Media reacción (o del ión-electrón) y el método del número de oxidación

Óxido-Reducción. Método del ión-electrón. Prof. Carlos Roberto Salas Carmona En el semestre anterior de química, usted balanceó ecuaciones químicas sencillas por simple inspección o tanteo. Muchas ecuaciones son demasiado complejas para que este procedimiento de balanceo por tanteo resulte práctico; sin embargo, la gran mayoría de las reacciones de interés en este semestre (electroquímica, equilibrio iónico) son reacciones de óxido-reducción que comprenden la transferencia de electrones de un reactivo a otro, y en estos casos, el balanceo se efectúa aplicando procedimientos sistemáticos. Este último capítulo esta dedicado a los métodos comúnmente usados para el balanceo de estas ecuaciones, a saber el método de la media reacción (o del ión-electrón) y el método del número de oxidación. Antes de estudiar estos dos métodos de balanceo o igualación de ecuaciones de la media REDOX daremos unas definiciones importantes. Oxidación: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos pierden e- Reducción: Se refiere a la media reacción donde un átomo o un grupo de átomos ganan e- Agente Oxidante: Es la sustancia que se reduce (gana e-) provocando la oxidación. Ejemplo: NO3- + 2H+ + e- NO2 + H2O (Reducción) N+5 + e- N+4 (Reducción) Agente Reductor: Es la sustancia que se oxida (pierde e-) provocando la reducción. Ejemplo: C + 2H2O C2O + 4H+ + 4e- (Oxidación) o C C+4 + 4e- (Oxidación) En algunas ecuaciones una sustancia puede actuar como oxidante y como reductor (reacciones de dismutación) www.quimicayciencia.cjb.net http://www.mitareanet.com MÉTODO DE LA MEDIA REACCIÓN O DEL IÓN-ELECTRÓN Para entender este método se debe tener claro las disociaciones de ácidos, bases y sales (electrolitos) estudiados en el Equilibrio Iónico. Recapitulando tenemos los ácidos se disocian en H+ y el anión negativo. Ejemplo: HNO3 se disocia en H+NO3- H2SO4 se disocia en H2+ SO4 -2 H3PO4 se disocia en H3+PO4-3 las sales se disocian en el catión positivo y el OH- Ejemplo: NaOH se disocia en Na+OH- Mg(OH)2 se disocia en Mg+2(OH)2- Al(OH)3 se disocia en Al+3 (OH)3- Las sales se disocian en catión positivo y el anión negativo. Ejemplo: Ag Cl se disocia en Ag+Cl- AgNO3 se disocia en Ag+NO3- Cu(NO3)2 se disocia en Cu+2 (NO3)2- Al2(SO4)3 se disocia en Al2+3 (SO4)3-2 El método del ión-electrón es, en general, un poco más largo (pero no más difícil) que el del número de oxidación; sin embargo, por ser más sistemático, es menos probable que conduzca a error. Además este método es más práctico cuando se trate de balancear ecuaciones iónicas, que el método del número de oxidación y se evita estar determinando los números de oxidación de cada elemento para saber cuál elemento se oxida y cuál se reduce, ya que aquí se oxida el que pierda e-, es decir, la ecuación donde aparezcan los e- , hacia la derecha; y se reduce el que gane e- , es decir la ecuación donde aparezcan los e-, hacia la izquierda. PASOS PARA IGUALAR ECUACIONES POR IÓN-ELECTRÓN 1.- Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. Aquí hay que tener en cuenta que los elementos libres, los óxidos, el H2O y el H2O2 no se disocian, sólo se disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales). Ilustraremos todos los pasos con el siguiente ejemplo: I2 + HNO3 HIO3 + NO + H2O (Molecular) Se pasa a forma iónica; o o o I2 + H+NO3- H+lO3- + NO + H2O (Iónica) 2.- Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor. o I2 lO3- o NO3- NO 3.- Se balancea por tanteo (inspección) los átomos distintos de H y O : o I2 2lO3- o NO3- NO 4.- Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos: o I2 + 6H2O 2lO3- o NO3- NO + 2 H2O 5.- Igualar los átomos de hidrógenos H+ (iones hidrógenos) donde falta hidrógeno. o I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ o NO3- + 4H+ NO + 2H2O www.quimicayciencias.cjb.net http://www.mitareanet.com 6.- Contar la carga total en ambos lados de cada ecuación parcial y agregar e- en el miembro deficiente en carga negativa (-) o que tenga exceso de carga positiva (+) o o -2 +12 = +10 – 10 = 0 I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + 10 e- (oxidación) -1 +4 = +3 – 3 = 0 o o NO3- + 4H+ + 3e- NO + 2H2O (reducción) Estos pasos aquí son comunes para reacciones en medio ácidos, neutros o básicos (alcalinos). Si la reacción está en medio básico o alcalino después de haber colocado los e- se debe: “agregar a cada miembro de las ecuaciones parciales tantos OH- como H+ haya. Combinar los H+ y OH- para formar H2O y anular el agua que aparezca duplicado en ambos miembros”. Nota: En esta ecuación no se realiza porque no tiene OH-, es decir, no está en medio básico (está en medio ácido, HNO3). 7.- Igualar el número de e- perdidos por el agente reductor, con los e- ganados por el agente oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los número mínimos necesario para esto. o 3 x (I2 + 6H2O 2lO3- + 12H+ + lOe-) o o 10 x (NO3- + 4H+ + 3e- NO + 2H2O) 3 I2 + 18 H2O 6 IO3- + 36H+ + 30 e- 10NO3- + 40 H+ + 30 e - 10 NO + 20 H2O 8.- Súmese las dos medias reacciones cancelando cualquier cantidad de e-, H+, OH- o H2O que aparezca en ambos lados, con lo cual se obtendrá la ecuación finalmente balanceada. 3 I2 + 18 H2O 6 IO3- + 36H+ + 30 e 4 2 10 NO3- + 40 H+ + 30 e- 10 NO + 20 H2O o o o 3I2 + 10NO3- + 4H+ 6IO3- + 10NO + 2H2O www.quimicayciencias.cjb.net http://www.mitareanet.com __ Si la ecuación fue dada originalmente en forma iónica, ésta es la respuesta del problema. __ Si la ecuación fue dada originalmente en forma molecular; se trasladan estos coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación. Ejemplo: 3I2 + 10HNO3 6HIO3 + 10NO + 2H2O Problemas Resueltos: 4.1 Balancee por el método del ión-electrón las siguientes reacciones: a) Zn + NO3- + H+ Zn+2 + NH4+ + H2O b) Fe+2 + NO3- Fe+3 + NO (solución ácida) c) MnO4- + I- + H2O MnO2 + I2 + OH- d) CIO3- + I- CI- + I2 (solución básica) Soluciones: La ecuación está en forma iónica y está en medio ácido por contener iones hidrógenos H+. Escribimos las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y reductor, y le aplicamos todos los pasos: o 4 x (Zn Zn+2 + 2e- ) Ag. Reductor 1 x ( NO3- + 10 H+ + 8 e- NH4+ + 3 H2O) Ag. Oxidante 4 Zn 4Zn+2 + 8e- NO3- + 10 H+ + 8 e- NH4+ + 3 H2O 4Zn + NO3- + 10 H+ 4Zn+2 + NH+4 + 3 H2O www.quimicayciencias.cjb.net http://www.mitareanet.com Otra forma de resolverlo: Zn Zn+2 NO3- NH4+ Zn Zn+2 NO3- NH4+ + 3 H2O Zn Zn+2 NO3- + 10 H+ NH4+ + 3 H2O 4 x (Zn Zn+2 + 2 e-) NO3- + 10 H+ + 8e- NH4+ + 3 H2O 4 Zn 4Zn+2 + 8e- NO3- + 10 H+ + 8 e- NH4+ + 3H2O 4 Zn + NO3- + 10 H+ + 8e- 4Zn+2 + NH4- + 3 H2O b) La ecuación está en solución ácida no tiene los iones de H+ pero al balancearla le colocaremos los iones de H+ y H2O. 3 x ( Fe+2 Fe+3 + 1 e- ) (Ag. Reductor) NO3- + 4 H+ + 3e- NO + 2 H2O (Ag. Oxidante) 3Fe+2 3Fe+3 + 3 e- NO3- + 4 H+ + 3e- NO + 2 H2O 3Fe+2 + NO3- + 4 H+ 3Fe+3 + NO + 2 H2O Otra forma: Fe+2 Fe+3 3Fe-3 NO Fe+2 Fe+3 NO3- NO + 2 H2O Fe+2 Fe+3 NO3- 4 H+ + NO + 2 H2O Fe+2 Fe+3 + e- NO3- + 4 H+ + 3e- NO + 2 H2O 3 Fe+2 3 Fe+3 + 3 e- NO3- + 4 H+ + 3e NO + 2 H2O 3 Fe+2 + NO3- + 4 H+ 3 Fe+2 + NO + 2 H2O www.quimicayciencias.cjb.net http://www.mitareanet.com c) La ecuación está en medio alcalino por presencia de OH-. Se realizan los pasos comunes hasta el 6 y luego se agrega a cada miembro tanto OH- como H+ haya, luego se eliminan los H+ formando agua y se eliminan los O2O duplicados en ambos miembros. MnO4- + 4 H+ + 3 e- MnO2 + 2 H2O Ag. Oxidante 2 I- I2 + 2 e- Ag. Reductor Ahora agrego al agente oxidante a la izquierda y a la derecha 4 OH-, combino los 4 OH- con 4 H+ y formo 4 H2O y elimino 4 H2O a la izquierda con 2 H2O a la derecha y nos quedan 2 H2O a la izquierda. MnO4- + 4 H+ + 4 OH- + 3 e- MnO2 + 2 H2O + 4 OH- 2 4 H2O o 2 I- I2 + 2 e- 2 x (MnO4- + 2 H2O + 3 e- MnO2 + 4 OH-) 3 x (2 I- I2 + 2 e-) 2 MnO4- + 4 H2O + 6 e- 2 MnO2 + 8 OH- 6 I- 3 I2 + 6 e- 2 MnO4- + 6 I- + 4 H2O 2 MnO2 + 3 I2 + 8 OH- d) La ecuación está en solución básica, no aparecen los iones OH-, pero éstos los colocaremos junto con el agua al balancear la ecuación. ClO3- + 6 H+ + 6 e- Cl- + 3 H2O Ag. Oxidante 2 I- I2 + 2 e- Ag. Reductor www.quimicayciencias.cjb.net http://www.mitareanet.com ClO3- + 6 H+ + 6 OH- + 3 e- Cl- + 3 H2O + 6 OH- 3 6 H2O 2 I- I2 + 2 e- 1 x (ClO3- + 3 H2O + 6 e- Cl- + 6 OH-) 3 x (2 I- I2 + 2 e-) ClO3- + 3 H2O + 6 e- Cl- + 6 OH- 6 I- 3I2 + 6 e- ClO3- + 6 I- + 3 H2O Cl- + 6 I2 + 6 OH- 4.2 Balancee por medio de la media reacción e indique cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor. a) Bi2O3 + KOH + KClO KBiO3 + KCl + H2O b) Cl2 + KOH KClO3 + KCl + H2O c) C + HNO3 CO2 + NO2 + H2O Soluciones: Estas ecuaciones están en forma molecular, debemos pasarla a forma iónica. a) o o Bi2O3 + K+OH- + K+ClO K+BiO3- + K+Cl - + H2O Se escriben las ecuaciones iónicas parciales de los agentes oxidante y reductor. www.quimicayciencias.cjb.net http://www.mitareanet.com Bi2O3 + 3 H2O 2 BiO3- + 6H+ + 4 e- Ag. Reductor. ClO- + 2H+ + 2 e- Cl- + H2O Ag. Oxidante. Como está en medio alcalino por contener iones OH- (KOH), se deben eliminar los H+ agregando en ambos miembros de cada semi-reacción tantos OH- como H+ haya, luego combinar los H+ para formar H2O y eliminar el H2O duplicando en ambos miembros. 1 x (Bi2O3 + 3 H2O + 6 OH- 2 BiO3- + 6H+ + 6 OH- + 4 e-e) 3 6 H2O 2 x (ClO- + 2H+ + 2 OH- + 2 e- Cl- + H2O + 2 OH-) 2 H2O 2 Bi2O3 + 6 OH- 2 BiO3- + 6H+ + 3 H2O + 4 e-e 2 ClO- + 2 H2O + 4 e-e 2 Cl- + 4 OH- Bi2O3 + 2 OH- + 2 ClO- 2 BiO3- + 2 Cl- + H2O y trasladamos los coeficientes a la ecuación molecular: Bi2O3 + 2 KOH + 2KClO 2 KBiO3 + H2O b) Esta reacción es en solución básica por la presencia de KOH. Esta es una reacción de dismutación. o o Cl2 + K+ OH- K+ ClO3- + K+ Cl- + H2O Se escriben las ecuaciones iónicas parciales de los agentes oxidante y reductor o o Cl2 + 6 H2O 2 ClO3- + 12 H+ + 10 e- o Cl2 + 2 e- 2 Cl- www.quimicayciencias.cjb.net http://www.mitareanet.com o 1 x ( Cl2 + 6 H2O + 12 OH- 2 ClO3- + 12 H+ + 12 OH- + 10 e- ) 6 12 H2O o 5 x (Cl2 + 2 e- 2 Cl-) o Cl2 + 12 OH- 2 ClO3- + 6 H2O + 10 e-) o 5 Cl2 + 10 e- 10 Cl- o 6 Cl2 + 12 OH- 2 ClO3- + 6 H2O + 10 Cl- Simplificando tenemos: o 3 Cl2 + 6 OH- ClO3- + 3 H2O + 5 Cl- y trasladamos estos coeficientes a la ecuación molecular: c) o o o o C + H+NO3- CO2 + NO2 + H2O Esta reacción esta en solución ácida por la presencia de HNO3 Ácida trioxonítrico (v) o Trioxonitrato (v) de hidrógeno, tradicionalmente llamado ácido nítrico. Se escriben las reacciones iónicas parciales de los agentes: oxidante y reductor. o 1 x (C + 6H2O CO2 + 4 H+ + 4 e-) Ag. Reductor. o 4 x (NO3- + 2 H+ + e- NO2 + H2O) Ag. Oxidante. o C + 2 H2O CO2 + 4 H+ + 4 e- 4 2 4 NO3- + 8 H+ + 4 e- 4 NO2 + 4 H2O) C + 4 NO3- + 4 H+ CO2 + 4 NO2 + 2 H2O www.quimicayciencias,cjb.net http://www.mitareanet.com y se trasladan los coeficientes a la ecuación molecular: C + 4 HNO3 CO2 + 4 NO2 + 2H2O Otra forma de resolverlo: C CO2 HNO3 NO2 C + 2 H2O CO2 HNO3 + H+ NO2 + H2O C + 2 H2O + 4 e- CO2 + 4 H+ HNO3 + H+ NO2 + H2O + e- C + 2 H2O + 4 e- CO2 + 4 H+ 2 4HNO3 + 4 H+ 4 NO2 + 4 H2O + 4 e- C + 4 HNO3 CO2 + 4 NO2 + 2 H2O www.quimicayciencias.cjb.net QUÍMICA Y CIENCIAS La Web del Estudiante Web personal del Prof. Carlos Roberto Salas Carmona http://www.mitareanet.com

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