Estequiometría y titulación redox

En la determinación permanganimétrica de hierro disuelto, el ion permanganato oxida cuantitativamente al catión hierro(II) en medio fuertemente ácido generado con exceso de ácido sulfúrico, reduciéndose a ion manganeso(II) y oxidándose el hierro a ion hierro(III).

1. a) Balancea mediante el método del ion-electrón la ecuación iónica global correspondiente a este proceso redox.
2. b) Si para titular una muestra problema se consumen exactamente $12{,}50\,\mathrm{mL}$ de una solución acuosa de permanganato de potasio $0{,}0200\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$, determina la cantidad de sustancia (en moles) de iones $\mathrm{Fe^{2+}}$ presentes en la muestra analizada.

La valoración del ácido oxálico con permanganato de potasio requiere un calentamiento controlado previo del erlenmeyer a unos $60\,^\circ\mathrm{C}$ para acelerar la lenta cinética inicial antes de que el ion $\mathrm{Mn^{2+}}$ generado actúe como autocatalizador. La reacción ajustada es:

$2\,\mathrm{MnO_4^-} + 5\,\mathrm{H_2C_2O_4} + 6\,\mathrm{H^+} \rightarrow 2\,\mathrm{Mn^{2+}} + 10\,\mathrm{CO_2} + 8\,\mathrm{H_2O}$

Se valoran $20{,}00\,\mathrm{mL}$ de una disolución patrón de $\mathrm{H_2C_2O_4}$ $0{,}0500\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ gastando $16{,}00\,\mathrm{mL}$ de disolución de $\mathrm{KMnO_4}$. Calcula la concentración molar de la disolución de permanganato de potasio empleada.

Se dispone de una alícuota de $25{,}0\,\mathrm{mL}$ de una disolución acuosa que contiene $\mathrm{Fe^{2+}}$, tratada con ácido sulfúrico en exceso. Se valora mediante permanganimetría con una disolución patrón de $\mathrm{KMnO_4}$ $0{,}0200\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$. En el esquema experimental siguiente se aprecian las lecturas inicial y final del menisco de la disolución en la bureta, correspondientes a $3{,}10\,\mathrm{mL}$ y $18{,}10\,\mathrm{mL}$, respectivamente:

Considera la reacción iónica ajustada:

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

1. a) Determina la concentración molar de iones $\mathrm{Fe^{2+}}$ en la disolución analizada.
2. b) Justifica el criterio experimental que define el punto final en esta permanganimetría e indica por qué no debe emplearse ácido clorhídrico en lugar de ácido sulfúrico para acidular el medio.

Se dispone de una sal pura que contiene exclusivamente oxalato de hierro(II) dihidratado, de fórmula $\mathrm{FeC_2O_4 \cdot 2\,H_2O}$. En medio ácido sulfúrico diluido y caliente, ambos iones constituyentes ($\mathrm{Fe^{2+}}$ y $\mathrm{C_2O_4^{2-}}$) son oxidados simultáneamente por el ion permanganato:

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

$\mathrm{C_2O_4^{2-}} \rightarrow 2\,\mathrm{CO_2} + 2\,\mathrm{e^-}$

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

1. a) Deduce la ecuación iónica global ajustada por el método del ion-electrón y determina el número total de electrones transferidos por cada unidad fórmula de $\mathrm{FeC_2O_4}$.
2. b) Si se disuelven $0{,}2159\,\mathrm{g}$ de dicha sal pura en medio ácido sulfúrico en exceso y se valoran a $60\,^\circ\mathrm{C}$, determina el volumen (en mililitros) de disolución de $\mathrm{KMnO_4}$ $0{,}0240\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$ que se consumirá hasta alcanzar el punto final rosa persistente. Datos: masas molares atómicas en $\mathrm{g\cdot mol^{-1}}$: $\mathrm{Fe} = 55{,}85$; $\mathrm{C} = 12{,}01$; $\mathrm{O} = 16{,}00$; $\mathrm{H} = 1{,}01$.

El peróxido de hidrógeno actúa como reductor frente al permanganato de potasio en medio ácido sulfúrico. Para determinar la riqueza de un agua oxigenada comercial cuya densidad es $1{,}015\,\mathrm{g\cdot mL^{-1}}$, se toman $2{,}00\,\mathrm{mL}$ de la muestra y se diluyen en un balón aforado hasta $100{,}0\,\mathrm{mL}$. A continuación, se valora una alícuota de $20{,}00\,\mathrm{mL}$ de dicha disolución con $\mathrm{KMnO_4}$ $0{,}0150\,\mathrm{mol\cdot L^{-1}}$, gastándose $19{,}60\,\mathrm{mL}$ de valorante.

Reacción: $2\,\mathrm{MnO_4^-} + 5\,\mathrm{H_2O_2} + 6\,\mathrm{H^+} \rightarrow 2\,\mathrm{Mn^{2+}} + 5\,\mathrm{O_2} + 8\,\mathrm{H_2O}$

1. a) Calcula la concentración molar de $\mathrm{H_2O_2}$ en el agua oxigenada comercial.
2. b) Determina el porcentaje en masa (% en peso) de $\mathrm{H_2O_2}$ en dicha muestra comercial. Datos: masas molares atómicas en $\mathrm{g\cdot mol^{-1}}$: $\mathrm{H} = 1{,}0$; $\mathrm{O} = 16{,}0$.