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Reacciones redox

Balanceo (Igualación) de Ecuaciones(reacciones) químicas Redox (Oxidación-Reducción): Método Ión-Electrón, IE

Todas las reacciones son de oxidación-reducción o de ácido-base. Usted balanceó ecuaciones químicas sencillas por simple inspección o tanteo. Muchas ecuaciones son demasiado complejas para que este procedimiento resulte práctico; la gran mayoría de las reacciones de interés (electroquímica, equilibrio iónico) son reacciones de óxido-reducción que comprenden la transferencia de electrones de un reactivo a otro, aquí el balanceo se efectúa aplicando procedimientos sistemáticos. El método de la media reacción (o del ión-electrón) y el método del número de oxidación.
El método IE es útil para balancear ecuaciones reacciones Redox que ocurren en medio acuoso ácido o alcalino; sólo es aplicable a reacciones que ocurren bajo estas condiciones.
En el método de IE (método de media reacción, MR), la reacción total RT se separa en MR que se balancean y suman por separado. Más complicado que el método de oxidación, se apega más a la realidad para reacciones de redox en soluciones acuosas. El método IE reconoce no sólo un elemento sufre un cambio sino la molécula o ion completo. Proporciona las bases para la electroquímica, en que intervienen medias balanceadas. Las reglas para balancear ecuaciones son diferentes en solución ácida [con iones H+ (ac)], que en básica [con iones OH-(ac)].Para simplificar las ecuaciones, se balancean sólo las ecuaciones iónicas netas.
Oxidación: Se refiere a la MR donde un átomo o un grupo de átomos pierden e- , pérdida de electrones y
Reducción: MR donde un átomo o un grupo de átomos ganan e- , adquisición de electrones.
Ambos fenómenos tienen que ocurrir simultáneamente y las reacciones en que hay oxidación-reducción (reacciones redox) pueden describirse también como reacciones de transferencia de electrones.
Agente Oxidante: sustancia que se reduce (gana e-) provocando la oxidación.
Ejemplo: NO3- + 2H+ + e- à NO2 + H2O (Reducción) N+5 + e- -à N+4 (Reducción)
Agente Reductor: sustancia que se oxida (pierde e-) provocando la reducción.
Ejemplo: C + 2H2O -à CO2 + 4H+ + 4e- (Oxidación) C -à C+4 + 4e- (Oxidación)
En algunas ecuaciones una sustancia puede actuar como oxidante y como reductor (reacciones de dismutación)
Este método debe aplicarse a reacciones en disolución. Toda reacción de oxidación-reducción se puede descomponer en dos etapas: una en que el agente reductor pierde electrones y otra en que el agente oxidante gana electrones. Cada proceso se representa por una reacción parcial, que primero se balancea por el número de átomos y después por el de electrones; se multiplica cada reacción parcial por un número que dé igual cantidad de electrones en las dos reacciones, y luego se suman las dos reacciones y se simplifican cance­lando iones y moléculas. Este método aunque tan artificial como el del número de oxidación, tiene algunas ventajas sobre este último. en solución acuosa, la mayoría de los compuestos inorgánicos están ionizados y sus reacciones resultan de interacciones iónicas. El método del ion-electrón permite balancear reacciones en las que es incierta la composición de algún producto, lo que no es posible por el otro método.
Para cálculos en que intervienen masas de reaccionantes o productos, la reacción iónica se puede convertir en reacción molecular combinando los pares de iones apropiados para formar moléculas de compuestos conocidos. Las reacciones parciales consideradas en el método de ion-electrón realmente pueden ocurrir en una pila galvánica en que se tengan en recipientes separados, al agente oxidante y al agente reductor, uniéndoles mediante un puente salino y dos polos.
Número o estado de oxidación NO
Es la carga eléctrica positiva o negativa, asignada a cada átomo de un compuesto o ion monoatómico o poliatómico de acuerdo con las reglas siguientes:
(a) Los átomos de los elementos libres (Fe, Cl2, N2) tienen número de oxidación cero.
(b)La suma de los números de oxidación de los átomos de un compuesto neutro tiene que ser cero.
(c)El NO de iones monoatómicos es igual a la carga del ion (Fe+++, no. de ox. = 3, Mg++, no. = 2).
(d) compuestos covalentes los electrones de cada par de átomos son asignados al átomo más electronegativo que modifica su número de oxidación en igual número que el de electrones que se le asignan. El átomo menos electronegativo modifica su número de oxidación en número igual al de electrones sustraídos; tal el amoníaco, (NH3), donde al nitrógeno (N) se le asignan tres electrones y el número de oxidación - 3. A cada hidrógeno (H) al que se le asigna la pérdida de un electrón, le corresponde el número de oxidación + 1.
(e)Si los enlaces covalentes son compartidos por átomos idénticos, los electrones se dividen igualmente en­tre estos.
(f)El número de oxidación de un ion complejo es igual a la suma algebraica de los números de oxidación de los átomos que lo constituyen; El siguiente diagrama resume los conceptos sobre oxidación-reducción

MÉTODO DE LA MEDIA REACCIÓN O DEL IÓN-ELECTRÓN

Se debe tener claro las disociaciones de ácidos, bases y sales (electrolitos) estudiados en el Equilibrio Iónico.
Los ácidos se disocian en H+ y el anión negativo. Ej: 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- Ej: 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. Ejo: 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, un poco más largo (pero no más difícil) que el del número de oxidación; por ser más sistemático, es menos probable que conduzca a error. 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, aquí se oxida el que pierda e-, la ecuación donde aparezcan los e- , hacia la derecha; y se reduce el que gane e- , donde aparezcan los e-, hacia la izquierda.

El balanceo en una solución acuosa ácida se ilustra por medio de la siguiente ecuación no balanceada:
CrO - (ac) + Cl- (ac) + H+ (ac) à Cr (ac) + Cl2 (g) + H2O

1. Denotar la ecuación iónica o molecular no balanceada.
2. I) Asignación del número de oxidación a todos los átomos de los compuestos que intervienen en la reacción.II) Ubicar cuáles son los elementos que se oxidan y cuáles son los que se reducen. los elementos que cambian su número de oxidación. Para balancear posteriormente, las especies aniónicas. Verificar aquéllas especies donde haya átomos que cambien su número de oxidación. Este paso puede hacerse después de pasar a la forma ionica
3. Si la ecuación está en forma molecular pasarla a forma iónica. Disociar/ionizar todas aquellas especies químicas que son disociables y/o ionizables (electrolitos). Los elementos libres, óxidos, gases, sustancias poco solubles, H2O y el H2O2 no se disocian. Tampoco ionizaremos los electrolitos débiles porque están poco ionizados y porque conviene escribirlos en forma molecular para facilitar la igualación, sólo se disocian los electrolitos (ácidos, bases y sales). ej: I2 + HNO3 -à HIO3 + NO + H2O (Molecular) I2 + H+NO3- à H+lO3- + NO + H2O (Iónica) .
4. Plantear los dos sistemas o semirreacciones, hemirreacciones (oxidación y reducción). Se escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales del agente oxidante y el agente reductor Separe la molécula o ion que contenga un elemento que ha sido oxidado o reducido y el producto que contenga el elemento que cambió. Si es necesario calcule los EO de cada elemento, hasta reconocer las especies que cambiaron. No es necesario conocer el EO.
5. Igualación de las hemirreacciones: Hacer el balance estequiométrico (de masas, de la masa) por tanteo (inspección) del elemento (especies) que sufra un cambio en el EO (átomos distintos de H y O que se oxidan o reducen), en las dos semi-reacciones por separado. Si el elemento que se oxida o reduce forma una molécula poliatómica, se deberá igualar la cantidad de éstos átomos que figuran en los reactivos con la cantidad que figura en los productos. (No se relacionan en nada ambas semi-reacciones,). (Par: oxidante - reductor y par: reductor - oxidante).Llegar al mismo número de átomos de cada elemento a la izquierda y a la derecha de la semiecuación.
6. Igualación de la masa de oxígeno e hidrógeno: a ambos lados de la semiecuación, para esto se utilizarán moléculas de H2O. Para igualar la masa de O e H se mira sólo uno de estos dos elementos, al igualar uno el otro también se iguala.
   a. En medio ácido: H+ y H2O ( H+, donde falten cargas positivas)
   1º. Por cada O que sobra se coloca el doble de H+ del mismo lado y del otro lado moléculas de H2O como O sobraban. agregar H2O del lado que se requieran (un H2O por cada O requerido). Igualar los átomos de oxígenos agregando moléculas de H2O para balancear los oxígenos.
   2º. Por cada H que sobra se coloca del otro lado de la flecha tantos H+. Balancee los hidrógenos agregando H+ al lado contrario de los H2O (2H+ por cada H2O agregado). Igualar los átomos de hidrógenos H+ (iones hidrógenos) donde falta hidrógeno
   b. En medio básico: OH- y H2O (doble de OH-, donde falten cargas negativas
   1º. Por cada O que sobra se coloca del mismo lado igual número de moléculas de H2O y del otro lado el doble de OH-.
   2º. Por cada H que sobra se coloca del mismo lado igual número de OH- y del otro lado igual número de moléculas de H2O.
7. Los elementos en la media reacción están ahora balanceados. Revise. Efectuar el balance eléctrico. llegar al mismo número de cargas a la derecha y a la izquierda de la flecha. La carga para ambos lados de la media reacción debe de estar balanceada, agregue el número apropiado de electrones al lado mas positivo. 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 (+).
   Igualación de las cargas igualar las cargas eléctricas a ambos lados de la semiecuación, se hará con H+ o con OH- dependiendo del medio ácido o alcalino, para saber el medio observar en la ecuación sin igualar aparecen H+ u OH-.
   Colocación de 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 la oxidación los electrones se colocarán del lado de los productos, el elemento que se oxida pierde éstos electrones; reducción, del lado de los reactivos, dado que el gana electrones.
8. Igualar el número de e- perdidos por el agente reductor, con los e- ganados por el agente oxidante, multiplicando las ecuaciones parciales por los números mínimos necesario para esto. Revisar balance de masa y de carga.
9. Una vez balanceadas cada semi-reacción por separado. Suma de las dos semiecuaciones: debe haber concordancia entre la cantidad de electrones que aparecen en los reactivos y los productos para poder cancelarlos, dado que éstos no aparecen en la ecuación química son igualar. Las 2 medias reacciones se suman (combinan algebraicamente) miembro a miembro y se simplifican, cancelan cualquier cantidad de e (los e ganados igualan a los perdidos los electrones,) -, H+, OH- o H2O que aparezca en ambos lados,.. La adición da como resultado la ecuación iónica balanceada, la ecuación finalmente balanceada
   - Si la ecuación se presentó como molecular. Se trasladan estos coeficientes a la ecuación molecular y se inspeccionan el balanceo de la ecuación. Finalizar como Ecuación Molecular Balanceada
   - Si la ecuación se presentó como iónica, ésta es la respuesta del problema. Considerando las especies que sean electrolitos débiles como no disociadas. Finalizar como Ecuación Iónica Balanceada
   14H (ac) + 6Cl- (ac) + Cr2O7- (ac)-à 2Cr (ac) + 3Cl2 (g) + 7H2O
10. Igualar la ecuación molecular empleando de ser necesario un ligero tanteo.

Ventajas del método Ion-electrón.

1º.- considera a especies en solución, iones, (es más química).
2º.- Si una especie química cualquiera, considerando el medio, se convierte en otra especie dada cualquiera, siempre actuará de la misma manera.
Por ej, al ión permanganato reduciéndose a ión manganoso, en medio ácido. Esta ecuación, balanceada era:
MnO4- + 8 H+ + 5 e- Û Mn2+ + 4 H2O
Será siempre así, ya determinados los coeficientes estequiométricos (1MnO4-, 8H+, 5e-, 1Mn2+ y 4H2O). Siempre que el permanganato se reduzca manganoso en medio ácido, los coeficientes estequiométricos serán estos, en forma independiente del “adversario”. Por lo tanto, cada semi-reacción se podrá balancear una sola vez y después se podrá copiar termino a termino para aplicarla en cualquier otro caso.
3º.- Cada una de estas reacciones tiene asociada una F.E.M. (Fuerza electromotriz). Esta es una medida de la fuerza con que una especie se reduce o se oxida, bajo condiciones normales.

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