Óxido-Reducción. Método del ión-electrón

Química. Reacciones. REDOX (Oxidación Reducción). Balanceo o igualación de ecuaciones

  • Enviado por: Carlos Roberto Salas Carmona
  • Idioma: castellano
  • País: Venezuela Venezuela
  • 11 páginas

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Óxido-Reducción. Método del ión-electrón.

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)

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

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

__ 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

    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

    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

    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.

    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-

    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

    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