Ejercicio resuelto de Varios · Química · Cantabria · 2026

Considere la siguiente reacción química: [2 puntos]

$\text{KMnO}_4\,(ac) + \text{KI}\,(ac) + \text{H}_2\text{SO}_4\,(ac) \rightarrow \text{I}_2\,(s) + \text{MnSO}_4\,(ac) + \text{K}_2\text{SO}_4\,(ac) + \text{H}_2\text{O}\,(l)$

a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. [1 punto]

b) Explique cuál es la especie oxidante y cuál la reductora, y cómo varían sus números de oxidación. [0,50 puntos]

c) Se dispone de una disolución de permanganato de potasio 2 M. ¿Qué volumen habrá que utilizar si se quiere obtener 2 moles de yodo? [0,50 puntos]

$\textbf{a) Ajuste la reacción por el método del ion-electrón. [1 punto]}$

Se empieza asignando números de oxidación para localizar las dos especies que cambian:

$\mathrm{Mn}: +7 \text{ en } \mathrm{KMnO_4} \longrightarrow +2 \text{ en } \mathrm{MnSO_4}$

$\mathrm{I}: -1 \text{ en } \mathrm{KI} \longrightarrow 0 \text{ en } \mathrm{I_2}$

El potasio y el sulfato no cambian: son iones espectadores, y el ácido sulfúrico aporta el medio ácido. Las semirreacciones, ajustadas en masa con $\mathrm{H^+}$ y $\mathrm{H_2O}$ y en carga con electrones, son:

Reducción:

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

Oxidación:

$2\,\mathrm{I^-} \rightarrow \mathrm{I_2} + 2\,e^-$

Para que los electrones cedidos igualen a los captados se multiplica la primera por 2 y la segunda por 5, que es su mínimo común múltiplo, y se suman:

$2\,\mathrm{MnO_4^-} + 16\,\mathrm{H^+} + 10\,\mathrm{I^-} \rightarrow 2\,\mathrm{Mn^{2+}} + 8\,\mathrm{H_2O} + 5\,\mathrm{I_2}$

Comprobación de la carga: a la izquierda $2(-1) + 16(+1) + 10(-1) = +4$; a la derecha $2(+2) = +4$.

Devolviendo los contraiones se llega a la ecuación molecular:

$2\,\mathrm{KMnO_4} + 10\,\mathrm{KI} + 8\,\mathrm{H_2SO_4} \rightarrow 5\,\mathrm{I_2} + 2\,\mathrm{MnSO_4} + 6\,\mathrm{K_2SO_4} + 8\,\mathrm{H_2O}$

Comprobación átomo a átomo: K 12 = 12; Mn 2 = 2; I 10 = 10; S 8 = 8; O 40 = 40; H 16 = 16.

$\textbf{b) Explique cuál es la especie oxidante y cuál la reductora, y cómo varían sus números de oxidación. [0,50 puntos]}$

El $\textbf{oxidante}$ es el que se reduce, porque es quien arranca los electrones al otro. Aquí es el permanganato de potasio, o más exactamente el ion $\mathrm{MnO_4^-}$: el manganeso pasa de $+7$ a $+2$, es decir, gana cinco electrones por átomo.

El $\textbf{reductor}$ es el que se oxida. Es el yoduro de potasio, o el ion $\mathrm{I^-}$: el yodo pasa de $-1$ a $0$, cediendo un electrón por átomo.

$\textbf{c) Se dispone de una disolución de permanganato de potasio 2 M. ¿Qué volumen habrá que utilizar si se quiere obtener 2 moles de yodo? [0,50 puntos]}$

La proporción la da la ecuación ajustada: por cada 5 mol de $\mathrm{I_2}$ se consumen 2 mol de $\mathrm{KMnO_4}$.

$n(\mathrm{KMnO_4}) = 2 \cdot \frac{2}{5} = 0{,}8 \text{ mol}$

Con la definición de molaridad se pasa a volumen:

$V = \frac{n}{M} = \frac{0{,}8}{2} = 0{,}4 \text{ L}$

Hacen falta 0,4 L, es decir, 400 mL de la disolución de permanganato.