Ejercicio resuelto de Química · 2022

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

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]

$\mathbf{\text{a)}}\mathbf{\text{Escriba}}\mathbf{\text{las}}\mathbf{\text{reacciones}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{oxidaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{reducci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n.}}\mathbf{\text{Ajuste}}\mathbf{\text{por}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{m}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{todo}}\mathbf{\text{del}}\mathbf{\text{ion-electr}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n.}}\mathbf{\text{[1,25}}\mathbf{\text{puntos]}}$

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

El manganeso pasa de $+7$ en el $\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_4^{-}$ a $+2$ en el $\mathrm{M}{\mathrm{n}}^{2+}$: gana cinco electrones, se reduce.

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

$\mathbf{\text{Semirreacci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{reducci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}$, 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.

$\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_4^{-}\to \mathrm{M}{\mathrm{n}}^{2+}+4{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

$\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_4^{-}+8{\mathrm{H}}^{+}\to \mathrm{M}{\mathrm{n}}^{2+}+4{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

$\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_4^{-}+8{\mathrm{H}}^{+}+5e^{-}\to \mathrm{M}{\mathrm{n}}^{2+}+4{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

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

$\mathbf{\text{Semirreacci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}\mathbf{\text{de}}\mathbf{\text{oxidaci}}\acute{\mathbf{\text{o}}}\mathbf{\text{n}}$, mucho más simple:

$\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{2+}\to \mathrm{F}{\mathrm{e}}^{3+}+e^{-}$

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

$5\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{2+}\to 5\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{3+}+5e^{-}$

Sumando:

$\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_4^{-}(aq)+5\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{2+}(aq)+8{\mathrm{H}}^{+}(aq)\to \mathrm{M}{\mathrm{n}}^{2+}(aq)+5\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{3+}(aq)+4{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}(l)$

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.

$\mathbf{\text{b)}}\mathbf{\text{Indique}}\mathbf{\text{qu}}\acute{\mathbf{\text{e}}}\mathbf{\text{especie}}\mathbf{\text{es}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{oxidante}}\mathbf{\text{y}}\mathbf{\text{cu}}\acute{\mathbf{\text{a}}}\mathbf{\text{l}}\mathbf{\text{el}}\mathbf{\text{reductor.}}\mathbf{\text{[0,75}}\mathbf{\text{puntos]}}$

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.

$\mathbf{\text{Oxidante}}$: el ion permanganato, $\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_4^{-}$, que se reduce a $\mathrm{M}{\mathrm{n}}^{2+}$.

$\mathbf{\text{Reductor}}$: el ion hierro(II), $\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{2+}$, que se oxida a $\mathrm{F}{\mathrm{e}}^{3+}$.

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 $\mathrm{M}{\mathrm{n}}^{2+}$ 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.