Ejercicio Resuelto

Ejercicio Resuelto
Consigna
Se hacen reaccionar 460.0g de KBiO3 puro con 121.0 g de Mn(MO3)2 puro y HNO3 en
cantidad necesaria, y se produjeron 2 moles de agua.
aIgualar la reacción.
bIndicar que reactivo está en exceso y en que cantidad teórica.
cIdentificar la hemirreacción de oxidación y la de reducción, e identificar el
agente reductor y el oxidante.
dCalcular el rendimiento de la reacción.
eSi la solución final es de 5L, indicar la M de cada producto (considere el
rendimiento).
fLa solución final ¿es neutra, ácida o básica? (suponiendo que se coloca la
cantidad estequiométrica exacta de HNO3) ¿Por qué?
Reacción:
KBiO3 + Mn(NO3)2 + HNO3 -> Bi(NO3)3 + KmnO4 + KNO3 + H2O
Desde la siguiente página, la respuesta
Respuesta:
a-
Igualación de la reacción:
En este caso es una REDOX, y la igualaremos mediante el método del ión-electrón.
En primer lugar, hay que disociar o ionizar todos los compuestos:
KBiO3 + Mn(NO3)2 + HNO3 -> Bi(NO3)3 + KmnO4 + KNO3 + H2O
K+ + BiO3- + Mn+2 + H+ + 2 NO3- -> Bi+3 + 3 NO3- + K+ + MnO4- + K+ + NO3- + H2O
Las dos hemirreacciones son:
BiO3Mn+2
->
->
Bi+3
MnO4-
Primero: Igualando átomos.
En ambos casos hay que agregar H+ y H2O donde corresponda
(en este caso es en ambas hemirreacciones, el mecanismo es el mismo: H+ donde haya mas
O y H2O en el otro miembro)
6H+ + BiO34 H2O + Mn+2
->
->
Bi+3 + 3 H2O
MnO4- + 8H+
Segundo: colocar los electrones
(se reduce y capta electrones) (cargas: -2+6-1 = 3 -> 2e-)
2e- + 6H+ + BiO3->
Bi+3 + 3 H2O
(se oxida y cede electrones) (cargas: 2 = -1+8-5 -> 5e-)
4 H2O + Mn+2
->
MnO4- + 8H+ + 5eTercero: Igualar las hemirreacciones
5x (2e- + 6H+ + BiO3->
Bi+3 + 3 H2O)
2x (4 H2O + Mn+2
->
MnO4- + 8H+ + 5e-)
____________________________________________________________________
10e- +30 H+ +5 BiO3- + 2 Mn+2 + 8 H2O-> 5 Bi+3 + 15 H2O + 16H+ + 10e- + 2 MnO4Como hay especies iguales en ambos lados, se cancelan (es el caso de H+, H2O y e-),
quedando:
14 H+ +5 BiO3- + 2 Mn+2 -> 5 Bi+3 + 7 H2O + 2 MnO4La reacción completa igualada por lo tanto es:
5 KBiO3 + 2 Mn(NO3)2 + 14 HNO3 -> 5 Bi(NO3)3 + 2 KMnO4 + 3 KNO3 + 7 H2O
b-
Reactivo en exceso:
Mr de KBiO3 : 296 gr/mol
Si tienen 460gr = 1.55 moles
Mr de Mn(NO3)2 : 179 gr/mol
Si tienen 121gr = 0.67 moles
Limitante:
Si
2 moles de Mn(NO3)2 necesitan 5 moles de KBiO3,
0.67 moles
necesitan 1.675
Y como tienen solo 1.55 de KBiO3, no alcanza y por lo tanto el KBiO3 es limitante
y sobrará Mn(NO3)2
¿Cuánto?
Si 5 moles de KBiO3 reaccionan con 2 moles de Mn(NO3)2
1.55 moles de KBiO3 disponibles reaccionaron con 0.62 moles de Mn(NO3)2
Como se colocaron 0.67 moles
Y se consumieron 0.62 moles
El Exceso es de
0.05 moles de Mn(NO3)2
cLa oxidación es la reacción Mn+2
->
MnO4-; y la reducción es BiO3->
Bi+3.
En este caso el agente reductor es el Mn+2 (Mn(NO3)2) y el oxidante el BiO3- (KBiO3)
(debido a que el primero reduce al segundo, y el segundo oxida al primero)
d- Rendimiento:
El limitante (KBiO3) determina la cantidad teórica de producto generado.
Si según al estequiometría:
5 moles de KBiO3 reaccionan para dar 7 moles de H2O
1.55 disponibles
dan (en teoría) 2.17 moles de H2O
En teoría se generan 2.17 moles de agua, equivalentes de 100% de rendimiento.
Si en la práctica se generan 2 moles de agua, el rendimiento es de 92% = (2*100%)
2.17
e- Concentración molar de productos (excepto H2O, recordar que es solución acuosa)
Por estequiometría y teniendo en cuenta el limitante (1.55 moles de KBiO3), se generan:
1.55 moles de Bi(NO3)3; (es 5 a 5), 1.426 moles al aplicar rendimiento
0.62 moles de KMnO4; (es 5 a 2), 0.57 moles al aplicar rendimiento
1.55 moles de KNO3; (es 5 a 5), 1.426 moles al aplicar rendimiento
Si todos esos productos están en 5 L, hay que calcular la cantidad efectiva en 1 L
(recordar que M es número de moles por litro de solución)
Si en 5 L hay 1.426 moles de Bi(NO3)3, en 1 L: 0.285moles –> 0.285M
Si en 5 L hay 0.57 moles de KMnO4; en 1 L: 0.114moles -> 0.114M
Si en 5 L hay 1.426 moles de KNO3, en 1 L: 0.285moles –> 0.285M
fEn las condiciones planteadas en este problema, si el rendimiento de la reacción fuera del
100%, y se coloca la cantidad necesaria exacta de HNO3 (es el único reactivo que influye en el
pH al liberar H+, los otros dos no dan ni H+ ni OH-, son sales neutras), la solución final es
NEUTRA.
PERO
Como el rendimiento NO ES 100%, una parte de los reactivos no reacciona (incluyendo el
HNO3). Si este en agua se disocia en H+ y NO3-, esos H+ modifican el pH, tornándola ácida.
Es también posible calcular el pH. Para eso hay que calcular la cantidad de HNO3 que no
reaccionó, para saber los H+.
Tomando nuevamente el limitante, la cantidad de HNO3 que se colocó es de 4.34 moles (la
estequimetría es 5 a 14, teníamos 1.55 moles de limitante)
Como reaccionó en principio el 92% (rendimiento), 0.35 moles de HNO3 sobraron y aportan
H+ al medio.
HNO3 -> H+ + NO3Por lo que hay disponibles 0.35moles de H+
Como la solución es de 5L, en verdad la M de los H+ es de 0.07M.
Por lo que:
pH = - log 0.07
El pH de la solución final es de 1.15 (ácida)