problema stechiometrico e redox

Data la reazione (da completare in ambiente acido):

calcolare la concentrazione di ione Fe 3+ che si ottiene quando 180 ml di una soluzione di permanganato di potassio 0.250 M reagiscono con 50.2 g di ferro.

Ora scrivo la formula redox completa:

5Fe + 16H^+ + 2MnO^4- ----------> 5Fe^3+ + 2Mn^2+ + 8H2O

Moli ferro= 50,2 grammi / 55,85 gr.mol =0,898 moli

Moli MnO4^2- = 0,180 L * 0,250 mol/L= 0,045 moli

0,113 moli Fe^3+ 

Concentrazione Fe^3+= 0,113 moli/0,180L= 0,63 M

Va bene come procedimento? Grazie

Se il reagente iniziale è Fe(s), cioè ferro metallico allo stato elementare avente numero di ossidazione = 0, la redox bilanciata è:

5 Fe + 3 MnO4(-) + 24 H(+) --> 5 Fe(3+) + 3 Mn(2+) + 12 H2O

Se il reagente iniziale è Fe(2+), cioè ione ferroso avente numero di ossidazione = +2, la redox bilanciata è:

5 Fe(2+) + MnO4(-) + 8 H(+) --> 5 Fe(3+) + Mn(2+) + 4 H2O

Quindi i calcoli sono in ogni caso sbagliati

Ora la rifaccio passo passo: Fe + MnO4- Fe 3+ + Mn2+ 5Fe + 24H^+ + 3MnO^4- ----------> 5Fe^3+ + 3Mn^2+ + 12H2O Moli Fe= 50,2 gr / 55,85 gr.mol= 0,898 Moli MnO^4-= 0,250 M * 0,180L= 0,045 Moli Fe= 0,045 0,075 moli Fe3^+ = 0,075 moli /0,180 L= 0,42 M Va bene ora? Grazie

Sì, ora va bene, a parte le cifre significative nel risultato finale, devono essere 3.

Però togli quel

Moli Fe= 0,045

perché è sbagliato.

Il reagente limitante è il KMnO4.

Reagiscono 0,0750 mol di Fe e 0,0450 mol di MnO4(-).

Si formano 0,0750 mol di Fe(3+) e 0,0450 mol di Mn(2+).

Restano 0,824 mol di Fe e 0 mol di MnO4(-)

Ricorda inoltre che il simbolo del grammo è "g" e non "gr" e che l'unità di misura della massa molare è "g/mol" e non "gr.mol

grazie mille