T7: Equilibrios redox · Conceptos fundamentales redox — QUIMICA PEvAU Andaluc%C3%ADa 2021

Conceptos fundamentales redox

Teoría

2021 · Ordinaria · Reserva

Justifique la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) Cuando el ion dicromato (

\ce{Cr2O7^{2-}}

) se reduce hasta

\ce{Cr^{3+}}

gana

3

electrones.b) En una reacción redox el agente oxidante aumenta su número de oxidación al perder electrones.c) Para la reacción de oxidación de

\ce{Fe}

con

\ce{MnO4-}

para dar

\ce{Fe^{2+}}

\ce{Mn^{2+}}

, el número de electrones que gana

1 \text{ mol}

de oxidante es igual al número de electrones que cede

1 \text{ mol}

de reductor.

número de oxidaciónagente oxidantetransferencia de electrones

a) Falso. En el ion dicromato (

\ce{Cr2O7^{2-}}

), el estado de oxidación del cromo es

+6

, ya que la suma de los estados de oxidación debe ser igual a la carga del ion:

2x + 7(-2) = -2 \Rightarrow 2x = 12 \Rightarrow x = +6

. Al reducirse a

\ce{Cr^{3+}}

, cada átomo de cromo gana

3

electrones. Dado que el ion dicromato contiene dos átomos de cromo, la reducción completa de una unidad de este ion implica la ganancia de

6

electrones, según la semirreacción ajustada:

\ce{Cr2O7^{2-} + 14 H+ + 6 e- -> 2 Cr^{3+} + 7 H2O}

b) Falso. El agente oxidante es la especie química que provoca la oxidación de otra y, en consecuencia, ella misma experimenta una reducción. Por definición, en un proceso de reducción, la especie gana electrones, lo que produce necesariamente una disminución de su número de oxidación.c) Falso. Se deben analizar las semirreacciones de transferencia de electrones para cada especie de forma individual para comprobar la estequiometría de los electrones por cada mol de sustancia:

Para el agente oxidante ( $\ce{MnO4-}$ ): El manganeso reduce su estado de oxidación de $+7$ a $+2$ , por lo que $1 \text{ mol}$ de $\ce{MnO4-}$ gana $5 \text{ mol}$ de electrones.

\ce{MnO4- + 8 H+ + 5 e- -> Mn^{2+} + 4 H2O}

Para el agente reductor ( $\ce{Fe}$ ): El hierro aumenta su estado de oxidación de $0$ a $+2$ , por lo que $1 \text{ mol}$ de $\ce{Fe}$ cede $2 \text{ mol}$ de electrones.

\ce{Fe -> Fe^{2+} + 2 e-}

Puesto que $5 \neq 2$ , el número de electrones que gana $1 \text{ mol}$ de oxidante no coincide con el número de electrones que cede $1 \text{ mol}$ de reductor.