REDOX ( 2 DE BGU) Realizar cinco ejercicio de igulaciones

1.- ¿Cómo se balancea una ecuación redox?
Todas las reacciones químicas deben ser balanceadas para que cumplan con la ley de conservación de la materia, la cual establece, que el número de átomos al inicio de una reacción debe ser al mismo al que hay al final de esta. Sin embargo, al trabajar con reacciones de oxidación-reducción, se deben tener en consideración otros aspectos, como las cargas eléctricas que hay presentes en las especies participantes, y la cantidad de electrones transferidos entre ellas.
El método más adecuado para balancear este tipo de reacciones es el método ión-electrón, pues, las especies participantes, se representan como si estuvieran disueltas en agua, por lo tanto, en las sustancias que son electrolitos, se representan como iones y los compuestos insolubles se escriben de manera que representen su insolubilidad. Por ejemplo, en la siguiente reacción, se puede visualizar que algunas especies están en forma de iones, y otras, que son insolubles en estado molecular:

6I^- _(ac) + 2MnO₄^- _(ac) + 8H⁺ _(ac)   →   3I_{2 (g)} + 2MnO_{2 (g)} + 4H₂O _(l)

Para poder llevar a cabo este método, en primer lugar, se debe tener claridad el medio o ambiente en el cual se está produciendo la reacción, ácido o básico, ya que, a partir de esto se deben seguir ciertas reglas, considerando la ionización del agua:

Las reglas que se deben tener en consideración al balancear ecuaciones a través del método ión-electrón son:
- Identificar la semireacción de oxidación y la de reducción, asignando los estados de oxidación a cada especie que está participando en la reacción, para verificar que hay transferencia de electrones.

- A partir de ello, se reconoce y escribe por separado el esqueleto de las ecuaciones iónicas parciales de oxidación y reducción.
I₂  →  IO₃^-
(Oxidación)
NO₃^-  →   NO
(Reducción)

- Luego, se debe balancear los átomos distintos de hidrógeno y oxígeno, en cada reacción:
I₂  →  2IO₃^-
NO₃^-  →   NO

- Posteriormente, se debe balancear la cantidad de oxígeno agregando moléculas de agua, según corresponda. En el caso, de que la reacción este en medio ácido, se debe añadir la misma cantidad de moléculas de agua que átomos de oxígeno faltantes, y si es en medio básico, las moléculas de agua deben añadirse en el lugar en donde este elemento se encuentra en exceso.

 

En este caso, como se trabaja en medio ácido, se representa de la siguiente forma:

 

I₂ + 6H₂O  →  2IO₃^-
NO₃^-  →   NO + 2H₂O

- Los átomos de hidrógeno, se deben igualar, si la reacción ocurre en medio ácido, añadiendo iones H⁺, y si el medio es básico, se añaden iones hidroxilo:

I₂ + 6H₂O  →  2IO₃^-  + 12H⁺
NO₃^- + 4H⁺ →   NO + 2H₂O

- Luego, se deben igualar eléctricamente las semireacciones, contando la carga total en ambos lados de cada semireacción, agregando electrones en el miembro deficiente de cargas negativas o que tengan exceso de carga positiva:
                                                  0                           - 2       +12  =  +10
                                           I₂   +  6H₂O     →      2lO₃^- + 12H⁺  + 10e-

                                              +4    -1 = + 3                                 0
                                         3e-  +  4H⁺  +  NO₃^-      →       NO  +  2H₂O
- Se deben igualar la cantidad de electrones transferidos en la oxidación con los captados en la reducción, y para ello, se debe multiplicar ambas ecuaciones parciales por los números mínimos necesarios para esto:
I₂   +  6H₂O     →      2lO₃^- + 12H⁺  + 10e-        /x3
3e-  +  4H⁺  +  NO₃^-      →       NO  +  2H₂O     /x10

Quedando las ecuaciones de la siguiente forma:
3I₂   +  18H₂O     →      6lO₃^- + 36H⁺  + 30e-      
30e-  +  40H⁺  +  10NO₃^-    →     10NO  +  20H₂O    
- Finalmente, se suman ambas semireacciones, y se simplifica todo aquello que sea posible, cancelando las especies que aparecen en ambos lados de la ecuación en igual cantidad, para obtener la reacción global:

La ecuación balanceada quedaría:
3I₂  +  4H⁺  + 10NO₃^-     →   6lO₃    + 10NO  +  2H₂O
Como la ecuación al comenzar el problema se presentó en forma molecular, los coeficientes deben trasladarse a cada especie:

3I₂  + 10HNO₃     →   6lO₃    + 10NO  +  2H₂O


2.- ¿Cómo se balancea una ecuación redox en medio ácido?
Para balancear la siguiente ecuación redox en medio ácido se debe tener en consideración lo siguiente:
MnO₄^-  +  C₂O₄^-2  →  Mn⁺²  +  CO₂

- Para poder resolver esta interrogante, en primer lugar, se debe prestar atención en que la reacción ocurre en medio ácido.
- Luego, se deben plantear las semi-reacciones de oxidación y de reducción.
MnO₄^-  →  Mn⁺²
(Reducción)


C₂O₄^-2  →  CO₂
(Oxidación)
- Se debe verificar que cada una de las semi-reacciones esté equilibrada:

MnO₄^-  →  Mn⁺²

En los reactantes se tienen 4 átomos de O que no están en los productos, por lo tanto, se deben añadir 4 moléculas de H₂O para poder balancear los oxígenos:
MnO₄^-  →  Mn⁺² + 4 H₂O
Ahora en productos hay 8 átomos de hidrógeno, que no están en reactantes, por lo que, considerando que se está trabajando en MEDIO ÁCIDO, se deben añadir iones H⁺, para equilibrar esta deficiencia de hidrógenos.

MnO₄^- + 8 H⁺ →  Mn⁺² + 4 H₂O

Para la segunda semi-reacción, se tiene que:

C₂O₄^-2  →  CO₂

Para la segunda semi-reacción, se tiene que:

C₂O₄^-2  →  CO₂

Inicialmente, se tiene en reactantes 2 átomos de C y en producto sólo hay 1, por lo cual, se debe balancear la cantidad de átomos de carbono:

C₂O₄^-2  →  2 CO₂

Ahora, tal como se hizo con la semi-reacción anterior, se deben balancear la cantidad de oxígeno, sin embargo, la cantidad de átomos de este elemento en reactantes y productos es la misma.
Finalmente, ambas semi-reacciones, quedan balanceadas de la siguiente manera:

MnO₄^- + 8 H⁺ →  Mn⁺² + 4 H₂O
C₂O₄^-2  →  2 CO₂

-       Ya se tienen balanceadas la cantidad de átomos de cada elemento, sin embargo, ahora se debe balancear la carga de cada semi-reacción.
Como hemos estudiado, en las reacciones redox existe una transferencia de electrones, por lo cual, para poder balancear las cargas se deben añadir electrones, según corresponda.
En la primera semi-reacción, en reactantes se tiene carga -1 y +8 por lo cual la carga total es +7. En los productos, solo se tiene carga +2

MnO₄^- + 8 H⁺ →  Mn⁺² + 4 H₂O
                                                  (+7)                   (+2)                                                      

Para que a ambos lados de la semi-reacción haya la misma carga se deben añadir electrones. El lugar donde se deben añadir, es donde se presente la mayor carga, en este caso, en los reactantes.
La cantidad de electrones que se deben añadir dependen de la diferencia entre la carga de reactantes y productos. Es importante recordar, que los electrones tienen carga negativa, por lo cual, al añadir 1 electrón, se agrega una carga negativa.
Para poder llegar de +6 a +2, se deben añadir 5 cargas negativas, es decir, 5 electrones:
MnO₄^- + 8 H⁺ + 5e →  Mn⁺² + 4 H₂O

En la segunda semi-reacción, se tiene en los reactantes carga -2, mientras que en los productos no hay carga.
C₂O₄^-2  →  2 CO2
 (-2)            (0)

Los electrones siempre se añaden en donde se encuentra la carga mayor, por lo tanto, en este caso será en los productos.
Para poder llegar de 0 a -2, se deben añadir 2 cargas negativas, es decir, 2 electrones:
C₂O₄^-2  →  2 CO₂ + 2e
Por lo tanto, ambas semi-reacciones quedan de la siguiente manera:
MnO₄^- + 8 H⁺ + 5e →  Mn⁺² + 4 H₂O
C₂O₄^-2  →  2 CO₂ + 2e

- En las reacciones redox, siempre la especie que se oxida cede electrones a otra especie que se reduce y los acepta, por lo que la cantidad de electrones en ambas semi-reacciones debe ser la misma.

 

Como la anterior, no ocurre en este caso, se debe amplificar toda la semi-reacción en donde haya la menor cantidad de electrones por un número que permita tener la misma cantidad que en la semi-reacción en donde hay más electrones, en el caso, que ambas cantidades de electrones sean múltiplos.

 

En este caso, como 5 y 2 no son múltiples, se deben proceder a amplificar la semi-reacción donde haya la mayor cantidad por el número menor, y la semi-reacción en donde haya menor cantidad de electrones, por el número mayor:

 

MnO₄^- + 8 H⁺ + 5e →  Mn⁺² + 4 H₂O    /x2
           C₂O₄^-2  →  2 CO₂ + 2e      /x5
Por lo tanto, las semi-reacciones quedan:

2 MnO₄^- + 16 H⁺ + 10e →  2 Mn⁺² + 8 H₂O
5 C₂O₄^-2  →  10 CO₂ + 10e

Ahora, que se tiene la misma cantidad de electrones en ambas semi-reacciones, es posible sumarlas algebraicamente:

Quedando la reacción global:

2 MnO₄^- +  5 C₂O₄^-2 +  16 H⁺  →  2 Mn⁺²  +  10 CO₂  + 8 H₂O