Igualación de ecuaciones químicas utilizando el método ión

Igualación de reacciones químicas utilizando el método ión-electrón
El método ión-electrón es útil para balancear ecuaciones correspondientes a reacciones redox (reacciones de óxidoreducción) que ocurren en medio acuoso ácido o alcalino; sólo es aplicable a reacciones que ocurren bajo estas
condiciones.
Pasos para balancear una reacción redox:
I) Asignar el número de oxidación a todos los átomos de los compuestos que intervienen en la reacción.
II) Ubicar los elementos que se oxidan y los que se reducen.
III) Disociar todas aquellas especies químicas que son disociables y/o ionizables.
IV) Escribir las hemirreacciones de oxidación y de reducción.
Ejemplo:
Se tiene la siguiente reacción sin balancear:
Cl2 + NaOH ↔ NaCl + NaClO + H2O
I) Asignación del número de oxidación:
Cl2°
+
↔
Na+1O-2H+1
Na+1Cl-1
+
Na+1Cl+1O-2
+
H+12 O-2
II) Ubicar los elementos que se oxidan y los que se reducen:
Hay que tener en cuenta que se define como oxidación la pérdida de electrones y por lo tanto aumento del número de
oxidación; y que se define como reducción la ganancia de electrones o disminución del número de oxidación. Cuando
se habla de aumento del número de oxidación se quiere dar a entender que éste se hace más positivo, y cuando se
habla de disminución del número de oxidación se quiere dar a entender que éste se hace más negativo.
En nuestro ejemplo se observa que el cloro ( Cl2 ) cambia su número de oxidación de 0 a –1 cuando forma parte del
NaCl, su número de oxidación disminuye, por lo tanto se reduce.
También se ve que el cloro cambia su número de oxidación de 0 a +1 cuando forma parte del NaClO, su número de
oxidación aumenta, por lo tanto se oxida.
III) Disociar todas las especies químicas que son disociables y/o ionizables:
Cl2
+
Na+ + OH-
↔ Na+
+
Cl- +
Na+
+
ClO-
+
H2O
IV) Escribir las hemirreaciones de oxidación y de reducción:
Hemirreacción de oxidación:
Cl2
↔
ClO-
Hemirreacción de reducción:
Cl2
↔
Cl-
V) Igualar las hemirreacciones:
Éste ítem por una cuestión práctica se subdividirá en varios pasos:
1)
Igualar la masa del elemento que se oxida o reduce:
Si el elemento que se oxida o reduce forma una molécula poliatómica, se deberá igualar la cantidad de estos átomos
que figuran en los reactivos con la cantidad que figura en los productos.
Hemirreación de oxidación:
Hemirreacción de reducción:
Cl2
Cl2
↔
2 ClO-
↔
2 Cl-
2)
Colocar los electrones ganados o perdidos en la reacción de oxidación o reducción.
Se colocarán tantos electrones como unidades cambie el número de oxidación del elemento que se oxida o reduce
por cada átomo de éste, en el caso de la oxidación los electrones se colocarán del lado de los productos, dado que el
elemento que se oxida pierde éstos electrones; En el caso de la reducción, los electrones se colocarán del lado de los
reactivos, dado que el elemento que se reduce gana electrones.
Hemirreacción de oxidación
Cl2
↔
2 ClO- + 2 e-
(un electrón por cada átomo de cloro que cambia su estado de oxidación de a +1)
Hemirreacción de reducción
Cl2
3)
+ 2 e-
↔ 2 Cl-
(un electrón por cada átomo de cloro que cambia su estado de oxidación de 0 a –1)
Igualación de las cargas
Se deberán igualar las cargas eléctricas a ambos lados de la semirreacción, este procedimiento se hará con
protones o con oxidrilos (o hidroxilos), dependiendo que la reacción se lleve a cabo en medio ácido o alcalino, para
saber en que medio se lleva a cabo la reacción hay que observar si en la ecuación sin igualar aparecen protones u
oxidrilos (o hidroxilos), en nuestro ejemplo la reacción ocurre en medio alcalino, por lo que se utilizarán oxidrilos para
igualar las cargas.
Hemirreacción de oxidación:
Cl2
+
4 OH-
↔
2 ClO- + 2 e-
Hemirreacción de reducción:
Cl2 + 2 e↔ 2 Cl(en este caso la semirreacción presenta igualadas sus cargas, por lo que no son necesarias otras modificaciones)
4)
Igualar la masa de oxígeno e hidrógeno:
Se deberá igualar la cantidad de átomos de oxígeno e hidrógeno a ambos lados de la semirreacción, para esto se
utilizarán moléculas de agua.
Hemirreacción de oxidación:
Cl2
+
4 OH- ↔
Hemirreacción de reducción;
Cl2
+
2 e- ↔
2 ClO- + 2 e-
+
2 H2O
2 Cl-
Debe aclararse que para igualar la masa de oxígeno e hidrógeno se mira sólo se iguala uno de estos dos elementos,
dado que al igualar uno, también se iguala el otro.
VI) Suma de las dos semierreacciones:
Se suman las dos semierreacciones teniendo en cuenta que debe haber concordancia entre la cantidad de electrones
que aparecen en reactivos y productos para poder cancelarlos, dado que éstos no aparecen en la ecuación química
que se debe igualar.
En este ejemplo aparecen dos electrones en los reactivos y el mismo número de electrones en los productos, por lo que
no hay que realizar ningún otro procedimiento, si esto no fuese así, habrá que multiplicar en forma cruzada las
semiecuaciones por el número de electrones que figuran en la semiecuación contraria. Al sumar o multiplicar
ecuaciones químicas se les debe dar el mismo tratamiento que a las ecuaciones matemáticas.
Cl2
+ 2 e-
↔ 2 Cl-
Cl2
+ 4 OH-
↔ 2 ClO-
+ 2 e-
+ 2 H2O
________________________________________________________________
2 Cl2
+ 2 e- + 4 OH- ↔ 2 Cl-
+ 2 ClO-
+ 2 e-
+ 2 H2O
Observar que luego de sumar las dos semiecuaciones aparezca la misma cantidad de electrones en los reactivos y en
los productos, por lo que peden cancelarse.
VII) Introducir los contraiones de los compuestos iónicos que aparecen en la reacción igualada.
Se debe observar cuál es el contraión correspondiente a cada ión y colocarlo junto con el ión correspondiente para
transformar la ecuación iónica en una ecuación molecular, así como también que los mismos iones que ingresan en los
reactivos deben también ingresar en los productos.
2 Cl2
↔ 2 Cl-
4 OH-
+
´4 Na+
2 ClO-
+
´ 2 Na+
+ 4 NaOH ↔ 2 NaCl +
2 Cl2
+
2 H2O
´2 Na+
2 NaClO +
2 H2O
(Observar que se han introducido 4 cationes Na+ tanto en los reactivos como en los productos)
Y finalmente se obtiene la reacción igualada:
2 Cl2
+
4 NaOH ↔ 2 NaCl
+
2 NaClO
+
2 H2O
Hasta aquí fueron expuestos los pasos a seguir para igualar una ecuación química por el método ión-electrón. Se
expone a continuación una ecuación química igualada y explicada paso por paso para que se termine de comprender el
procedimiento.
Reacción:
K MnO4
+
KCl
+ H2SO4
↔
MnSO4 +
Cl2
+
K2SO4
I) Asignación de los números de oxidación correspondientes
K+1 Mn+7O–24 + K+1Cl–1
+ H+12S+6O–24
↔
Mn+2S+6O–24 +
Cl0 2
+
K+12S+6O-24
II) Ubicación de los elementos que se oxidan y de los que se reducen
Se puede observar que el manganeso cambia su número de oxidación de +7 a +2 (disminuye), por lo tanto éste es el
elemento que se reduce; observar así mismo que el cloro cambia su número de oxidación de –1 a 0 (aumenta), por lo
tanto éste es el elemento que se oxida.
Agente oxidante: K MnO4
Agente reductor: KCl
Se dice que el compuesto que contiene el elemento que se reduce es el agente oxidante, porque es el compuesto que
se pone a reaccionar para producir una reacción de oxidación, así mismo se dice que el compuesto que contiene el
elemento que se oxida es el agente reductor, porque es el compuesto que se pone a reaccionar para producir una
reacción de reducción. Esta aclaración es sobre todo semántica, dado que las reacciones de óxido reducción no
ocurren por separado, para que un elemento se oxide deber haber alguno que se reduzca y viceversa.
III) Disociación de las especies químicas que son disociables y/o ionizables
K+ + MnO4- + K+ + Cl- + 2 H+ + SO4-2 ↔ Mn+2 + SO4-2 + Cl2 + 2 K+ + SO4-2
IV) Representación de las hemirreacciones de oxidación y de reducción
Hemirreacción de oxidación:
Hemireracción de reducción:
↔
Cl2
MnO4- ↔
Mn+2
Cl-
V) Igualación de las hemirreacciones (por etapas)
1) Igualación de la masa del elemento que se oxida o reduce
Hemirreacción de oxidación:
2 Cl-
↔
Cl2
Hemireacción de reducción:
MnO4-
↔
Mn+2
2) Colocación de los electrones ganados o perdidos en la reacción de oxidación y reducción
Hemirreacción de oxidación:
Hemirreacción de reducción:
2 Cl-
↔ Cl2 + 2 e-
MnO4- + 5 e- ↔ Mn+2
3) Igualación de las cargas
En este caso la reacción ocurre en medio ácido, por lo tanto las cargas serán igualadas con protones (observar que en
la ecuación sin igualar en los reactivos aparece ácido sulfúrico)
Hemirreacción de oxidación:
2 Cl↔ Cl2 + 2 e-
En este caso las cargas ya se encuentran igualadas, por lo tanto no se deben realizar otras modificaciones.
Hemirreacción de reducción:
MnO4- + 5 e- + 8 H+
↔ Mn+2
4) Igualación de la masa de oxígeno e hidrógeno
Como ya fue explicado, se iguala con agua la masa de alguno de éstos dos elementos y la masa del otro también
queda igualada
↔ Cl2 + 2 e-
Hemirreacción de oxidación:
2 Cl-
Hemirreacción de reducción:
MnO4- + 5 e- + 8 H+ ↔ Mn+2 + 4 H2O
VI) Sumatoria de las dos semirreacciones
Observar que en este caso el número de electrones que aparecen en las semirreacciones de oxidación y reducción no
coinciden, por lo tanto para poder cancelarlos se deberán multiplicar en forma cruzada las semiecuaciones por el
número de electrones que aparecen en la semiecuación contraria (la semiecuación de oxidación se multiplicará por el
número de electrones que aparecen en la semirreacciones de reducción y viceversa).
(2
Cl-
↔
Cl2 + 2 e-) X 5
(MnO4- + 5 e- + 8 H+ ↔ Mn+2 + 4 H2O) X 2
_________________________________________________________
10 Cl- + 2 MnO4- + 10 e- + 16 H+ ↔ 5 Cl2 + 10 e- + 2 Mn+2 + 8 H2O
VII) Introducción de los contraiones correspondientes a las especies iónicas para transformar la ecuación iónica en
una ecuación molecular
Se debe observar que se deben introducir la misma cantidad de iones de las especies ingresantes tanto en los
reactivos como en los productos.
10 Cl- + 2 MnO4- + 16 H+ ↔ 5 Cl2 + 2 Mn+2 + 8 H2O
10 K+
´2 K+
´8 SO4-2
´ 2 SO4-2
´ 12 K+ ´ 6 SO4-2
Observar que en los productos se han introducido 6 aniones sulfato y 12 cationes potasio, los cuales no se colocan
para aparearse con ningún ión de la ecuación iónica; éstos ingresan en los productos para compensar el sulfato y el
potasio que ingresa en los reactivos. Recordar que al igualar la ecuación, todo lo que ingresa en los reactivos debe
tener su contraparte en los productos para así poder cumplir con la ley de Lavoisier (principio de la conservación de la
masa).
Finalmente se obtiene la reacción igualada:
10 KCl + 2 KMnO4 + 8 H2SO4 ↔ 5 Cl2 + 2 MnSO4 + 6 K2SO4 + 8 H2O
RESUMEN
Balanceo en medio ácido
Identifique la especie que se oxida y la que se reduce en la reacción esqueleto determinando los números de oxidación
de los átomos.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
8.
Escriba la media reacción de reducción y la de-oxidación a partir de la reacción esqueleto.
Balancee cada media reacción.
Balancee el elemento reducido u oxidado en cada media reacción.
Balancee los átomos de oxigeno añadiendo moléculas de agua.
Balancee los átomos de hidrogeno añadiendo iones hidronio H +.
Balancee las cargas eléctricas añadiendo electrones. Verifique que el número de electrones añadido es el correcto
utilizando el número de oxidación del átomo oxidado o reducido.
Ajuste ambas reacciones para que el número de electrones sea el mismo.
Sume las medias reacciones.
Balanceo en medio alcalino
1. Balancee la reacción del mismo modo que se balancea la reacción en medio ácido (pasos 1-5 de balanceo en
medio ácido).
2. Después de balanceada en medio ácido, se añaden los suficientes iones OH - para cancelar los iones H+ de
acuerdo a la siguiente ecuación: H+ + OHH2O
3.
Se cancelan las moléculas de agua que puedan estar en ambos lados de la ecuación.