Balance de ecuaciones de óxido-reducción II
Igualación de ecuaciones redox por el método del ion-electrón
Este procedimiento se emplea para el caso de que intervengan iones en la solución.
Por esta razón, el procedimiento, pone de relieve el mecanismo de las reacciones iónicas, llamadas semirreacciones o hemirreacciones.
Método de la semirreacción
En el método de la semirreacción para balancear ecuaciones redox intervienen ecuaciones adicionales llamadas semirreacciones. Una de ellas representa la oxidación y la otra, la reducción.
El número de electrones ganados (captados) en el proceso de reducción debe ser igual al número de electrones perdidos (cedidos) en el proceso de oxidación.
Se suman las semirreacciones que corresponden a igual número de electrones y con esto se tiene la ecuación redox balanceada.
En caso de que el número de electrones difiera entre las semirreacciones se deberá multiplicar apropiadamente cada semirreacción para lograr igualar el número de electrones.
Las fórmulas de las moléculas e iones siempre deben escribirse como realmente existen. Por ejemplo, en la reacción del ácido nítrico con el ácido fosforoso:
HNO₃ + H₃PO₃ ⟶ NO + H₃PO₄ + H₂O
En esta ecuación no existen iones: N⁵⁺, N²⁺, P³⁺ o P⁵⁺, como en el método de igualación por el número de oxidación.
Las sustancias deben representarse tal como realmente existen, En esta reacción, los iones y moléculas reales son: NO₃⁻, NO, H₃PO₃ y H₃PO₄.
Ejemplo nº 1:
Igualar o equilibrar por el método del ion-electrón la reacción entre el cloruro férrico y el cloruro estannoso, en solución:
FeCl₃ + SnCl₂ ⟶ FeCl₂ + SnCl₄ (ecuación no ajustada)
1) Se escriben las ecuaciones de oxidación y las de reducción:
Semirreacción de reducción.
Fe³⁺ + 1·e ⟶ Fe²⁺, se reduce, capta 1 electrón
Semirreacción de oxidación.
Sn²⁺ - 2·e ⟶ Sn⁴⁺, se oxida, cede 2 electrones
2) Se iguala el número de electrones que intervienen, multiplicando cada ecuación por un coeficiente apropiado:
2·(Fe³⁺ + 1·e ⟶ Fe²⁺) = 2·Fe³⁺ + 2·e ⟶ 2·Fe²⁺
Sn²⁺ - 2·e ⟶ Sn⁴⁺
Luego se suman:
| 2·Fe³⁺ + 2·e | ⟶ | 2·Fe²⁺ |
| Sn²⁺ - 2·e | ⟶ | Sn⁴⁺ |
| 2·Fe³⁺ + Sn²⁺ | ⟶ | 2·Fe²⁺ + Sn⁴⁺ |
3) Se escribe la ecuación ajustada:
2·FeCl₃ + SnCl₂ ⟶ 2·FeCl₂ + SnCl₄ (ecuación ajustada)
Ejemplo nº 2:
Combinación entre el ácido clorhídrico y el permanganato de potasio, en solución acuosa.
HCl + KMnO₄ ⟶ KCl + MnCl₂ + H₂O + Cl₂ (ecuación no ajustada)
1) Se escriben las ecuaciones de oxidación y las de reducción:
Semirreacción de oxidación.
2·Cl⁻ - 2·e ⟶ Cl₂°, se oxida, cede 2 electrones
Semirreacción de reducción.
MnO₄⁻ + 5·e ⟶ Mn²⁺, se reduce, capta 5 electrones
Aunque en la reacción tenemos el ion MnO₄⁻, su número de oxidación corresponde al Mn⁷⁺, de aquí podemos conocer los electrones en juego.
En la semirreacción de reducción se igualan los átomos de oxígeno por medio del agua presente en la solución:
2·Cl⁻ - 2·e ⟶ Cl₂°
MnO₄⁻ + 5·e ⟶ Mn²⁺ + 4·H₂O
Luego se igualan los átomos de hidrógeno que suministra el medio ácido:
2·Cl⁻ - 2·e ⟶ Cl₂
MnO₄⁻ + 5·e + 8·H⁺ ⟶ Mn²⁺ + 4·H₂O
2) Se iguala el número de electrones que intervienen, multiplicando cada ecuación por un coeficiente apropiado:
5·(2·Cl⁻ - 2·e ⟶ Cl₂°) = 10·Cl⁻ - 10·e ⟶ 5·Cl₂° (1)
2·(MnO₄⁻ + 5·e + 8·H⁺ ⟶ Mn²⁺ + 4·H₂O) = 2·MnO₄⁻ + 10·e + 16·H⁺ ⟶ 2·Mn²⁺ + 8·H₂O (2)
Luego se suman las ecuaciones:
| 10·Cl⁻ - 10·e | ⟶ | 5·Cl₂° |
| 2·MnO₄⁻ + 10·e + 16·H⁺ | ⟶ | 2·Mn²⁺ + 8·H₂O |
| 10·Cl⁻ + 2·MnO₄⁻ + 16·H⁺ | ⟶ | 5·Cl₂° + 2·Mn²⁺ + 8·H₂O |
3) Se escribe la ecuación ajustada:
10·Cl⁻ + 2·MnO₄⁻ + 16·H⁺ ⟶ 5·Cl₂° + 2·Mn²⁺ + 8·H₂O (ecuación ajustada)
Bibliografía:
Héctor Fernández Serventi. "Química general e inorgánica". Losada S. A., Buenos Aires.
Robert C. Smoot y Jack Price. "Química, Un curso moderno". Compañía Editorial Continental S. A., México.
Autor: Ricardo Santiago Netto. Argentina
Balance de ecuaciones de redox