Química escolar — Años 1 a 12 · Grades 1–12

35Oxidación y reducción

Se sumerge una lámina de cinc en una disolución azul de sulfato de cobre. En unos minutos su superficie se oscurece bajo una capa esponjosa de color pardo rojizo; una hora después, el azul de la disolución se ha atenuado. Ha aparecido cobre metálico donde no lo había, y el cinc ha pasado a la disolución en forma de iones invisibles. No se ha calentado nada, no se ha desprendido ningún gas, no ha intervenido el oxígeno y, sin embargo, los químicos llaman a esto una oxidación. La palabra significaba antes “combinarse con el oxígeno”; hoy significa algo más general y más útil: la pérdida de electrones. Este capítulo sigue a los electrones.

Lo que ya sabes

Un ion es un átomo o un grupo de átomos que ha ganado o perdido electrones (Capítulo 17). Un metal como el hierro o el cinc reacciona con el ácido clorhídrico y da hidrógeno e iones metálicos (Capítulo 19). Una cantidad de sustancia $n$ , en moles, se calcula a partir de una masa $m$ mediante $n = m/M$ (Capítulo 25).

Una lámina de cinc en una disolución de sulfato de cobre: el cobre se deposita sobre el cinc, y los iones cinc ocupan su lugar en la disolución.

35.1 Oxidantes y reductores

Definición 35.1 (Oxidante y reductor)

Un oxidante es una especie capaz de ganar uno o varios electrones. Un reductor es una especie capaz de ceder uno o varios electrones.

Definición 35.2 (Oxidación y reducción)

Una oxidación es una pérdida de electrones; una reducción es una ganancia de electrones. Un reductor se oxida; un oxidante se reduce.

Observación 35.3 (Una forma de recordarlo)

En una reducción se reduce la carga de la especie: $\ce{Cu^{2+}}$ , al ganar dos electrones, se convierte en $\ce{Cu}$ , carga $+2 \to 0$ . En una oxidación la carga sube: $\ce{Zn -> Zn^{2+} + 2e-}$ , $0 \to +2$ .

Definición 35.4 (Par redox y semiecuación)

Un oxidante y el reductor en que se convierte al ganar electrones forman un par redox, que se escribe Ox/Red con el oxidante primero: $\ce{Cu^{2+}}$ / $\ce{Cu}$ , $\ce{Zn^{2+}}$ / $\ce{Zn}$ . El intercambio de electrones dentro de un par se describe con su semiecuación,

\text{Ox} + n\,\ce{e-} \ce{<=>} \text{Red},

ajustada en átomos y en carga, por ejemplo $\ce{Cu^{2+}(aq) + 2e- <=> Cu(s)}$ . La doble flecha indica que el intercambio puede ir en los dos sentidos.

Ejemplo 35.5 (Los metales y sus iones)

Todo metal forma un par con su ion:

par	semiecuación
$\ce{Ag+}$ / $\ce{Ag}$	$\ce{Ag+ + e- <=> Ag}$
$\ce{Cu^{2+}}$ / $\ce{Cu}$	$\ce{Cu^{2+} + 2e- <=> Cu}$
$\ce{Fe^{2+}}$ / $\ce{Fe}$	$\ce{Fe^{2+} + 2e- <=> Fe}$
$\ce{Zn^{2+}}$ / $\ce{Zn}$	$\ce{Zn^{2+} + 2e- <=> Zn}$
$\ce{Al^{3+}}$ / $\ce{Al}$	$\ce{Al^{3+} + 3e- <=> Al}$

Los iones también pueden formar pares: $\ce{Fe^{3+} + e- <=> Fe^{2+}}$ para el par $\ce{Fe^{3+}}$ / $\ce{Fe^{2+}}$ , y $\ce{I2 + 2e- <=> 2I-}$ para $\ce{I2}$ / $\ce{I-}$ . Y también el hidrógeno: $\ce{2H+ + 2e- <=> H2}$ para $\ce{H+}$ / $\ce{H2}$ .

Observación 35.6 (Una especie, dos papeles)

Una especie puede ser el reductor de un par y el oxidante de otro. El ion $\ce{Fe^{2+}}$ es el oxidante de $\ce{Fe^{2+}}$ / $\ce{Fe}$ y el reductor de $\ce{Fe^{3+}}$ / $\ce{Fe^{2+}}$ . El papel que desempeña depende de su compañero en la reacción.

35.2 Las reacciones redox

Definición 35.7 (Reacción redox)

Una reacción redox es una transferencia de electrones del reductor de un par al oxidante de otro. El reductor se oxida y el oxidante se reduce, al mismo tiempo.

Proposición 35.8 (No hay electrones libres)

Los electrones no existen libres en una disolución: cada electrón que cede el reductor lo toma el oxidante. La ecuación de una reacción redox se obtiene, por tanto, sumando las dos semiecuaciones, cada una multiplicada por el número que iguala los electrones cedidos y los electrones tomados; los electrones se anulan entonces y no aparecen en la ecuación.

Ejemplo 35.9 (El cinc y los iones cobre)

En la escena del principio, el cinc se oxida y los iones cobre se reducen:

\begin{array}{ll} \ce{Zn(s) -> Zn^{2+}(aq) + 2e-} & \text{(oxidación)}\\ \ce{Cu^{2+}(aq) + 2e- -> Cu(s)} & \text{(reducción)}\\ \hline \ce{Zn(s) + Cu^{2+}(aq) -> Zn^{2+}(aq) + Cu(s)} & \end{array}

Dos electrones pasan de cada átomo de cinc a un ion cobre. El color azul de la disolución es el color de los iones $\ce{Cu^{2+}}$ ; se atenúa a medida que se consumen, mientras los iones $\ce{Zn^{2+}}$ , incoloros, ocupan su lugar.

En la superficie del cinc. Un átomo de cinc pierde dos electrones y se va como ion Zn2+; los dos electrones viajan por el metal hasta un ion Cu2+ que toca la superficie, que se convierte en un átomo de cobre y se queda sobre la lámina. — En la superficie del cinc. Un átomo de cinc pierde dos electrones y se va como ion $\ce{Zn^{2+}}$ ; los dos electrones viajan por el metal hasta un ion $\ce{Cu^{2+}}$ que toca la superficie, que se convierte en un átomo de cobre y se queda sobre la lámina.

Lo que se ve: el depósito de cobre en la parte sumergida de la lámina, y la atenuación del color azul de los iones Cu2+. — Lo que se ve: el depósito de cobre en la parte sumergida de la lámina, y la atenuación del color azul de los iones $\ce{Cu^{2+}}$ .

Ejemplo 35.10 (Los metales en ácido, otra vez)

Cuando el hierro se disuelve en ácido clorhídrico, el hierro se oxida y los iones $\ce{H+}$ se reducen a hidrógeno:

\ce{Fe(s) + 2H+(aq) -> Fe^{2+}(aq) + H2(g)}.

Los pares son $\ce{Fe^{2+}}$ / $\ce{Fe}$ y $\ce{H+}$ / $\ce{H2}$ ; los iones cloruro no intervienen.

En el laboratorio — El árbol de plata

Se cuelga una espiral de hilo de cobre limpio en un vaso de precipitados con una disolución diluida de nitrato de plata, $\ce{Ag+(aq) + NO3^-(aq)}$ . En menos de una hora crecen a lo largo del hilo unas agujas ramificadas de plata brillante, y la disolución incolora se vuelve azul pálido: $\ce{Cu(s) + 2Ag+(aq) -> Cu^{2+}(aq) + 2Ag(s)}$ . El experimento lo hace el profesor, con guantes y gafas, y después la disolución se recoge como residuo peligroso.

Seguridad

Nitrato de plata: un comburente que puede avivar un incendio (GHS03); corrosivo para la piel y los ojos, y mancha la piel de negro (GHS05); peligroso para la salud (GHS08); muy tóxico para los organismos acuáticos, así que nunca se tira por el fregadero (GHS09).

Cristales de plata que crecen sobre un hilo de cobre en una disolución de nitrato de plata.

35.3 Ajustar semiecuaciones

Muchos pares importantes contienen oxígeno y se escriben para disoluciones ácidas, donde hay iones $\ce{H+}$ . Sus semiecuaciones necesitan moléculas de agua e iones $\ce{H+}$ para ajustarse.

Método 35.11 (Ajustar una semiecuación en disolución ácida)

Para escribir la semiecuación de un par Ox/Red en disolución ácida:

escribir Ox a la izquierda y Red a la derecha, y ajustar el átomo que no es ni O ni H;
ajustar los átomos de oxígeno con moléculas de agua $\ce{H2O}$ ;
ajustar los átomos de hidrógeno con iones $\ce{H+}$ ;
ajustar la carga con electrones $\ce{e-}$ , a la izquierda;
comprobar: el mismo número de cada átomo y la misma carga total en los dos miembros.

Ejemplo 35.12 (El ion permanganato)

Para el par $\ce{MnO4^-}$ / $\ce{Mn^{2+}}$ (de violeta intenso a casi incoloro): el manganeso está ajustado; los cuatro O de la izquierda dan $\ce{4H2O}$ a la derecha; sus ocho H dan $\ce{8H+}$ a la izquierda; la carga de la izquierda es $-1 + 8 = +7$ , y la de la derecha, $+2$ , así que se añaden cinco electrones a la izquierda:

\ce{MnO4^-(aq) + 8H+(aq) + 5e- <=> Mn^{2+}(aq) + 4H2O(l)}.

Ejemplo 35.13 (El ion dicromato)

Para $\ce{Cr2O7^{2-}}$ / $\ce{Cr^{3+}}$ (de naranja a verde): dos átomos de cromo a la derecha; siete O dan $\ce{7H2O}$ ; catorce H dan $\ce{14H+}$ ; carga $-2 + 14 = +12$ a la izquierda frente a $2 \times 3 = +6$ a la derecha, así que seis electrones:

\ce{Cr2O7^{2-}(aq) + 14H+(aq) + 6e- <=> 2Cr^{3+}(aq) + 7H2O(l)}.

Método 35.14 (Escribir una ecuación redox)

Para escribir la ecuación de la reacción entre el oxidante Ox $_1$ de un par y el reductor Red $_2$ de otro:

escribir las dos semiecuaciones, la primera en el sentido de la reducción (Ox $_1 \to$ Red $_1$ ), y la segunda en el sentido de la oxidación (Red $_2 \to$ Ox $_2$ );
multiplicarlas por los números más pequeños que igualan los electrones;
sumarlas; los electrones se anulan, y también pueden anularse algunos $\ce{H+}$ y $\ce{H2O}$ que aparecen en los dos miembros;
comprobar una vez más los átomos y la carga.

Ejemplo 35.15 (El permanganato y el hierro(II))

El ion permanganato oxida los iones $\ce{Fe^{2+}}$ a $\ce{Fe^{3+}}$ :

\begin{array}{ll} \ce{MnO4^- + 8H+ + 5e- -> Mn^{2+} + 4H2O} & \times 1\\ \ce{Fe^{2+} -> Fe^{3+} + e-} & \times 5\\ \hline \ce{MnO4^- + 8H+ + 5Fe^{2+} -> Mn^{2+} + 5Fe^{3+} + 4H2O} & \end{array}

Carga a la izquierda: $-1 + 8 + 10 = +17$ ; a la derecha: $2 + 15 = +17$ . Esta reacción se usa en el capítulo siguiente para medir una cantidad de hierro(II).

35.4 Oxidantes y reductores a nuestro alrededor

Proposición 35.16 (Algunos oxidantes y reductores corrientes)

Las especies siguientes aparecen una y otra vez en el laboratorio y en la vida diaria:

especie	papel	semiecuación de su par
dioxígeno $\ce{O2}$	oxidante	$\ce{O2 + 4H+ + 4e- <=> 2H2O}$
dicloro $\ce{Cl2}$	oxidante	$\ce{Cl2 + 2e- <=> 2Cl-}$
hipoclorito $\ce{ClO-}$ (lejía)	oxidante	$\ce{2ClO- + 4H+ + 2e- <=> Cl2 + 2H2O}$
peróxido de hidrógeno $\ce{H2O2}$	oxidante	$\ce{H2O2 + 2H+ + 2e- <=> 2H2O}$
permanganato $\ce{MnO4^-}$	oxidante	$\ce{MnO4^- + 8H+ + 5e- <=> Mn^{2+} + 4H2O}$
metales $\ce{M}$ ( $\ce{Fe}$ , $\ce{Zn}$ , $\ce{Al}$ …)	reductores	$\ce{M^{n+} + $n$ e- <=> M}$
yoduro $\ce{I-}$	reductor	$\ce{I2 + 2e- <=> 2I-}$
tiosulfato $\ce{S2O3^{2-}}$	reductor	$\ce{S4O6^{2-} + 2e- <=> 2S2O3^{2-}}$
ácido ascórbico $\ce{C6H8O6}$ (vitamina C)	reductor	$\ce{C6H6O6 + 2H+ + 2e- <=> C6H8O6}$

Ejemplo 35.17 (El cobre se vuelve verde)

Los tejados y las estatuas de cobre, al aire libre durante décadas, se van volviendo de un verde pálido. El oxígeno del aire oxida el cobre a iones $\ce{Cu^{2+}}$ , que, con el agua y el dióxido de carbono, forman una fina costra verde, la pátina. A diferencia de la herrumbre del hierro, la pátina se adhiere al metal y lo protege de nuevos ataques.

Un tejado de cobre después de décadas al aire: el cobre oxidado forma una pátina verde.

Observación 35.18 (Los antioxidantes)

Un “antioxidante” añadido a un alimento es un reductor que el oxígeno del aire oxida antes que al alimento. La vitamina C (ácido ascórbico) es el más corriente: una manzana cortada rociada con zumo de limón se pone marrón mucho más despacio, porque la vitamina C del limón se oxida primero.

35.5 Ejercicios

Ejercicio 35.1 ★

Define un oxidante, un reductor, una oxidación y una reducción.

Solución

Solución de Ejercicio 35.1.

Oxidante: una especie capaz de ganar electrones. Reductor: una especie capaz de ceder electrones. Oxidación: una pérdida de electrones. Reducción: una ganancia de electrones.

Ejercicio 35.2 ★

Para cada pareja, escribe el par redox en la forma Ox/Red: $\ce{Fe}$ y $\ce{Fe^{2+}}$ ; $\ce{Ag}$ y $\ce{Ag+}$ ; $\ce{I-}$ y $\ce{I2}$ ; $\ce{Fe^{2+}}$ y $\ce{Fe^{3+}}$ .

Solución

Solución de Ejercicio 35.2.

$\ce{Fe^{2+}}$ / $\ce{Fe}$ ; $\ce{Ag+}$ / $\ce{Ag}$ ; $\ce{I2}$ / $\ce{I-}$ ; $\ce{Fe^{3+}}$ / $\ce{Fe^{2+}}$ .

Ejercicio 35.3 ★

Escribe las semiecuaciones de los pares $\ce{Ag+}$ / $\ce{Ag}$ , $\ce{Al^{3+}}$ / $\ce{Al}$ , $\ce{Fe^{3+}}$ / $\ce{Fe^{2+}}$ y $\ce{Cl2}$ / $\ce{Cl-}$ .

Solución

Solución de Ejercicio 35.3.

$\ce{Ag+ + e- <=> Ag}$ ; $\ce{Al^{3+} + 3e- <=> Al}$ ; $\ce{Fe^{3+} + e- <=> Fe^{2+}}$ ; $\ce{Cl2 + 2e- <=> 2Cl-}$ .

Ejercicio 35.4 ★

¿La transformación $\ce{Fe -> Fe^{2+} + 2e-}$ es una oxidación o una reducción? ¿Actúa el hierro como oxidante o como reductor?

Solución

Solución de Ejercicio 35.4.

Una oxidación (se pierden electrones); el hierro actúa como reductor.

Ejercicio 35.5 ★

En la reacción $\ce{Zn + Cu^{2+} -> Zn^{2+} + Cu}$ , nombra la especie oxidada, la especie reducida, el oxidante y el reductor, y da el número de electrones transferidos por cada átomo de cinc.

Solución

Solución de Ejercicio 35.5.

El cinc se oxida y es el reductor; el $\ce{Cu^{2+}}$ se reduce y es el oxidante. Dos electrones por átomo de cinc.

Ejercicio 35.6 ★★

Ajusta, en disolución ácida, la semiecuación del par $\ce{H2O2}$ / $\ce{H2O}$ , siguiendo paso a paso el Método 35.11.

Solución

Solución de Ejercicio 35.6.

Se parte de $\ce{H2O2 -> H2O}$ : oxígeno: dos O a la izquierda, así que $\ce{2H2O}$ a la derecha; hidrógeno: 2 a la izquierda, 4 a la derecha, así que $\ce{2H+}$ a la izquierda; carga: $+2$ a la izquierda, 0 a la derecha, así que dos electrones a la izquierda: $\ce{H2O2 + 2H+ + 2e- <=> 2H2O}$ .

Ejercicio 35.7 ★★

Escribe la ecuación de la reacción entre el yodo $\ce{I2}$ y el ion tiosulfato $\ce{S2O3^{2-}}$ , que da iones yoduro e iones tetrationato $\ce{S4O6^{2-}}$ .

Solución

Solución de Ejercicio 35.7.

$\ce{I2 + 2e- -> 2I-}$ y $\ce{2S2O3^{2-} -> S4O6^{2-} + 2e-}$ ; dos electrones cada una, así que $\ce{I2 + 2S2O3^{2-} -> 2I- + S4O6^{2-}}$ .

Ejercicio 35.8 ★★

Escribe la ecuación de la reacción del árbol de plata a partir de sus dos semiecuaciones, y explica por qué la disolución se vuelve azul.

Solución

Solución de Ejercicio 35.8.

$\ce{Cu -> Cu^{2+} + 2e-}$ y $2\times$ ( $\ce{Ag+ + e- -> Ag}$ ): $\ce{Cu + 2Ag+ -> Cu^{2+} + 2Ag}$ . Los iones $\ce{Cu^{2+}}$ formados son azules.

Ejercicio 35.9 ★★

La vitamina C, $\ce{C6H8O6}$ , reacciona con el yodo $\ce{I2}$ . Escribe la ecuación de la reacción, y di qué especie es el reductor.

Solución

Solución de Ejercicio 35.9.

$\ce{C6H8O6 -> C6H6O6 + 2H+ + 2e-}$ y $\ce{I2 + 2e- -> 2I-}$ : $\ce{C6H8O6 + I2 -> C6H6O6 + 2I- + 2H+}$ . La vitamina C es el reductor.

Ejercicio 35.10 ★★

El aluminio reacciona con los iones cobre(II). Escribe la ecuación, y explica por qué hay que multiplicar las semiecuaciones por 2 y por 3.

Solución

Solución de Ejercicio 35.10.

$\ce{Al -> Al^{3+} + 3e-}$ da 3 electrones, y $\ce{Cu^{2+} + 2e- -> Cu}$ toma 2; el menor número común es 6, así que la primera se multiplica por 2 y la segunda por 3: $\ce{2Al + 3Cu^{2+} -> 2Al^{3+} + 3Cu}$ .

Ejercicio 35.11 ★★

El peróxido de hidrógeno oxida los iones hierro(II) a iones hierro(III) en disolución ácida. Escribe la ecuación.

Solución

Solución de Ejercicio 35.11.

$\ce{H2O2 + 2H+ + 2e- -> 2H2O}$ y $2\times$ ( $\ce{Fe^{2+} -> Fe^{3+} + e-}$ ): $\ce{H2O2 + 2H+ + 2Fe^{2+} -> 2H2O + 2Fe^{3+}}$ .

Ejercicio 35.12 ★★★

Una lámina de cinc pierde $1.30\,\mathrm{g}$ en una disolución que contiene un exceso de iones cobre(II). ¿Qué masa de cobre se deposita? Toma $M(\ce{Zn}) = 65.4\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ y $M(\ce{Cu}) = 63.5\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

Solución

Solución de Ejercicio 35.12.

$n(\ce{Zn}) = 1.30/65.4 = 1.99 \times 10^{-2}\,\mathrm{mol}$ . Se deposita un átomo de cobre por cada átomo de cinc oxidado, así que $n(\ce{Cu}) = 1.99 \times 10^{-2}\,\mathrm{mol}$ y $m(\ce{Cu}) = 1.99\times 10^{-2} \times 63.5 = 1.26\,\mathrm{g}$ .

Ejercicio 35.13 ★★★

Escribe la ecuación de la oxidación de los iones hierro(II) por los iones dicromato en disolución ácida. ¿Qué cantidad de $\ce{Fe^{2+}}$ oxidan $0.010\,\mathrm{mol}$ de iones dicromato?

Solución

Solución de Ejercicio 35.13.

$\ce{Cr2O7^{2-} + 14H+ + 6e- -> 2Cr^{3+} + 7H2O}$ y $6\times$ ( $\ce{Fe^{2+} -> Fe^{3+} + e-}$ ): $\ce{Cr2O7^{2-} + 14H+ + 6Fe^{2+} -> 2Cr^{3+} + 6Fe^{3+} + 7H2O}$ . Seis $\ce{Fe^{2+}}$ por ion dicromato: $6 \times 0.010 = 0.060\,\mathrm{mol}$ .

Ejercicio 35.14 ★★★

La lejía contiene iones hipoclorito $\ce{ClO-}$ e iones cloruro $\ce{Cl-}$ . Con los pares $\ce{ClO-}$ / $\ce{Cl2}$ y $\ce{Cl2}$ / $\ce{Cl-}$ , escribe la ecuación de la reacción que se produce cuando la lejía entra en contacto con un ácido, y explica por qué las etiquetas de la lejía y de los desincrustantes ácidos advierten de que no se deben mezclar nunca.

Solución

Solución de Ejercicio 35.14.

$\ce{2ClO- + 4H+ + 2e- -> Cl2 + 2H2O}$ y $\ce{2Cl- -> Cl2 + 2e-}$ ; sumando y dividiendo entre 2: $\ce{ClO- + Cl- + 2H+ -> Cl2 + H2O}$ . Un ácido aporta los iones $\ce{H+}$ , y la reacción libera dicloro, un gas tóxico: de ahí la advertencia de no mezclar nunca los dos productos.

Ejercicio 35.15 ★★★

En la figura de la superficie del cinc, los electrones viajan por el metal, no por la disolución. Con la Proposición 35.8, explica por qué el cobre se deposita sobre la propia lámina de cinc y no en otro lugar del vaso.

Solución

Solución de Ejercicio 35.15.

Los electrones no pueden moverse libremente por la disolución (Proposición 35.8): los que pierden los átomos de cinc solo los puede tomar un ion $\ce{Cu^{2+}}$ que toque el metal. Por tanto, el átomo de cobre se forma en la superficie de la lámina, y se queda allí.

35.6 Problema: El alcoholímetro

Problema 35.1

Problema de fin de semana — la química de un tubo alcoholímetro: dos pares, un cambio de color de naranja a verde, la masa de etanol que puede detectar un tubo y la pila de combustible que lo sustituyó

Los primeros controles de alcoholemia en aire espirado usaban un tubo de vidrio relleno de granos de sílice recubiertos de dicromato de potasio naranja, $\ce{K2Cr2O7}$ , en medio ácido. El etanol, $\ce{CH3CH2OH}$ , del aliento soplado a través del tubo reduce los iones dicromato a iones $\ce{Cr^{3+}}$ verdes y se oxida a ácido etanoico, $\ce{CH3COOH}$ ; la longitud de la zona verde mide el etanol. Supón que un tubo contiene $2.0\,\mathrm{mg}$ de dicromato de potasio. Usa $M(\ce{K}) = 39.1$ , $M(\ce{Cr}) = 52.0$ , $M(\ce{O}) = 16.0$ , $M(\ce{C}) = 12.0$ , $M(\ce{H}) = 1.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $N_A = 6.02 \times 10^{23}\,\mathrm{mol}^{-1}$ y $e = 1.60 \times 10^{-19}\,\mathrm{C}$ .

Parte I — Dos pares.

Nombra los dos pares redox que intervienen, con el oxidante primero.
¿El etanol se oxida o se reduce? ¿Es el oxidante o el reductor?
Escribe la semiecuación del par $\ce{Cr2O7^{2-}}$ / $\ce{Cr^{3+}}$ en disolución ácida.
Escribe la semiecuación del par $\ce{CH3COOH}$ / $\ce{CH3CH2OH}$ en disolución ácida.
Deduce la ecuación de la reacción que tiene lugar en el tubo.

Parte II — Lo que puede medir un tubo.

Explica el cambio de color de los granos.
Calcula la masa molar del dicromato de potasio.
Calcula la cantidad de iones dicromato del tubo.
¿Qué cantidad de etanol hace falta para que todo el tubo se vuelva verde?
Deduce la mayor masa de etanol que puede medir un tubo.

Parte III — Del aliento a la sangre. Una persona sopla $1.0\,\mathrm{L}$ de aire espirado a través del tubo; la zona verde crece en proporción a la masa de etanol que llega a ella.

El aliento contiene $0.25\,\mathrm{mg}$ de etanol por litro. ¿Qué fracción del dicromato se gasta?
El tubo mide $10\,\mathrm{cm}$ de largo. ¿Qué longitud tiene la zona verde?
Los alcoholímetros suponen que $2100\,\mathrm{L}$ de aire espirado contienen tanto etanol como $1\,\mathrm{L}$ de sangre. Estima la masa de etanol por litro de sangre, en gramos.
¿Por qué la zona verde empieza en la entrada del tubo y crece hacia la salida, en lugar de volverse todo el tubo ligeramente verde?
¿Por qué un tubo solo se puede usar una vez?

Parte IV — La pila de combustible. El dicromato de potasio lleva los pictogramas . Los aparatos modernos usan en su lugar una pila de combustible, en la que el etanol del aliento se oxida con dioxígeno sobre un electrodo, y los electrones liberados circulan por un cable.

Da dos razones, leídas en los pictogramas, por las que se abandonaron los tubos de dicromato.
Escribe la ecuación de la oxidación del etanol por el dioxígeno, usando el par $\ce{O2}$ / $\ce{H2O}$ .
¿Cuántos electrones cede una molécula de etanol cuando se oxida a ácido etanoico?
Para $0.25\,\mathrm{mg}$ de etanol, calcula la cantidad de etanol y, después, el número de electrones liberados.
Deduce la carga eléctrica que circula por la pila de combustible. ¿Por qué esta carga es una buena medida del etanol del aliento?

Solución

Solución de Problema 35.1.

1. $\ce{Cr2O7^{2-}}$ / $\ce{Cr^{3+}}$ y $\ce{CH3COOH}$ / $\ce{CH3CH2OH}$ .

2. El etanol se oxida: es el reductor.

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

4. El carbono está ajustado (dos en cada miembro). Oxígeno: dos a la izquierda, uno a la derecha, así que $\ce{H2O}$ a la derecha. Hidrógeno: cuatro a la izquierda, $6 + 2 = 8$ a la derecha, así que $\ce{4H+}$ a la izquierda. Carga: $+4$ a la izquierda, 0 a la derecha, así que cuatro electrones a la izquierda: $\ce{CH3COOH + 4H+ + 4e- <=> CH3CH2OH + H2O}$ .

5. Doce electrones: $2\times$ la primera y $3\times$ la segunda invertida: $\ce{2Cr2O7^{2-} + 3CH3CH2OH + 16H+ -> 4Cr^{3+} + 3CH3COOH + 11H2O}$ .

6. Los iones $\ce{Cr2O7^{2-}}$ , naranjas, se reducen a iones $\ce{Cr^{3+}}$ , verdes, allí donde llega el etanol.

7. $M = 2\times 39.1 + 2\times 52.0 + 7\times 16.0 = 294.2\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

8. $n = 2.0\times 10^{-3}/294.2 = 6.8 \times 10^{-6}\,\mathrm{mol}$ .

9. Tres moléculas de etanol por cada dos iones dicromato: $n = \tfrac{3}{2}\times 6.8\times 10^{-6} = 1.0 \times 10^{-5}\,\mathrm{mol}$ .

10. $M(\ce{C2H6O}) = 46.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , así que $m = 1.02\times 10^{-5}\times 46.0 = 4.7 \times 10^{-4}\,\mathrm{g}$ , unos $0.47\,\mathrm{mg}$ .

11. $0.25/0.47 \approx 0.53$ : alrededor del $53\,\%$ del dicromato.

12. $0.53 \times 10 \approx 5.3\,\mathrm{cm}$ .

13. $0.25\,\mathrm{mg} \times 2100 = 525\,\mathrm{mg}$ por litro de sangre, unos $0.53\,\mathrm{g}/\mathrm{L}$ .

14. El aliento encuentra primero los granos de la entrada; el dicromato de esa zona está en exceso y retiene todo el etanol, así que la reacción es completa en un primer tramo del tubo, que se vuelve totalmente verde, antes de que llegue etanol más lejos.

15. La reacción es total: los iones $\ce{Cr^{3+}}$ , verdes, no vuelven a ser dicromato, así que un tubo usado no puede volver a medir.

16. Es de toxicidad aguda (GHS06) y presenta un grave peligro para la salud (GHS08: entre sus indicaciones de peligro figura “puede provocar cáncer”), además de ser corrosivo y tóxico para los organismos acuáticos; un aparato que usa el público no debe contenerlo.

17. $\ce{O2 + 4H+ + 4e- -> 2H2O}$ y $\ce{CH3CH2OH + H2O -> CH3COOH + 4H+ + 4e-}$ : $\ce{CH3CH2OH + O2 -> CH3COOH + H2O}$ .

18. Cuatro electrones.

19. $n = 0.25\times 10^{-3}/46.0 = 5.4 \times 10^{-6}\,\mathrm{mol}$ de etanol; electrones: $4n = 2.2 \times 10^{-5}\,\mathrm{mol}$ , es decir, $2.2\times 10^{-5}\times 6.02\times 10^{23} = 1.3 \times 10^{19}$ electrones.

20. $Q = 1.3\times 10^{19}\times 1.60\times 10^{-19} \approx 2.1\,\mathrm{C}$ . Cada molécula de etanol envía exactamente cuatro electrones por el cable, así que la carga es proporcional a la cantidad de etanol: medirla es medir el etanol.

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