Ecuaciones redox

Ecuaciones redox
METODO DE IGUALACIÓN POR ION – ELECTRÓN
Las expresiones para las reacciones redox son relativamente fáciles de igualar. Sin embargo, en la práctica
nos enfrentamos con reacciones redox más complejas en las que participan oxianiones tales como cromato
dicromato, permanganato, etc. En el método del ion-electrón. En este método, la reacción global se divi de
en dos semirreacciones: la reacción de oxidación y la de reducción. Las expresiones de estas dos
semirreacciones se balancean por separado y luego se suman para obtener la ecuación global balanceada.
2+
3+
Supongamos que se debemos balancear la expresión que representa la oxidación de los iones Fe a Fe
22
por iones dicromato (Cr2O7 ) en medio ácido, si se sabe que los iones Cr2O7 ; se reducen a iones Cr`. Para
balancear la ecuación se siguen los pasos siguientes:
Paso 1: Escribe la ecuación no balanceada de la reacción en su forma fónica.
2+
2-
Fe + Cr2O7
?
3+
Fe
+ Cr
3+
Paso 2. La ecuación se divide en dos semirreacciones.
2+
3+
ª Fe
Oxidación:
Fe
Reducción:
Cr2O7
2-
ž Cr
3+
Paso 3. En cada semirreacción se balancean los átomos distintos de O y H.
La semirreacción de oxidación ya tiene balanceados los átomos de Fe. Para balancear los átomos de Cr, el
3+
Cr se multiplica por dos en la semirreacción de reducción.
2-
Cr2O7
ž 2 Cr
3+
Paso 4. En las reacciones que se llevan a cabo en medio ácido, para balancear los átomos de O se agrega H2 O y para
balancear los átomos de H se agrega H+.
Como la reacción transcurre en medio ácido, se agregan siete moléculas de H2O al lado derecho de la
semirreacción de reducción para balancear los átomos de O:
2-
Cr2O7
ž 2 Cr
3+
+ 7H2O
+
Para balancear los átomos de H, se agregan 14 iones H al lado izquierdo de la ecuación:
+
2-
14H + Cr2O7
ž 2 Cr
3+
+ 7H2O
Paso 5. Para balancear las cargas se añaden electrones a un lado de cada semirreacción. Si es necesario, se iguala el
número de electrones en las dos semirreacciones multiplicando una de ellas o ambas por los coeficientes apropiados.
Para la semirreacción de oxidación se escribe
Fe
2+
3+
ª Fe
+1 e
Se añade un electrón al lado derecho para que haya una carga de 2+ a cada lado de la semirreacción.
En la semirreacción de reducción hay 12 cargas netas positivas del lado izquierdo y sólo seis cargas positivas
del lado derecho. Por tanto, se agregan seis electrones a la izquierda.
+
2-
6e + 14H + Cr2O7
ž 2 Cr
3+
+ 7H2O
Para igualar el número de electrones en ambas semirreacciones, la semirreacción de oxidación se
multiplica por seis (mínimo común múltiplo):
6Fe
2+
3+
ª 6Fe
+6 e
Paso 6. Se suman las dos semirreacciones y se balancea la ecuación final por tanteo. Los electrones a ambos lados
de la ecuación se deben cancelar
Al sumar las dos semirreacciones se obtiene
6Fe
2+
+
2-
ž 2 Cr
+ 6e + 14H + Cr2O7
3+
3+
+ 7H2O + 6Fe
+6 e
Los electrones se cancelan, y queda únicamente la ecuación iónica neta balanceada:
0
2 6Fe
2+
+
2-
+ 14H + Cr2O7
ž 2 Cr
3+
3+
+ 7H2O + 6Fe
Paso 7. Se verifica que la ecuación contenga los mismos tipo y número de átomos, así como las mismas cargas en
ambos lados de la ecuación.
Es importante que tengas presente que en las reacciones en medio básico, los átomos se balancean
+
como se hizo en el paso 4 para un medio ácido. Luego, por cada ion H se debe agregar un número igual
+
de iones OH en ambos lados de la ecuación. En el mismo lado de la ecuación donde aparezcan iones H y
OH , éstos se pueden combinar y sustituir por agua.
Método por número de oxidación
Para igualar por redox, se puede seguir como método el llamado método por número de oxidación para
lo cual definiremos el estado de oxidación o Nº de oxidación de un elemento como un valor hipotético
que representaría la carga que tendría el elemento en una combinación, si todos sus compuestos fuesen
iónicos.
Para establecer el Nº de oxidación de un elemento deben tenerse en cuenta las siguientes reglas:
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
En elementos libres o no combinados a cada átomo se le asigna un número de oxidación de O.
En compuestos que contienen hidrógeno, el número de oxidación del hidrógeno es generalmente + 1. No se cumple en el
caso de los hidruros. en los cuales es –1
En compuestos que contienen oxígeno, el numero de oxidación de cada átono de oxigeno es generalmente -2. Existen
excepciones: en los peróxidos, cada oxigeno tiene asignado un número de oxidación de -1.
En iones sencillos (es decir, en especies cargadas que contienen solo un átomo), el número de oxidación es igual a la
carga en el ion. En los iones poliatómicos, la suma de los números de oxidación multiplicados por la cantidad de átomos
del elemento, es igual a la carga del ión.
Los metales del grupo IA cuando se combinan actúan siempre con Nº oxidación +1 y los del grupo IIA con +2
Los halógenos (Cl, F, I, Br, etc.) en sus compuestos binarios actúan con Nº oxidación -1
Si se suman todos los números de oxidación de los elementos en un compuesto y se multiplica por el número de
átomos de cada tipo, la suma debe ser igual a cero
Para igualar, debe procederse con un orden facilite la igualación. Así por ejemplo si queremos igualar:
+1 +7 -8
(-2)
KMnO4 +
+2 +6 -8
(+1)(+3)(-2)
H2 C2 O4
+
+2+6 -8
(-1) (-2)
+2 +6 -8
(-2)
H2 SO4
MnSO4
+4 -4
(-2)
+
CO2 +
+2 +6 -8
(-1) (-2)
K2 SO4 +
+2 -2
(+1)
H2 O
1º Determinar los Nº de oxidación de los elementos que forman parte de las especies intervinientes.
2º Establecer qué elementos modifican su Nº de oxidación.
3º Indicar el cambio observado en los Nº de oxidación
+6
+7
(+3)
+2
+4
KMnO4 +
H2 C2 O4
+7
+
H2 SO4
MnSO4
+
CO2 +
+2
+3
+4
K2 SO4 +
H2 O
4º Indicar los electrones ganados o perdidos, recordando que si aumenta el Nº de oxidación, se pierden electrones y si
disminuye el Nº de oxidación, se ganan electrones.
KMnO4 +
H2 C2 O4
+
H2 SO4
MnSO4
+
CO2 +
K2 SO4 +
H2 O
+5e
+7
+2
2(-1e)
+3
+4
Observa que en el caso del C se multiplica por 2 al Nº de electrones porque son dos los carbonos que cambian.
5º Igualar la cantidad de electrones ganados (5) y perdidos (2), para lo cual se debe establecer el mínimo común
múltiplo (10) y multiplicar cada uno por el valor correspondiente.
KMnO4 +
H2 C2 O4
+
H2 SO4
2(+5e)
MnSO4
+
CO2 +
K2 SO4 +
H2 O
REDUCCION
+2
+7
5x2(-1e)
OXIDACION
+3
+4
Observa que en cada caso quedan 10 electrones ganados y perdidos. Los factores que se utilizaron para igualar (2 para
el Mn y 5x2 para el C), indicarán la cantidad del elemento que debe aparecer en la ecuación, 2 Mn y 10 C.
6º Llevar a la ecuación, como coeficientes, los valores obtenidos en el ajuste
2KMnO4 +
5 H2 C2 O4
+
H2 SO4
2MnSO4
+
10CO2 +
K2 SO4 +
H2 O
Observa que en los reactivos el hay dos carbonos que cambian, por lo cual se debe multiplicar por 5 para que el total
sea 10
7º Hasta aquí se ha realizado el ajuste electrónico, finalmente se debe terminar de igualar por tanteo* aquellas especies
que por ser espectadoras no participaron del proceso redox, es el caso del sulfato, (SO4 2-) y el potasio (K+). El
hidrógeno y el oxígeno se dejan para el final.
2KMnO4 +
5 H2 C2 O4
+
3H2 SO4
2MnSO4
+
10CO2 +
K2 SO4 + 8H2 O
*Si en la ecuación aparecen especies iónicas, se debe igualar primero las cargas, de tal manera que aparezcan la misma
cantidad de cargas positivas o negativas a cada lado de la ecuación.
Recordar:
OXIDACIÓN: proceso en el cual una especie pierde electrones (agente reductor)
REDUCCIÓN: proceso en el cual una especie gana electrones (agente oxidante)