$ \ pu {40 g} $ $ \ ce {Ba (MnO4) 2} $ ( mol. wt. = 375) amostra contendo algumas impurezas inertes em meio ácido é completamente reagida com $ \ pu {125 mL} $ de $ \ pu {3 M} $ $ \ ce {H2O2} $. Qual é a porcentagem de pureza da amostra?
Na verdade, encontrei essa pergunta em um livro, encontrei a solução, mas não consigo entendê-la bem. Esta é a primeira equação fornecida:
Como miliequivalentes de $ \ ce {Ba (MnO4) 2} $ = miliequivalentes de $ \ ce {H2O2} $ $$ (w / 375) \ times10 \ times1000 = 3 \ times125 \ times2 $$
Eu entendo o RHS como $ 3 \ times125 $ dá o número de milimoles que multiplicado por n-fator dá miliequivalentes. Mas de onde vem o LHS? E o que é $ w $? Na próxima linha é dado
$$ \ text {pureza percentual} = (w / 40) \ times100 $$
onde o valor de $ w $ é retirado do primeira equação. Alguém poderia me explicar isso?
Resposta
O fator n de $ \ ce {Ba (MnO4) 2} $ é $ \ mathrm {10} $ na reação acima. E $ w $ é a massa de puro $ \ ce {Ba (MnO4) 2} $ na amostra impura, que é o que devemos encontrar para obter a% de pureza.
Portanto, temos a equação, $$ \ pu {mili-equivalentes de \ ce {Ba (MnO4) 2} = moles * fator n * 1000} $$ que no seu caso é $$ \ pu {Meq.of \ ce {Ba (MnO4) 2} = \ frac {w} {375} * 10 * 1000} $$
Comentários
- Obrigado! Eu sei que é uma dúvida boba, mas o fator n é 10 quando o MnO4- fica oxidado, certo? Como ele pode ser oxidado se Ba (MnO4) 2 estiver reagindo com H2O2? Na verdade, eu assumi que o fator n do composto é 2, já que a valência de Ba é 2, você poderia me dizer o que estava errado com minha suposição?
- @Hema Não, MnO4- em meio ácido é sempre reduzido a Mn2 + (fator n = 5). Visto que um mol do composto contém 2 moles de MnO4-, o fator n é 2 * 5 = 10.
Resposta
A questão não exige resolvê-la usando “equivalentes”, vou tentar resolver o problema de maneira universal, usando moles. Como OP sugeriu corretamente, esta reação de $ \ ce {Ba (MnO4) 2} $ e $ \ ce {H2O2} $ é uma reação redox. Uma vez que a reação ocorreu em meio ácido e reagiu completamente (assumindo que a observação é feita pela aparência, então assumindo que foi julgada por uma solução clara), as duas meias reações devem ser:
$$ \ begin {align} \ ce {MnO4- + 8H + + 5e- & – > Mn ^ 2 + + 4H2O} & E ^ \ circ & = \ pu {1.507 V} \\ \ ce {H2O2 & – > O2 (g) + 2H + + 2e-} & E ^ \ circ
= \ pu {-0,695 V} \ end {align} $$
Assim, a reação redox total pode ser escrita como:
$$ \ ce {2MnO4- + 6H + + 5H2O2 – > 2Mn ^ 2 + + 5O2 (g) + 8H2O} \ quad E ^ \ circ_ \ mathrm {rxn} = \ pu {0,812 V} $$
O $ E ^ \ circ_ \ mathrm positivo rxn} $ significa que a reação é espontânea. E também mostra que você precisa de $ \ pu {5 mol} $ de $ \ ce {H2O2} $ para reagir completamente com $ \ pu {2 mol} $ de $ \ ce {MnO4 -} $ . Uma vez que $ \ pu {1 mol} $ de $ \ ce {Ba (MnO4) 2} $ contém $ \ pu {2 mol} $ de $ \ ce {MnO4 -} $ , está correto para digamos que $ \ pu {5 mol} $ de $ \ ce {H2O2} $ reagiria completamente com $ \ pu {1 mol} $ de $ \ ce {Ba (MnO4) 2} $ .
Suponha que $ \ pu {40 g} $ de amostra impura contenha $ x ~ \ pu {g} $ de $ \ ce {Ba (MnO4) 2} $ . Então, a quantidade de $ \ ce {Ba (MnO4) 2} $ na amostra é
$$ \ frac {x ~ \ pu {g}} {\ pu {375 g \ cdot mol-1}} = \ frac {x} {\ pu {375 mol}}. $$
Para reagir completamente com essa quantidade, você precisa
$$ \ left (5 \ cdot \ frac {x} {375} \ pu { mol} \ right) ~ \ text {of} ~ \ ce {H2O2}. $$
Portanto,
$$ 5 \ times \ frac {x} {375} \ pu {mol} = \ pu {3 \ frac {mol} {L}} \ times \ pu {125 mL} \ times \ pu {10 ^ {- 3} \ frac {L} {mL}} = 3 \ times \ pu {0,125 mol} \ label {eq: 1} \ tag {1} $$
$$ \ portanto x = \ pu {\ frac {3 \ vezes 0,125 \ vezes 375} {5} g} = \ pu {28.1 g} $$
Portanto,
$$ \ text {porcentagem de $ \ ce {Ba (MnO4) 2} $ em $ \ pu {40 g} $ da amostra} = \ frac {28,1} {40} \ times 100 = 70,2 $$
Observe que, a equação $ \ eqref {eq: 1} $ é exatamente igual ao seu (com minieq.)
Comentários
- Eu ' votarei positivamente em sua resposta, pois você também incluiu a equação química. // Eu ' também apontarei que miliequivalentes é um conceito depreciado.