20.2: Ecuaciones equilibradas de oxidación-reducción

Describimos las características definitorias de las reacciones de oxidación-reducción, o redox. La mayoría de las reacciones que consideramos allí fueron relativamente simples, y equilibrarlas fue sencillo. Sin embargo, cuando se producen reacciones de oxidación-reducción en una solución acuosa, las ecuaciones son más complejas y pueden ser más difíciles de equilibrar mediante inspección. Debido a que una ecuación química equilibrada es el requisito previo más importante para resolver cualquier problema de estequiometría, necesitamos un método para equilibrar las reacciones de oxidación-reducción en una solución acuosa que sea generalmente aplicable. Uno de estos métodos usa estados de oxidación , y un segundo se conoce como el método de media reacción .

Equilibrio de ecuaciones redox utilizando estados de oxidación

Para equilibrar una ecuación redox usando el método del estado de oxidación , separamos conceptualmente la reacción general en dos partes: una oxidación, en la que los átomos de un elemento pierden electrones, y una reducción, en la que el Los átomos de un elemento ganan electrones. Considere, por ejemplo, la reacción de Cr ²⁺ (ac) con dióxido de manganeso (MnO ₂) en presencia de ácido diluido. La ecuación ( ref {20.2.1} ) es la ecuación iónica neta para esta reacción antes del equilibrio; El estado de oxidación de cada elemento en cada especie se ha asignado utilizando el procedimiento descrito anteriormente (en rojo sobre cada elemento):

[ overset { color {red} {+ 2}} {Cr ^ {2+}} (aq) + overset { color {red} {+ 4}} {Mn} overset { color {rojo} {- 2}} {O_2} (aq) + overset { color {red} {+ 1}} {H ^ {+}} (aq) rightarrow overset { color {red} { +3}} {Cr ^ {3+}} (aq) + overset { color {red} {+ 2}} {Mn ^ {2 +}} (aq) + overset { color {red} { +1}} {H_2} overset { color {red} {- 2}} {O} (l) label {20.2.1} ]

Observe que el cromo se oxida del estado de oxidación +2 al +3, mientras que el manganeso se reduce del estado de oxidación +4 al +2. Podemos escribir una ecuación para esta reacción que muestre solo los átomos que se oxidan y reducen (ignorando los átomos de oxígeno e hidrógeno):

[Cr ^ {2+} + Mn ^ {4+} rightarrow Cr ^ {3+} + Mn ^ {2+} label {20.2.2} ]

La oxidación se puede escribir como

[ underbrace {Cr ^ {2+} rightarrow Cr ^ {3+} + e ^ -} _ { text {oxidación con 1 electrón perdido}} label {20.2.3} ] [19459005 ]

y la reducción como

[ underbrace {Mn ^ {4+} + 2e ^ – rightarrow Mn ^ {2 +}} _ { text {reducción con 2 electrones ganados}} label {20.2.4} ] [19459005 ]

Para que la ecuación química global se equilibre, el número de electrones perdidos por el reductor debe ser igual al número ganado por el oxidante. Por lo tanto, debemos multiplicar las ecuaciones de oxidación y reducción por los coeficientes apropiados para darnos la misma cantidad de electrones en ambos. En este ejemplo, debemos multiplicar la oxidación (Ecuación ref {20.2.3}) por 2 para dar

[2Cr ^ {2+} rightarrow 2Cr ^ {3+} + 2e ^ – label {20.2.5} ]

El número de electrones perdidos en la oxidación ahora es igual al número de electrones ganados en la reducción (Ecuación ref {20.2.4}):

[ begin {align *} 2Cr ^ {2+} & rightarrow 2Cr ^ {3+} + 2e ^ – label {20.2.6} \ [10pt] Mn ^ {4+} + 2e ^ – & rightarrow Mn ^ {2+} end {align *} ]

Luego agregamos las ecuaciones para la oxidación y la reducción y cancelamos los electrones a ambos lados de la ecuación, usando las formas químicas reales de los reactivos y productos:

[ begin {align *} 2Cr ^ {2+} & rightarrow 2Cr ^ {3+} + cancel {2e ^ -} \ [10pt] Mn ^ {4+} + cancel {2e ^ -} & rightarrow Mn ^ {2+} end {align *} ]

para dar como resultado una reacción redox equilibrada (solo metales)

[Mn ^ {4+} + 2Cr ^ {2+} rightarrow 2Cr ^ {3+} + Mn ^ {2+} label {20.2.7} ]

ahora podemos agregar los átomos activos no redox nuevamente en la ecuación (ignorando el agua y el hidronio por ahora)

[MnO_ {2 (aq)} + 2Cr ^ {2 +} _ {(aq)} rightarrow 2Cr ^ {3 +} _ {(aq)} + Mn ^ {2 +} _ {(aq )} label {20.2.7b} ]

En una reacción redox equilibrada, el número de electrones perdidos por el reductor es igual al número de electrones ganados por el oxidante.

Aunque los electrones se cancelan y los átomos metálicos están equilibrados, la carga total en el lado izquierdo de la ecuación ref {20.2.7b} (+4) no es igual a la carga en el lado derecho (+8). Debido a que la reacción se lleva a cabo en presencia de ácido acuoso, podemos agregar (H ^ + ) según sea necesario a ambos lados de la ecuación para equilibrar la carga. Del mismo modo, si la reacción se llevara a cabo en presencia de una base acuosa, podríamos equilibrar la carga agregando (OH ^ – ) según sea necesario a cada lado de la ecuación para equilibrar las cargas.

En este caso, agregando cuatro iones (H ^ {+} ) al lado izquierdo de la ecuación ref {20.2.7b} para dar

[MnO_2 (s) + 2Cr ^ {2 +} (aq) + 4H ^ + (aq) rightarrow 2Cr ^ {3 +} (aq) + Mn ^ {2 +} (aq) label { 20.2.8} ]

Aunque las cargas ahora están equilibradas en la ecuación ref {20.2.8}, tenemos dos átomos de oxígeno en el lado izquierdo de la ecuación y ninguno en el derecho. Podemos equilibrar los átomos de oxígeno sin afectar el equilibrio general de carga agregando (H_2O ) según sea necesario a cada lado de la ecuación. Aquí, necesitamos agregar dos moléculas (H_2O ) al lado derecho de la ecuación ref {20.2.8}:

[MnO_2 (s) + 2Cr ^ {2 +} (aq) + 4H ^ + (aq) rightarrow 2Cr ^ {3 +} (aq) + Mn ^ {2 +} (aq) + 2H_2O ( l) label {20.2.9} ]

Aunque no equilibramos explícitamente los átomos de hidrógeno, podemos ver por inspección que la ecuación química general ahora está equilibrada con respecto a todos los átomos y la carga. Todo lo que queda es verificar para asegurarse de que no hemos cometido un error. Este procedimiento para equilibrar las reacciones se resume a continuación y se ilustra en el Ejemplo ( PageIndex {1} ) a continuación.

Procedimiento para equilibrar las reacciones de oxidación-reducción mediante el método del estado de oxidación

Escriba la ecuación química desequilibrada para la reacción, mostrando los reactivos y los productos.

Asigne estados de oxidación a todos los átomos en los reactivos y los productos y determine qué átomos cambian el estado de oxidación.

Escriba ecuaciones separadas para la oxidación y la reducción, mostrando (a) el (los) átomo (s) que está (n) oxidado y reducido y (b) el número de electrones aceptados o donados por cada uno.

Multiplique las ecuaciones de oxidación y reducción por coeficientes apropiados para que ambos contengan el mismo número de electrones.

Escribe las ecuaciones de oxidación y reducción que muestran las formas químicas reales de los reactivos y los productos, ajustando los coeficientes según sea necesario para dar el número de átomos en el paso 4.

Suma las dos ecuaciones y cancela los electrones.

Equilibre la carga agregando H ⁺ u OH ^– iones según sea necesario para las reacciones en solución ácida o básica, respectivamente.

Equilibre los átomos de oxígeno agregando moléculas de H ₂ O a un lado de la ecuación.

Verifique para asegurarse de que la ecuación esté equilibrada tanto en los átomos como en las cargas totales.

Ejemplo ( PageIndex {1} ): Equilibrio en soluciones ácidas

El ácido arsénico (H ₃ AsO ₄) es una sustancia altamente venenosa que alguna vez se usó como pesticida. La reacción del zinc elemental con ácido arsénico en solución ácida produce arsina (AsH ₃, un gas altamente tóxico e inestable) y Zn ² ⁺ (aq). Balancee la ecuación para esta reacción usando estados de oxidación:

[H_3AsO_4 (aq) + Zn (s) rightarrow AsH_3 (g) + Zn ^ {2 +} (aq) nonumber ]

Dado: reactivos y productos en solución ácida

Preguntado por: ecuación química equilibrada usando estados de oxidación

Estrategia:

Siga el procedimiento dado arriba para equilibrar una ecuación redox usando estados de oxidación. Cuando haya terminado, asegúrese de verificar que la ecuación esté equilibrada.

Solución:

Escribe una ecuación química que muestre los reactivos y los productos. Debido a que se nos proporciona esta información, podemos omitir este paso.

Asigne estados de oxidación y determine qué átomos cambian el estado de oxidación. El estado de oxidación del arsénico en el ácido arsénico es +5, y el estado de oxidación del arsénico en arsina es −3. Por el contrario, el estado de oxidación del zinc en el zinc elemental es 0, y el estado de oxidación del zinc en (Zn ^ {2 +} (aq) ) es +2: [H_3 overset { color {red} {+ 5}} {As} O_4 (aq) + overset { color {red} {0}} {Zn} (s) rightarrow overset { color {red} {- 3}} {As} H_3 (g ) + overset { color {red} {+ 2}} {Zn ^ {2 +}} (aq) nonumber ]

Escribe ecuaciones separadas para oxidación y reducción. El átomo de arsénico en H ₃ AsO ₄ se reduce del estado de oxidación +5 al −3, que requiere la adición de ocho electrones:



[ underbrace { overset { color {red} {+ 5}} {As} + 8e ^ – rightarrow overset { color {red} {- 3}} {As}} _ { texto {Reducción con ganancia de 8 electrones}} nonumber ]



Cada átomo de zinc en zinc elemental se oxida de 0 a +2, lo que requiere la pérdida de dos electrones por átomo de zinc:



[ underbrace { overset { color {red} {0}} {Zn} rightarrow overset { color {red} {+ 2}} {Zn ^ {2+}} + 2e ^ – } _ { text {Oxidación con pérdida de 2 electrones}} nonumber ]

Multiplique las ecuaciones de oxidación y reducción por los coeficientes apropiados para que ambos contengan el mismo número de electrones. La ecuación de reducción tiene ocho electrones, y la ecuación de oxidación tiene dos electrones, por lo que debemos multiplicar la ecuación de oxidación por 4 para obtener [ begin {align *} overset { color {red} {+ 5} } {As} + 8e ^ – & rightarrow overset { color {red} {- 3}} {As} nonumber \ overset { color {red} {0}} {4Zn} & rightarrow overset { color {red} {+ 2}} {4Zn ^ {2+}} + 8e ^ – nonumber end {align *} nonumber ]

Escriba las ecuaciones de oxidación y reducción que muestran las formas químicas reales de los reactivos y los productos, ajustando los coeficientes según sea necesario para dar el número de átomos que se muestran en el paso 4. Insertar las formas químicas reales de arsénico y zinc y ajustando los coeficientes da [ begin {align *} & Reduction textrm: : H_3AsO_ {4 (aq)} + 8e ^ – rightarrow AsH_ {3 (g)} nonumber \ & Oxidation textrm: : 4Zn _ {(s)} rightarrow 4Zn ^ {2 +} _ {(aq)} + 8e ^ – nonumber end {align *} nonumber ]

Suma las dos ecuaciones y cancela los electrones. La suma de las dos ecuaciones en el paso 5 es

[H_3 AsO_ {4 (aq)} + 4Zn _ {(s)} + cancel {8e ^ -} rightarrow AsH_ {3 (g)} + 4Zn ^ {2+} _ {(aq)} + cancel {8e ^ -} ] que luego cede después de cancelar electrones [H_3AsO_ {4 (aq)} + 4Zn _ {(s)} rightarrow AsH_ {3 (g)} + 4Zn ^ {2 +} _ {(aq) } nonumber ]

Balancee la carga agregando H ⁺ o OH – – 19459003] iones según sea necesario para reacciones en solución ácida o básica, respectivamente. Debido a que la reacción se lleva a cabo en solución ácida, podemos agregar iones H ⁺ a cualquier lado de la ecuación que requiera que equilibren la carga. La carga general en el lado izquierdo es cero, y la carga total en el lado derecho es 4 × (+2) = +8. Agregar ocho iones H ⁺ al lado izquierdo da una carga de +8 en ambos lados de la ecuación:

[H_3AsO_ {4 (aq)} + 4Zn _ {(s)} + 8H ^ + _ {(aq)} rightarrow AsH_ {3 (g)} + 4Zn ^ {2 +} _ {(aq)} nonumber ]

Balancee los átomos de oxígeno agregando H ₂ O moléculas a un lado de la ecuacion. Hay 4 átomos de O en el lado izquierdo de la ecuación. Agregar 4 H ₂ moléculas de O al lado derecho equilibra los átomos de O:

     [H_3AsO_ {4 (aq)} + 4Zn _ {(s)} + 8H ^ + _ {(aq)} rightarrow AsH_ {3 (g)} + 4Zn ^ {2 +} _ {(aq)} + 4H_2O_ {(l)} nonumber ]



Aunque no hemos equilibrado explícitamente los átomos de H, cada lado de la ecuación tiene 11 átomos de H.

Verifique para asegurarse de que la ecuación esté equilibrada tanto en los átomos como en las cargas totales. Para protegerse contra errores descuidados, es importante verificar que tanto el número total de átomos de cada elemento como las cargas totales sean iguales en ambos lados de la ecuación:

[ begin {align *} Atoms textrm: & : 1As + 4Zn + 4O + 11H = 1As + 4Zn + 4O + 11H nonumber \
Total : charge textrm: & : 8 (+1) = 4 (+2) = +8 nonumber end {align *} nonumber ]

La ecuación química equilibrada para la reacción es, por lo tanto:

[H_3AsO_ {4 (aq)} + 4Zn _ {(s)} + 8H ^ + _ {(aq)} rightarrow AsH_ {3 (g)} + 4Zn ^ {2 +} _ {(aq) } + 4H_2O _ {(l)} nonumber ]

Ejercicio ( PageIndex {1} ): cobre oxidante

El cobre ocurre comúnmente como el mineral sulfuro (CuS ). El primer paso para extraer cobre de (CuS ) es disolver el mineral en ácido nítrico, que oxida el sulfuro a sulfato y reduce el ácido nítrico a NO. Balancee la ecuación para esta reacción usando estados de oxidación:

[CuS _ {(s)} + H ^ + _ {(aq)} + NO ^ -_ {3 (aq)} rightarrow Cu ^ {2 +} _ {(aq)} + NO _ {( g)} + SO ^ {2 -} _ {4 (aq)} nonumber ]

Respuesta

[3CuS _ {(s)} + 8H ^ + _ {(aq)} + 8NO ^ -_ {3 (aq)} rightarrow 3Cu ^ {2 +} _ {(aq)} + 8NO _ {( g)} + 3SO ^ {2 -} _ {4 (aq)} + 4H_2O _ {(l)} nonumber ]

Las reacciones en soluciones básicas se equilibran exactamente de la misma manera. Para asegurarse de entender el procedimiento, considere el Ejemplo ( PageIndex {2} ).

Ejemplo ( PageIndex {2} ): Equilibrio en solución básica

El limpiador de drenaje sólido comercial, Drano, contiene una mezcla de hidróxido de sodio y aluminio en polvo. El hidróxido de sodio se disuelve en agua estancada para formar una solución fuertemente básica, capaz de disolver lentamente sustancias orgánicas, como el cabello, que pueden estar obstruyendo el drenaje. El aluminio se disuelve en la solución fuertemente básica para producir burbujas de gas hidrógeno que agitan la solución para ayudar a romper las obstrucciones. La reacción es la siguiente:

[Al _ {(s)} + H_2O _ {(aq)} rightarrow [Al (OH) _4] ^ -_ {(aq)} + H_ {2 (g)} nonumber ]

Balancee esta ecuación usando estados de oxidación.

Dado: reactivos y productos en una solución básica

Preguntado por: ecuación química equilibrada

Estrategia:

Siga el procedimiento dado arriba para equilibrar una reacción redox utilizando estados de oxidación. Cuando haya terminado, asegúrese de verificar que la ecuación esté equilibrada.

Solución:

Aplicaremos el mismo procedimiento utilizado en el Ejemplo ( PageIndex {1} ), pero de forma más abreviada.

Se da la ecuación para la reacción, por lo que podemos omitir este paso.

El estado de oxidación del aluminio cambia de 0 en metálico (Al ) a +3 en [Al (OH) ₄] ^–. El estado de oxidación del hidrógeno cambia de +1 en (H_2O ) a 0 en (H_2 ). El aluminio se oxida, mientras que el hidrógeno se reduce:



[ overset { color {red} {0}} {Al} _ {(s)} + overset { color {red} {+ 1}} {H} _2 O _ {(aq)} rightarrow [ overset { color {red} {+ 3}} {Al} (OH) _4] ^ – _ {(aq)} + overset { color {red} {0}} {H_2} _ { (g)} nonumber ]

Escribe ecuaciones separadas para oxidación y reducción.

[ begin {align *}
& Reduction textrm: : overset { color {red} {+ 1}} {H} + e ^ – rightarrow overset { color {red} {0 }} {H} : (en : H_2) nonumber \ & Oxidation textrm: : overset { color {red} {0}} {Al} rightarrow overset { color {red} { +3}} {Al} + 3e ^ – nonumber
end {align *} nonumber ]

Multiplique la ecuación de reducción por 3 para obtener una ecuación con el mismo número de electrones que la ecuación de oxidación:

[ begin {align *} & Reduction textrm: : 3H ^ + + 3e ^ – rightarrow 3H ^ 0 : (in : H_2) nonumber \
& Oxidation textrm: : Al ^ 0 rightarrow Al ^ {3+} + 3e ^ – nonumber end {align *} nonumber ]

Inserte las formas químicas reales de los reactivos y productos, ajustando los coeficientes según sea necesario para obtener los números correctos de átomos como en el paso 4. Debido a que una molécula de H ₂ O contiene dos protones, en este caso, 3H ⁺ corresponde a 3 / 2H ₂ O. Del mismo modo, cada molécula de gas hidrógeno contiene dos átomos de H, por lo que 3H corresponde a 3 / 2H ₂ .



[ begin {align *}
& Reduction textrm: : dfrac {3} {2} H_2 O + 3e ^ – rightarrow dfrac {3} {2} H_2 nonumber \
& Oxidación textrm: : Al rightarrow [Al (OH) _4] ^ – + 3e ^ – nonumber
end {align *} nonumber ]

Agregar las ecuaciones y cancelar los electrones da

     [Al + dfrac {3} {2} H_2 O + cancel {3e ^ -} rightarrow [Al (OH) _4] ^ – + dfrac {3} {2} H_2 + cancel {3e ^ – } nonumber ] [Al + dfrac {3} {2} H_2 O rightarrow [Al (OH) _4] ^ – + dfrac {3} {2} H_2 nonumber ]



Para eliminar los coeficientes fraccionarios, multiplique ambos lados de la ecuación por 2:

     [2Al + 3H_2O rightarrow 2 [Al (OH) _4] ^ – + 3H_2 nonumber ]

El lado derecho de la ecuación tiene una carga total de −2, mientras que el lado izquierdo tiene una carga total de 0. Debido a que la reacción se lleva a cabo en solución básica, podemos equilibrar la carga agregando dos OH ^– iones al lado izquierdo:

[2Al + 2OH ^ – + 3H_2O rightarrow 2 [Al (OH) _4] ^ – + 3H_2 nonumber ]

El lado izquierdo de la ecuación contiene cinco átomos de O, y el lado derecho contiene ocho átomos de O. Podemos equilibrar los átomos de O agregando tres moléculas de H ₂ O al lado izquierdo:

[2Al + 2OH ^ – + 6H_2O rightarrow 2 [Al (OH) _4] ^ – + 3H_2 nonumber ]

Asegúrese de que la ecuación esté equilibrada:

[ begin {align *} & Atoms textrm: : 2Al + 😯 + 14H = 2Al + 😯 + 14H nonumber \
& Total : charge textrm: : (2) (0) + (2) (- 1) + (6) (0) = (2) (- 1) + (3) (0) nonumber end {align *} nonumber ]
[- 2 = – 2 nonumber ]

La ecuación química equilibrada es, por lo tanto,

[2Al _ {(s)} + 2OH ^ -_ {(aq)} + 6H_2O _ {(l)} rightarrow 2 [Al (OH) _4] ^ -_ {(aq)} + 3H_ {2 (g)} nonumber ]

Así, se producen 3 mol de H ₂ gas por cada 2 mol de Al.

Ejercicio ( PageIndex {2} ): Reducción de manganeso en permanganato

El ion permanganato reacciona con el ion nitrito en solución básica para producir óxido de manganeso (IV) e ion nitrato. Escribe una ecuación química equilibrada para la reacción.

Respuesta

[2MnO_4 ^ – (aq) + 3NO_2 ^ – (aq) + H_2O (l) rightarrow 2MnO_2 (s) + 3NO_3 ^ – (aq) + 2OH ^ – (aq) nonumber ]

Como se sugiere en los Ejemplos ( PageIndex {1} ) y ( PageIndex {2} ), es posible una amplia variedad de reacciones redox en soluciones acuosas. La identidad de los productos obtenidos de un conjunto dado de reactivos a menudo depende tanto de la relación de oxidante a reductor como de si la reacción se lleva a cabo en solución ácida o básica, lo que es una razón por la que puede ser difícil predecir el resultado de una reacción. . Sin embargo, debido a que las reacciones de oxidación-reducción en solución son tan comunes e importantes, los químicos han desarrollado dos pautas generales para predecir si ocurrirá una reacción redox y la identidad de los productos:

Compuestos de elementos en estados de alta oxidación (como ( ce {ClO4 ^ {-}} ), ( ce {NO3 ^ {-}} ), ( ce {MnO4 ^ {- }} ), ( ce {Cr2O7 ^ {2 -}} ) y ( ce {UF6} )) tienden a actuar como oxidantes y se reducen [19459003 ] en reacciones químicas.

Compuestos de elementos en estados de baja oxidación (como ( ce {CH4} ), ( ce {NH3} ), ( ce {H2S} ) y ( ce {HI } )) tienden a actuar como reductores y se oxidan en las reacciones químicas.

Cuando una solución acuosa de un compuesto que contiene un elemento en un estado de oxidación alta se mezcla con una solución acuosa de un compuesto que contiene un elemento en un estado de oxidación baja, es probable que ocurra una reacción de oxidación-reducción.

Las especies en estados de oxidación alta actúan como oxidantes, mientras que las especies en estados de oxidación baja actúan como reductores.

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