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BALANCEO DE REACCIONES REDOX
Material de apoyo elaborado por Gustavo Garduño Sánchez Facultad de Química, UNAM. Enero de 2005.
Este trabajo se hizo con el fin de que los alumnos de QUÍMICA GENERAL cuenten con el material de apoyo suficiente para aprender a balancear reacciones redox por los métodos del número de oxidación y del ion electrón. Se comienza con los conceptos básicos los cuales deben dominarse antes de entrar al balanceo. Estos conceptos básicos se desglosan para hacerlos accesibles. Se sugiere que se resuelvan los ejercicios propuestos para saber si ya se tiene dominio sobre ellos.
Conceptos Básicos
Ocurren reacciones de oxidación –reducción (redox) cuando las sustancias que se combinan intercambian electrones. De manera simultánea, con dicho intercambio, tiene lugar una variación en el número de oxidación (estado de oxidación) de las especies químicas que reaccionan. El manejo del número de oxidación es imprescindible para el balanceo de las reacciones redox.
El número de oxidación puede definirse como la carga real o virtual que tienen las especies químicas (átomos, moléculas, iones) que forman las sustancias puras. Esta carga se determina con base en la electronegatividad 1 de las especies según las reglas siguientes.
- Número de oxidación de un elemento químico
El número de oxidación de un elemento químico es de cero ya sea que este se encuentre en forma atómica o de molécula polinuclear. .
Ejemplos:
Na^0 , Cu^0 , Fe^0 , H 20 , Cl 20 , N 20 , O 20 , P 40 , S 80
- Número de oxidación de un ion monoatómico
El número de oxidación de un ion monoatómico (catión o anión) es la carga eléctrica real, positiva o negativa, que resulta de la pérdida o ganancia de electrones, respectivamente.
Ejemplos:
Cationes: Na+^ , Cu2+^ , Hg2+^ , Cr 3+^ , Ag+^ , Fe2+^ , Fe3+ Aniones: F-, Br - , S2-, N3-, O 2-, As3-
- Número de oxidación del hidrógeno
El número de oxidación del hidrógeno casi siempre es de 1+ , salvo en el caso de los hidruros metálicos donde es de 1–.
- Número de oxidación del oxígeno
El número de oxidación del oxÍgeno casi siempre es de 2–, (O2–^ ) salvo en los peróxidos, donde es de 1–, (O 2 2–^ ) y en los hiperóxidos donde es de ½– (O 2 1–^ ).
- Números de oxidación de los elementos que forman compuestos covalentes binarios.
Los números de oxidación de los elementos que forman compuestos covalentes binarios (compuestos que se forman entre no metales) son las cargas virtuales 2 que se asignan con base en la electronegatividad de los elementos combinados. Al elemento más electronegativo se le asigna la carga negativa total (como si fuera carga iónica). Al otro elemento del compuesto se le asigna carga positiva (también como si fuera carga iónica). En los compuestos binarios covalentes, la carga virtual se asigna según la secuencia que aparece a continuación. El elemento que llevará la carga virtual negativa se halla a la derecha de la lista y los que le preceden llevarán la carga positiva.
Asignación de la carga negativa
Si, B, Sb, As, P, H, C, N, Te, Se, I, Br, Cl, O, F
Asignación de la carga positiva
[CH 4 ] 0 [C4-^ H 4 +^ ] 0 = [C4-^4 H +^ ] 0 [CCl 4 ] 0 [C4+^ Cl 4 1-] 0 = [C4+^ 4Cl1-] 0 [CO 2 ] 0 [C4+O 2 2-] 0 = [C4+^ 2O 2-] 0
6. Número de oxidación de un catión o anión poliatómicos
El número de oxidación de un catión o anión poliatómicos es la carga virtual que se asigna a los elementos combinados con base en la electronegatividad de dichos elementos. La carga virtual que se asigna se considera como si fuera el resultado de la trasferencia total de electrones (carga iónica).
9. Números de oxidación en compuestos orgánicos
El número de oxidación de los elementos que forman los compuestos orgánicos también se asigna con base en la electronegatividad. Sin embargo, aquí se sugiere escribir las fórmulas desarrolladas de dichos compuestos.
Ejemplos:
CH 3 CH 2 OH
H+^ H+ I I H+^ – C3-^ – C1-^ – O 2-^ – H+ I I H+^ H+
CH 3 CHO
H+^ O2-
I
H+^ – C3-^ – C+
I
H+^ H+
CH 3 COOH
H+^ O2-
I
H+^ – C3-^ – C3+
I
H+^ O2-^ – H+
CH 3 – CH –COOH
I
NH 2
H+^ H+^ O2-
I I
H+^ – C3–^ – C^0 – C3+
I I
H+^ N3–^ O 2-^ – H+
H+^ H+
EJERCICIOS SOBRE NÚMEROS DE OXIDACIÓN Y CARGAS IÓNICAS
Determina el número de oxidación de los elementos que forman los iones y compuestos siguientes: NH 2 OH NH 4 NO (^3) Na 2 S 2 O (^3) NaBiO (^3) KMnO (^4) SnO 2 2- PbO 3 2- AsS 4 3- K 2 PtCl (^6) RhCl 3.^ 3H 2 O [Rh(NH 3 ) 4 Cl 2 ]Cl K 2 [TiCl 6 ] CaC 2 O (^4) CH 3 CH 2 C – NHCH 3 II O Fe 3 (PO 4 ) (^2) (NH 4 ) 3 PO 4.^ 12MoO (^3)
CONCEPTOS DE OXIDACIÓN Y REDUCCIÓN
OXIDACIÓN
La oxidación tiene lugar cuando una especie química pierde electrones y en forma simultánea, aumenta su número de oxidación. Por ejemplo, el calcio metálico (con número de oxidación cero), se puede convertir en el ion calcio (con carga de 2+) por la pérdida de dos electrones, según el esquema simbólico siguiente:
Ca^0 Ca2+^ + 2e- En resumen:
Ca^0 + Cl 20 CaCl 2
El cloro es el agente oxidante puesto que, gana electrones y su carga o número de oxidación pasa de 0 a 1–. Esto se puede escribir como:
2e-+Cl 20 2Cl1-
En resumen:
Gana electrones
Agente oxidante
Disminuye su número de oxidación
AGENTE REDUCTOR
Es la especie química que un proceso redox pierde electrones y, por tanto, se oxida en dicho proceso (aumenta su número de oxidación). Por ejemplo, cuando se hacen reaccionar cloro elemental con calcio:
Ca^0 + Cl 20 CaCl 2
El calcio es el agente reductor puesto que pierde electrones y su carga o número de oxidación pasa de 0 a 2+. Esto se puede escribir como:
Ca^0 Ca2+^ + 2e- En resumen:
Pierde electrones
Agente reductor
Aumenta su número de oxidación
BALANCEO DE REACCIONES QUÍMICAS
Existen varios métodos para el balanceo de reacciones, pero aquí sólo se describirán los correspondientes a las reacciones redox. Los dos métodos más comunes para el balanceo de reacciones redox son:
a. MÉTODO DEL CAMBIO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN
b. MÉTODO DEL ION –ELECTRÓN
BALANCEO DE REACCIONES REDOX POR EL MÉTODO DEL CAMBIO DEL
NÚMERO DE OXIDACIÓN
Como su nombre lo indica, este método de balanceo se basa en los cambios de los números de oxidación de las especies que reaccionan. A continuación se describen los pasos de este método de balanceo. Balancear por el método del cambio del número de oxidación la reacción química siguiente:
KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 MnSO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
Paso 1. Cálculo de los números de oxidación.
K+^ Mn7+^ 4O 2-^ + Fe2+^ S6+^ 4O 2-^ + 2H+^ S6+^ 4O 2-^ Mn2+^ S6+^ 4O 2-^ + 2Fe3+^ 2S6+^ 12O 2-^ + 2K+^ S6+^ 4O 2-^ *+ 2H+O 2-
Paso 2. Identificación de los elementos que cambian su estado de oxidación.
Se identifican los elementos que cambian su estado de oxidación o carga y se escriben como semireacciones de oxidación y de reducción (no importa el orden de escritura de las semirreacciones)
Mn7+^ Mn2+ Fe2+^ 2Fe3+
Paso 3. Balance de masa.
Se efectúa el balance de masa. Debe haber el mismo número de especies químicas en ambos lados de la flecha de reacción. En el caso del manganeso, no es necesario efectuar el balance de masa pues hay un número igual de átomos en ambos miembros de la semirreacción. Sin embargo, en el caso del hierro, hay un coeficiente de 2 en el Fe3+^ que también debe aparecer del mismo modo en el Fe2+^.
Mn7+^ Mn2+ 2Fe2+^ 2Fe3+
[ 5e-^ + Mn7+^ Mn2+^ ] 2 [ 2Fe2+^ 2Fe3+^ + 2e-^ ] 5
10e-^ + 2Mn7+^ + 10Fe2+^ 2Mn2+^ + 10Fe3+^ + 10e-
El proceso redox total queda como sigue:
2Mn7+^ + 10Fe2+^ 2Mn2+^ + 10Fe3+
Paso 6. Introducción de los coeficientes obtenidos, en el proceso redox, en la reacción global.
a. Los coeficientes que se obtienen hasta este paso corresponden únicamente a las especies químicas que intervinieron en el proceso redox y se colocan como coeficientes de los compuestos correspondientes en la reacción completa:
2KMnO 4 +10FeSO 4 + H 2 SO 4 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
b. Ajuste de los coeficientes de las especies que no cambiaron en el proceso redox. En esta reacción, no cambiaron su estado de oxidación el H +^ , S6+^ K+ y O 2–^ de modo que debe haber igual número de estas especies en ambos miembros de la ecuación para que ésta quede balanceada.
2KMnO 4 +10FeSO 4 + 8H 2 SO 4 2MnSO 4 + 5Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + 8H 2 O
En este paso la reacción ya quedó balanceada pues ya se cumple con la ley de la conservación de la masa.
BALANCEO DE RACCIONES REDOX POR EL MÉTODO DEL ION –ELECTRÓN
Este método de balanceo de reacciones redox resulta más adecuado porque en el proceso se emplean las especies químicas que tienen existencia real. Por ejemplo. El KMnO 4 se compone de los iones K +^ y MnO 4 1-^ dos especies que tienen existencia real. En el ejemplo de balanceo que se describirá en seguida, el ion MnO 4 1-^ se usa como tal, ya que en el medio acuoso donde ocurre esta reacción el Mn7+^ sólo puede encontrarse como ion permanganato, MnO 4 1-.
I. REACCIONES QUE OCURREN EN MEDIO ÁCIDO
Balancear la reacción química siguiente:
CaC 2 O 4 + KMnO 4 + H 2 SO 4 CaSO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O
Paso 1. Los compuestos iónicos se separan en sus iones componentes, señalando con toda claridad sus cargas correspondientes. Los óxidos y los compuestos covalentes no se separan en iones.
Ca2+^ + C 2 O 4 2-^ + K+^ + MnO 4 1-^ + H+^ + SO 4 2-^ Ca2+^ + SO 4 2-^ + Mn2+^ + SO 4 2-^ + K+^ + SO 4 2-^ + CO 2 + H 2 O
Paso 2. Se simplifica la reacción eliminando de ella todas aquellas especies químicas que no tienen cambios durante el proceso.
Ca2+^ + C 2 O 4 2-^ + K+^ + MnO 4 1-^ + H+^ + SO 4 2-^ Ca2+^ + SO 4 2-^ + Mn2+^ + SO 4 2-^ + K+^ + SO 4 2-^ + CO 2 + H 2 O
Las especies que permanecen después de esta simplificación son las que toman parte en el proceso redox. El resultado de este proceso recibe el nombre de reacción iónica. En ésta, puede advertirse que aparece el ion H +^ , lo cual indica que el proceso redox ocurre en medio ácido.
C 2 O 4 2-^ + MnO 4 1-^ + H+^ Mn2+^ + SO 4 2-^ + CO 2 + H 2 O
Paso 3. Se escriben las semirreacciones de oxidación y de reducción en cualquier orden:
C 2 O 4 2-^ CO 2
MnO 4 1-^ Mn2+
Paso 4. Balance de masa:
a. Primero se balancean todos los elementos que no sean oxígeno ni hidrógeno Hay dos átomos de carbono en el primer miembro de la primera semirreacción y sólo uno en el segundo miembro. Esto se ajusta mediante el coeficiente adecuado. La segunda semirreacción queda igual. Sólo hay un átomo de manganeso en ambos miembros.
C 2 O 4 2-^ 2CO 2
MnO 4 1-^ Mn2+
b. Ahora se balancea el oxígeno. En medio ácido, el exceso de oxígeno se balancea con agua en el miembro contrario de la semirreacción
Paso 6. Balance del número de electrones perdidos y ganados. El número de electrones perdidos y ganados debe ser el mismo en todo proceso redox. Esto se logra multiplicando por el factor adecuado las semirreacciones redox balanceadas por masa y carga:
[ C 2 O 4 2-^ 2CO 2 + 2e-^ ] 5
[ 5e-^ + 8H+^ + MnO 4 1-^ Mn2+^ + 4H 2 O ] 2
5C 2 O 4 2-^ + 10e-^ + 16H+^ + 2 MnO 4 1-^ 10CO 2 + 10e-^ + 2 Mn2+^ + 8H 2 O
Simplificando, se llega a la ecuación iónica:
5C 2 O 4 2-^ + 16H+^ + 2 MnO 4 1-^ 10CO 2 + 2 Mn2+^ + 8H 2 O
Paso 7. Los coeficientes que se obtienen en la ecuación iónica se trasladan a la reacción general, pero sólo quedaran balanceadas las especies que intervinieron en el proceso redox:
5CaC 2 O 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 CaSO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 10CO 2 + 8H 2 O
Paso 8. Por último se ajustan las especies que permanecieron sin cambios en el proceso redox:
5CaC 2 O 4 + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 5 CaSO 4 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 +10CO 2 + 8H 2 O
Con lo cual se llega al final de este método de balanceo.
II. REACCIONES QUE OCURREN EN MEDIO BÁSICO
Balancear la reacción química siguiente:
Zn + NaNO 3 + NaOH Na 2 ZnO 2 + NH 3 + H 2 O
Paso 1. Los compuestos iónicos se separan en sus iones componentes, señalando con toda claridad sus cargas correspondientes. Los óxidos y los compuestos covalentes no se separan en iones. Los elementos tienen carga cero.
Zn + Na+^ + NO 3 1-^ + Na+^ + OH1-^ Na+^ + ZnO 2 2-^ + NH 3 + H 2 O
Paso 2. Se simplifica la reacción eliminando de ella todas aquellas especies químicas que no tienen cambios durante el proceso.
Zn + Na+^ + NO 3 1-^ + Na+^ + OH1-^ Na+^ + ZnO 2 2-^ + NH 3 + H 2 O
Las especies que permanecen después de esta simplificación son las que toman parte en el proceso redox. El resultado de este proceso recibe el nombre de reacción iónica. En ésta, puede advertirse que aparece el ion OH –^ , lo cual indica que el proceso redox ocurre en medio básico.
Zn + NO 3 1-^ + OH1-^ ZnO 2 2-^ + NH 3 + H 2 O
Paso 3. Se escriben las semirreacciones de oxidación y de reducción en cualquier orden
Zn^0 ZnO 2 2-
NO 3 1-^ [NH 3 ] 0
Paso 4. Balance de masa:
a. Primero se balancean todos los elementos que no sean oxígeno ni hidrógeno. b. En este caso sólo hay oxígeno e hidrógeno en exceso. c. Balanceo del oxígeno. El oxígeno se balancea agregando moléculas de agua del mismo lado de la reacción donde hay exceso de éste.
Zn^0 ZnO 2 2-^ + 2H 2 O
6H 2 O + NO 3 1-^ [NH 3 ] 0
d. El hidrógeno se balancea en el miembro contrario por iones OH-
4 OH-^ + Zn^0 ZnO 2 2-^ + 2H 2 O
6H 2 O + NO 3 1-^ [NH 3 ] 0 + 9 OH-
Paso 5. Balance de carga. Este paso sólo debe realizarse después del balance de masa. Nunca antes. Este paso puede efectuarse utilizando desigualdades , las cuales se resuelven agregando electrones (e-) para igualar las cargas iónicas:
4 Zn + NaNO 3 +7 NaOH 4Na 2 ZnO 2 + NH 3 +2H 2 O
BALANCEO DE REACCIONES REDOX DE COMPUESTOS ORGÁNICOS POR
EL MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN
El uso del método del número de oxidación para balancear reacciones redox donde intervienen compuestos orgánicos implica :
a. Escribir las fórmulas desarrolladas de la porción que interviene en el proceso redox. b. Calcular los números de oxidación de esta porción. c. No se recomienda asignar los números de oxidación a todas las partes de las moléculas orgánicas que no intervienen en el proceso redox, pues haría más complicado el uso de este método de balanceo.
Nota: En el caso del balanceo de reacciones donde intervienen compuestos orgánicos se recomienda el empleo del método del ion-electrón que se describirá más adelante.
Balancear la reacción química siguiente por el método del número de oxidación:
K 2 Cr 2 O 7 + CH 3 CH 2 OH + H 2 SO 4 Cr 2 (SO 4 ) 3 + CH 3 COOH + K 2 SO 4 + H 2 O
Paso 1. Cálculo de los números de oxidación:
H+ I 2K+^ 2Cr 6+^ 7O 2-^ + CH 3 C1-^ –- O2-^ – H+^ + 2H+^ S6+^ 4O 2- I H+
O2-
2Cr3+^ 3S6+^ 12O 2-^ CH 3 C3+^ + 2K+^ S6+^ 4O 2-^ + 2H+^ O 2-
O2-^ – H
Paso 2. Identificación de las especies que cambian su número de oxidación y escritura de las semirreacciones redox:
2Cr6+^ 2Cr3+
C1–^ C3+
Paso 3 Balance de masa. En este caso, no es necesario
Paso 4. Balance de carga:
2Cr6+^ 2Cr3+
12 +^ ≥ 6 +
6e-^ + 12+^ ≥ 6 + 6 +^ = 6+
6e-^ + 2Cr6+^ 2Cr3+^ (reducción)
C1 –^ C3+
1 –^ ≤ 3 +
1 –^ ≤ 3 +^ + 4e- 1 –^ = 1 –
C1 –^ C3+^ + 4e-^ (oxidación)
El resultado del balance de carga es:
6e-^ + 2Cr6+^ 2Cr3+
C1 –^ C3+^ + 4e-
Paso 5. Balance del número de electrones intercambiados
[ 6e-^ + 2Cr6+^ 2Cr3+^ ] 2
[ C1 –^ C3+^ + 4e-^ ] 3
12e-^ + 4Cr6+^ + 3 C1 –^ 4Cr3+^ + 3C3+^ + 12e+
Simplificando queda:
4Cr6+^ + 3 C1-^ 4Cr3+^ + 3C3+
Paso 3. Escritura de las semirreacciones redox
Se escriben las semirreacciones redox sin importar el orden
Cr 2 O 7 2-^ Cr 3+
[C 2 H 6 O] 0 [C 2 H 4 O 2 ] 0
Paso 4 Balance de masa:
a. Primero se balancean todos los elementos que no sean oxígeno ni hidrógeno Hay dos átomos de cromo en el primer miembro de la primera semirreacción y sólo uno en el segundo miembro. Esto se ajusta mediante el coeficiente adecuado.
Cr 2 O 7 2-^2 Cr 3+
En la segunda semirreacción los átomos de carbono están balanceados.
b. En la primera semirreacción hay 7 átomos de oxígeno en el primer miembro de ésta. Por tanto, como el medio es ácido, deben agregarse 7 moléculas de agua en el segundo miembro de esta semirreacción. El exceso de hidrógeno se balancea por H+^ en el miembro contrario.
14 H+^ + Cr 2 O 7 2-^2 Cr 3+^ + 7H 2 O
En la segunda semirreacción hay un átomo de oxígeno en exceso en el segundo miembro. Como el medio es ácido, se agrega una molécula de agua en el segundo miembro de ella. En la misma semirreacción hay un exceso de 4 átomos de hidrógeno. Éstos se balancean por H+^ en el miembro contrario.
H 2 O + [C 2 H 6 O] 0 [C 2 H 4 O 2 ] 0 + 4H+
Con esto concluye el proceso de balance de masa. El resultado es:
14 H+^ + Cr 2 O 7 2-^2 Cr 3+^ + 7H 2 O
H 2 O + [C 2 H 6 O] 0 [C 2 H 4 O 2 ] 0 + 4H+
Paso 5. Balance de carga. Este paso sólo debe realizarse después del balance de masa. Nunca antes. Este paso puede efectuarse utilizando desigualdades , las cuales se resuelven agregando electrones (e-) para igualar las cargas iónicas:
14 H+^ + Cr 2 O 7 2-^2 Cr 3+^ + 7H 2 O
14 +^ + 2-^ = 12+^ ≥ 6 + 6e-^ + 12+^ ≥ 6 + 6 +^ = 6 +
6e-^ +14 H+^ + Cr 2 O 7 2-^2 Cr 3+^ + 7H 2 O (reducción)
H 2 O + [C 2 H 6 O] 0 [C 2 H 4 O 2 ] 0 + 4H+
0 ≤ 4 +^ + 4e- 0 = 0
H 2 O + [C 2 H 6 O] 0 [C 2 H 4 O 2 ] 0 + 4H+^ +4e-^ (oxidación)
El resultado del Paso 5 es:
6e-^ +14 H+^ + Cr 2 O 7 2-^2 Cr 3+^ + 7H 2 O
H 2 O + [C 2 H 6 O] 0 [C 2 H 4 O 2 ] 0 + 4H+^ +4e-
Paso 6. Balance del número de electrones perdidos y ganados
[ 6e-^ +14 H+^ + Cr 2 O 7 2-^2 Cr 3+^ + 7H 2 O ] 2
[ H 2 O + [C 2 H 6 O] 0 [C 2 H 4 O 2 ] 0 + 4H+^ +4e -^ ] 3
12e-^ + 28H +^ + 2 Cr 2 O 7 2-^ + 3H 2 O + 3[C 2 H 6 O]^0 4 Cr 3+^ + 14H 2 O + 3 [C 2 H 4 O 2 ] 0
Simplificando, se llega a la ecuación iónica:
16H+^ + 2 Cr 2 O 7 2-^ + 3[C 2 H 6 O] 0 4 Cr 3+^ + 11H 2 O + 3 [C 2 H 4 O 2 ] 0
