2.- NÚMERO DE OXIDACIÓN

U.D. 8: REDOX (1ª PARTE) - COLECCIÓN DE EJEMPLOS Y EJERCICIOS RESUELTOS EN LOS APUNTES

QUÍMICA. 2º BACHILLERATO. PROFESOR: CARLOS M. ARTEAGA

1

QUÍMICA. 2º DE BACHILLERATO

PROFESOR: CARLOS MARTÍN ARTEAGA

UNIDAD DIDÁCTICA 8: REACCIONES DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN

PARTE 1: Nº DE OXIDACIÓN. AJUSTE Y ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES REDOX

COLECCIÓN DE EJEMPLOS Y EJERCICIOS RESUELTOS EN LOS APUNTES

2.- NÚMERO DE OXIDACIÓN

Determina los números de oxidación de cada elemento químico en las sustancias dadas:

CaS

El sulfuro de calcio (CaS) es la combinación de azufre y calcio.

El calcio tiene electrovalencia +2. El número de oxidación es +2.

El azufre tiene electrovalencia –2. El número de oxidación es –2.

PbCl2

El dicloruro de plomo es una de las combinaciones posibles de cloro y plomo.

En este caso el plomo tiene electrovalencia +2. El número de oxidación es +2.

El cloro tiene siempre electrovalencia –1. El número de oxidación es –1.

PbCl4

El tetracloruro de plomo es la otra de las combinaciones posibles de cloro y plomo.

En este caso el plomo tiene electrovalencia +4. El número de oxidación es +4.

El cloro tiene siempre electrovalencia –1. El número de oxidación es –1.

FeO

El monóxido de hierro es una de las combinaciones posibles de oxígeno y hierro.

El hierro tiene electrovalencia +2. El número de oxidación es +2.

El oxígeno tiene electrovalencia –2. El número de oxidación es –2.

Fe2O3

El trióxido de dihierro es la otra de las combinaciones posibles de oxígeno y hierro.

El hierro tiene electrovalencia +3. El número de oxidación es +3.

El oxígeno tiene electrovalencia –2. El número de oxidación es –2.

CO2

El dióxido de carbono es una de las combinaciones posibles de oxígeno y carbono.

El oxígeno es más electronegativo que el carbono, por lo que en todos los electrones compartidos (dos pares de electrones en cada enlace) consideramos de forma ficticia que la carga la tiene por completo el oxígeno. Como se trata de dos dobles enlaces consideramos a cada átomo de oxígeno con una carga –2. Y al átomo de carbono con una carga +4. Estos valores son los números de oxidación.

El oxígeno actúa con covalencia 2. El número de oxidación es –2.

El carbono actúa con covalencia 4. El número de oxidación es +4.



2

CO

El monóxido de carbono es la otra de las combinaciones posibles de oxígeno y carbono.

Como vimos en el ejemplo anterior el oxígeno es más electronegativo que el carbono. Consideramos de forma ficticia que la carga de los electrones compartidos la tiene por completo el oxígeno. Como se trata de un doble enlace consideramos al átomo de oxígeno con una carga igual a –2. Y al átomo de carbono con una carga +2. Estos valores son los números de oxidación.

El oxígeno actúa con covalencia 2. El número de oxidación es –2.


CCl4

El tetracloruro de carbono es la combinación de cloro y carbono.

El cloro es más electronegativo que el carbono, por lo que en todos los electrones compartidos (un par de electrones en cada enlace) consideramos de forma ficticia que la carga la tiene por completo el cloro. Como se trata de enlaces sencillos consideramos a cada átomo de cloro con una carga –1. Y al átomo de carbono con una carga +4. Estos valores son los números de oxidación.

El cloro actúa con covalencia 1. El número de oxidación es –1.




3

Halla los números de oxidación de los elementos químicos presentes en el ion dicromato.

El ion dicromato es Cr2O72–

El nº de oxidación del oxígeno es –2. Para calcular el nº de oxidación del cromo hay que tener presente que el ion tiene una carga igual a –2.

Por tanto: –2 = 7 (–2) + 2 n(Cr) n(Cr) = +6 (Observa que coincide con la electrovalencia del cromo al formar el ácido dicrómico)



4

Determina los números de oxidación de todos los elementos químicos presentes en las siguientes sustancias: ácido sulfúrico, ácido nítrico, ácido fosfórico, ácido hipocloroso, cloruro de calcio, sulfato de hierro(III), yoduro de plata, trióxido de azufre, ion sulfito, ion cromato, ion perclorato, ion nitrito.

Ácido sulfúrico: H2SO4

El número de oxidación del oxígeno es –2 y el del hidrógeno +1, por tanto:

0 = 2 · 1 + 4 · (–2) + Nox (S) Nox (S) = +6

Ácido nítrico: HNO3


0 = 2 · 1 + 3 · (–2) + Nox (N) Nox (N) = +5

Ácido fosfórico: H3PO4


0 = 3 · 1 + 4 · (–2) + Nox (P) Nox (P) = +5

Ácido hipocloroso: HClO


0 = 1 · 1 + 1 · (–2) + Nox(Cl) Nox (Cl) = +1

Cloruro de calcio: CaCl2

El número de oxidación del calcio es +2, por tanto el del cloro es –1.

Sulfato de hierro (III): Fe2(SO4)3

El número de oxidación del oxígeno es –2 y el del hierro +3, por tanto:

0 = 2 · 3 + 12 · (–2) + 3 · Nox (S) Nox (S) = +6

Yoduro de plata: AgI

El número de oxidación de la plata es +1, por tanto el del yodo es —1.

Trióxido de azufre: SO3

El número de oxidación del oxígeno es –2, por tanto el del azufre es +6.

Ion sulfito: SO32–

El número de oxidación del oxígeno es –2, por tanto:

–2 = 3 · (–2) + Nox (S) Nox (S) = +4

Ion cromato: CrO42–


–2 = 4 · (–2) + Nox(Cr) Nox (Cr) = +6

Ion perclorato: CIO4–


–1 = 4 · (–2) + Nox(Cl) Nox (Cl) = +7

Ion nitrito: NO2–


–1 = 2 · (–2) + Nox (N) Nox (N) = +3



5

Hallar el número de oxidación de todos los átomos de las siguientes especies neutras:

a) SO3 ; b) NaHCO3 ; c) K3PO4 ; d) HClO4

a) SO2

El número de oxidación del oxígeno es –2, por tanto el del azufre es +4.

b) NaHCO3

El número de oxidación del oxígeno es –2, el del hidrógeno +1 y el del sodio +1, el, por tanto:

0 = 1 · 1 + 1 · 1 + 3 · (–2) + Nox(C) Nox (C) = +4

c) K3PO4

El número de oxidación del oxígeno es –2 y el del potasio +1, por tanto:

0 = 3 · 1 + 4 · (–2) + Nox (P) Nox (P) = +5

d) HClO4


0 = 1 · 1 + 4 · (–2) + Nox(Cl) Nox (Cl) = +7



6

Hallar el número de oxidación de todos los átomos de los iones poliatómicos:

a) HAsO42— b) HCO3

– c) Pb(OH)+ d) MnO4–

a) HAsO42—


–2 = 1 ·1 + 4 · (–2) + Nox (As) –2 = –7 + Nox (As) Nox (As) = +5

b) HCO3–


–1 = 1 ·1 + 3 · (–2) + Nox (C) –1 = –5 + Nox (C) Nox (C) = +4

c) Pb(OH)+


+1 = 1 ·1 + 1 · (–2) + Nox (Pb) +1 = –1 + Nox (Pb) Nox (Pb) = +2

c) MnO4–


–1 = 4 · (–2) + Nox (Mn) –1 = –8 + Nox (Mn) Nox (Mn) = +7



7

3.- ECUACIONES QUÍMICAS DE LAS REACCIONES REDOX

Señalar cuáles de las siguientes reacciones son procesos redox:

a) Cu + 2 H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2 H2O

b) HCl + NaOH NaCl + H2O

c) 4 HCl + MnO2 MnCl4 + 2 H2O

d) AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3

a) Números de oxidación:

0 1 6 2 2 6 2 4 2 1 2

2 24 4 2Cu 2 H S O Cu S O S O 2 H O

El cobre y el azufre cambian de número de oxidación en el transcurso de la reacción Por tanto, éste es un proceso redox.

b) Números de oxidación:

1 1 1 2 1 1 1 1 2

2HCl NaOH NaCl H O

Esta reacción no es un proceso redox ya que ningún átomo cambia de número de oxidación.

c) Números de oxidación:

1 1 4 2 4 1 1 2

22 44 HCl MnO MnCl 2 H O

Ningún átomo cambia de número de oxidación Por tanto, éste no es un proceso redox.

d) Números de oxidación:

1 5 2 1 1 1 1 1 5 2

3 3AgNO NaCl AgCl NaNO

En esta reacción ningún átomo sufre un cambio en el número de oxidación. En consecuencia, no se trata de un proceso redox



8

Los objetos de plata en contacto con el aire contaminado con sulfuro de hidrógeno se ennegrecen como consecuencia de la formación de sulfuro de plata, que es de color negro:

2 2 2 2

12 Ag s + O g + H S g Ag S s + H O l

2

a) ¿se trata de una reacción redox?

b) ¿Cuál es el agente reductor?

c) Explicar por qué los objetos de plata no deben dejarse en contacto con huevos o mayonesa (que son muy ricos en azufre).


0 0 1 2 1 2 1 2

2 22 2

12 Ag s + O g + H S g Ag S s + H O l

2

En el transcurso de la reacción, la plata y el oxígeno cambian de número de oxidación, por lo que sí se trata de una reacción redox.

b) La plata elemental, Ag, se oxida, ya que su número de oxidación aumenta de 0 a +1. En consecuencia, es el agente reductor.

c) Para prevenir la oxidación de la plata a sulfuro de plata, AgS, que es un sólido negro.



9

Identificar cuál es el agente oxidante y cuál el reductor en los siguientes procesos redox:

a) 3 SO2 + 2 HNO3 + 2 H2O 3 H2SO4 + 2 NO

b) Nal + 3 HClO NaIO3 + 3 HCl

c) Fe + 2 HCl FeCl2 + H2

d) Cl2 + NaOH HClO + NaCl


4 2 1 5 2 1 2 1 6 2 2 2

2 22 3 43 S O 2 HNO 2 H O 3 H S O 2 NO

El azufre del SO2 aumenta su número de oxidación desde +4 hasta +6 y, por tanto, se oxida (esto es, pierde electrones). En consecuencia, el SO2 es el agente reductor.

Por el contrario, el nitrógeno del HNO3 disminuye su número de oxidación desde +5 a +2 y, consiguientemente, se reduce (esto es, gana electrones). Por tanto, el HNO3 es el agente oxidante.

a) Números de oxidación: 1 1 1 1 2 1 5 2 1 1

3Na l 3 HClO Na I O 3 HCl

El yodo del Nal aumenta su número de oxidación desde –1 hasta +5 y, por tanto, se oxida (esto es, pierde electrones). En consecuencia, el Nal es el agente reductor. Por el contrario, el cloro del HClO disminuye su número de oxidación desde +1 a —1 y, consiguientemente, se reduce (esto es, gana electrones). Por tanto, el HClO es el agente oxidante.


0 1 1 2 1 0

22Fe 2 HCl FeCl H

EI hierro aumenta su número de oxidación desde 0 hasta +2 y, por tanto, se oxida. En consecuencia, el Fe es el agente reductor. Por el contrario, el hidrógeno del HCl disminuye su número de oxidación desde +1 a 0 y, consiguientemente, se reduce. Por tanto, el HCl es el agente oxidante.


0 1 2 1 1 1 2 1 1

2Cl NaOH HClO NaCl

Uno de los átomos de cloro del Cl2 se reduce ya que su número de oxidación disminuye desde 0 hasta —1 en el NaCl. El otro átomo de cloro del Cl2 se oxida, aumentando su número de oxidación desde 0 a +1 en el HClO. Por tanto, aquí uno de los átomos de cloro del Cl2 es el agente oxidante y el otro es el agente reductor.



10

4.- AJUSTE DE LAS REACCIONES REDOX:

MÉTODO DEL ION–ELECTRÓN

Supongamos que queremos ajustar la siguiente reacción química que transcurre en medio ácido:

KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O

1) Escribir la ecuación de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento:

– – – 2 –4 2 2K MnO H Cl K ,Cl Mn 2Cl Cl , O, , H

Los números de oxidación son:

1 7 -2 1 1 1 1 2 1 0 1 22

224, H ,K MnO Cl K ,Cl Mn 2Cl Cl, H O

Fíjate bien: Para escribir una ecuación en forma iónica debemos escribir los iones que forman la sustancia con su carga correspondiente si la sustancia es iónica o se trata de un ácido (electrolitos). Si la sustancia es covalente no ácido, se escribe la molécula tal cual.

2) Escribir los elementos químicos que modifican su número de oxidación (en la especie química en que se encuentra).

El cloro en: Cl Cl 0

2

-1- se oxida.

El manganeso en: Mn OMn 2

2-4

2 7

se reduce.

3) Escribir las semirreacciones de oxidación y de reducción.

)(oxidación Cl Cl 0

2

-1-

)(reducción Mn MnO2

22- 7

-

4

4) Realizar el balance de masas:

a) Ajustar primero los átomos que no sean ni H ni O.

Se trata de que haya a ambos lados de la semirreacción el mismo número de átomos de todos los elementos que no sean ni H ni O. Para ello se añaden los coeficientes correspondientes:

En la reacción de oxidación hay un átomo de cloro a la izquierda y dos a la derecha, por lo que habrá que escribir el coeficiente 2 en el término de la izquierda:

2

- Cl 2Cl

En la reacción de reducción hay el mismo número de átomos de manganeso a un lado y a otro por lo que queda igual.

2-

4 Mn MnO

b) Ajustar los átomos de oxígeno añadiendo las moléculas de agua que sean necesarias.

Se trata de añadir tantas moléculas de agua como oxígenos haya al otro lado de la semirreacción; de esta manera el número de oxígenos queda igualado a ambos lados:

En la reacción de oxidación no hay átomos de oxígeno por lo que queda como estaba:

2

- Cl 2Cl

En la reacción de reducción hay cuatro oxígenos en el término de la izquierda y ninguno a la derecha, por lo que en el término de la derecha añadimos cuatro moléculas de agua:

OH2

2-

4 4 Mn MnO



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c) Ajustar los átomos de hidrógeno añadiendo los iones H+ necesarios.

Se trata de añadir iones H+ en el lado en que haya déficit de hidrógenos hasta que haya los mismos a un lado y a otro:

En la reacción de oxidación no hay átomos de hidrógeno por lo que queda como estaba:

2

- Cl 2Cl

En la reacción de reducción hay ahora ocho hidrógenos a la derecha y ninguno a la izquierda, por lo que en el término de la izquierda añadimos ocho H+:

OH2

2-

4 4 Mn8H MnO

5) Realizar el balance de cargas añadiendo electrones e igualar los electrones cedidos a los ganados.

En primer lugar tenemos que mirar el número de cargas totales que hay a ambos lados de cada semirreacción; añadimos tantas cargas negativas, en forma de electrones, como sean necesarias para que haya el mismo número de cargas a ambos lados:

– En la reacción de oxidación hay 2 cargas – a la izquierda y 0 cargas a la derecha, por lo que, para igualar las cargas, habrá que añadir 2 electrones a la derecha:

e2Cl 2Cl 2

-

– En la reacción de reducción hay un total de 7 cargas + (8 de los H+ menos 1 del MnO4–) a la

izquierda y 2 cargas + a la derecha, por lo que, para igualar las cargas habrá que añadir 5 electrones a la izquierda:

OHe 2

2-

4 4 Mn58H MnO

A continuación multiplicamos cada semirreacción por el número necesario para que queden los mismos electrones en las dos semirreacciones:

Para que haya los mismos electrones en las dos semirreacciones multiplicaremos la primera por 5 y la segunda por 2:

e2Cl 2Cl5 2

-

OHe 2

2-

4 4 Mn58H MnO2

Por lo que quedarán: e105Cl 10Cl 2

-

OHe 2

2-

4 8 Mn2 1016H 2MnO

6) Sumar las dos semirreacciones: – – + 2+

4 2 2 2 + 16 + 10 e 5 + 10 10 Cl MnO H Cl + 2 Mn + 8 H Oe

Eliminamos los electrones, puesto que tenemos los mismos a un lado y a otro: – – + 2+

4 2 2 2 + 16 10 Cl MnO H Cl 5 2 Mn + 8+ H O

Pasar a forma molecular:

Para pasarla a ecuación química ('molecular') ajustada identificamos los iones con las moléculas de las cuales proceden:

KMnO4 + HCl KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O

2KMnO4 + 16HCl KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O

Realizar el balance de materia, ajustando las especies que no aparecían anteriormente:

Vemos que a la izquierda hay 2 potasios y a la derecha sólo 1: esto es debido a que el potasio ni se oxida ni se reduce y por tanto hay que ajustarlo a ojo poniendo el coeficiente 2 en el cloruro de potasio. El hecho de que se oxiden 10 Cl– y que hayan aparecido 16HCl es debido a que 6 Cl– provenientes del HCl no se oxidan y continúan en el término de la derecha como tales (dos en el KCl y cuatro en el MnCl2).

La reacción queda por tanto:

2KMnO4 + 16HCl 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O



12

Supongamos que queremos ajustar la siguiente reacción química que transcurre en medio ácido:

I2 + HNO3 HIO3 + NO2 + H2O


Aquí, sólo el HNO3 y el HIO3 se encuentran ionizados puesto que son ácidos; el resto son sustancias covalentes no ácidos:

+ – + –2 3 3 2 2 , ,I + H NO H I O + NO + H O

Los números de oxidación son: 1 2 1 20 5 5 4 2 1 2

2 223 3 ,I + H ,NO H I O + NO + H O

2) Escribir los elementos químicos que modifican su número de oxidación.

El yodo en: OI I -

3

25 0

2

se oxida

El nitrógeno en: 2

24-

3

25

ON ON

se reduce


)(oxidación OI I -

3

25 0

2

)(ON ON 2

24-

3

25

reducción



En la reacción de oxidación hay dos átomos de yodo a la izquierda y uno a la derecha, por lo que habrá que escribir el coeficiente 2 en el término de la derecha:

32 2I IO

En la reacción de reducción hay el mismo número de átomos de nitrógeno a ambos lados por lo que queda no hay que añadir ningún coeficiente.

2

-

3 NO NO


En la reacción de oxidación hay seis átomos de oxígeno a la derecha (3 de cada ion yodato) y ninguno a la izquierda por lo que en el término de la izquierda añadimos seis moléculas de agua:

322 26I IOOH

En la reacción de reducción hay tres oxígenos en el término de la izquierda y dos a la derecha, por lo que en el término de la derecha añadimos una molécula de agua:

OH22

-

3 NO NO


En la reacción de oxidación hay ahora doce hidrógenos a la izquierda y ninguno a la derecha, por lo que en el término de la derecha añadimos doce H+:

HIOOH 1226I 322

En la reacción de reducción hay ahora dos hidrógenos a la derecha y ninguno a la izquierda, por lo que en el término de la izquierda añadimos dos H+:

OH22

-

3 NO 2H NO



13


En la reacción de oxidación no hay cargas a la izquierda y 10 cargas + a la derecha (12 de los H+ menos 2 de los dos del IO3

–), por lo que, para igualar las cargas, habrá que añadir 10 electrones a la derecha:

eHIOOH 101226I 322

En la reacción de reducción hay un total de 1 carga + (2 de los H+ menos 1 del NO3–) a la izquierda y

ninguna carga a la derecha, por lo que, para igualar las cargas habrá que añadir 1 electrón a la izquierda:

OHe 22

-

3 NO 12H NO

A continuación multiplicamos cada semirreacción por el número necesario para que queden los mismos electrones en las dos semirreacciones:

Para que haya los mismos electrones en las dos semirreacciones basta con multiplicar la segunda por 10:

eHIOOH 101226I 322

OHe 22

-

3 NO 12H NO10

Por lo que quedarán: eHIOOH 101226I 322

OHe 22

-

3 1010NO 1020H 10NO

6) Sumar las dos semirreacciones:

– + – +2 2 3 3 2 2I + 6 H O + 10NO H I + 20 + 10 e 2 + 12 + O H + 10 NO + 10 10 H e O

Eliminamos los electrones, y simplificamos los H+ y las moléculas de H2O que se encuentran a ambos lados:

– + –2 3 3 2 2I + 10NO H IO 10 NO + 8 2 + + 4 H O

Para pasar a forma molecular ajustada identificamos los iones con las moléculas de las cuales proceden:

I2 + 10 HNO3 2 HIO3 + 10 NO2 + 4 H2O

El hecho de que en la reacción iónica aparezcan 8H+ en los reactivos y que en la molecular aparezcan 10, es debido a que hay 2H+ en los productos que se restarían de los 10 de los reactivos para dar un balance de 8.



14

Supongamos que queremos ajustar la siguiente reacción química que transcurre en medio básico:

Cr2(SO4)3 + KClO3 + KOH K2CrO4 + KCl + K2SO4 + H2O


Aquí todas las sustancias menos el agua son iónicas por lo que:

3 2 2 24 3 4 4 2

3 2 1 2 1 1 1 2 1 16 1 2 63 2 2

4 3 4

2Cr ,3SO K ,ClO K ,OH 2K ,CrO K ,Cl 2K ,SO H O

2Cr ,3 S O K ,ClO K ,OH 2K ,CrO K ,Cl 2K

1 26 1 22

24, S O H O

2) Escribir los elementos químicos que modifican su número de oxidación.

El cromo en: OCr Cr2 -2

-2

4

6 33

se oxida.

El cloro en: Cl OlC 1

--3

-25

se reduce.


)(oxidación OCr Cr2 -2

-2

4

6 33

)(reducción Cl OlC 1--

3

-25



En la reacción de oxidación hay dos átomos de cromo a la izquierda y uno a la derecha por lo que se pone el coeficiente 2 a la derecha

CrO2 2Cr -2

4

3

En la de reducción el número de átomos de cloro es el mismo a ambos lados por lo que no hay que añadir ningún coeficiente.

Cl ClO --

3


En la reacción de oxidación hay ocho oxígenos en el término de la derecha y ninguno a la izquierda, por lo que en el término de la izquierda añadimos ocho moléculas de agua:

CrO2 O8H 2Cr -2

42

3

En la reacción de reducción hay tres átomos de oxígeno a la izquierda y ninguno a la derecha por lo que en el término de la derecha añadimos tres moléculas de agua:

O3H Cl ClO 2

--

3


En la reacción de oxidación hay ahora dieciséis hidrógenos a la izquierda y ninguno a la derecha, por lo que en el término de la derecha añadimos 16 H+:

H16 CrO2 O8H 2Cr -2

42

3

En la reacción de reducción hay ahora seis hidrógenos a la derecha y ninguno a la izquierda, por lo que en el término de la izquierda añadimos seis H+:

O H3 Cl H6 ClO 2

--

3



15

d) Añadir a ambos lados de la ecuación el mismo número de iones OH– que iones H+ haya. (Los iones OH– junto con los H+ que se encuentren al mismo lado de una ecuación forman moléculas de agua).

Aquí radica la diferencia en el ajuste de reacción en el caso de que el medio sea básico:

Añadimos 16 OH– a ambos lados de la reacción de oxidación:

--2

4

-

2

3 OH 16 H16 CrO2 OH 16 O8H 2Cr

Los 16 H+ y los 16 OH– del término de la derecha forman 16 moléculas de H2O:

O H16 CrO2 OH 16 O8H 2Cr 2

-2

4

-

2

3

Añadimos 6 OH– a ambos lados de la reacción de reducción:

-

2

---

3 OH 6 O H3 ClOH 6 H6 ClO

Los 6 H+ y los 6 OH– del término de la izquierda forman 6 moléculas de H2O:

-

2

-

2

-

3 OH 6 O H3 ClO H6 ClO

Se simplifican las moléculas de agua que estén a ambos lados:

O H8 CrO2 OH 16 2Cr 2

-2

4

-3

--

2

-

3 OH 6 ClO H3 ClO


En la reacción de oxidación hay 10 cargas negativas a la izquierda (6 + de los cromo(III) y 16 – de los hidróxidos) y 4 cargas negativas a la derecha, por lo que, para igualar las cargas, habrá que añadir 6 electrones a la derecha:

-

2

-2

4

-3 6e O H8 CrO2 OH 16 2Cr

En la reacción de reducción hay un total de 1 carga negativas a la izquierda y siete cargas negativas a la derecha, por lo que, para igualar las cargas habrá que añadir 6 electrones a la izquierda:

---

2

-

3 OH 6 Cl6e O H3 ClO

No es necesario multiplicar por ningún número pues ya hay los mismos electrones en las dos semirreacciones.

6) Sumar las dos semirreacciones y pasar a forma molecular. Realizar el balance de materia, ajustando las especies que no aparecían anteriormente.

---

2

-2

4

-

2

-

3

-3 6eOH 6 Cl O H8 CrO2 6e O H3 ClO OH 16 2Cr

Cl O H5 CrO2 ClO OH 10 2Cr -

2

-2

4

-

3

-3

Pasar a forma molecular:

Cr2(SO4)3 + KClO3 + 10 KOH 2 K2CrO4 + KCl + K2SO4 + 5 H2O

Como el SO4 no interviene en la oxidación reducción hay que ajustarlo ahora, puesto que hay 3 sulfatos en los reactivos y sólo 1 en los productos:

Cr2(SO4)3 + KClO3 + 10 KOH 2 K2CrO4 + KCl + 3 K2SO4 + 5 H2O

Con lo que quedan ajustados todos los elementos.



16

Ajustar por el método del ion-electrón la siguiente ecuación química:

KMnO4(aq) + H2O2(aq) + HCl(aq) MnCl2(aq) + O2(g) + H2O(l) + KCl(aq)

Ajustamos en medio ácido:

1) Escribimos la ecuación de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento: 1 2 1 1 2 1 1 17 1 1 0 1 2

22 22 24K ,MnO H O H ,Cl Mn ,2Cl O H O K ,Cl

2) Escribimos los elementos químicos que modifican su número de oxidación (en la especie química en que se encuentra).

El oxígeno en: 1 1 0

2 2 2H O O

El manganeso en: 27 2

24MnO Mn

3) Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción. 1 1 0

2 2 2

2 272

4

(oxidación)H O O

MnO Mn (Reducción)

4) Realizamos el balance de masas:

Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: ya están ajustados.

Ajuste de átomos de oxígeno (añadiendo H2O):

2 2 2

24 2

H O O

MnO Mn 4H O

Ajuste de átomos de hidrógeno (añadiendo H+)

2 2 2

24 2

H O O 2H

MnO 8H Mn 4H O

5) Realizamos el balance de carga:

Ajuste de cargas de cada semirreacción (con electrones)

2 2 2

24 2

H O O 2H 2e

MnO 8H 5e Mn 4H O

Nº de electrones ganados = Nº de electrones cedidos

2 2 2

24 2

2 2 2

24 2

5 H O O 2H 2e

2 MnO 8H 5e Mn 4H O

5H O O 10H 10e

2MnO 16H 10

5

2e Mn 8H O

6) Sumamos las dos semirreacciones: + + - +2

2 2 4 2 2

+ +- +22 2 4 2 2

5 H O + 2 MnO + 16 H + 10 e 5 O 10 H + 10 e + 2 Mn + 8 H O

5 H O + 2 MnO + 16 H 5 O 10 H + 2 Mn + 8 H O

Balance de H+: Al haber 16 H+ en los reactivos y 10 H+ en los productos, el balance es de 6 H+ en los reactivos:

+ +22 2 4 2 25 H O + 2 MnO + 6 H 5 O 2 Mn + 8 H O

(Ecuación iónica ajustada)


4 2 2 2 2 22 KMnO aq 5 H O aq 6 HCl aq MnCl aq 5 O g 8 H O l 2 K2 C aq l

Observa que ni el K ni el Cl se oxidan o reducen y hay que escribir el coeficiente 2 en el KCl para que queden ajustados ambos.



17

Ajustar por el método del ion-electrón la siguiente ecuación química:

KI(aq) + H2O2(aq) + HCl(aq) I2(aq) + KCl(aq) + H2O(l)

Ajustamos en medio ácido:

1) Escribimos la ecuación de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento:

1 1 1 1 1 11 1 0 1 2

2 2 22K ,I H O H ,Cl I K ,Cl H O


El yodo en: 1 0

2I I se oxida

El oxígeno en: 1 1 1 2

2 22H O H O se reduce

3) Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción.

1 0

2

1 1 1 2

2 22

I I

H O H O (Reducción

(oxida ón

)

ci )


Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O:

Ajustamos el yodo:

2

2

2 2

2

H H

I

O

I

O


2 2

2

2 2

2

H O H

I

O

I

O H


2 2

2

2

2

H O 2H H

I

O

I

2



2 2

2

2

2e

H O 2H O

2I

2e H

I

2


Ya se cumple

6) Sumamos las dos semirreacciones:

2 222H O 2H 2 O2I HI



2 2 2 2

2 2 2 2

KI aq H O aq HCl aq I aq KCl aq H O l

2KI aq H O aq 2HCl aq I aq

KCl aq 2H O l



18

Ajustar, por el método del ion-electrón, las siguientes reacciones en medio ácido:

4 2 22a) HCl KMnO Cl KCl MnCl H O

1) Escribimos la ecuación de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento: 1 1 1 2 1 1 2 17 0 1 2

2224H ,Cl K ,MnO Cl K ,Cl Mn ,2Cl H O


El cloro en: 1 0

2 se oxidC al Cl

El manganeso en: 27 2

24MnO Mn se reduce


24

22Cl Cl

MnO Mn

(oxid

(

ación)

Reducción)


Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: El cloro no está ajustado y el manganeso sí, luego:

22Cl Cl

24MnO Mn


24 2

22Cl Cl

MnO Mn 4H O


24

2

2

2Cl Cl

MnO 8H Mn 4H O



24

2

2

2Cl Cl 2e

MnO 8H 5e Mn 4H O


24 2

2

24

2

2

5 2Cl Cl 2e

2 MnO 8H 5e Mn 4H O

10Cl Cl 105

2

e

2MnO 16H 10e Mn 8H O


4 22

210Cl 2MnO 16H C M H5 l 2 n 8 O


Si queremos escribir la reacción global en forma molecular, identificamos los iones con las moléculas de las cuales proceden:

Ecuación química ('molecular') ajustada:

4 2 2216HCl 2KMnO Cl 2KCl 2MnCl 8 H O5

Hay que observar que solo 10 de los 16 átomos de cloro contenidos en las 16 moléculas de HCl se oxidan. Por dicha razón, el coeficiente del HCl hemos tenido que ajustarlo por tanteo.



19

2 2 7 2 3 3 2b) K Cr O FeCl HCl CrCl FeCl KCl H O

1) Escribimos la ecuación de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento: 2 2 3 3

2 7 2

1 2 2 1 1 1 3 3 162 2 3 3

2 7

2K ,Cr O Fe ,2Cl H ,Cl Cr ,3Cl Fe ,3Cl K ,Cl H O

2K ,Cr O Fe ,2Cl H ,Cl Cr ,3Cl Fe ,3Cl

1 1 1 2

2 K ,Cl H O


2 32 3

2 362 3

2 7

Fe Fe se oxida

El

El hie

cromo: Cr O Cr se reduc

rr :

e

o

3) Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción. 2 3

2 32 7

Fe Fe

Cr

(oxi

O Cr

dación)

(Reducción)


Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: 2 3

2 32 7

Fe Fe

Cr O 2Cr

Ajuste de átomos de oxígeno (añadiendo H2O): 2 3

2 32 7 2

Fe Fe

Cr O 2Cr 7H O

Ajuste de átomos de hidrógeno (añadiendo H+) 2 3

2 32 7 2

Fe Fe

Cr O 14H 2Cr 7H O


Ajuste de cargas de cada semirreacción (con electrones) 2 3

2 32 7 2

Fe Fe 1e

Cr O 14H 6e 2Cr 7H O


2 3

2 32 7 2

2 3

2 32 7 2

6 Fe Fe 1e


6Fe 6Fe 6e


6) Sumamos las dos semirreacciones: 2 2 3 3

2 7 26Fe Cr O 14H 6Fe 2Cr 7H O


La pasamos a ecuación química ('molecular') ajustada. Tenemos que darnos cuenta de que el coeficiente de KCl hay que ajustarlo por tanteo.

2 2 7 2 3 3 2

2 2 7 2 3 3 2

K Cr O FeCl HCl CrCl FeCl KCl H O

K Cr O 6 FeCl 14 HCl 2 CrCl 6 FeCl 2 KCl 7 H O



20

3 3 2 2c) Cu HNO Cu(NO ) NO H O


23 3 2

1 2 2 20 5 5 2 2 1 22

23 3

Cu H ,NO Cu ,2NO NO H O



202

25 2 2

3

El cobre en: Cu Cu se oxida

El nitrógeno en: NO NO se reduce

3) Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción. 2

3

Cu Cu

NO NO(Reducción)

(oxidación)


Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: Están ajustados tanto el cobre como el nitrógeno.

Ajuste de átomos de oxígeno (añadiendo H2O): 2

3 2

Cu Cu

NO NO 2H O

Ajuste de átomos de hidrógeno (añadiendo H+) 2

3 2

Cu Cu

NO 4H NO 2H O


Ajuste de cargas de cada semirreacción (con electrones) 2

3 2

Cu Cu 2e

NO 4H 3e NO 2H O


2

3 2

2

3 2

3 Cu Cu 2e

2 NO 4H 3e NO 2H O

3Cu Cu 6e

2

3

NO 8H 6 N2e O 4H O

6) Sumamos las dos semirreacciones: 2

3 233Cu 2NO 8H Cu N 4 O2 O H


Si queremos escribir la reacción global en forma molecular, identificamos los iones con las moléculas de las cuales proceden. Tenemos que observar en este caso que no todos los átomos de nitrógeno del HNO3 se reducen. Por dicha razón, el coeficiente del HNO3 hay que ajustarlo por tanteo: el número de H+ revela dicho coeficiente.


3 3 2 2

3 3 2 2

Cu HNO Cu(NO ) NO H O

3Cu 8HNO 3Cu(NO ) 2NO 4H O



21

3 2 3 4d) P HNO H O H PO NO

1) Escribimos la ecuación de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento: 3

3 2 4

1 2 1 20 5 1 2 5 2 2 1 23

2 23 4

P H ,NO H O 3H ,PO NO

P H ,NO H O 3H ,P O NO H O


20 534

25 2 2

3

El fósforo en: P P O se oxida



3

P PO

NO NO(Reducción)

(oxidación)


Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: Están ajustados tanto el fósforo como el nitrógeno.


2 4

3 2

P 4H O PO

NO NO 2H O


2 4

3 2

P 4H O PO 8H

NO 4H NO 2H O



2 4

3 2

P 4H O PO 8H 5e

NO 4H 3e NO 2H O


32 4

3 2

32 4

3 2

3 P 4H O PO 8H 5e

5 NO 4H 3e NO 2H O

3P 12H O PO 24H 15e

5NO 20H 15e NO 10H O

3

5


2 3 4 2

32 3 4 2

32 3 4

3P 12H O 5NO 20 H 15e PO 24H 15e NO 10H O

3P 12H O 5NO 20 H PO 24H NO 10H O

Hacemos balance de las moléculas de agua y de los H :

3P 2H O 5NO PO 4H NO

3 5

3 5

3 5


Escribimos la reacción global en forma molecular, identificando los iones con las moléculas de las cuales proceden.


3 2 3 4

3 2 3 4

P HNO H O H PO NO

3P 5HNO 2H O 3H PO 5NO



22

4 6 2 2 3 4e) As O Cl H O H AsO HCl

1) Escribimos la ecuación de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento: 3

4 6 2 2 4

1 2 1 13 2 0 1 2 53

24 6 2 4

As O Cl H O 3H ,AsO H ,Cl

As O Cl H O 3H ,AsO H , C l


23 2 53

4 6 4

10

2

El arsénico: As O AsO se oxida

El cloro: Cl Cl se reduce


4 6 4

2

As (oxidacióAs O O

Cl Cl (Reduc ó

n)

ci n)



Tenemos que ajustar tanto el arsénico como el cloro: 3

4 6 4

2

As O 4A

2

Os

Cl Cl


4 6 2 4

2

4AAs O 10H O O

C l2l C

s


4 6 2 4

2

As O 10H O O 20 H

Cl C

4As

2 l



4 6 2 4

2

As O 10H O O 20 H4As

2

8e

Cl 2e Cl


34 6 2 4

2

34 6 2 4

2

As O 10H O O 20 H 8e

4 Cl 2e Cl

As O 10H O O 20 H 8e

4

4As

2

4As

Cl 8e Cl8


4 6 2 2 4

34 6 2 2 4

4As 8As O 10H O 4Cl 8e O 20 H 8e Cl

As O 10H O 4Cl O 20 H4 s 8CA l


Escribimos la reacción global en forma molecular, identificando los iones con las moléculas de las cuales proceden. (Observamos que los 20 H+ proceden de dos ácidos diferentes)


4 6 2 2 3 4

4 6 2 2 3 4

As O Cl H O H AsO HCl

As O 4Cl 10H O 4H AsO 8HCl



23

Utilizando el método del ion-electrón, ajusta y completa (si fuera necesario) las siguientes reacciones iónicas en medio ácido:

a) Sn (s) + NO3– (aq) SnO2 (s) + NO (g)

b) I2 (s) + CIO– (aq) IO3– (aq) + Cl– (aq)

–3 2a) Sn NO SnO NO

1) Escribimos la ecuación de forma iónica (ya la tenemos así) y ponemos los números de oxidación de cada elemento:

–3 2

20 5 4 2 2 2

23

Sn NO SnO NO

Sn NO SnO NO


0 4 2

2

25 2 2

3

El estaño en: Sn SnO se oxida



2

3

Sn SnO

NO NO(Reducción

(oxidaci

)

ón)


Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: Están ajustados tanto el estaño como el nitrógeno.


2 2

3 2

Sn 2H O SnO

NO NO 2H O


2 2

3 2

Sn 2H O SnO 4H

NO 4H NO 2H O



2 2

3 2

Sn 2H O SnO 4H 4e

NO 4H 3e NO 2H O


2 2

3 2

2 2

3 2

3 Sn 2H O SnO 4H 4e

4 NO 4H 3e NO 2H O

3Sn 6H O SnO 12H 12e

4N

3

O 16H 12e NO 8H4 O


2 3 2 2

2 3 2 2

3 2 2

3Sn 6H O 4NO 16H 12e SnO 12H 12e NO 8H O

3Sn 6H O 4NO 16H SnO 12H NO 8H O


3Sn

3 4

3 4

3 44NO 4H SnO NO 2H O

Ecuación iónica ajustada tal y como nos pide el enunciado. Se ha completado con los H+ de los reactivos (del ácido nítrico) y con el agua resultante en los productos.



24

– – –2 3b I CIO IO C) l

1) Escribimos la ecuación de forma iónica (ya la tenemos de esa forma) con los números de oxidación de cada elemento:

2 2 10 1 5

2 3I ClO I O Cl


El yodo en: 20 5

2 3I se oxi aI dO

El cloro en: 2 11

ClO Cl se reduce

3) Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción. –

2 3

– –

I IO

CIO Cl

(oxida

(Re

ció

du

)

)

n

cción


Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: Ajustamos el yodo. El cloro está ya ajustado.

–2 3

– –

(oxidación)I 2IO

CIO Cl (Reducción)

Ajuste de átomos de oxígeno (añadiendo H2O): –

2 2 3

– –2

I 6H O 2IO

CIO Cl H O

Ajuste de átomos de hidrógeno (añadiendo H+) –

2 2 3

– –2

I 6H O 2IO 12H

CIO 2H Cl H O


Ajuste de cargas de cada semirreacción (con electrones) –

2 2 3

– –2

I 6H O 2IO 12H 10e

CIO 2H 2e Cl H O


–2 2 3

– –2

–2 2 3

– –2

I 6H O 2IO 12H 10e

5 CIO 2H 2e Cl H O

I 6H O 2IO 12H 10e

5 CIO 10 H 10e C5 l 5 H O


– – –2 2 3 2

– – –2 2 3 2

– – –2 2 3

I 6H O 5 CIO 10 H 10e 2IO 12H 10e 5 Cl 5 H O

I 6H O 5 CIO 10 H 2IO 12H 5 Cl 5 H O

Hacemos balance de las moléculas de agua:

I H O 5 CIO 10 H 2IO 12H 5 Cl

Hacemos balance de los

t

H

–

– –3

– – –2 2 3

eniendo en cuenta los 5 CIO de los reactivos a los que

asignamos 5 H y los y 2 IO 5 Cl de los productos con 7H :

I H O 5 CIO 5 H 2IO

7H 5 l C

Ecuación iónica ajustada. Se ha completado con el agua en los reactivos y los H+ de los reactivos y de los productos.



25

Utilizando el método del ion-electrón, ajustar y completar (si fuera necesario) las siguientes

reacciones iónicas en medio básico: a) SO32– (aq) + MnO4

– (aq) SO42– (aq) + MnO2 (s)

b) MnO4– (aq) + I– (aq) MnO4

2– (aq) + IO3– (aq)

2– – 2–3 4 4 2a) SO MnO SO MnO

1) Escribimos la ecuación de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento: 2 2 24 7 6 4 22 2

23 4 4 S O MnO S O MnO


2 24 62 23 4

27 4 2

24

El azufre: S O S O se oxida

El manganeso: MnO MnO se reduce

3) Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción. 2– 2–

3 4

4 2

(oxidación)SO SO

MnO MnO (Reducción)


Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: El azufre y el manganeso están ya ajustados.

Ajuste de átomos de oxígeno (añadiendo H2O): 2– 2–

3 2 4

4 2 2

SO H O SO

MnO MnO 2H O

Ajuste de átomos de hidrógeno (añadiendo H+) 2– 2–

3 2 4

4 2 2

SO H O SO 2H

MnO 4H MnO 2H O

Añadir a ambos lados de la ecuación el mismo número de iones OH– que iones H+ haya. (Los iones OH– junto con los H+ que se encuentren al mismo lado de una ecuación forman moléculas de agua).

2– 2– 2– 2–3 2 4 3 2 4 2

4 2 2 4 2 2 2

2– 2–3 4 2

4 2 2

SO H O 2OH SO 2H 2OH SO H O 2OH SO 2H O

MnO 4H 4OH MnO 2H O 4OH MnO 4H O MnO 2H O 4OH

Que, ajustando la moléculas de agua, queda:

SO 2OH SO H O

MnO 2H O MnO 4O

H


Ajuste de cargas de cada semirreacción (con electrones) 2– 2–

3 4 2

4 2 2

SO 2OH SO H O 2e

MnO 2H O 3e MnO 4OH


2– 2–3 4 2

4 2 2

2– 2–3 4 2

4 2 2

3 SO 2OH SO H O 2e

2 MnO 2H O 3e MnO 4OH

3SO 6OH SO 3H O 6e

2MnO

3

24H O 6e MnO 8OH

6) Sumamos las dos semirreacciones: 2– 2–

3 4 2 4 2 2

2– 2–3 4 2 4 2 2

2– 2–3 4 2 4 2

3SO 6OH 2MnO 4H O 6e SO 3H O 6e MnO 8OH

3SO 6OH 2MnO 4H O SO 3H O MnO 8OH

Ajustando las moléculas de agua y los iones OH :

3SO 2MnO H O SO MnO 2OH Ecuación ióni

2

c

3 2

3

3 2

a ajustada



26

– – 2– –4 4 3b MnO I MnO) IO

1) Escribimos la ecuación de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento: 12 2 27 6 5

– 24 4 3MnO I MnO I O


25–

3

2 27 6

1

24 4

El yodo: I I O se oxida


3) Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción. – –

3

2–4 4

I IO

MnO MnO

(oxidación

(Redu ón)

)

cci


Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: El yodo y el manganeso están ya ajustados.

Ajuste de átomos de oxígeno (añadiendo H2O): – –

2 3

2–4 4

I 3H O IO

MnO MnO

Ajuste de átomos de hidrógeno (añadiendo H+) – –

2 3

2–4 4

I 3H O IO 6H

MnO MnO

Añadir a ambos lados de la ecuación el mismo número de iones OH– que iones H+ haya. (Los iones OH– junto con los H+ que se encuentren al mismo lado de una ecuación forman moléculas de agua).

– – – –2 3 2 3 2

2– 2–4 4 4 4

I 3H O 6OH IO 6H 6OH I 3H O 6OH IO 6H O

MnO MnO MnO MnO


Ajuste de cargas de cada semirreacción (con electrones) – –

2 3 2

2–4 4

I 3H O 6OH IO 6H O 6e

MnO 1e MnO


– –2 3 2

2–4 4

– –2 3 2

2–4 4


6 MnO 1e MnO


6MnO 6e MnO6

6) Sumamos las dos semirreacciones: – – 2–

2 4 3 2 4

– – 2–2 4 3 2 4

– 2– –4 4 3 2

I 3H O 6OH 6MnO 6e IO 6H O 6e MnO

I 3H O 6OH 6MnO IO 6H O MnO

Ajustando las moléculas de agua y ordenándola:

6MnO I 6 OH

6

6

6 MnO IO 3H O




27

Hay sustancias que pueden sufrir distintos procesos de oxidación o de reducción, dependiendo del medio en el que se encuentre.

Una muy utilizada es el permanganato de potasio KMnO4: en medio ácido se reduce a Mn2+ y en medio básico lo hace a MnO2. Este hecho se pone de manifiesto porque el ion MnO4

– es violeta, el ion Mn2+ es incoloro y la manganesa (MnO2) es una sal poco soluble de color pardo. Escribe las reacciones de reducción del ion permanganato.

Si te fijas, este ejercicio ya ha sido planteado en este apartado. La reducción del ion permanganato en medio ácido está resuelta en el primer ejemplo de ajuste que vimos en este apartado así como en dos de los ejercicios resueltos y la reducción en medio básico la hemos realizado en uno de los ejercicios resueltos.

En medio ácido:

MnO4– + 8 H+ + 5 e– Mn2+ + 4 H2O

En medio básico:

MnO4– + 2 H2O + 3 e– MnO2+ 4 OH–



28

De la misma manera que había sustancias que se pueden comportar como ácidos o como bases, también hay sustancias que se comportan como oxidantes frente a unas y como reductores frente a otras sustancias.

Una de ellas es el agua oxigenada H2O2 que puede actuar como oxidante y como reductor, tanto en medio ácido como en medio básico. Escribe las correspondientes reacciones sabiendo que tanto en medio ácido como en medio básico al oxidarse desprende oxígeno y al reducirse forma agua.

La oxidación del peróxido de hidrógeno (desprende oxígeno) es: H2O2 O2

La reducción del peróxido de hidrógeno (desprende agua) es: H2O2 H2O

En medio ácido:

Oxidación: 1 2 0

2 2 22 2 2 2 2 2 2 2 2H O O H O O H O 2H H O H eO O 2 2

Reducción:

1 2 1 2

2 222 2 2 2 2 2 2 2 2 2

2 2 2

H O H O H O H O H O H O H O H O 2H 2H O

2eH O 2H 2H O

En medio básico:

Oxidación:

1 2 0

2 2 22 2 2 2 2 2 2 2 2

2 2 2 2 2 2 2 2

2H 2H O O H O O H O O H O O

H O O H O H O O H O

OH 2H 2OH

2OH 2 2OH 2 2e

Reducción:

1 2 1 2

2 222 2 2 2 2 2 2 2 2 2

2 2 2 2 2 2 2 2 2

H O H O H O H O H O H O H O H O 2H 2H O

H O 2H 2OH 2H O 2OH H O 2H O 2H O 2O

2H H O 2OHe

EN RESUMEN:

En medio ácido:

Oxidación: H2O2 O2 + 2 H+ + 2 e– (al oxidarse el peróxido de hidrógeno actuaría como reductor)

Reducción: H2O2 + 2 H+ + 2 e– 2 H2O (al reducirse el peróxido de hidrógeno actuaría como oxidante)

En medio básico:

Oxidación: H2O2 + 2 OH– O2 + 2 H2O+ 2 e– (al oxidarse el peróxido de hidrógeno actuaría como reductor)

Reducción: H2O2 + 2 e– 2 OH– (al reducirse el peróxido de hidrógeno actuaría como oxidante)



29

5.- ESTEQUIOMETRÍA DE LAS REACCIONES REDOX.

Para comprobar si una persona que conduce se encuentra en estado ebrio se han diseñado unos aparatos que son capaces de medir la cantidad de alcohol (etanol) presente en el aliento. Uno de estos aparatos se basa en el proceso redox según el cual una disolución ácida de iones dicromato, Cr2O7

2– (aq), que tiene un color anaranjado, cambia a color verde por formación del ion Cr3+(aq) en la oxidación del etanol a etanal:

H+(aq) + Cr2O72– (aq) + C2H5OH (l) Cr3+(aq) + C2H4O(l) + H2O(l)

En una prueba analítica cuantitativa se necesitaron 10 mL de disolución ácida de dicromato 0,1 M para oxidar completamente la cantidad de etanol presente en 250 mL de la mezcla gaseosa procedente del aliento de un conductor. Calcula la cantidad de etanol presente en la muestra analizada.

La ecuación iónica ajustada es:

H+(aq) + Cr2O72– (aq) + 3 C2H5OH (l) 2 Cr3+(aq) + 3 C2H4O(l) + 7 H2O(l)

El número de moles de dicromato consumido es:

n (Cr2O72–) = V · M = (0,01 L ) · (0,1 mol/L) = 10–3 mol.

El número de moles de etanol presente se puede calcular mediante un sencillo balance estequiométrico:

2 5 2 5 2 5

2–2 7

2 5

2 5

C H OH C H OH

33

3C H OH

1 mol 10 molx 3 10 mol de etanol

3 mol x

P.m.(

( P

Cr O

C H OH

C H OH) 46

m g m 3 10) 46 0,138gn

2-



30

El yodo se obtiene a partir del yodato de sodio (NaIO3), el cual se extrae de los depósitos naturales existentes en Chile.

a) Ajustar, por el método del ion-electrón, la ecuación que describe el proceso en el que se obtiene

yodo a partir del yodato de sodio: – –3

2–3 2 4IO HSO I SO

b) Calcular el número de gramos de yodo que se obtienen a partir de 0,800 kg de yodato de sodio.

DATOS: 1mol NaIO3 = 197,89g; 1 mol I2 = 253,8g

a) Ajustamos la reacción:

1) Escribimos la ecuación de forma iónica (ya la tenemos de esa forma) con los números de oxidación de cada elemento:

– – 2–3 2 4

2 2 25 1 4 0 62

23 3 4

3 IO HSO I SO

I O H S O I S O


2 21 4 62

3 4

25 0

23

El azufre: H S O S O se oxida

El yodo: I O I se reduce


– 2–3 4

–3 2

(oxidaciónHSO SO

IO I (Reducc n)

)

ió


Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: Ajustamos el yodo. El azufre está ya ajustado.

– 2–3 4

–3 2

HSO SO

2IO I


– 2–3 2 4

–3 2 2

HSO H O SO

2IO I 6H O


– 2–3 2 4

–3 2 2

HSO H O SO 3H

2IO 12H I 6H O



– 2–3 2 4

–3 2 2

HSO H O SO 3H 2e

2IO 12H 10e I 6H O


– 2–3 2 4

–3 2 2

– 2–3 2 4

–3 2 2

5 HSO H O SO 3H 2e

2IO 12H 10e I 6H O

5HSO 5H O SO 15H 10e

2IO 12H 10e I 6H O

5



31

6) Sumamos las dos semirreacciones: – – 2–

3 2 3 4 2 2

– – 2–3 2 3 4 2 2

– – 2–3 3 4 2 2

5HSO 5H O 2IO 12H 10e SO 15H 10e I 6H O

5HSO 5H O 2IO 12H SO 15H I 6H O


5HSO 2IO S

5

5

35 O H I H O

b) Calculamos los gramos de yodo: – – 2–

3 3 4 2 2

–3 2

REACCIÓN AJUSTADA: 5HSO 2IO SO 3H I H O

2NaIO I

DATOS : 800g x

5

RELACIÓN ENTRE MOLES 2 moles de NaIO3 1 mol de I2

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (NaIO3)

33

3

1 mol ( ) 197,89g 800gy 4,04 mol de

y mol ( ) 80

NaIONaIO

NaI 0g 19O 7,89g

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (I2)

22

2

3

3

2 mol ( ) 1mol (I )z 2,02 mol de I

4,04 mol ( ) z mol

NaIO

NaIO (I )

CÁLCULO EN GRAMOS de la sustancia problema (I2)

22

2 2

1mol (I ) 253,8gx 512,7 g de I

2,02 mol de I x g(I )



32

Una muestra de 1,104 g de una sal de hierro(II) necesita para su valoración 28,60 mL de una disolución de KMnO4 0,02M. Halla el tanto por ciento de hierro presente en dicha sal.

DATO: Masa atómica Fe = 55,8

Al ser una reacción redox, el ion permanganato se reducirá a ion manganeso(II) y por tanto el ion hierro(II) se oxidará a ion hierro(III):

2 32 3

2 272

4

El hierro: Fe Fe se oxida

El manganeso: MnO Mn se reduce

Las semirreacciones que se producen son:

2 2 2

2 2 24 4 4

22

24

3 3 3

2

3

4

2

3

2

Fe FeFe (oxidación) Fe Fe

4H O H 4H O

5 Fe 1eFe 1e

H 5e 4H

Fe

MnO Mn (Reducción) MnO Mn MnO 8 Mn

FeFe

MnO 8 Mn MnO HO 58

2

3

2

2

224

e 4H O

5Fe 5 5e

H 5e 4H

Mn

Fe

MnO O8 Mn

Luego sumando ambas semirreacciones, la reacción que tiene lugar es:

43

22 25Fe HMnO 8 Fe M5 4 On H

En el punto de equivalencia se ha completado la reacción.

2

2

4+ 3 2REACCIÓN AJUSTADA: 5 MnO + 8 Fe Mn

DATOS: x 2

Fe

8,60mL; 0,02M

H 5 4H

O

RELACIÓN ENTRE MOLES 5 mol de Fe2+ 1 mol de MnO4—

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (MnO4—)

4

4

MnO —

4M

4

dnd

O

nM n M V (L) 0,02 0,0286 5,72 10 mol de

L)MnO

V (

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (Fe2+)

24

4 3

Fe

2

MnOn 5 n 5 5,72 10 2,86 10 mol de Fe

CÁLCULO EN GRAMOS de la sustancia problema (Fe)

La masa en g de Fe presente en disolución es:

3

1mol (Fe) 55,8gx 0,16 g de Fe

x g(Fe)2,86 10 mol (Fe)

Luego:0,16g

% de Fe = 100 14,49%1,104g



33

Dada la reacción: KMnO4 + KI + H2SO4 I2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O

a) Ajústala por el método del ion-electrón.

b) Se dispone de una disolución 2M de permanganato de potasio. ¿Qué volumen habrá que utilizar si se quieren obtener 2 moles de yodo?

a) Ajustamos la reacción por el método del ion-electrón:


2 2 2 24 4 2 4 4 2

1 2 1 1 1 2 2 2 1 27 6 0 6 6 1 22 2 2 2

2 24 4 4 4

K ,MnO K ,I 2H ,SO I Mn ,SO 2K ,SO H O

K ,MnO K ,I + 2H , S O I Mn , S O 2K , S O H O


1 0

2

2 272

4

El yodo: I I se oxida



2

24MnO

I I (o

Mn

xidaci

(Reducci

ón)

ón)



2

24MnO

2I I

Mn


2

24 2Mn

2

O O

I I

Mn 4H


2

24 2MnO 8H Mn 4

2

H O

I I



2

24 2

2e

MnO 8H 5e Mn 4H O

2I I


2

2

24 2

24 2

5 2I 2e

2 MnO 8H 5e Mn 4H

I

5I

O

10I 10e

2MnO 16H 1 20e Mn 8H O


224 2

22

4 2

10I 2MnO 16H 10e 10e Mn 8H O

10I 2M

5I 2

nO 5I 216H Mn 8H O




34

La ecuación molecular (añadiendo los K+ y SO4=) necesarios es:

2 KMnO4 + 10 KI + 8 H2SO4 5 I2 + 2 MnSO4 + 6 K2SO4 + 8 H2O

b) Calculamos el volumen de la disolución de permanganato 2M

4 2 4 2 4 2 4 2REACCIÓN AJUSTADA: 2 KMnO 10 KI 8 H SO 5 I 2 MnSO 6 K SO 8 H O

DATOS : 2M; ¿V? 2 moles

RELACIÓN ENTRE MOLES 2 mol de KMnO4 5 mol de I2

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (KMnO4)

2

4

2

4 4KMnO K2 moles x moles x 0,8 moles

5 moles 2

MnO

molesnO

I KM

I

CÁLCULO EN VOLUMEN de la sustancia problema (KMnO4)

4 4KMnO KMnO

d

d

n n 0,8M V (L) 0,4L

V (L) M 2

SOLUCIÓN: 0,4 litros de KMnO4 2M.



35

En presencia de ácido sulfúrico, el óxido de manganeso (IV) reacciona con el yoduro de potasio formándose yodo, sulfato de manganeso (II), sulfato de potasio y agua.

a) Escribir la reacción correspondiente a dicha reacción y ajustarla por el método del ion-electrón.

b) ¿Cuántos gramos de yodo pueden obtenerse a partir de 2 kg de pirolusita, un mineral que contiene un 75 % de óxido de manganeso (IV)?

DATOS: Masas atómicas: O = 16; Mn = 55; I = 127

(EvAU. Comunidad de Madrid. Modelo 2021)

a) Ajustamos la reacción:

2 2 4 4 2 2 4 2MnO Kl H SO MnSO I K SO H O


2 2 2 22 4 4 2 4 2

1 1 1 2 2 2 1 24 2 6 6 0 6 1 22 2 2 2

2 22 4 4 4

MnO K ,I 2H ,SO Mn ,SO I 2K ,SO H O

MnO K ,I + 2H , S O Mn , S O I 2K , S O H O


1 0

2

24 22

2

El yodo: I I se oxida



2

22MnO M

I I (ox

n

idaci

(

ón)

Reducción)



2

22Mn Mn

2

O

I I


22

2

2

2

MnO M H O

I

n 2

I


22 2

2

MnO 4H Mn 2

2

H O

I I



2

22 2

2e

MnO 4H

2

2e Mn 2H O

I I

Nº de electrones ganados = Nº de electrones cedidos: Ya se cumple


22 2

2

2

22 2MnO 4H 2e 2e Mn 2H O

MnO

2I I

2I I4H Mn 2H O




36

La ecuación molecular es:

2 2 4 4 2 2 4 2MnO 2Kl 2H SO MnSO I K SO 2H O

b) Calculamos los gramos de yodo:

2 2 4 4 2 2 4 2REACCIÓN AJUSTADA: MnO 2Kl 2H SO MnSO I K SO 2H O

DATOS : 2000 0,75g = x

=

1500g

RELACIÓN ENTRE MOLES 1 mol de MnO2 1 mol de I2

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (NaIO3)

1 mol MnO2 = 55 + 2 · 16 = 87

22

2

1 mol (MnO ) 87g 1500gy 17,24 mol de MnO

y mol (MnO ) 1500g 87g

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (I2)

2

z 17,24 mol de I

CÁLCULO EN GRAMOS de la sustancia problema (I2)

1 mol de I2 = 2 · 127 = 254g

22

2 2

1mol (I ) 254gx 4378,96 g de I

17,24 mol de I x g(I )



37

En medio ácido sulfúrico, reaccionan una disolución de dicromato de potasio con una disolución de sulfato de hierro(II), y se obtiene sulfato de cromo(III), sulfato de hierro(III), sulfato de potasio y agua.

a) Ajuste la reacción iónica global por el método del ion-electrón e indique cuál es la especie oxidante y cuál la reductora.

b) Ajuste la reacción molecular por el método del ion-electrón.

c) Calcule el rendimiento con el que transcurre esta reacción si a partir de 4,0 g de dicromato de potasio se obtienen 12,0 g de sulfato de hierro(III).

Datos. Masas atómicas: O = 16,0; S = 32,1; K = 39,1; Cr = 52,0; Fe = 55,8.

(EvAU. Comunidad de Madrid. Septiembre 2020)

a) Ajustamos la reacción iónica e indicamos la especie oxidante y reductora:


2 22 2 7 4 2 4 4 4 2 4 2

2 2 2 2 3 2 3 2 22 7 4 4 4 4 4 2

1 2 2 2 16 62 2 2

2 7

3 3

4

K Cr O FeSO H SO SO SO K SO H O

2K ,Cr O Fe ,SO + 2H ,SO 2Cr ,3SO 2Fe ,3SO 2K ,SO H O

2K ,Cr O Fe ,

Cr Fe

S O 2H , S

2 3 2 3 26 6 6 1 22 3 2 3 2 2

24 4 4 4O 2Cr ,3 S O 2Fe ,3 S O 2K ,SO H O


2 32 3

2 362 3

2 7

2

22 7

El hierro: Fe Fe se oxida, luego es la especie REDUCTORA.

El cromo: Cr O Cr se reduce, luego es la especie OXIDANTE.

ESPECIE REDUCTORA: Fe

ESPECIE OXIDANTE: Cr O


2 3

2 32 7

Fe Fe

Cr

(oxi

O Cr

dación)

(Reducción)



2 3

2 32 7

F

2

e Fe

Cr O Cr


2 3

2 32 7 2

Fe Fe

Cr O Cr 7H O2


2 3

2 32 7 2

Fe Fe

Cr O 14H Cr 7H O2



2 3

2 32 7 2

Fe Fe 1e

Cr O 14H 6e Cr 72 H O



38

Nº de electrones ganados = Nº de electrones cedidos:

2 3

2 32 7 2

2 3

2 32 7 2

6 Fe Fe 1e

Cr O 14H 6e Cr 7H O

6Fe Fe 6e

Cr O 14H 6

2

6

e Cr O2 7H

6) Sumamos las dos semirreacciones: 2 2 3 3

2 7 2

2 2 3 32 7 2

6Fe Cr O 14H 6e Fe 6e Cr 7H O

6Fe Cr O 14H F

6

e Cr H O

2

6 72


b) Ajustamos la reacción molecular:

2 2 7 4 2 4 4 4 2 4 2

2 2 3 32 7

2 23

2

3K Cr O FeSO H SO SO SO K SO H O

6Fe Cr O 1

Cr Fe

64H 2Fe Cr 7H O

Tenemos que sustituir las especies iónicas por los compuestos correspondientes, los 14 H+ se corresponden con 7 H2SO4, y los 6 Fe3+ con 3 Fe2(SO4)3. Además tenemos que fijarnos que en el segundo miembro está el K2SO4, en el que no se ha producido ni oxidación ni reducción.

La ecuación molecular es:

2 2 7 4 2 4 4 423 3 22 4 2Cr 3FeK Cr O 6FeSO 7H SO SO SO K SO 7H O

c) Calculamos el rendimiento de la reacción:

La masa molecular del dicromato de potasio K2Cr2O7 es: 39,1 · 2 + 52,0 · 2 + 16,0 · 7 = 294,2, luego un mol de dicromato de potasio son 294,2g.

La masa molecular del sulfato de hierro(III) Fe2(SO4)3 es: 55,8 · 2 + 32.1 · 3 + 16,0 · 12 = 399,9, luego un mol de sulfato de hierro(III) son 399,9g.

Como 1 mol de dicromato de potasio origina 3 moles de sulfato de hierro(III), tenemos que:

4

4

2

34

32

2 3

3 399 9 294 2 3 399 9 4 016 31 de

4 0 294 2

2 2 7

2 2 7

, g Fe, g , ,SOK Cr Ox SO

K Cr O SO, g Fe

, g x g Fe ,

Teóricamente se tendrían que obtener 16,31 g de Fe2(SO4)3.

El rendimiento del proceso es:

Real

Teórica

m 12,0gRendimiento = · 100 = 100 = 73,6%

m 16,31g



39

Una disolución de permanganato de potasio en medio ácido sulfúrico, oxida al agua oxigenada formándose oxígeno, sulfato de manganeso (II), sulfato de potasio y agua.

a) Formule y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción que tienen lugar.

b) Ajuste las reacciones iónica y molecular globales por el método del ion-electrón.

c) Calcule el volumen de O2, medido a 210C y 720 mm Hg, que se libera al añadir permanganato de potasio en exceso a 200 mL de peróxido de hidrógeno 0,01 mol L−1.

Datos. R = 0,082 atm·L·mol–1·K–1.


a) La reacción es: KMnO4 + H2SO4 + H2O2 O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O


– 2 2 2 24 4 2 2 2 4 4 2

1 7 -2 1 2 2 26 1 1 0 6 1 22 2 2 2

2 22 24 4 4 4

K MnO 2H ,SO H O O Mn ,SO 2K ,SO H O

K MnO 2H , S O H O O Mn , S O 2K ,SO

,

, H O


1 1 0

2 2 2

7 -2 22

4

El oxígeno en: H O O se oxida

El manganeso en: MnO Mn se reduce


2 2 2

– 24

H O O

MnO Mn

(oxid

(

ación)

Reducción)


Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: El manganeso ya está ajustado.


2 2 2

– 24 2

H O O

MnO Mn 4H O


2 2 2

– 24 2

H O O 2H

MnO 8H Mn 4H O



2 2 2

– 24 2

H O O 2H 2e

MnO 8H 5e Mn 4H O

Estas son las semirreacciones de oxidación y de reducción.

b) Ajustamos las reacciones iónica y molecular globales:

Realizamos el balance de carga con las dos semirreacciones obtenidas


2 2 2

– 24 2

2 2 2

– 24 2

5

5 H O O 2H 2e

2 MnO 8H 5e Mn 4H O

5H O O 10H 10e

2MnO 16H 10e M2 n 8H O



40

Sumamos las dos semirreacciones:

– 22 2 4 2 2

– 22 2 4 2 2

5H O 2MnO 16H 10e O 10H 10e Mn 8H O

5

5

H O 2MnO 6H O Mn 8H

2

2 O5


Para escribir la reacción global en forma molecular, identificamos los iones con las moléculas de las cuales proceden.


4 2 4 2 2 2 4 2 4 2

4 2 4 2 2 2 4 2 4 2

KMnO H SO H O O MnSO K SO H O

2KMnO 3H SO 5H O O 2MnSO K 8H O5 SO

Los iones K+ y SO42–, que ni se oxidan ni se reducen también quedan ajustados.

c) Calculamos el volumen de O2:

RELACIÓN ENTRE MOLES: 5 mol de H2O2 5 mol de O2 luego: 1 mol de H2O2 1 mol de O2

MOLES DE LA SUSTANCIA CONOCIDA (H2O2)

2 2H O

3

disolución 2 2 2 2

disolución

nM n V (L) 0,2 0,01 2 10 mol de

V (L)H O H O

MOLES DE LA SUSTANCIA PROBLEMA (O2): 3

22 10 mo de Ol

CÁLCULO EN VOLUMEN DE LA SUSTANCIA PROBLEMA (O2):

Para ello utilizamos la ley de los gases ideales:

3

2

atm Ln(mol) R T K

2 10 0,082 273 21mol KPV nRT V(L) 5,09 10 L

P(atm) 720 760



41

Una muestra de dióxido de manganeso reacciona con ácido clorhídrico comercial de densidad 1,18 kg·L–1 y una riqueza del 38% en masa, obteniéndose cloro gaseoso, cloruro de manganeso(II) y agua.

a) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción.

b) Escriba la reacción molecular global ajustada por el método del ion electrón.

c) Calcule la masa de dióxido de manganeso de la muestra si se obtienen 7,3 L de gas cloro, medidos a 1 atm y 20 ºC.

d) Calcule el volumen de ácido clorhídrico comercial que se consume en la reacción.

Datos. R = 0,082 atm·L·mol–1·K–1; Masas atómicas: H = 1,0; O = 16,0; Cl = 35,5; Mn = 55,0

(EvAU. Comunidad de Madrid. Julio 2018)

a) La reacción es:

MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O


– 2 –2 2 2

1 1 2 14 2 0 1 22

222

MnO H Cl Mn 2Cl Cl H O, ,

H ,MnO Cl ,Mn 2Cl Cl H O


1 0

2

24 22

2

El cloro en: Cl Cl se oxida

El manganeso en: MnO Mn se reduce

3) Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción. –

2

22

Cl Cl

MnO Mn

(oxidación)

(Reducción)


Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: El manganeso ya está ajustado. Ajustamos el cloro:

–2

22

2Cl Cl

MnO Mn


2

22 2

2Cl Cl

MnO Mn 2H O


2

22 2

2Cl Cl

MnO 4H Mn 2H O



2

22 2

2Cl Cl 2e

MnO 4H 2e Mn 2H O

Estas son las semirreacciones de oxidación y de reducción.

b) Ajustamos la reacción molecular global:

Realizamos el balance de carga con las dos semirreacciones obtenidas

Nº de electrones ganados = Nº de electrones cedidos: Ya están igualados



42

Sumamos las dos semirreacciones: – 2

2 2 2

– 22 2 2

2Cl MnO 4H 2e Cl 2e Mn 2H O

2Cl MnO 4H Cl Mn 2H O


Para escribir la reacción global en forma molecular, identificamos los iones con las moléculas de las cuales proceden. Como hay 4 H+ los asignamos al HCl, pero de los 4 cloruros solo 2 se oxidan para formar Cl2 quedando los otros dos Cl– sin oxidar (MnCl2).


2 2 2 2

2 2 2 2

MnO HCl MnCl Cl H O

MnO 4HCl MnCl Cl 2H O

c) Calculamos la masa de dióxido de manganeso:

RELACIÓN ENTRE MOLES 1 mol de MnO2 1 mol de Cl2

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (Cl2)

2

nRT P V 1atm 7,3LV n 0,30 mol de Cl

atm LP R T0,082 273 20 K

mol K

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (MnO2): 0,30 mol de MnO2.

CÁLCULO EN GRAMOS de la sustancia problema (MnO2):

P.m. MnO2 = 1 · 55,0 + 2 · 16,0 = 87,0

1 mol MnO2 = 87,0 g

22

2

1 mol (MnO ) gx 26,1 g de MnO

0,30 mol (MnO ) xg

87,0

d) Calculamos el volumen de ácido clorhídrico comercial:

RELACIÓN ENTRE MOLES 1 mol de MnO2 4 mol de HCl

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (MnO2): 0,30 mol de MnO2.

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (HCl): 4 · 0,30 = 1,20 mol de HCl.

CÁLCULO EN GRAMOS de la sustancia problema (HCl):

P.m. HCl = 1,0 + 35,5 = 36,5 1 mol HCl = 36,5 g

1 mol (HCl) g

x 43,8 g de HCl1,20 mol (HCl) xg

36,5

CÁLCULO EN GRAMOS de la disolución comercial (38% HCl):

HCl puro HCl puro

Disolución

Disolución

m 100 m38 100 43,8 = m = =115,3gm 100 38 38

VOLUMEN de la disolución comercial (38% HCl):

m m 115,3g 0,1153kgV 0,0977L 97,7mL

V 1,18kg L 1,18kg L



43

6.- MÁS EJERCICIOS RESUELTOS DE REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN (1ª PARTE DEL TEMA)

En medio básico el permanganato de potasio reacciona con el sulfito de potasio, dando dióxido de manganeso, sulfato de potasio e hidróxido de potasio.

a) Escriba las semirreacciones ajustadas que tienen lugar e indique cuál es el oxidante y cuál el reductor.

b) Escriba ajustadas la reacción iónica global y la reacción molecular global.

c) Calcule el volumen de una disolución de permanganato de potasio 0,25 M que reacciona con 20mL de una disolución de sulfito de potasio 0,33 M.


a) Ajustamos las semirreacciones de oxidación y de reducción e indicamos qué especie actúa como oxidante y cuál como reductora:

Dada la ecuación: 2 24 3 2 4KMnO SO MnO SO K KOHK

La escribimos de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento:

4 3 2 4

– 2– 2– –4 3 2 4

1 2 1 2 1 2 17 4 4 2 62 2 –

2

2 2

12

4 3 4

KMnO SO MnO SO KOH

K ,MnO 2K ,SO MnO 2K ,SO K ,

K ,MnO 2K , S O

K K

OH

MnO 2K , S O K ,OH

Según nos indica el enunciado hay dos elementos químicos que modifican su número de oxidación. El azufre que pasa de número de oxidación +4 en el ion sulfito a número de oxidación +6 en el ion sulfato y el manganeso que pasa de estado de oxidación +7 en el ion permanganato a estado +4 en el dióxido de manganeso. Los escribimos en la especie química en que se encuentra:

2 24 62 23 4

27 4 2

24

El azufre: S O S O se oxida


Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción: 2– 2– 2–

3 4 3

4 2 4

SO SO SO

MnO MnO (Red

(oxidación) REDUC

ucción) OXI

TOR:

DANTE:MnO

Realizamos el balance de masas:

Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: El azufre y el manganeso están ya ajustados.

Ajuste de átomos de oxígeno (añadiendo H2O): 2– 2–

3 2 4

4 2 2

SO H O SO

MnO MnO 2H O

Ajuste de átomos de hidrógeno (añadiendo H+) 2– 2–

3 2 4

4 2 2

SO H O SO 2H

MnO 4H MnO 2H O

Como estamos en medio básico, añadimos a ambos lados de la ecuación el mismo número de iones OH– que iones H+ haya. (Los iones OH– junto con los H+ que se encuentren al mismo lado de una ecuación forman moléculas de agua).

2– 2– 2– 2–3 2 4 3 2 4 2

4 2 2 4 2 2 2

SO H O 2OH SO 2H 2OH SO H O 2OH SO 2H O

MnO 4H 4OH MnO 2H O 4OH MnO 4H O MnO 2H O 4OH

Que, ajustando la moléculas de agua, queda:

2– 2–3 4 2

4 2 2

SO 2OH SO H OSEMIRREACCIONES AJUSTADAS

MnO 2H O MnO 4OH



44

b) Escribimos la reacción iónica global y la reacción molecular global ajustadas:

Para escribir la reacción iónica global realizamos primero el balance de carga:

Ajuste de cargas de cada semirreacción (con electrones) 2– 2–

3 4 2

4 2 2

SO 2OH SO H O 2e

MnO 2H O 3e MnO 4OH


2– 2–3 4 2

4 2 2

2– 2–3 4 2

4 2 2

3 SO 2OH SO H O 2e

2 MnO 2H O 3e MnO 4OH

3SO 6OH SO 3H O 6e

2MnO

3

24H O 6e MnO 8OH

Sumamos las dos semirreacciones: 2– 2–

3 4 2 4 2 2

2– 2–3 4 2 4 2 2

2– 2–3 4 2 4 2

3SO 6OH 2MnO 4H O 6e SO 3H O 6e MnO 8OH

3SO 6OH 2MnO 4H O SO 3H O MnO 8OH

Ajustando las moléculas de agua y los iones OH :

3SO 2MnO H O SO M

3 2

3 2

3 2 nO 2OH

Que es la ECUACIÓN IÓNICA GLOBAL AJUSTADA.


2 2

2 2

4 3 2 4

4 3 22 4

KMnO SO MnO SO KOH

2KMnO SO MnO

K K

3K SO 2KH O 2 H3K O

Que es la ECUACIÓN “MOLECULAR” GLOBAL AJUSTADA:

c) Calculamos el volumen de la disolución de permanganato de potasio 0,25M

24 3 2 42 2REACCIÓN AJUSTADA: 2KMnO SO MnO SO 2KOH

DATOS : ¿V? 0,25M

3K

20mL, 0,33M

H O 2 3K

RELACIÓN ENTRE MOLES 2 mol de KMnO4 3 mol de K2SO3

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (K2SO3)

2 3K SO 2

3d 3

d

3 2

nM n V (L) 0,33 0,02 6,6 10 mol de

V (K SO

L)K SO

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (KMnO4)

4 44

2 3 2

33

33

2 moles x moles 6,6 10 2x 4,4 10 mol

3 moles 6,6 10

KMnO KMn

mol

OKMnO

K SO K SO 3

CÁLCULO EN VOLUMEN de la sustancia problema (KMnO4)

4

4

KM3

d d

nO

KMnO

4d

nn 4,4 10M V (L) 0,017

KMnO6L V 17,6mL

V (L) 0,25

SOLUCIÓN: 17,6 mL de KMnO4 0,25M.



45

A 25 mL de una disolución de HNO3 0,24 M se le añaden 15 g de Cu(s) y se obtiene Cu2+ y NO.

a) Escriba y ajuste por el método del ion-electrón las semirreacciones de oxidación y reducción, y las reacciones iónica y molecular global.

b) Justifique cuantitativamente cuál es el reactivo limitante.

c) Calcule la concentración final de iones Cu2+ en disolución, suponiendo que el volumen no ha variado.

d) Determine el volumen de NO obtenido a 0,98 atm y 250C.

Datos. Masa atómica: Cu = 63,5. R = 0,082 atm·L·mol–1·K–1.


a) Escribimos y ajustamos las semirreacciones de oxidación y de reducción y las reacciones iónica y molecular global:

Dada la ecuación: 3 3 2 2Cu HNO Cu(NO ) NO H O

La escribimos de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento:

3 3 2 2

23 3 2

1 2 2 20 5 5 2 2 1 22

23 3




Escribimos los elementos químicos que modifican su número de oxidación (en la especie química en que se encuentra).

202

25 2 2

3

El cobre en: Cu Cu se oxida


Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción. 2

3

Cu Cu

NO NO(Reducción)

(oxidación)


Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: Están ajustados tanto el cobre como el nitrógeno.


3 2

Cu Cu

NO NO 2H O


3 2

Cu Cu

NO 4H NO 2H O

Realizamos el balance de carga:


3 2

Cu Cu 2eSEMIRREACCIONES AJUSTADAS

NO 4H 3e NO 2H O


2

3 2

2

3 2

3 Cu Cu 2e

2 NO 4H 3e NO 2H O

3Cu Cu 6e

2

3

NO 8H 6 N2e O 4H O



46


23 233Cu 2NO 8H Cu N 4 O2 O H



Tenemos que observar en este caso que no todos los átomos de nitrógeno del HNO3 se reducen. Por dicha razón, el coeficiente del HNO3 hay que ajustarlo por tanteo: el número de H+ revela dicho coeficiente.


3 3 2 2

3 3 2 2


3Cu 8HNO 3Cu(NO ) 2NO 4H O

Que es la ECUACIÓN “MOLECULAR” GLOBAL AJUSTADA.

b) Justificamos cuál es el reactivo limitante:

3 3 2 2REACCIÓN AJUSTADA: 3Cu 8HNO 3Cu(NO ) 2NO 4H O

DATOS : 15g 25mL, 0,24M

CÁLCULO EN MOLES de Cu

Cu

1mol Cu 63,5g

15gn 0,236 mol Cu

63,5g mol

CÁLCULO EN MOLES de HNO3

3 dHNO 3 3

d

nM n V (L) 0,24 0,025 0,006 mol de

V (L)HNO HNO

RELACIÓN MOLAR: 33 moles de Cu reaccionan con 8 mol de HNO

Calculamos el nº de moles de HNO3 que reaccionarían con los moles de Cu que tenemos (0,236):

3

3

3 moles de Cu 0,236 mol de Cu 0,236 8x 0,629

x 3 mol de HNO

8 mol de HNO

Como tenemos menos moles de HNO3 de los que reaccionarían ya que solo hay 0,006 moles, el ácido nítrico es el reactivo limitante y el cobre está en exceso.

c) Calculamos la concentración final de iones Cu2+ en disolución:

El reactivo limitante es el ácido nítrico, luego haremos el cálculo con los 0,006 moles de nítrico:

3 3 2 2REACCIÓN AJUSTADA: 3Cu 8HNO 3Cu(NO ) 2NO 4H O

DATOS : 0,006mol 25mL, ¿M?

RELACIÓN MOLAR: 8 mol de HNO3 producen 3 mol de Cu2+

CÁLCULO EN MOLES de Cu2+

23 3 3

2 2

8 moles H 0,006 moles H 0,006 3x 2,25 10 mol

3 moles x mole

NO NOCu

Cu Cus 8

CÁLCULO DE LA CONCENTRACIÓN de Cu2+

32

d

n 2,25 10Cu 0,09M

V (L) 0,025



47

d) Determinamos el volumen de NO obtenido a 0,98 atm y 250C.

Partimos del reactivo limitante:

3 3 2 2

0

REACCIÓN AJUSTADA: 3Cu 8HNO 3Cu(NO ) 2NO 4H O

DATOS : 0,006mol 0,98atm; 25 C

RELACIÓN MOLAR: 8 mol de HNO3 producen 2 mol de NO.

CÁLCULO EN MOLES de NO:

3 3 38 moles H 0,006 moles H 0,006 2x 1,5 10 mol

2 moles NO x moles N

O

8

NOO

O

NN

CÁLCULO EN VOLUMEN de NO


3

2

PV nRT

atm Ln(mol) R T K

1,5 10 0,082 273 25mol KV(L) 3,74 10 L

P(atm) 0,98

V(NO) 37,4mL



48

Se hace reaccionar una disolución de cloruro de sodio con permanganato de potasio en medio ácido sulfúrico obteniéndose sulfato de manganeso (II), cloro, sulfato de potasio, sulfato de sodio y agua. a) Ajuste por el método del ion-electrón las semirreacciones de oxidación y reducción que tienen lugar, e indique las especies que actúan como oxidante y como reductora.

b) Ajuste las reacciones iónica y molecular global.

c) Calcule la masa, en kg, de cloruro de sodio necesaria para obtener 1 m³ de cloro, medido a 750mm de Hg y 30 0C, sabiendo que el rendimiento es del 80%.

Datos: Masas atómicas: Na = 23,0; Cl = 35,5. R = 0,082 atm·L·mol–1·K–1.



4 2 4 4 2 2 4 2 4 2NaCl KMnO H SO MnSO Cl K SO Na SO H O

La escribimos de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento: – 2 2 2 2 2

4 4 4 2 4 4 2

1 1 1 2 1 2 2 2 1 27 6 6 0 62 2 2 2

24 4 4 4

Na Cl K ,MnO 2H ,SO Mn ,SO Cl 2K ,SO 2Na ,SO H O

Na Cl K ,MnO 2H , S O Mn ,

,

, S O Cl 2K , S O

1 26 1 22

242Na , S O H O


1 0

2

2 272

4

El cloro: Cl Cl se oxida


Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción.

2

4

–

2

Cl Cl

MnO Mn

(oxidac

(Reducció

ón)

n)

i



2

24Mn

2Cl

M

l

O

C

n


24

2

2Mn

2Cl

O O

Cl

Mn 4H


24

2

2MnO

2Cl Cl

8H Mn 4H O



2

24 2

2eSEMIRREACCIONES AJUSTADAS

MnO 8H 5e Mn 4H O

2Cl Cl


2

2

24 2

24 2

5 2 2e

2 MnO 8H 5e Mn 4H

Cl Cl

Cl 5Cl

O

10 10e

2MnO 16H 10e Mn 8H2 O



49

Sumamos las dos semirreacciones: 2

4 22

24 22

10 2MnO 16H 10e 10e MCl 5Cl 2

Cl

n 8H O

10 2MnO 16H Mn 8H O5Cl 2



4 2 4 4 2 2 4 2 4 2

4 2 4 4 2 2 4 2 4 2

NaCl KMnO H SO MnSO Cl K SO Na SO H O

10NaCl 2KMnO 8H SO MnSO 5Cl K SO Na SO 8H O2

Observamos que hay que ajustar el número de iones sodio, iones potasio e iones sulfato los cuales no han tenido ni oxidación ni reducción. Basta con asignar al sulfato de sodio el coeficiente 5 y dejar con el coeficiente 1 al sulfato de potasio:

4 2 4 4 2 2 4 2 4 210NaCl 2KMnO 8H SO MnSO 5Cl K SO 5Na SO 8H O2

Esta es la ECUACIÓN “MOLECULAR” GLOBAL AJUSTADA.

c) Calculamos la masa, en kg, de cloruro de sodio:

4 2 4 4 2 2 4 2 4 2

3

REACCIÓN AJUSTADA: 10NaCl 2KMnO 8H SO MnSO 5Cl K SO 5Na SO 8H O

DATOS : ¿m(kg)? 1m

2

750mmHg

0 30 C

RELACIÓN ENTRE MOLES 10 mol de NaCl 5 mol de Cl2 luego: 2 mol de NaCl 1 mol de Cl2

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (Cl2) que necesitamos:


3

2

750 760 10P(atm) V(L)PV nRT n 39,72 mol de Cl

atm L 0,082 273 30R T K

mol K

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (NaCl): n(NaCl) = 2·39,72 = 79,44 mol de NaCl

CÁLCULO EN GRAMOS de la sustancia problema (NaCl)

1 mol de NaCl = 23,0 + 35,5 = 58,5g

1mol (NaCl) 58,5g

x 4647 g de NaCl 4,647 kg de NaCl79,44 mol de NaCl x g(NaCl)

Esta es la masa de NaCl que se necesitaría para obtener esa cantidad de cloro si el proceso transcurriera con un 100% de rendimiento, pero como el rendimiento de la reacción es solamente del 80%, necesitaremos una cantidad mayor de reactivo para compensar las pérdidas, por lo que los cálculos a realizar son:

100% x 4,647kg 100x 5,809kg de NaCl

80% 4,647kg 80



50

El HNO3 reacciona con Cl2, para dar HClO3, NO2, y H2O.

a) Nombre todos los compuestos implicados en la reacción.

b) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción que tienen lugar, por el método ion-electrón, indicando la especie que actúa como oxidante y la que actúa como reductora.

c) Escriba las reacciones iónica y molecular globales ajustadas.

d) Calcule cuántos gramos de HClO3 se obtienen cuando se hacen reaccionar 15 g de Cl2 del 80%de riqueza en masa, con un exceso de HNO3.

Datos: Masas atómicas: H = 1,0; O = 16,0; Cl = 35,5


a) Nombramos todos los compuestos:

2

3

3

2

2

: Cloro molecular

: ácido nítrico -

: ácido clórico

Cl

HNO hidrogeno trioxidonitrato

HClO hidrogeno trioxidoclorato

NO

H O: Agua

-

: dióx

- óxido

ido de nitrógeno

de dihidrógeno

b) Ajustamos las semirreacciones de oxidación y de reducción e indicamos qué especie actúa como oxidante y cuál como reductora:

Dada la ecuación: 2 3 3 2 2Cl HNO HClO NO H O

La escribimos de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento: + – + –

2 3 3 2 2

1 2 1 20 5 5 4 2 1 2

22 23 3

Cl + H NO H ClO + NO + H O

Cl + H ,NO H ClO

, ,

, + NO + H O


20 5

2 3

25 4 2

23

El cloro: Cl ClO se oxida

El nitrógeno: NO NO se reduce

Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción. –

2 3 2

– –3 2 3

Cl ClO Cl .

NO NO (Redu

(oxidación) :E

cción) NO

SPECIE REDUCTORA

:ESPECIE OXIDANTE.


Ajuste de todos los átomos, excepto los de H y O: –

2 3

–3 2

Cl C2 lO

NO NO


2 2 3

–3 2 2

Cl 6H O ClO

N H

2

O NO O


2 2 3

–3 2 2

Cl 6H O ClO 12H

NO 2H NO H

2

O



2 2 3

–3 2 2

Cl 6H O 10e ClO 12HSEMIRREACCIONES AJUSTADAS

NO 2H NO H O

2

1e



51

c) Escribimos las reacciones iónica y molecular globales ajustadas.


–2 2 3

–3 2 2

–2 2 3

–3 2 2

Cl 6H O 10e ClO 12H

10 NO 2H NO H O 1e

Cl 6H O 10e ClO 12H

10NO 20 H NO 10H O 10e

2

2

10


– –2 2 3 3 2 2

– –2 2 3 3 2 2

– –2 3 3 2 2

Cl 6H O 10e 10NO 20 H ClO 12H NO 10H O 10e

Cl 6H O 10NO 20 H ClO 12H NO 10H O

Hacemos balance de las moléculas de agua:

Cl 10NO 20 H ClO 12H NO 4H

2 10

2 10

2 O

Hacemos balance de l

10

–3

–3

– –2 3 3 2 2

os H teniendo en cuenta los 10 NO de los reactivos a los que

asignamos 10 H y los 2 ClO de los productos con 2H :

Cl 10NO 10 H ClO 2H NO 4H

2 10 O



2 3 3 2 2

2 3 3 2 2

Cl HNO HClO NO H O

Cl 10 HNO HClO 10 NO 4 H O2

Que es la ECUACIÓN “MOLECULAR” GLOBAL AJUSTADA.

d) Calculamos los gramos de HClO3:

2 3 3 2 2REACCIÓN AJUSTADA: Cl 10 HNO HClO 10 NO 4 H O

DATOS : 15g(80%)

2

¿g?

RELACIÓN ENTRE MOLES 1 mol de Cl2 2 mol de HClO3

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia conocida (Cl2)

La masa de cloro, teniendo en cuenta que su riqueza es del 80% es: m (Cl2) = 0,8 · 15g = 12g

1 mol de Cl2 = 2 · 35,5 = 71g

22

2

1mol (Cl ) 71g 12x 0,169 mol (Cl )

x mol (Cl ) 12g 71

CÁLCULO EN MOLES de la sustancia problema (HClO3)

n(HClO3) = 2 · 0,169 = 0,338 mol de HClO3

CÁLCULO EN GRAMOS de la sustancia problema (HClO3)

1 mol de HClO3 = 1 + 35,5 + 3 · 16.0 = 84,5g

33

3 3

1mol ( ) 84,HClOHClO

HClO HC

5gx 28,56 g de

0,338 mol ( ) x g( lO )



52

El K2Cr2O7 reacciona con HI en medio ácido sulfúrico para dar K2SO4, Cr2(SO4)3, I2 y H2O.

a) Escriba y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción, indicando la especie que actúa como oxidante y la que actúa como reductor.

b) Escriba las reacciones iónica y molecular ajustadas. Utilice el método de ajuste de ion−electrón.

c) Calcule cuántos gramos de I2 se obtienen cuando se parte de 60 g de K2Cr2O7 y 15 g de HI.

Datos. Masas atómicas: H = 1; O = 16; K = 39; Cr = 52; I = 127.

(EvAU. Comunidad de Madrid. Septiembre 2017. Coincidentes)


Dada la ecuación: K2Cr2O7 + HI + H2SO4 K2SO4 + Cr2(SO4)3 + I2 + H2O

Escribimos la ecuación de forma iónica con los números de oxidación de cada elemento:

2 2 2 3 22 7 4 4 4 2 2

1 2 1 1 1 2 1 2 3 26 6 6 6 0 12 2 2 3 2

2 22 7 4 4 4

2K ,Cr O H ,I 2H ,SO 2K ,SO 2Cr ,3SO I H O

2K ,Cr O H ,I 2H , S O 2K , S O 2Cr ,3 S O I H O

2


1 0

2

2 362 3

2 7

22 7

El yodo: I I se oxida, luego es la especie REDUCTORA.

El cromo: Cr O Cr se reduce, luego es la especie OXIDANTE.

ESPECIE REDUCTORA: I

ESPECIE OXIDANTE: Cr O

Escribimos las semirreacciones de oxidación y de reducción.

2 32 7

2

Cr O

I I (oxi

Cr (Reducción

n)

)

dació



2

2 32 7Cr O

2I I

2Cr


2 32 7 2

2

Cr O Cr 7H

2

2 O

I I


2 32 7 2

2

Cr O 1

2I I

24H Cr 7H O



2 32 7 2

2 2eSEMIRREACCIONES AJUSTADAS

Cr O 14H 6e Cr 7H

2I I

2 O



53

b) Escribimos las reacciones iónica y molecular globales ajustadas.


2 3

2 7 2

37

2

22

2

2

3 2e

Cr O 14H 6e Cr 7H

2I I

2

6I 3I

O

6e

C 2r O 14H 6e Cr 7H O

Sumamos las dos semirreacciones: 2 3

2 7 2

2 32 2

2

27

Cr O 14H 6e 6e Cr 7H O

Cr O 14H Cr 7

6I 3I 2

2 H6 3 OI I



2 2 7 2 4 2 4 2 4 2 23

2 2 7 2 4 2 4 2 4 2 23

K Cr O HI H SO K SO Cr SO I H O

K Cr O 6HI 4H SO K SO Cr SO 3I 7H O

(Los 14 H+ de los reactivos se distribuyen así: 6 en el HI y 8 en los 4H2SO4. El K2SO4 formado por los iones K+ y SO4

2– que no están sometidos a oxidación ni a reducción queda también ajustado)

Luego esta es la ECUACIÓN “MOLECULAR” GLOBAL AJUSTADA.

c) Calculamos cuántos gramos de I2 se obtienen:

2 2 7 2 4 2 4 2 4 2 23REACCIÓN AJUSTADA: K Cr O 6HI 4H SO K SO Cr SO 3I 7H O

DATOS : 60g 15g ¿g?

Determinamos cuál es el reactivo limitante:

RELACIÓN ENTRE MOLES DE LOS REACTIVOS:

1 mol de K2Cr2O7 6 mol de HI

CÁLCULO DE LOS MOLES DE LOS REACTIVOS:

P.m.(K2Cr2O7) = 2 · 39 + 2 · 52 + 7 · 16 = 294

2 2 7 2 2 72 2 7

1 x

294 60 204

0 g

mol K Cr O moles K Cr Omoles K Cx r

, O

g

P.m.(HI) = 1 + 127 = 128

1 y HI HI

128 15 g0 117

HIy ,

mol molmol

g

Para los 0,204 moles de K2Cr2O7se necesitarían seis veces más de moles de HI, pero solo hay 0,117 moles de HI, por lo que el HI es el reactive limitante y será con el reactivo que trabajemos.

RELACIÓN ENTRE MOLES

6 moles de HI 3 moles de I2

2 moles de HI 1 mol de I2

CÁLCULO DE LOS MOLES DE LA SUSTANCIA PROBLEMA (I2)

2 2

0 1170 0585 m l

2 2o ,

n HI ,n I I

CÁLCULO EN GRAMOS DE LA SUSTANCIA PROBLEMA (I2)

P.m.( I2) = 2 · 127 = 254

2 22

1 0,0585 g

254 z g14 859

mol I molz ,

II

g

2.- NÚMERO DE OXIDACIÓN

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