17.1: El equilibrio de las reacciones de oxidación-reducción
Habilidades para desarrollar
- Definir la electroquímica y una serie de términos asociados importantes
- Dividir las reacciones de oxidación-reducción en sus semirreacciones de oxidación y semirreacciones de reducción
- Producir ecuaciones balanceadas de oxidación-reducción para reacciones en una solución ácida o básica
- Identificar los agentes oxidantes y los agentes reductores
La electricidad se refiere a una serie de fenómenos asociados con la presencia y el flujo de carga eléctrica. La electricidad incluye cosas tan diversas como los rayos, la electricidad estática, la corriente que genera una batería cuando se descarga y muchas otras influencias en nuestra vida diaria. El flujo o movimiento de carga es una corriente eléctrica (Figura \(\PageIndex{1}\)). Los electrones o los iones pueden tener la carga. La unidad elemental de carga es la carga de un protón, que es igual en magnitud a la carga de un electrón. La unidad de carga del SI es el culombio (C) y la carga de un protón es 1.602 × 10 −19 C. La presencia de una carga eléctrica genera un campo eléctrico. La corriente eléctrica es la tasa del flujo de la carga.
La unidad SI para la corriente eléctrica es la unidad base SI llamada amperio (A), que es una tasa de flujo de 1 culombio de carga por segundo (1 A = 1 C/s). Una corriente eléctrica fluye en un camino, llamado un circuito eléctrico. En la mayoría de los sistemas químicos, es necesario mantener un camino cerrado para que fluya la corriente. El flujo de carga se genera por una diferencia de potencial eléctrico, o potencial, entre dos puntos del circuito. El potencial eléctrico es la capacidad del campo eléctrico para trabajar en la carga. La unidad SI de potencial eléctrico es el voltio (V). Cuando 1 culombio de carga se mueve a través de una diferencia de potencial de 1 voltio, gana o pierde 1 julio (J) de energía. La tabla \(\PageIndex{1}\) resume parte de esta información sobre la electricidad.
| La cantidad | La definición | La medida o la unidad |
|---|---|---|
| carga eléctrica | Carga en un protón | 1.602 × 10 −19 C |
| corriente eléctrica | El movimiento de la carga | amperio = A = 1 C/s |
| potencial eléctrica | La fuerza que intenta mover la carga. | voltio = V = J/C |
| campo eléctrico | La fuerza que actúa sobre otras cargas en la proximidad |
La electroquímica estudia las reacciones de oxidación-reducción, que se discutieron por primera vez en un capítulo anterior, donde aprendimos que la oxidación es la pérdida de los electrones y la reducción es la ganancia de los electrones. Las reacciones discutidas eran bastante simples, y la conservación de la masa (recuento de átomos por tipo) y la derivación de una ecuación química correctamente equilibrada eran relativamente simples. En esta sección, nos concentraremos en el método de semirreacción para equilibrar las reacciones de oxidación-reducción. El uso de las semirreacciones es importante en parte para equilibrar las reacciones más complicadas y también porque muchos aspectos de la electroquímica son más fáciles de discutir en términos de las semirreacciones. Existen métodos alternativos para equilibrar estas reacciones; sin embargo, no existen buenas alternativas para discutir lo que está ocurriendo en muchos sistemas. El método de semirreacción divide las reacciones de oxidación-reducción en su "mitad" de oxidación y "mitad" de reducción para facilitar la búsqueda de la ecuación general.
Las reacciones electroquímicas ocurren con frecuencia en las soluciones, que pueden ser ácidas, básicas o neutras. Al equilibrar las reacciones de oxidación-reducción, el carácter de la solución puede ser importante. Ayuda ver esto en un problema real. Considere la siguiente reacción de oxidación-reducción desequilibrada en una solución ácida:
\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Fe^2+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{Fe^3+}(aq)\]
Podemos comenzar por recolectando las especies que tenemos hasta ahora en una semirreacción de oxidación desequilibrada y una semirreacción de reducción desequilibrada. Cada una de estas semirreacciones contiene el mismo elemento en dos estados de oxidación diferentes. El Fe2 + ha perdido un electrón para convertirse en Fe 3+ ; por lo tanto, el hierro se oxida. La reducción no es tan obvia; sin embargo, el manganeso ganó cinco electrones para cambiar de Mn 7+ a Mn 2+ .
&\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{Fe^2+}(aq)⟶\ce{Fe^3+}(aq)\\
&\textrm{reduction (unbalanced): }\ce{MnO4-}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)
\end{align*}\]
En la solución ácida, hay iones de hidrógeno presentes, que a veces son útiles para equilibrar las semirreacciones. A veces es necesario usar los iones de hidrógeno directamente o como reactivos que pueden reaccionar con el oxígeno para generar el agua. Los iones de hidrógeno son muy importantes en soluciones ácidas donde los reactivos o productos contienen hidrógeno y/u oxígeno. En este ejemplo, la semirreacción de oxidación no involucra ni hidrógeno ni oxígeno, por eso los iones de hidrógeno no son necesarios para el equilibrio. Sin embargo, la semirreacción de reducción involucra el oxígeno. Es necesario usar los iones de hidrógeno para convertir este oxígeno en el agua.
\[\textrm{charge not balanced: }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l)\]
La situación es diferente en una solución básica porque la concentración de iones hidrógeno es menor y la concentración de iones hidróxido es mayor. Después de terminar este ejemplo, examinaremos las diferencian entre las soluciones básicas y las soluciones ácidas. Una solución neutra se puede tratar como ácida o básica, aunque tratarla como ácida suele ser más fácil.
Los átomos de hierro en la semirreacción de oxidación están equilibrados (balance de masa); sin embargo, la carga está desequilibrada, ya que las cargas de los iones no son iguales. Es necesario usar los electrones para equilibrar la carga. Para equilibrar la carga se agregan electrones a un lado de la ecuación. Al agregar un solo electrón en el lado derecho se obtiene una semirreacción de oxidación equilibrada:
\[\textrm{oxidation (balanced): }\ce{Fe^2+}(aq)⟶\ce{Fe^3+}(aq)+\ce{e-}\]
Debe verificar la semirreacción para el número de cada tipo de átomo y la carga total en cada lado de la ecuación. Las cargas incluyen las cargas reales de los iones multiplicadas por el número de iones y la carga de un electrón multiplicado por el número de electrones.
&\textrm{Fe: } \mathrm{Does\:(1×1)=(1×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{Charge: } \mathrm{Does\:[1×(+2)]=[1×(+3)+1×(−1)]?\:Yes.}
\end{align*}\]
Si los átomos y las cargas se equilibran, la semirreacción está equilibrada. En las semirreacciones de oxidación, los electrones aparecen como productos (a la derecha). Como se discutió en el capítulo anterior, dado que el hierro se oxida, el hierro es el agente reductor.
Ahora regrese a la ecuación de semirreacción de reducción:
\[\textrm{reduction (unbalanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l)\]
Los átomos están balanceados (balance de masa), por eso ahora es necesario verificar el balance de la carga. La carga total a la izquierda de la flecha de reacción es [(−1) × (1) + (8) × (+1)], o +7, mientras que la carga total a la derecha es [(1) × ( +2) + (4) × (0)] o +2. La diferencia entre +7 y +2 es cinco; por lo tanto, es necesario agregar cinco electrones al lado izquierdo para lograr el equilibrio de carga.
\[\textrm{Reduction (balanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)+\ce{5e-}⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l)\]
Debe verificar esta media reacción para cada tipo de átomo y también para la carga:
&\textrm{Mn: }\mathrm{Does\:(1×1)=(1×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{H: }\mathrm{Does\:(8×1) =(4×2)?\:Yes.}\\
&\textrm{O: }\mathrm{Does\:(1×4) =(4×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{Charge: }\mathrm{Does\:[1×(−1)+8×(+1)+5×(−1)]=[1×(+2)]?\:Yes.}
\end{align*}\]
Ahora que esta semirreacción está equilibrada, es fácil ver que involucra la reducción porque se ganaron electrones cuando \(\ce{MnO4-}\) se redujo a Mn 2+ . En todas las semirreacciones de reducción, los electrones aparecen como los reactivos (en el lado izquierdo). Como se discutió en el capítulo anterior, la especie que se redujo, \(\ce{MnO4-}\) en este caso, también se llama el agente oxidante. Ahora tenemos dos semirreacciones balanceadas.
&\textrm{oxidation: }\ce{Fe^2+}(aq)⟶\ce{Fe^3+}(aq)+\ce{e-}\\
&\textrm{reduction: }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)+\ce{5e-}⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l)
\end{align*}\]
Ahora es necesario combinar las dos mitades para producir una reacción completa. La clave para combinar las semirreacciones son los electrones. Los electrones perdidos durante la oxidación deben ir a alguna parte. Estos electrones van a causar la reducción. El número de electrones transferidos de la semirreacción de oxidación a la semirreacción de reducción debe ser igual. No puede haber electrones faltantes o en exceso. En este ejemplo, la semirreacción de oxidación genera un electrón, mientras que la semirreacción de reducción requiere cinco electrones. El mínimo común múltiplo de uno y cinco es cinco; por lo tanto, es necesario multiplicar cada término de la semirreacción de oxidación por cinco y cada término de la semirreacción de reducción por uno. (En este caso, la multiplicación de la semirreacción de reducción no genera cambios; sin embargo, este no siempre será el caso.) La multiplicación de las dos semirreacciones por el factor apropiado seguido de la suma de las dos mitades nos da
&\textrm{oxidation: }5×(\ce{Fe^2+}(aq)⟶\ce{Fe^3+}(aq)+\ce{e-})\\
&\underline{\textrm{reduction: }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)+\ce{5e-}⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l)}\\
&\textrm{overall: }\ce{5Fe^2+}(aq)+\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{5Fe^3+}(aq)+\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l)
\end{align*}\]
Los electrones no aparecen en la respuesta final porque los electrones de oxidación son los mismos electrones que los electrones de reducción y se "cancelan". Asegúrese a verificar cuidadosamente cada lado de la ecuación general para verificar que todo se combinó correctamente:
&\textrm{Fe: }\mathrm{Does\:(5×1)=(5×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{Mn: }\mathrm{Does\:(1×1)=(1×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{H: }\mathrm{Does\:(8×1)=(4×2)?\:Yes.}\\
&\textrm{O: }\mathrm{Does\:(1×4)=(4×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{Charge: }\mathrm{Does\:[5×(+2)+1×(−1)+8×(+1)]=[5×(+3)+1×(+2)]?\:Yes.}
\end{align*}\]
Todo se verifica, así que esta es la ecuación general en una solución ácida. Si algo no se verifica, el error más común ocurre durante la multiplicación de las semirreacciones individuales.
Supongamos ahora que queremos que la solución sea básica. Recuerde que las soluciones básicas tienen un exceso de iones hidróxido. Algunos de estos iones de hidróxido reaccionarán con los iones de hidrógeno para producir el agua. La forma más sencilla de generar la ecuación general balanceada en una solución básica es comenzar con la ecuación balanceada en la solución ácida, luego "convertirla" en la ecuación para la solución básica. Sin embargo, es necesario tener cuidado al hacer esto porque muchos reactivos se comportan de manera diferente en condiciones básicas y muchos iones metálicos precipitarán como el hidróxido metálico. Acabamos de producir la siguiente reacción, que queremos cambiar a una reacción básica:
\[\ce{5Fe^2+}(aq)+\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{5Fe^3+}(aq)+\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l)\]
Sin embargo, en condiciones básicas, \(\ce{MnO4-}\) normalmente se reduce a MnO 2 y el hierro estará presente como Fe(OH) 2 o Fe(OH) 3 . Por estas razones, en condiciones básicas, esta reacción será
\[\ce{3Fe(OH)2}(s)+\ce{MnO4-}(aq)+\ce{2H2O}(l)⟶\ce{3Fe(OH)3}(s)+\ce{MnO2}(s)+\ce{OH-}(aq)\]
(En condiciones muy básicas, \(\ce{MnO4-}\) se reducirá a \(\ce{MnO4^2-}\), en lugar de MnO 2 .)
Todavía es posible balancear cualquier reacción de oxidación-reducción como una reacción ácida y luego, cuando sea necesario, convertir la ecuación en una reacción básica. Esto funcionará si los reactivos y los productos ácidos y básicos son los mismos o si los reactivos y los productos básicos se utilizan antes de la conversión de ácido o básico. Hay muy pocos ejemplos en los que las reacciones ácidas y básicas involucran los mismos reactivos y productos. Sin embargo, balancear una reacción básica como ácida y luego convertirla en básica funcionará. Para convertir a una reacción básica, es necesario agregar el mismo número de iones de hidróxido a cada lado de la ecuación para que todos los iones de hidrógeno (H + ) se eliminen y se mantenga el equilibrio de masa. El ión de hidrógeno se combina con el ión de hidróxido (OH - ) para producir el agua.
Intentemos ahora con una ecuación básica. Comenzaremos con la siguiente reacción básica:
\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{MnO4-}(aq)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{MnO2}(s)\]
Equilibrando esto como un ácido nos da
\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{2MnO4-}(aq)+\ce{2H+}(aq)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{2MnO2}(s)+\ce{H2O}(l)\]
En este caso, es necesario agregar dos iones de hidróxido a cada lado de la ecuación para convertir los dos iones de hidrógeno de la izquierda en agua:
\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{2MnO4-}(aq)+\ce{(2H+ + 2OH- )}(aq)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{2MnO2}(s)+\ce{H2O}(l)+\ce{2OH-}(aq)\]
\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{2MnO4-}(aq)+\ce{(2H2O)}(l)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{2MnO2}(s)+\ce{H2O}(l)+\ce{2OH-}(aq)\]
Tenga en cuenta que ambos lados de la ecuación muestran el agua. Se debe simplificar cuando sea necesario y se obtiene la ecuación deseada. En este caso, es necesario eliminar un H 2 O de cada lado de las flechas de la reacción.
Otra vez, verifique cada lado de la ecuación general para asegurarse de que no haya errores:
&\textrm{Cl: }\mathrm{Does\:(1×1)=(1×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{Mn: }\mathrm{Does\:(2×1)=(2×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{H: }\mathrm{Does\:(1×2)=(2×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{O: }\mathrm{Does\:(2×4+1×1)=(3×1+2×2+2×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{Charge: }\mathrm{Does\:[1×(−1)+2×(−1)]=[1×(−1)+2×(−1)]?\:Yes.}
\end{align*}\]
Todo está correcto, por eso esta es la ecuación general para la solución básica.
Ejemplo \(\PageIndex{1}\): Balanceando las reacciones de oxidación-reducción ácidas
Balance la siguiente ecuación de reacción en una solución ácida:
Solución
Esta es una reacción de oxidación-reducción, así que comience recolectando las especies dadas en una semirreacción de oxidación desbalanceada y una semirreacción de reducción desbalanceada.
&\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{Cr^3+}(aq)⟶\ce{Cr2O7^2-}(aq)\\
&\textrm{reduction (unbalanced): }\ce{MnO4-}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)
\end{align*}\]
Comenzando con la semirreacción de oxidación, podemos balancear el cromo
\[\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{2Cr^3+}(aq)⟶\ce{Cr2O7^2-}(aq)\]
En una solución ácida, podemos usar o generar iones de hidrógeno (H + ). Agregar siete moléculas de agua al lado izquierdo proporciona el oxígeno necesario; el hidrógeno "sobrante" aparece como 14 H + a la derecha:
\[\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{2Cr^3+}(aq)+\ce{7H2O}(l)⟶\ce{Cr2O7^2-}(aq)+\ce{14H+}(aq)\]
El lado izquierdo de la ecuación tiene una carga total de [2 × (+3) = +6] y el lado derecho una carga total de [−2 + 14 × (+1) = +12]. La diferencia es seis; la adición de seis electrones al lado derecho produce una semirreacción de oxidación balanceada en masa y carga (en una solución ácida):
\[\textrm{oxidation (balanced): }\ce{2Cr^3+}(aq)+\ce{7H2O}(l)⟶\ce{Cr2O7^2-}(aq)+\ce{14H+}(aq)+\ce{6e-}\]
Chequeando la semirreacción:
&\textrm{Cr: }\mathrm{Does\:(2×1)=(1×2)?\:Yes.}\\
&\textrm{H: }\mathrm{Does\:(7×2)=(14×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{O: }\mathrm{Does\:(7×1) =(1×7)?\:Yes.}\\
&\textrm{Charge: }\mathrm{Does\:[2×(+3)]=[1×(−2)+14×(+1)+6×(−1)]?\:Yes.}
\end{align*}\]
Ahora trabaje en la reducción. Es necesario convertir los cuatro átomos de oxígeno del permanganato en cuatro moléculas de agua. Para hacer esto, agregue ocho H + para convertir el oxígeno en cuatro moléculas de agua:
Luego agregue cinco electrones al lado izquierdo para balancear la carga:
Asegúrese de chequear la semirreacción:
&\textrm{Mn: }\mathrm{Does\:(1×1)=(1×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{H: }\mathrm{Does\:(8×1)=(4×2)?\:Yes.}\\
&\textrm{O: }\mathrm{Does\:(1×4)=(4×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{Charge: }\mathrm{Does\:[1×(−1)+8×(+1)+5×(−1)]=[1×(+2)]?\:Yes.}
\end{align*}\]
Coleccionando lo que tenemos hasta ahora:
&\textrm{oxidation: }\ce{2Cr^3+}(aq)+\ce{7H2O}(l)⟶\ce{Cr2O7^2-}(aq)+\ce{14H+}(aq)+\ce{6e-}\\
&\textrm{reduction: }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)+\ce{5e-}⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l)
\end{align*}\]
El mínimo común múltiplo para los electrones es 30, así que multiplique la semirreacción de oxidación por cinco, la semirreacción de reducción por seis y combine y simplifique:
Chequeando cada lado de la ecuación:
&\textrm{Mn: }\mathrm{Does\:(6×1)=(6×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{Cr: }\mathrm{Does\:(10×1)=(5×2)?\:Yes.}\\
&\textrm{H: }\mathrm{Does\:(11×2)=(22×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{O: }\mathrm{Does\:(11×1+6×4)=(5×7)?\:Yes.}\\
&\textrm{Charge: }\mathrm{Does\:[10×(+3)+6×(−1)]=[5×(−2)+22×(+1)+6×(+2)]?\:Yes.}
\end{align*}\]
Esta es la ecuación balanceada en una solución ácida.
Ejercicio \(\PageIndex{1}\)
Balance la siguiente ecuación en una solución ácida:
\[\ce{Hg2^2+ + Ag ⟶ Hg + Ag+} \nonumber\]
- Respuesta
-
\[\ce{Hg2^2+}(aq)+\ce{2Ag}(s)⟶\ce{2Hg}(l)+\ce{2Ag+}(aq) \nonumber\]
Ejemplo \(\PageIndex{2}\): Balanceando las reacciones básicas de oxidación-reducción
Balance la siguiente ecuación de reacción en una solución básica
Solución
Esta es una reacción de oxidación-reducción, así que comience por colectando las especies dadas en una semirreacción de oxidación desbalanceada y una semirreacción de reducción desbalanceada
&\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)\\
&\textrm{reduction (unbalanced): }\ce{MnO4-}(aq)⟶\ce{MnO2}(s)
\end{align*}\]
Comenzando con la semirreacción de oxidación, podemos balancear el cromo
En solución ácida, podemos usar o generar iones de hidrógeno (H + ). Agregar una molécula de agua al lado izquierdo nos da el oxígeno necesario; el hidrógeno "sobrante" aparece como cinco H + en el lado derecho:
El lado izquierdo de la ecuación tiene una carga total de [0] y el lado derecho tiene una carga total de [−2 + 5 × (+1) = +3]. La diferencia es tres, la adición de tres electrones al lado derecho produce una semirreacción de oxidación balanceada en masa y carga (en solución ácida):
Chequeando la semirreacción:
&\textrm{Cr: }\mathrm{Does\:(1×1)=(1×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{H: }\mathrm{Does\:(1×3+1×2)=(5×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{O: }\mathrm{Does\:(1×3+1×1)=(4×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{Charge: }\mathrm{Does \:[0=[1×(−2)+5×(+1)+3×(−1)]?\:Yes.}
\end{align*}\]
Ahora trabaje en la reducción. Es necesario convertir los cuatro átomos de O en el MnO 4 − menos los dos átomos de O en el MnO 2 en dos moléculas de agua. Para hacer esto, agregue cuatro H + para convertir el oxígeno en dos moléculas de agua:
Luego agregue tres electrones al lado izquierdo para balancear la carga:
Asegúrese de chequear la semirreacción:
&\textrm{Mn: }\mathrm{Does\:(1×1)=(1×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{H: }\mathrm{Does\:(4×1)=(2×2)?\:Yes.}\\
&\textrm{O: }\mathrm{Does\:(1×4)=(1×2+2×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{Charge: }\mathrm{Does\:[1×(−1)+4×(+1)+3×(−1)]=[0]?\:Yes.}
\end{align*}\]
Colectando lo que tenemos hasta ahora:
&\textrm{oxidation: }\ce{Cr(OH)3}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{5H+}(aq)+\ce{3e-}\\
&\textrm{reduction: }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{4H+}(aq)+\ce{3e-}⟶\ce{MnO2}(s)+\ce{2H2O}(l)
\end{align*}\]
En este caso, ambas semirreacciones involucran el mismo número de electrones; por lo tanto, simplemente sume las dos semirreacciones.
\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{4H+}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{MnO2}(s)+\ce{2H2O}(l)+\ce{5H+}(aq)\nonumber \]
Chequeando cada lado de la ecuación:
&\textrm{Mn: }\mathrm{Does\:(1×1)=(1×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{Cr: }\mathrm{Does\:(1×1)=(1×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{H: }\mathrm{Does\:(1×3)=(2×1+1×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{O: }\mathrm{Does\:(1×4+1×3)=(1×4+1×2+1×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{Charge: }\mathrm{Does\:[1×(−1)]=[1×(−2)+1×(+1)]?\:Yes.}
\end{align*}\]
Esta es la ecuación balanceada en una solución ácida. Para una solución básica, agregue un ion hidróxido a cada lado y simplifique la ecuación:
Chequeando cada lado de la ecuación:
&\textrm{Mn: }\mathrm{Does\:(1×1)=(1×1)?\: Yes.}\\
&\textrm{Cr: }\mathrm{Does\:(1×1)=(1×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{H: }\mathrm{Does\:(1×1+1×3)=(2×2)?\:Yes.}\\
&\textrm{O: }\mathrm{Does\:(1×1+1×4+1×3)=(1×4+1×2+2×1)?\:Yes.}\\
&\textrm{Charge: }\mathrm{Does\:[1×(−1)+1×(−1)]=[1×(−2)]?\:Yes.}
\end{align*}\]
Esta es la ecuación balanceada en una solución básica.
Ejercicio \(\PageIndex{2}\)
Balance lo siguiente en el tipo de solución indicada.
- \(\ce{H2 + Cu^2+ ⟶ Cu \:\:\:(acidic\: solution)}\)
- \(\ce{H2 + Cu(OH)2 ⟶ Cu\:\:\:(basic\: solution)}\)
- \(\ce{Fe + Ag+ ⟶ Fe^2+ + Ag}\)
- Identifique los agentes oxidantes en las reacciones (a), (b), y (c).
- Identifique los agentes reductores en las reacciones (a), (b), y (c).
- Respuesta a
-
\(\ce{H2}(g)+\ce{Cu^2+}(aq)⟶\ce{2H+}(aq)+\ce{Cu}(s)\)
- Respuesta b
-
\(\ce{H2}(g)+\ce{Cu(OH)2}(s)⟶\ce{2H2O}(l)+\ce{Cu}(s)\)
- Respuesta c
-
\(\ce{Fe}(s)+\ce{2Ag+}(aq)⟶\ce{Fe^2+}(aq)+\ce{2Ag}(s)\)
- Respuesta d
-
agente oxidante = especies reducidas: Cu 2+ , Cu(OH) 2 , Ag +
- Respuesta e
-
agente reductor = especies oxidadas: H 2 , H 2 , Fe.
Resumen
Una corriente eléctrica consiste en una carga en movimiento. La carga puede estar en la forma de electrones o iones. La corriente fluye a través de una trayectoria circular cerrada o intacta llamada un circuito. La corriente fluye a través de un medio conductor como resultado de una diferencia de potencial eléctrico entre dos puntos de un circuito. El potencial eléctrico tiene las unidades de energía por carga. En unidades de SI, la carga se mide en culombios (C), la corriente en amperios \(\mathrm{\left(A=\dfrac{C}{s}\right)}\) y el potencial eléctrico en voltios \(\mathrm{\left(V=\dfrac{J}{C}\right)}\).
La oxidación es la pérdida de los electrones y la especie que se oxida también se llama el agente reductor. La reducción es la ganancia de los electrones, y la especie que se reduce también se llama el agente oxidante. Las reacciones de oxidación-reducción se pueden balancear usando el método de semirreacción. En este método, la reacción de oxidación-reducción se divide en una semirreacción de oxidación y una semirreacción de reducción. La semirreacción de oxidación y la semirreacción de reducción se balancean separadamente. Cada una de las semirreacciones debe tener el mismo número de cada tipo de átomo en ambos lados de la ecuación y mostrar la misma carga total en cada lado de la ecuación. La carga se balancea en las semirreacciones de oxidación por añadiendo electrones como productos; en las semirreacciones de reducción, la carga se balancea por añadiendo electrones como reactivos. El número total de electrones ganados por la reducción debe ser exactamente igual al número de electrones perdidos por la oxidación cuando se combinan las dos semirreacciones para obtener la ecuación balanceada general. El equilibrio de las ecuaciones de la reacción de oxidación-reducción en soluciones acuosas requiere frecuentemente que se añade o elimine oxígeno o hidrógeno de un reactivo. En una solución ácida, el hidrógeno se agrega por agregando un ión hidrógeno (H + ) y se elimina por produciendo ión hidrógeno; el oxígeno se elimina por agregando iones de hidrógeno y produciendo agua, y se agrega por agregando agua y produciendo iones de hidrógeno. Se puede obtener una ecuación balanceada en una solución básica cuando se balancea primero la ecuación en una solución ácida y luego por agel circuitoregando iones hidróxido a cada lado de la ecuación balanceada en números tales que todos los iones hidrógeno se conviertan en agua.
Glosario
- circuit
- camino tomado por una corriente a medida que fluye debido a una diferencia de potencial eléctrico
- la corriente
- flujo de carga eléctrica; la unidad de carga de SI es el culombio (C) y la corriente se mide en amperios \(\mathrm{\left(1\:A=1\:\dfrac{C}{s}\right)}\)
- el potencial eléctrico
- energía por carga; en los sistemas electroquímicos, depende de la forma en que se distribuyen las cargas dentro del sistema; la unidad SI de potencial eléctrico es el voltio \(\mathrm{\left(1\:V=1\:\dfrac{J}{C}\right)}\)
- el método de semirreacción
- método que produce una reacción de oxidación-reducción general balanceada por dividiendo la reacción en una "mitad" de oxidación y una "mitad" de reducción, balanceando las dos semirreacciones y luego combinando la semirreacción de oxidación y la semirreacción de reducción de tal manera que el número de electrones generados por la oxidación se cancela exactamente por el número de electrones requeridos por la reducción
- la semirreacción de oxidación
- la "mitad" de una reacción de oxidación-reducción que involucra la oxidación; la semirreacción en la que los electrones aparecen como productos; balanceado cuando cada tipo de átomo, así como la carga, está balanceado
- la media reacción de reducción
- la "mitad" de una reacción de oxidación-reducción que involucra la reducción; la semirreacción en la que los electrones aparecen como reactivos; balanceado cuando cada tipo de átomo, así como la carga, está balanceado
Contribuyentes
-
Paul Flowers (Universidad de Carolina del Norte - Pembroke), Klaus Theopold (Universidad de Delaware) y Richard Langley (Stephen F. Austin Universidad del Estado) con autores contribuyentes. Contenido del libro de texto producido por la Universidad de OpenStax tiene licencia de Atribución de Creative Commons Licencia 4.0 licencia. Descarge gratis en http://cnx.org/contents/85abf193-2bd...a7ac8df6@9.110) ."
-
Ana Martinez ( amartinez02@saintmarys.edu ) contribuyó a la traducción de este texto.