Un método común para medir la cantidad de $\ce{Fe^2+}$ en $\ce{FeSO4}$ es disolviéndolo con $\ce{H2SO4}$ y después valorar con $\ce{KMnO4}$ .
Sin embargo, ¿es posible medir la cantidad de $\ce{Mg^2+}$ ión en sulfato de magnesio disolviéndolo en $\ce{H2SO4}$ y titulándolo con $\ce{KMnO4}$ ? ¿Por qué sí o por qué no?
En $\ce{Fe^2+}$ ya que el catión hierro(II) puede ser oxidado por un oxidante adecuado, como el ión permanganato. $\ce{MnO4-}$ .
$$\ce{MnO4- +4H+ +3Fe^2+ -> MnO2 + 2H2O + 3Fe^3+}$$
Como el permanganato es púrpura y el dióxido de manganeso es un sólido marrón insoluble, tenemos un indicador incorporado para valoraciones redox como éstas.
Sin embargo, el contenido de iones de magnesio no puede determinarse de este modo, ya que $\ce{Mg^2+}$ es el estado de oxidación más alto habitual para el magnesio. La configuración electrónica del magnesio es $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2$ o $[\ce{Ne}]3s^2$ . En $\ce{Mg^2+}$ tiene la configuración electrónica de $\ce{[Ne]}$ que es relativamente estable. Quitar un electrón adicional de $\ce{Mg^2+}$ para obtener $\ce{Mg^3+}$ se obtiene un ion con la configuración electrónica de $1s^2 2s^2 2p^5$ que tiene la misma configuración electrónica que los átomos de flúor, pero con un núcleo que contiene tres protones más. $\ce{Mg^2+}$ no puede seguir oxidándose químicamente.
Ahora, uno podría utilizar este método para determinar la concentración de muchos otros iones metálicos que pueden ser oxidados, incluyendo incluso $\ce{Mn^2+}$ .
$$\ce{3Mn^2+ + 2MnO4- + 2H2O -> 5MnO2 + 4H+}$$
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