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REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES CONCEPTO DE OXIDACION Y REDUCCION Hay un tipo de reacciones en las que las sustancias que participan intercambian electrones: son las redox. Oxidación: pérdida de electrones Na → Na+ + 1eH2 → 2 H+ + 2eReducción.: ganancia de electrones S + 2e- → S2I2 + 2e- → 2IEstos procesos van siempre ligados. NUMEROS DE OXIDACIÓN Para facilitar qué átomos ganan o pierden electrones, se introduce el concepto de número de oxidación. Este número no representa una carga real, sino que viene a significar la carga neta que adquiriría un átomo si todos sus enlaces polares se convirtiesen en iónicos. Reglas: 1.- El número de oxidación de los elementos es cero. 2.- Para los iones monoatómicos, el número de oxidación coincide con la carga del ión. 3.- El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros metálicos que es -1. 4.- El número de oxidación del oxígeno es - 2, excepto en los peróxidos que es -1. 5.- El número de oxidación de los metales alcalinos es +1 y el de los alcalino-térreos +2. 6.- El número de oxidación de los halógenos en los haluros es -1. En otros compuestos puede ser positivo, excepto en el flúor que siempre es -1 por ser el elemento más electronegativo. 7.- La suma de los números de oxidación de los átomos de una molécula neutra es igual a cero y en el caso de un ión es igual a su carga neta. En una oxidación el número de oxidación aumenta y en una reducción disminuye. Se oxida : H2O2 → O2 + 2H+ + 2eH2O2 Se reduce: H2O2 + 2H+ + 2e- → 2H2O PARES REDOX Oxidante: sustancia que produce la oxidación de otra quitándole electrones; la ganancia de estos electrones produce la reducción del oxidante. Una vez ganados los electrones, el oxidante tiene la posibilidad de perderlos, por lo que se ha convertido en un reductor: oxidante1 + n e- → reductor1 Reductor: sustancia que produce la reducción de otra cediéndole electrones; la pérdida de estos electrones produce la oxidación del reductor. Una vez cedidos los electrones, el reductor puede recuperarlos , por lo que se ha convertido en un oxidante: reductor2 → oxidante2 + n eUna reacción redox se puede representar como: oxidante1 + reductor2 ⇔ reductor1 + oxidante2 Son pares redox conjugados: oxidante1 / reductor1 En general, si una sustancia es un oxidante fuerte, su reductor conjugado será débil

AJUSTE DE ECUACIONES REDOX POR EL MÉTODO DEL ION-ELECTRÓN 1- Para detectar quién es el oxidante y quién el reductor, se escriben los números de oxidación encima de cada símbolo atómico. Una oxidación implica un aumento en el número de oxidación. 2.- Se escriben por separado la semirreacción de oxidación y la reducción, tomando, si es posible, sólo los iones que han experimentado cambio en el número de oxidación (si es un óxido se escribe entero). a) Para reacciones en medio àcido:

3.- Se igualan los átomos de ambas semirreacciones. Si en un miembro falta oxígeno, se añade en forma de moléculas de agua. Si hay que añadir hidrógeno se hace como iones H+. 4.- Se igualan eléctricamente sumando los electrones necesarios en cada semirreacción 5.- Se multiplican cada una de ellas por el número más pequeño que haga que el número de electrones perdidos en una sea igual al de ganados en la otra. Se suman anulándose estos electrones. Se simplifican las especies iguales Se obtiene así la ecuación iónica ajustada. 6.- Se trasladan los coeficientes a la ecuación global. Si es necesario se hace una igualación final por tanteo. b) Para reacciones en medio básico: Si es en medio básico, en el paso 3 se anulan los iones H+ con iones OH- sumados a ambos lados, simplificando las moléculas de agua. Ejemplo 1: (medio ácido) HNO3 + HI → NO + I2 + H2O NO3- → NO I- → I2 ⇒

Resultando:

2 ( 4 H+

+

NO3→ NO + 2 H2O - 3 e- ) 3 ( 2 I → I2 + 2 e- )

8 H+ + 2 NO3- + 6 I- → 3 I2 + 2 NO + 4 H2O 2 HNO3 + 6 HI

→ 2 NO + 3 I2 +

4 H 2O

Ejemplo 2: (medio básico) ⇒ 2 CrO2- + 3 ClO- + 2 OH→ 2 CrO42- + 3 Cl- + H2O + Tratar las semireacciones como si fueran en medio ácido (con H ) y en la final del conjunto neutralizar los H + con OH- en ambos lados de la ecuación y reconvertir en agua, es decir: CrO2→ CrO422 ( CrO2- + 2H2O → CrO42- + 4H+ + 3 e- ) ClO-

→ Cl-

3 ( ClO- +2H+ → Cl- +H2O +2e- )

⇒ 2 CrO2- + 3 ClO- + H2O → 2 CrO42- + 3 Cl- + 2 H+ Y ahora neutralizamos los H+ con OH- en ambos lados de la ecuación Resultando:

⇒

2 CrO2- + 3 ClO- + H2O + 2 OH2 CrO2- + 3 ClO- + 2 OH-

→

→

2 CrO42- + 3 Cl- + 2 H+ + 2 OH-

2 CrO42- + 3 Cl- + H2O

VALORACIONES REDOX Al igual que en las valoraciones ácido-base, se puede calcular la concentración de un reactivo oxidante o reductor a partir de su valoración con otro reactivo de concentración conocida. Consiste en hacer reaccionar el reductor y el oxidante hasta que la reacción redox sea completa; el punto final puede conocerse añadiendo un indicador redox adecuado o bien mediante el cambio de color que experimentan las propias disoluciones. Ejemplo: Para determinar la concentración de una disolución de FeSO4 se han introducido en un erlenmeyer 20 ml de ésta, junto con unas gotas de acido sulfúrico, y se han valorado con 15 ml de KMnO4 0,1425 M. Calcular la concentración molar del FeSO4: La reacción redox es: 5 Fe2+ + MnO4- + 8H+ → 5 Fe3+ + Mn2+ + 4H2O Moles de KMnO4 : 0,015 lit . 0,1425 mol/lit = 2,138.10-3 Según la ecuación ajustada 1 mol de KMnO4 reacciona con 5 moles de FeSO4; implica: 5. 2,138.10 −3 mol = 0,5345 M de FeSO 4 0,020 lit

PILAS VOLTAICAS Consiste en la producción de electricidad a partir de una oxidación-reducción espontánea Se compone de : a) Electrodo de Cinc ( ánodo ) introducido en una disolución de sal soluble ( Sulfato de cinc Zn SO 4 ). El cinc se oxida ( desprende electrones) Zn (s) → Zn 2+ (aq) + 2eEs decir, el cinc metal da iones Zn2+ que se disolverán quedando el cinc metal negativo b) Electrodo de Cobre ( cátodo ) sumergido en una disolución de sal soluble (sulfato de cobre Cu SO4 ) . El cobre se reduce ( absorbe electrones) depositándose Cu metálico en el electrodo de Cu quedando dicho metal como positivo Cu 2+ (aq) + 2e- → Cu (s) Es decir, los iones cobre disueltos se convierten en cobre metal c) El conector externo que permite el flujo de electrones del ánodo al cátodo d) El voltímetro que medirá la fuerza electromotriz (F.E.M) o diferencia de potencial entre los bornes de la pila. Esta F.E.M. depende de la naturaleza de los electrodos, de las concentraciones de las disoluciones y de su temperatura. e) El puente salino (disolución inerte como KCl ) que cierra el circuito y mantiene la neutralidad de las disoluciones. Una pila de estas características se dice que se agota cuando la disolución de Zn ++ SO4= se satura por un exceso de iones Zn 2+ o bien cuando el zinc metálico desaparece. Esta pila con disoluciones 1 M y a 25 ºC da una medida en el voltímetro de 1,10 voltios Si el potencial de un electrodo es conocido, se puede determinar el potencial del otro electrodo por una simple diferencia. Para ello se toma como una medida arbitraria de potencial el electrodo Estándar de Hidrógeno ( asignado E o = 0,00 v ) y se comparan los demás electrodos respecto al de hidrógeno ( Potenciales estandar de Electrodo). Por lo tanto el Potencial Estándar de Electrodo es la diferencia de potencial medida en una pila por dicho electrodo y el electrodo de hidrógeno, ambos en igualdad de condiciones El convenio de signos de este Potencial es: - Si el Potencial Estándar de electrodo es negativo ( Eo < 0 ) indica que dicho electrodo actúa como ánodo frente al electrodo estándar de hidrógeno - Si el Potencial Estándar de electrodo es positivo ( Eo > 0 ) indica que dicho electrodo actúa como cátodo frente al de electrodo estándar de hidrógeno

Potenciales Estándar de Reducción. A partir de los potenciales estándar de electrodo de los elementos, es posible medir también el potencial estándar de electrodo de sus iones oxidados o reducidos. Así por ejemplo, Fe 3+ / Fe 2+ , MnO 4- / Mn2+ ….. que se denominan Potenciales Estandar de Reducción. De la misma manera si se eligen dos electrodos estándar para formar una pila, hará de Cátodo el que tiene Potencial de Reducción más positivo o menos negativo ( un potencial más positivo indica mayor tendencia a ganar electrones, es decir , a reducirse; mientras un potencial más negativo tiene tendencia a perder electrones u oxidarse) Y la F.E.M. (fuerza electromotriz de la pila) es la diferencia entre los Potenciales Estandar de Reducción del Cátodo y Ánodo ; es decir:

Epila = EoCatodo - Eoanodo

Espontaneidad de reacciones Red-Ox Independientemente de que la pila sea posible en un proceso Red-Ox, dicha reacción será espontánea si Epila > 0. El que una reacción red-ox no sea espontánea no significa que ésta sea imposible sino que el proceso de dicha reacción se realiza en el sentido opuesto.

EJEMPLO. 1

Pila por electrodo de cinc en disolución ZnSO4 1 M y electrodo de plata en disolución AgNO3 1 M - ¿ Cuál es el cátodo ? - Escribe las reacciones en la pila - Calcula la FEM de la pìla Datos: Ag+ / Ag ( Eo = + 0,80 v) Zn2+ / Zn (Eo = - 0,76 v) 2 Ag+ + 2e- → 2 Ag

Cátodo : Ánodo :

Zn

( se reduce : se absorben electrones)

→ Zn2+ + 2 e- ( se oxida : se desprenden electrones)

Eocatodo = + 0,80 v Eoanodo = - 0,76 v

E pila = Eocatodo - Eoanodo = 0,80 – ( - 0,76) = 1,56 Voltios EJEMPLO. 2 Partiendo de los siguientes potenciales estándar de reducción a 298ºK E0 (H+/H2)=0,00v E0 (Cu2+/Cu)=0,34v E0 (NO3 /NO)=0,96v Escribe las semireacciones de oxidación-reducción para los sistemas Cu/ ácido clorhídrico y Cu / ácido nítrico indicando si son espontáneas o no a) Caso Cu2+/Cu y H+/H2 Como una supuesta Pila : Cátodo (se reduce) (el de mayor E0) Cu2+ + 2e- → Cu Ánodo ( se oxida) H2 → 2H+ + 2e---------------------------------------------Reacción completa: Cu2+ + H2 → Cu + 2H+ 0 E pila= Ecatodo - Eanodo = 0,34 - 0= 0,34 > 0 ⇒ Espontánea de Izda a Drcha Pero el Cu con H+ está en la derecha lo que indica que el ácido clorhídrico no ataca al Cobre metálico b) Caso NO3-/NO y Cu2+/Cu Tiene mayor E0 el primero que actuará de cátodo Cátodo (se reduce) (mayor Eo) 2. ( 4H+ + NO3- + 3e→ NO + 2H2O ) Anodo (se oxida) 3. ( Cu → Cu2+ + 2e- ) ----------------------------------------------------------------------------Reacción Completa: 2NO3- + 3Cu + 8H+ → 2NO + 4H2O + 3Cu2+ 0 E pila= Ecatodo-Eanodo = 0,96 - 0,34 = 0,62 v > 0 ⇒ Espontánea de Izda a Drcha Y como el cobre metálico y el ácido nítrico están en la izda, el acido nítrico SI ataca el Cobre

ELECTROLISIS Es el paso de la corriente eléctrica continua a través de una disolución o electrolito fundido y que produce una reacción de Oxidación- Reducción no espontánea. La oxidación se produce en el ánodo ( y en él se conecta el positivo de la pila) y la reducción en el cátodo (en él se conecta el negativo de la pila) Hay electrolisis de sales fundidas (compuestos iónicos como NaCl ) , de sales en disolución ( como CuCl2 disuelto en agua) Electrolisis del Agua Para lograr la electrolisis del agua se añade una pequeña cantidad de ácido sulfúrico 1 M y se producen las semireacciones: Ánodo 2 H2O (l) - 4 e- → O2(g) + 4 H+ Cátodo

4 H+ + 4e- → 2 H2 (g)

⇒ la reacción global : 2 H2O (l) → 2 H2 (g) + O2 (g) Como se observa se obtiene en el cátodo el doble de gas de hidrógeno que de oxigeno en el ánodo Electrolisis de compuesto iónico fundido, por ejemplo NaCl La sal sólida fundida NaCl → Na+ + ClÁnodo (oxidación) 2 Cl- → Cl2 (g) + 2e + Cátodo (reducción) 2Na + 2e- → 2 Na (l) ⇒ la reacción global : 2Na+ + 2Cl- → Cl2 (g) + 2Na (l)

El cloro gas se recoge en el ánodo y el sodio líquido (menos denso que el agua) flota en el cátodo De las APLICACIONES más importantes de la electrolisis están : Los procesos de obtención de elementos ( obtención de hidrógeno y oxígeno gaseosos ) Purificación de metales ( sobre todo de oro, plata, cobre, aluminio.. ) Recubrimientos de objetos con una capa metálica ( niquelado, cromado … para la protección a la intemperie, recubrimientos finos de oro y plata en joyería …) Para ello se pone en el cátodo la barra de metal a recubrir y se añade una sal cuyo electrolito contenga el metal con el que se desea recubrir ; sobre el cátodo tiene lugar el proceso donde se deposita el metal Zn++(ac) + 2e- → Zn (s) Ag+ (ac) + 1e- → Ag (s) …….

LEY DE FARADAY La aplicación de la electrolisis para recubrir un metal o desprendimiento de un gas en un electrodo viene determinada por la Ley de Faraday Caso de recubrimiento de metal X n+(ac) + n e- → X (s) indica que por cada mol de metal obtenido circulan “n” moles de electrones, por lo que hace falta que circule una cantidad de carga Q que depositará la masa “m” de metal , es decir: Moles de metal m / M ⇒ moles de electrones n. m / M Como un Faraday ( 96487 Cul ) es la carga transportada por un mol de electrones , resulta Q = ( n. m / M ) . F Y tendiendo en cuenta la definición de Intensidad eléctrica ( I = Q/t ) , resulta:

m= I t F n

M. I. t n. F

M representa la masa molecular del gas o metal es la intensidad de la corriente en Amp es el tiempo de electrolisis ( en sg) es el Faraday ( 96487 Cul) es el numero de electrones ( Valencia del metal ..)

EJEMPLO: -Calcular el tiempo necesario para que una corriente de 2,5 A , que pasa por una disolución acuosa de CuCl 2 , deposite sobre el cátodo 40 gr de cobre ¿ Qué volumen en condiciones normales de gas cloro se recogerá en el ánodo ? En el cátodo Cu2+ + 2e- ⇔ Cu En el ánodo 2 Cl- ⇔ Cl2 + 2eLa reacción global es Cu2+ + 2Cl- ⇔ Cu + Cl2 Aplicando Faraday:

t=

m.n.F 40 g . 2 . 96500 Cul = = 48629,9 sg = 13 h 30´ 30´´ Cul M.I 63,5 gr . 2,5 sg

Para obtener el gas cloro podemos recurrir a la reacción global (relación entre el cloro y el cobre obtenidos) 22,4 lit en CN de Cl2 .40 gr Cu = 14,11 lit Cl2 63,5 gr de Cu

EJERCICIOS

REACCIONES DE TRANSFERENCIA DE ELECTRONES

1.- Indicar el número de oxidación del azufre en las siguientes sustancias: S8 ; H2S ; H2S04 ; CaSO3 ; HS- ; Na2S2O3 2.- Indicar el número de oxidación de cada elemento: SO42- ; KMnO4 ; NH4+ ; Cr2O72- ; Na2SnO2 ; HNO3 ; HIO4 ; HCO33.- Ajustar las siguientes reacciones iónicas en medio ácido: a) MnO4- + I- → MnO42- + IO3b) MnO4- + SO32- → Mn2+ + SO422222+ c) Cr2O7 + SO3 → SO4 + Cr d) BrO3- + Fe2+ → Br- + Fe3+ 4.- Ajustar las siguientes ecuaciones en medio ácido: a) MnO4- + C → CO2 + MnO2 + H2O b) FeCl2 + H2O2 + HCl → FeCl3 + H2O c) I2 + HNO3 → HIO3 + NO2 + H2O d) H2S + HNO3 → H2SO4 + NO + H2O e) Na2S2O3 + Cl2 + H2O → NaCl + H2SO4 + HCl f) CuO + NH3 → N2 + Cu + H2O g) H2S + H2SO3 → S + H2O h) HCl + KMnO4 → Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O i) KI + KMnO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + I2 + H2O 5.- Ajustar en medio básico las siguientes reacciones: a) MnO4- + I- → MnO42- + IO4b) KI + KClO3 + H2O → I2 + KCl + KOH c) NaNO3 + Zn +NaOH → Na2ZnO2 + NH3 + H2O d) NaCl + NaMnO4 + H2O → Cl2 + MnO2 + NaOH 6.- Hallar el equivalente redox: a) del FeSO 4 cuando el Fe2+ pasa a Fe3+ ; b) del KI cuando el I - pasa a I2 ; c) del KMnO 4 cuando pasa a MnO2 ; d) del KCl03 cuando pasa a Cl- ; e) del K2Cr2O7 cuando pasa a Cr3+ ; f) del KMnO4 cuando pasa a Mn2+ . 7.- Desde el punto de vista electrónico, ¿qué se entiende por reductor? ¿Cómo varia el carácter reductor dentro del sistema periódico? 8.- Para la reacción: Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O, señalar el oxidante y el reductor. Ajustar la reacción. ¿Cuántos electrones se producen por mol de cobre oxidado? 9.- Si los posibles estados de oxidación del manganeso son: +2, +3, +4, +6, +7, ¿cuáles de las siguientes :es pueden actuar como oxidantes y cuáles como reductoras: Mn2+ , MnO4- , MnO2 ? 10.- Para la reacción 2Ag+F-(aq) + Fe(s) ⇔ Fe2+(aq) + 2F-(aq) + 2Ag(s), señalar las sustancias que actúan como oxidantes y las que actúan como reductoras. 11.- Escribir la semirreacción de reducción del CrO3 a cromo, indicando la valencia del óxido si se supone la reacción se lleva a cabo en una disolución acuosa ácida. 12.- El ion cromato es un oxidante que en medio ácido pasa a ion crómico (Cr 3+). Escribir la correspondiente ecuación de reducción. Si fuese M la masa molecular del cromato potásico, calcular el valor de su equivalente. 13.- El anión dicromato, en medio ácido, se transforma en ion cromo (III). a) Ajustar la semirreacción por el método del ionelectrón; b) hallar el peso equivalente del oxidante; c) hallar el número de electrones que intervienen por mol de oxidante. Sol: 3,6.1024 . 14.- El ion nitrato oxidante, en medio ácido, puede ser reducido a nitrito. a) Ajusta la semirreacción redox correspondiente por el método del ion-electrón. b) ¿Cuál es la normalidad de una disolución de nitrato sódico oxidante de 4,25 g/l? 15.- El ion bromato es un oxidante que, en medio ácido, se reduce a bromuro. a) Ajusta la semirreacción redox correspondiente por el método del ion-electrón. b) ¿Cuál es la normalidad de una disolución de bromato potásico oxidante 0,1 M? 16.- Dada la reacción: sulfuro de cobre (II) + ácido nítrico → nitrato de cobre (II) + monóxido de nitrógeno + agua, escribir y ajustar la reacción y calcular el peso equivalente del oxidante. Sol: 3,8,3,2,3,4 ; 21g/eq 17.- Ajustar y completar la reacción: dicromato potásico oxida al ácido sulfhídrico en presencia de ácido sulfúrico sabiendo que, entre otras cosas, se obtiene sulfato de cromo (III) y azufre. Calcular el equivalente del oxidante y del reductor. Sol: 49 y 17 gr/eq 18.- En la reacción del dicromato potásico con cloruro de estaño (II) en medio clorhídrico, se obtienen cloruro de cromo (III), tetracloruro de estaño, cloruro potásico y agua. Ajustar la reacción; indicar cuál es el oxidante, cuál es el reductor y cuál es el

cambio que tienen lugar en el número de oxidación de ambos. Calcular el equivalente-gramo del dicromato potásico en este proceso. 19.- Igualar la ecuación siguiente, indicando el cambio en el número de oxidación del oxidante y del reductor: MnO4- + Cl- + H+ → Mn2+ + Cl2 + H2O ¿Cuánto permanganato potásico se requiere para preparar 1 l. de disolución 0,5 N de permanganato potásico para ser utilizado en esta reacción? 20.- El ión permanganato, en medio ácido, oxida al yoduro a yodo, reduciéndose él a Mn2+ . a) Escribir la ecuación iónica correspondiente; b) ¿qué masa de yodo se producirá al reaccionar 25 cm3 de permanganato 0,2 N ?. 21.- En medio ácido el permanganato potásico oxida al ión ferroso a férrico, reduciéndose a ión manganoso (Mn 2+) . Ajustar la reacción iónica y calcular el volumen de disolución 0,2 M de permanganato necesario para obtener 558,5 mg de ión férrico. Sol: 0,01 l. 22.- Una muestra de 700 mg de un mineral que contiene hierro se disuelve en exceso de ácido sulfúrico obteniéndose sulfato de hierro (II). El sulfato de hierro (II) formado reacciona con 50 cm3 de permanganato potásico 0,02 M según la ecuación: FeSO4 + KMn04 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O a) Ajustar la ecuación por el método del ión-electrón. b) Calcular la normalidad de la disolución de permanganato. c) Calcular el porcentaje de hierro que contiene el mineral. Sol: 0,1 N; 39,86%. 23.- Se prepara medio litro de una disolución de yodato sódico con 9,9 g de este compuesto. Calcular su normalidad, si la disolución se va a emplear como oxidante reduciéndose el I03- a I2. Sol: 0,5 N 24.- El peróxido de hidrógeno en medio ácido oxida al sulfuro de plomo (II) a sulfato de plomo (II), produciéndose agua. Escribe y ajusta la ecuación iónica. a) Si se quieren oxidar 32,4 g de sulfuro de plomo (II), calcular los mililitros de agua oxigenada 2 N que habrá que utilizar. b) En 25 ml de la disolución de agua oxigenada anterior, calcular los gramos presentes de H2O2 que son puros. Sol: 0,542 l.; 0,85 gr. 25.- En disolución ácida el ión HSO3- reacciona con el ión ClO3- dando SO42- y Cl- . Calcula la molaridad de una disolución de clorato sódico de la que se necesitan 30 ml para reaccionar completamente con 20 ml de una disolución 0,45 M de hidrogenosulfito de sodio. Sol: 0,1 M 26.- El dicromato potásico oxida al yoduro sódico en medio sulfúrico y se origina sulfato sódico, sulfato de cromo (III) y yodo. ¿De qué normalidad será una disolución de yoduro sódico, sabiendo que 30 ml de la misma necesitan para su oxidación 60 ml de una disolución de dicromato potásico, que contiene 49 g del mismo en un litro de disolución? Sol: 2 27.- En disolución ácida el Cr2O72- se reduce a Cr3+ oxidando el Br- a Br2 . Ajustar la ecuación iónica correspondiente. ¿Qué cantidad de bromo se obtendrá de la reducción completa de 150 cm3 de una disolución de Cr2O72- 0,5 M? Sol: 36gr. 28.- Al reaccionar estaño con ácido nítrico se oxida a dióxido de estaño y se desprende óxido de nitrógeno (II) . Escribir la reacción ajustada del proceso. Si el estaño forma parte de una aleación y de 1 kg de la misma se obtienen 0,382 kg de dióxido de estaño, hallar el porcentaje de estaño en la aleación. Sol: 30,1 % 29.- Se desea determinar la cantidad de cromo que se encuentra en una muestra de 0,55 g de acero. Todo el cromo contenido en el acero se transforma en dicromato sódico, que reacciona con una disolución de sulfato de hierro (II) según la ecuación: dicromato sódico + ácido sulfúrico + sulfato de hierro (II) → sulfato sódico + sulfato de hierro (III) + sulfato de cromo (III) + agua. a) Escribe y ajusta, por el método del ion- electrón, la ecuación redox. b) Calcular los gramos de sulfato de hierro (II) heptahidrato que se necesitan para preparar 100 cm3 de la disolución de sulfato de hierro (II) 0,5 N. c) En la valoración del dicromato se consumen 42 cm3 de sulfato de hierro (II) 0,5 N, ¿qué porcentaje de cromo contiene la muestra ?. Sol: 1-7-6-1-3-17; 13,89 g; 66,2%