecular por el método del ion-electrón.b) Calcule los gramos de

\ce{MnCl2}

que se obtienen al mezclar

250\text{ mL}

de una disolución

0,2\text{ M}

\ce{H2S}

con

50\text{ mL}

de una disolución

0,1\text{ M}

\ce{KMnO4}

Datos: masas atómicas relativas $\text{Cl}=35,5$ y $\text{Mn}=54,9$ .

RedoxEstequiometríaMétodo del ion-electrón

a) Ajuste de las reacciones iónica y molecular:

Identificación de los estados de oxidación:

\ce{H2S} \Rightarrow \text{S}: -2

\ce{KMnO4} \Rightarrow \text{Mn}: +7

\ce{S} \Rightarrow \text{S}: 0

\ce{MnCl2} \Rightarrow \text{Mn}: +2

Semirreacción de oxidación (S se oxida de $-2$ a $0$ ):

\ce{H2S -> S + 2H+ + 2e-}

Semirreacción de reducción (Mn se reduce de $+7$ a $+2$ ):

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

Para igualar el número de electrones, multiplicamos la semirreacción de oxidación por $5$ y la de reducción por $2$ :

\ce{5H2S -> 5S + 10H+ + 10e-}

\ce{2MnO4- + 16H+ + 10e- -> 2Mn^2+ + 8H2O}

Sumando ambas semirreacciones y simplificando los electrones y los iones $\ce{H+}$ obtenemos la reacción iónica ajustada:

\ce{5H2S + 2MnO4- + 6H+ -> 5S + 2Mn^2+ + 8H2O}

Para obtener la reacción molecular ajustada, reintroducimos los iones espectadores $\ce{K+}$ y $\ce{Cl-}$ :

\ce{5H2S + 2KMnO4 + 6HCl -> 5S + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O}

b) Cálculo de gramos de

\ce{MnCl2}

obtenidos:

Calculamos los moles iniciales de cada reactivo:

\text{Moles de } \ce{H2S} = 0.250\text{ L} \times 0.2\text{ mol/L} = 0.050\text{ mol}

\text{Moles de } \ce{KMnO4} = 0.050\text{ L} \times 0.1\text{ mol/L} = 0.005\text{ mol}

Identificamos el reactivo limitante utilizando la estequiometría de la reacción ajustada, donde $5\text{ mol de } \ce{H2S}$ reaccionan con $2\text{ mol de } \ce{KMnO4}$ :

\frac{0.050\text{ mol H2S}}{5\text{ mol H2S}} = 0.01

\frac{0.005\text{ mol KMnO4}}{2\text{ mol KMnO4}} = 0.0025

Dado que el valor para $\ce{KMnO4}$ es menor, el $\ce{KMnO4}$ es el reactivo limitante.Según la estequiometría de la reacción, $2\text{ mol de } \ce{KMnO4}$ producen $2\text{ mol de } \ce{MnCl2}$ . Por lo tanto, los moles de $\ce{MnCl2}$ formados son:

\text{Moles de } \ce{MnCl2} = 0.005\text{ mol } \ce{KMnO4} \times \frac{2\text{ mol } \ce{MnCl2}}{2\text{ mol } \ce{KMnO4}} = 0.005\text{ mol } \ce{MnCl2}

Calculamos la masa molar del $\ce{MnCl2}$ :

M(\ce{MnCl2}) = 54.9\text{ g/mol} + 2 \times 35.5\text{ g/mol} = 54.9\text{ g/mol} + 71.0\text{ g/mol} = 125.9\text{ g/mol}

Finalmente, calculamos los gramos de $\ce{MnCl2}$ obtenidos:

\text{Gramos de } \ce{MnCl2} = 0.005\text{ mol} \times 125.9\text{ g/mol} = 0.6295\text{ g}