Bueno la verdad no entiendo bien como comenzar este ejercicio, alguno me da una mano?
aclaracion: (x) = cantidad de veces que aparece el atomo

4) El H(2)O(2) reacciona con KMnO(4) liberando O(2)

a) Balancear por el metodo del ion electron en medio de acido surfurico

b) Que volumen de O(2) en CN se obtiene cuando reaccionan 1,2 moles de la sal con 100g de H(2)O(2) en cantidad suficiente de sulfurico?

c) Cuantos g de MnSO(4) se formaron?

d) Si la concentracion inicial de H(2)O(2) era de 4,2 M, calcular el volumen que reacciono.

No se que poner bien en reactivos y productos, la verdad no lo entiendo...
Desde ya muchas gracias por sus respuestas!!!!
Saludos!!!

aahh la reaccion del agua oxigenada con el permanganato en medio ácido, aparecía hasta en la sopa me acuerdo jaja
Vayamos de a poco, primero tenemos que plantear la reacción que tenemos que balancear.
Nos dicen que reaccionan permanganato de potasio y agua oxigenada para liberar oxígeno. El permanganato de potasio es un agente oxidante por excelencia, por lo que el anión permanganato se va a reducir seguramente. Se puede reducir a dióxido de manganeso o a catión manganeso +2 que es el que me parece que es porque despues te piden algo involucrado con el mismo. Entonces ya sabemos la reaccion de reduccion. Como el permanganato se reduce, al agua oxigenada sólo le queda oxidarse, por lo que el oxigeno de -1 tiene que pasar a 0 (oxigeno gaseoso).
Planteemos las hemirreacciones (como lo pensamos hasta ahora):
OX: \[H_{2}O_{2}\rightarrow O_{2}\]
RED: \[MnO_{4}^{-}\rightarrow Mn^{2+}\]
Ahora que sabemos por donde va, vamos a balancearlas (en medio ácido porque hay acido sulfurico):
OX: \[H_{2}O_{2}\rightarrow O_{2}+2e^{-}+2H^{+}\]
RED: \[MnO_{4}^{-}+8H^{+}+5e^{-}\rightarrow Mn^{2+}+4H_{2}O\]
Como tenemos distintos numeros de electrones, multiplicamos la oxidacion por 5 y la reduccion por 2 y sumamos:
\[2MnO_{4}^{-}+16H^{+}+10e^{-}+5H_{2}O_{2}\rightarrow 2Mn^{2+}+8H_{2}O+5O_{2}+10e^{-}+10H^{+}\]
Simplificamos y cancelamos todo lo que se pueda:
\[2MnO_{4}^{-}+6H^{+}+5H_{2}O_{2}\rightarrow 2Mn^{2+}+8H_{2}O+5O_{2}\]
Esa es la reacción balanceada, ahora completamos con los iones que no intervienen, como los sulfatos y los potasios y nos queda la reaccion definitiva:
\[2KMnO_{4}+3H_{2}SO_{4}+5H_{2}O_{2}\rightarrow 2MnSO_{4}+8H_{2}O+5O_{2}+K_{2}SO_{4}\]
Entonces ahí está la reacción balanceada y toda y a partir de ella calcular el resto que son estequiometrias y esas cosas.

EL K\[\]\[K2SO4\] de donde lo sacaste? lo pusiste solo para que quede balanceada? o hay algun "truquito" para saber que tambien va???

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(30-10-2013 21:23)Emi-Z-29-SL escribió:  2MnSO_{4}+8H_{2}O+5O_{2}+K_{2}SO_{4}[/tex]

EL [K2SO4] de donde lo sacaste? lo pusiste solo para que quede balanceada? o hay algun "truquito" para saber que tambien va???

Lo forme con los iones que habian quedado suelto para balancear la reacción, siempre despues del balanceo por ion electron despues tenes que rellenar con los iones que sobran para que quede todo balanceado.

oka ya entendi!!!. Muchas gracias emi

Hola!

No se me ocurre como sacar el d). Alguien me dice como es? Debe ser una pavada, pero no se me ocurre.

Gracias

(30-10-2013 21:23)Emi-Z-29-SL escribió:  aahh la reaccion del agua oxigenada con el permanganato en medio ácido, aparecía hasta en la sopa me acuerdo jaja
Vayamos de a poco, primero tenemos que plantear la reacción que tenemos que balancear.
Nos dicen que reaccionan permanganato de potasio y agua oxigenada para liberar oxígeno. El permanganato de potasio es un agente oxidante por excelencia, por lo que el anión permanganato se va a reducir seguramente. Se puede reducir a dióxido de manganeso o a catión manganeso +2 que es el que me parece que es porque despues te piden algo involucrado con el mismo. Entonces ya sabemos la reaccion de reduccion. Como el permanganato se reduce, al agua oxigenada sólo le queda oxidarse, por lo que el oxigeno de -1 tiene que pasar a 0 (oxigeno gaseoso).
Planteemos las hemirreacciones (como lo pensamos hasta ahora):
OX: \[H_{2}O_{2}\rightarrow O_{2}\]
RED: \[MnO_{4}^{-}\rightarrow Mn^{2+}\]
Ahora que sabemos por donde va, vamos a balancearlas (en medio ácido porque hay acido sulfurico):
OX: \[H_{2}O_{2}\rightarrow O_{2}+2e^{-}+2H^{+}\]
RED: \[MnO_{4}^{-}+8H^{+}+5e^{-}\rightarrow Mn^{2+}+4H_{2}O\]
Como tenemos distintos numeros de electrones, multiplicamos la oxidacion por 5 y la reduccion por 2 y sumamos:
\[2MnO_{4}^{-}+16H^{+}+10e^{-}+5H_{2}O_{2}\rightarrow 2Mn^{2+}+8H_{2}O+5O_{2}+10e^{-}+10H^{+}\]
Simplificamos y cancelamos todo lo que se pueda:
\[2MnO_{4}^{-}+6H^{+}+5H_{2}O_{2}\rightarrow 2Mn^{2+}+8H_{2}O+5O_{2}\]
Esa es la reacción balanceada, ahora completamos con los iones que no intervienen, como los sulfatos y los potasios y nos queda la reaccion definitiva:
\[2KMnO_{4}+3H_{2}SO_{4}+5H_{2}O_{2}\rightarrow 2MnSO_{4}+8H_{2}O+5O_{2}+K_{2}SO_{4}\]
Entonces ahí está la reacción balanceada y toda y a partir de ella calcular el resto que son estequiometrias y esas cosas.

Hola!
estoy con este ejercicio y me quedo una duda.
El MnO4 tiene varias ecuaciones de reduccion. Porque elejiste esa?
Siempre que sea en medio acido y haya sulfatos, en los productos se van a formar sales de sulfato + H2O?

desde ya muchas gracias!