Ejercicio resuelto de Números de oxidación · Química · 2022

Sea la reacción $\text{MnO}_4^-(aq) + \text{Fe}^{2+}(aq) + \text{H}^+(aq) \rightarrow \text{Mn}^{2+}(aq) + \text{Fe}^{3+}(aq) + \text{H}_2\text{O}(l)$.

a) Escriba las reacciones de oxidación y reducción. Ajuste por el método del ion-electrón. [1,25 puntos]

b) Indique qué especie es el oxidante y cuál el reductor. [0,75 puntos]

$\textbf{a) Escriba las reacciones de oxidación y reducción. Ajuste por el método del ion-electrón. [1,25 puntos]}$

Conviene empezar mirando los números de oxidación de los elementos que cambian:

El manganeso pasa de $+7$ en el $\mathrm{MnO_4^-}$ a $+2$ en el $\mathrm{Mn^{2+}}$: gana cinco electrones, se reduce.

El hierro pasa de $+2$ a $+3$: pierde un electrón, se oxida.

$\textbf{Semirreacción de reducción}$, en medio ácido. El procedimiento es siempre el mismo: se ajusta primero el elemento que cambia, después el oxígeno con moléculas de agua, luego el hidrógeno con protones y por último la carga con electrones.

$\mathrm{MnO_4^-} \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}} + 4\,\mathrm{H_2O}$

$\mathrm{MnO_4^-} + 8\,\mathrm{H^+} \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}} + 4\,\mathrm{H_2O}$

$\mathrm{MnO_4^-} + 8\,\mathrm{H^+} + 5\,e^- \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}} + 4\,\mathrm{H_2O}$

Comprobación de la carga: $-1 + 8 - 5 = +2$, que es la del $\mathrm{Mn^{2+}}$.

$\textbf{Semirreacción de oxidación}$, mucho más simple:

$\mathrm{Fe^{2+}} \rightarrow \mathrm{Fe^{3+}} + e^-$

$\textbf{Ajuste global}$. Para que los electrones se cancelen hay que multiplicar la oxidación por 5, de modo que ambas semirreacciones intercambien 5:

$5\,\mathrm{Fe^{2+}} \rightarrow 5\,\mathrm{Fe^{3+}} + 5\,e^-$

Sumando:

$\mathrm{MnO_4^-}(aq) + 5\,\mathrm{Fe^{2+}}(aq) + 8\,\mathrm{H^+}(aq) \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}}(aq) + 5\,\mathrm{Fe^{3+}}(aq) + 4\,\mathrm{H_2O}(l)$

Comprobación final: cargas, $-1 + 10 + 8 = +17$ a la izquierda y $+2 + 15 = +17$ a la derecha; hidrógenos, 8 frente a $4 \cdot 2 = 8$; oxígenos, 4 frente a 4.

$\textbf{b) Indique qué especie es el oxidante y cuál el reductor. [0,75 puntos]}$

El que se reduce es el oxidante, porque es el que provoca la oxidación del otro llevándose sus electrones; y el que se oxida es el reductor.

$\textbf{Oxidante}$: el ion permanganato, $\mathrm{MnO_4^-}$, que se reduce a $\mathrm{Mn^{2+}}$.

$\textbf{Reductor}$: el ion hierro(II), $\mathrm{Fe^{2+}}$, que se oxida a $\mathrm{Fe^{3+}}$.

Esta reacción es la base de la permanganimetría, el método clásico para valorar hierro(II) en disolución. Tiene la ventaja de no necesitar indicador: el permanganato es de un violeta intensísimo y el $\mathrm{Mn^{2+}}$ es prácticamente incoloro, de modo que mientras queda hierro por oxidar la disolución se decolora al instante, y la primera gota que sobra la tiñe de rosa permanente. Ese es el punto final.