Ejercicio resuelto de Varios · Química · Extremadura · 2026

El hierro reacciona con el ácido sulfúrico según la reacción: $\text{Fe} + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3 + \text{SO}_2 + \text{H}_2\text{O}$.

a) Ajuste la ecuación por el método del ion electrón, indicando las semirreacciones de oxidación y reducción. [1 punto]

b) Indique qué especie es el oxidante y cuál el reductor. Razone la respuesta. [0,5 puntos]

c) Si una muestra de 1,55 gramos de hierro impuro ha consumido 95,0 mL de disolución 0,40 M de $\text{H}_2\text{SO}_4$, calcule su riqueza en hierro (en %). [1 punto]

Datos: masas atómicas (u): Fe = 55,8.

$\textbf{a) Ajuste la ecuación por el método del ion electrón, indicando las semirreacciones de oxidación y reducción. [1 punto]}$

Asignamos números de oxidación para identificar qué especie se oxida y cuál se reduce: el hierro pasa de 0 a $+3$ y el azufre del sulfúrico, de $+6$ a $+4$.

$\text{Oxidación:}\quad \text{Fe}\longrightarrow \text{Fe}^{3+}+3\,e^-$

$\text{Reducción:}\quad \text{SO}_4^{2-}+4\,\text{H}^++2\,e^-\longrightarrow \text{SO}_2+2\,\text{H}_2\text{O}$

Para que los electrones cedidos igualen a los captados multiplicamos la oxidación por 2 y la reducción por 3.

$2\,\text{Fe}+3\,\text{SO}_4^{2-}+12\,\text{H}^+\longrightarrow 2\,\text{Fe}^{3+}+3\,\text{SO}_2+6\,\text{H}_2\text{O}$

Llevando el resultado a la ecuación molecular, y contando que tres sulfatos más van a formar la sal de hierro:

$2\,\text{Fe}+6\,\text{H}_2\text{SO}_4\longrightarrow \text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3+3\,\text{SO}_2+6\,\text{H}_2\text{O}$

Se comprueba el ajuste: 2 Fe, 6 S, 12 H y 24 O a cada lado.

$\textbf{b) Indique qué especie es el oxidante y cuál el reductor. Razone la respuesta. [0,5 puntos]}$

El oxidante es la especie que se reduce, es decir, la que capta electrones, y el reductor la que se oxida y los cede.

El azufre del ácido sulfúrico baja su número de oxidación de $+6$ a $+4$: capta electrones, luego el $\text{H}_2\text{SO}_4$ es el oxidante.

El hierro sube de 0 a $+3$: cede electrones, luego el Fe es el reductor.

$\textbf{c) Si una muestra de 1,55 gramos de hierro impuro ha consumido 95,0 mL de disolución 0,40 M de H₂SO₄, calcule su riqueza en hierro (en \%). [1 punto]}$

Partimos de los moles de ácido gastados y usamos la estequiometría de la ecuación ajustada, que relaciona 2 moles de hierro con 6 de ácido.

$n(\text{H}_2\text{SO}_4)=0{,}0950\ \text{L}\cdot 0{,}40\ \text{mol}\,\text{L}^{-1}=0{,}038\ \text{mol}$

$n(\text{Fe})=0{,}038\cdot\dfrac{2}{6}=1{,}267\cdot 10^{-2}\ \text{mol}$

$m(\text{Fe})=1{,}267\cdot 10^{-2}\cdot 55{,}8=0{,}707\ \text{g}$

$\text{Riqueza}=\dfrac{0{,}707}{1{,}55}\cdot 100=45{,}6\ \%$

La muestra tiene una riqueza en hierro del 45,6 %, es decir, algo menos de la mitad de su masa.