QuímicaDifícil2,5 pts

Ajuste redox y estequiometría

Extremadura · 2026 · Julio
Enunciado
El hierro reacciona con el ácido sulfúrico según la reacción:Fe+H2SO4⟶Fe2(SO4)3+SO2+H2O\text{Fe} + \text{H}_2\text{SO}_4 \longrightarrow \text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3 + \text{SO}_2 + \text{H}_2\text{O}a) (1 punto) Ajustar la ecuación por el método del ion electrón, indicando las semirreacciones de oxidación y reducción.

b) (0,5 puntos) Indicar qué especie es el oxidante y cuál el reductor. Razonar la respuesta.

c) (1 punto) Si una muestra de 1,55 gramos de hierro impuro ha consumido 95,0 mL de disolución 0,40 M de H2SO4\text{H}_2\text{SO}_4, calcular su riqueza en hierro (en %).

Datos: Masas atómicas (u): Fe=55,8\text{Fe} = 55{,}8.
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Resultado
  2 Fe+6 H2SO4→Fe2(SO4)3+3 SO2+6 H2O  \boxed{\;2\,\text{Fe} + 6\,\text{H}_2\text{SO}_4 \to \text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3 + 3\,\text{SO}_2 + 6\,\text{H}_2\text{O}\;}  b) oxidante: H2SO4 (SO42−); reductor: Fe  \boxed{\;\text{b) oxidante: } \text{H}_2\text{SO}_4\ (\text{SO}_4^{2-});\ \text{reductor: Fe}\;}  c) riqueza=45,6 %  \boxed{\;\text{c) riqueza} = 45{,}6\ \%\;}
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Estrategia

Se asignan los números de oxidación para ver qué cambia: el hierro pasa de 00 a +3+3 (se oxida) y el azufre del sulfato, de +6+6 a +4+4 en el SO2\text{SO}_2 (se reduce). Se escriben las dos semirreacciones en medio ácido, se igualan los electrones y se pasa a la ecuación molecular, cuidando de que parte del ácido sulfúrico solo aporta los sulfatos de la sal. Con la ecuación ajustada, los moles de ácido consumidos dan los moles de hierro puro, y de ahí la riqueza.
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Desarrollo

a) Ajuste por el método del ion-electrón

Números de oxidación: Fe\text{Fe} (00) → Fe3+\text{Fe}^{3+} (+3+3); S\text{S} en el SO42−\text{SO}_4^{2-} (+6+6) → S\text{S} en el SO2\text{SO}_2 (+4+4).

Semirreacción de oxidación:Fe⟶Fe3++3 e−\text{Fe} \longrightarrow \text{Fe}^{3+} + 3\,e^-Semirreacción de reducción (medio ácido: los oxígenos con agua y los hidrógenos con H+\text{H}^+):SO42−+4 H++2 e−⟶SO2+2 H2O\text{SO}_4^{2-} + 4\,\text{H}^+ + 2\,e^- \longrightarrow \text{SO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}Comprobación de cargas: a la izquierda −2+4−2=0-2 + 4 - 2 = 0 y a la derecha 00.

Igualamos los electrones (mínimo común múltiplo de 3 y 2: 6), multiplicando la oxidación por 2 y la reducción por 3:2 Fe⟶2 Fe3++6 e−2\,\text{Fe} \longrightarrow 2\,\text{Fe}^{3+} + 6\,e^-3 SO42−+12 H++6 e−⟶3 SO2+6 H2O3\,\text{SO}_4^{2-} + 12\,\text{H}^+ + 6\,e^- \longrightarrow 3\,\text{SO}_2 + 6\,\text{H}_2\text{O}Ecuación iónica global:2 Fe+3 SO42−+12 H+⟶2 Fe3++3 SO2+6 H2O2\,\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}Ecuación molecular. Los 12 H+12\,\text{H}^+ vienen de 6 H2SO46\,\text{H}_2\text{SO}_4, que aportan seis sulfatos: tres se reducen a SO2\text{SO}_2 y los otros tres acompañan a los dos Fe3+\text{Fe}^{3+} en el Fe2(SO4)3\text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3:2 Fe+6 H2SO4⟶Fe2(SO4)3+3 SO2+6 H2O2\,\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}Comprobación: Fe 2=22 = 2; S 6=3+36 = 3 + 3; H 12=1212 = 12; O 24=12+6+624 = 12 + 6 + 6.

b) Oxidante y reductor
  • El oxidante es el ácido sulfúrico (el ion SO42−\text{SO}_4^{2-} en medio ácido): capta electrones, su azufre pasa de +6+6 a +4+4, es decir, se reduce, y al hacerlo oxida al hierro.
  • El reductor es el hierro: cede electrones, pasa de 00 a +3+3, es decir, se oxida, y al hacerlo reduce al sulfato.
c) Riqueza de la muestra

Moles de ácido consumidos:n(H2SO4)=M⋅V=0,40 mol/L⋅0,0950 L=0,0380 moln(\text{H}_2\text{SO}_4) = M\cdot V = 0{,}40\ \text{mol/L} \cdot 0{,}0950\ \text{L} = 0{,}0380\ \text{mol}Según la ecuación molecular, 2 mol Fe2\ \text{mol Fe} reaccionan con 6 mol H2SO46\ \text{mol H}_2\text{SO}_4 (relación 1:31 : 3):n(Fe)=0,0380 mol H2SO4⋅2 mol Fe6 mol H2SO4=0,01267 moln(\text{Fe}) = 0{,}0380\ \text{mol H}_2\text{SO}_4 \cdot \frac{2\ \text{mol Fe}}{6\ \text{mol H}_2\text{SO}_4} = 0{,}01267\ \text{mol}Masa de hierro puro en la muestra:m(Fe)=0,01267 mol⋅55,8 g/mol=0,707 gm(\text{Fe}) = 0{,}01267\ \text{mol} \cdot 55{,}8\ \text{g/mol} = 0{,}707\ \text{g}Riqueza:riqueza=0,707 g1,55 g⋅100=45,6 %\text{riqueza} = \frac{0{,}707\ \text{g}}{1{,}55\ \text{g}} \cdot 100 = 45{,}6\ \%
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Consejo

El coeficiente del ácido sulfúrico en la ecuación molecular no es 3 (los sulfatos que se reducen), sino 6: otros tres sulfatos forman el Fe2(SO4)3\text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3. Fíjalo con los protones de la ecuación iónica (12 H+/2=612\ \text{H}^+ / 2 = 6) y comprueba que el azufre cuadra.

Con un 3 en lugar de un 6 la riqueza sale del 91 %: el error no salta a la vista, así que repasa siempre el ajuste antes de hacer la estequiometría.
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