Como puede ver, este es un ejemplo de libro de texto de una reacción redox, con [matemática] KMnO_4 [/ matemática] como agente oxidante y [matemática] KI [/ matemática] como agente reductor. Ignoraré aquellas especies que mantienen un estado de oxidación constante. Tenga en cuenta que solo los estados de oxidación del yodo y el manganeso cambiarán durante el curso de esta reacción.
Primero, escribiré la semirreacción de reducción.
[matemática] {MnO_4} ^ – + 5e ^ – + 8H ^ + \ longrightarrow {Mn} ^ {2+} + 4H_2O [/ math]
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Ahora escribiré la media reacción de oxidación.
[matemática] 2I ^ – \ longrightarrow I_2 + 2e ^ – [/ matemática]
Multiplicando la primera ecuación por un factor de 2, y la segunda por un factor de 5, luego sumando, obtenemos:
[matemática] 2 {MnO_4} ^ – + 16H ^ + + 10I ^ – \ longrightarrow 5I_2 + 2 {Mn} ^ {2+} + 8H_2O [/ math]
Claramente, 10 equivalentes de KI se están oxidando por 2 moles de [matemáticas] KMnO_4 [/ matemáticas]. Por lo tanto, podemos concluir que un equivalente de [matemática] KI [/ matemática] requerirá 0.2 moles de [matemática] KMnO_4 [/ matemática], que es la respuesta a su pregunta.
