Ciao,
iniziamo bilanciando la reazione redox data:

Equazione non bilanciata:
Fe2+ + MnO4- + 8H+ -> Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

Equazione bilanciata:
5Fe2+ + MnO4- + 8H+ -> 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

Ora possiamo calcolare la massa di FeSO4 necessaria per ridurre 0.25 g di MnO4-. Per fare ciò, dobbiamo calcolare il numero di moli di MnO4- e quindi utilizzare il rapporto di stechiometria dalla reazione bilanciata per determinare la quantità di FeSO4 necessaria.

Calcolare il numero di moli di Mn in 0.25 g di MnO4-:
Massa molare di MnO4- = 54.94 g/mol (Mn) + 4 * 16.00 g/mol (O) = 158.04 g/mol
Numero di moli di MnO4- = 0.25 g / 158.04 g/mol ≈ 0.00158 mol

Utilizzare il rapporto di stechiometria dalla reazione bilanciata:
Dalla reazione, vediamo che sono necessarie 1 mole di MnO4- per ridurre 5 moli di Fe2+.
Quindi, il numero di moli di Fe2+ = 0.00158 mol * (5 mol Fe2+ / 1 mol MnO4-) = 0.0079 mol

Calcolare la massa di FeSO4 necessaria:
Massa molare di FeSO4 = 55.85 g/mol (Fe) + 32.07 g/mol (S) + 4 * 16.00 g/mol (O) = 151.91 g/mol
Massa di FeSO4 necessaria = 0.0079 mol * 151.91 g/mol ≈ 1.196 g

Quindi, sono necessari circa 1.196 grammi di FeSO4 per ridurre una quantità di KMnO4 che contiene 0.25 g di Mn.