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17.4: Equilibrar las reacciones de oxidación-reducción

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    Con estados de oxidación definidos, ahora podemos redefinir una reacción de oxidación-reducción como aquella en la que al menos un elemento experimenta un cambio de estado de oxidación. Por ejemplo, en la reacción entre el ion permanganato y el ion oxalato, cambian los estados de oxidación de los átomos de manganeso y carbono. En los reactivos, el estado de oxidación del manganeso es 7+; en los productos, es 2+. En los reactivos, el estado de oxidación del carbono es 3+; en los productos, es 4+.

    \[\begin{array}{c c c c c c c} 7+ & ~ & 3+ & ~ & 2+ & ~ & 4+ \\ MnO^-_4 & + & C_2O^{2-}_4 & \to & {Mn}^{2+} & + & CO_2 \end{array}\]

    Estos cambios de estado de oxidación determinan la estequiometría de la reacción. En cuanto al formalismo del estado de oxidación, cada átomo de manganeso gana cinco electrones y cada átomo de carbono pierde un electrón. Por lo tanto, la reacción debe involucrar cinco veces más átomos de carbono que los átomos de manganeso. Al permitir la presencia de dos átomos de carbono en el ion oxalato, la conservación de electrones requiere que los coeficientes estequiométricos sean

    \[2\ MnO^-_4+5\ C_2O^-_4\to 2\ {Mn}^{2+}+10\ CO_2\]

    Escrito de esta manera, dos\(MnO^-_4\) restos ganan diez electrones, y cinco\(C_2O^{2-}_4\) restos pierden diez electrones. Cuando fijamos los coeficientes de los reactivos redox, también fijamos los coeficientes de los productos redox. Sin embargo, la inspección muestra que tanto la carga como el número de átomos de oxígeno están desequilibrados en esta ecuación.

    La reacción ocurre en solución acuosa ácida. Esto significa que suficientes moléculas de agua deben participar en la reacción para lograr el equilibrio oxígeno-átomo. Agregar ocho moléculas de agua al producto pone el oxígeno en equilibrio. Ahora, sin embargo, la carga y los átomos de hidrógeno

    \[2\ MnO^-_4+5\ C_2O^-_4\to 2\ {Mn}^{2+}+10\ CO_2+8\ H_2O\]

    no balancear. Dado que la solución es ácida, podemos equilibrar el hidrógeno añadiendo dieciséis protones a los reactivos. Cuando lo hacemos, encontramos que cobran saldos también.

    \[2\ MnO^-_4+5\ C_2O^-_4+16\ H^+\to 2\ {Mn}^{2+}+10\ CO_2+8\ H_2O\]

    Evidentemente, este procedimiento logra equilibrio de carga porque el formalismo del estado de oxidación nos permite encontrar la relación estequiométrica correcta entre oxidante y reductor.

    Podemos formalizar este proceso de pensamiento en una serie de reglas para equilibrar las reacciones de oxidación-reducción. Al hacer esto, podemos obtener alguna ventaja al dividir el cambio químico general en dos partes, a las que llamamos medias reacciones. Ciertamente no es necesario introducir medias reacciones solo para equilibrar ecuaciones; la verdadera ventaja es que una media reacción describe el cambio químico en una semicelda individual. Las reglas para equilibrar las reacciones de oxidación-reducción usando reacciones de media célula son las siguientes:

    1. Encuentra el estado de oxidación de cada átomo en cada reactivo y cada producto.

    2. Escribe ecuaciones esqueléticas que muestren:

      1. el agente oxidante\(\to\) su producto reducido

      2. el agente reductor\(\to\) su producto oxidado

    3. Equilibrar las ecuaciones esqueléticas con respecto a todos los elementos distintos del oxígeno y el hidrógeno.

    4. Agregue electrones a cada ecuación para equilibrar los ganados o perdidos por los átomos que experimentan cambios de estado de oxidación.

    5. Para una reacción que se produce en solución acuosa ácida:

      1. equilibrar los átomos de oxígeno agregando agua a cada ecuación.

      2. equilibrar los átomos de hidrógeno mediante la adición de protones a cada ecuación

    6. Para una reacción que ocurre en solución acuosa básica, equilibra los átomos de oxígeno e hidrógeno agregando agua a un lado de cada ecuación e ión hidróxido al otro.

    7. El efecto neto de agregar una agua y un hidróxido es aumentar en uno el número de átomos de hidrógeno en el lado al que se agrega el agua.

    8. Agregar dos iones hidróxido a un lado y una molécula de agua al otro aumenta en uno el número de átomos de oxígeno en el lado al que se agrega hidróxido.

      1. Multiplique cada media reacción por un factor elegido para hacer que cada una de las medias reacciones resultantes contenga el mismo número de electrones.

      2. Agregue las medias reacciones para obtener una ecuación equilibrada para el cambio químico general. Los electrones se cancelan. A menudo, algunas de las moléculas de agua, átomos de hidrógeno o iones de hidróxido también se cancelan.

    Cuando aplicamos este método a la reacción permanganato—oxalato, tenemos

    \[2\ MnO^-_4+16\ H^++10\ e^-\to 2\ {Mn}^{2+}+8\ H_2O\]

    media reacción de reducción

    \[5\ C_2O^-_4\to 10\ CO_2+10\ e^-\]

    media reacción de oxidación

    \[2\ MnO^-_4+5\ C_2O^-_4+16\ H^+\to 2\ {Mn}^{2+}+10\ CO_2+8\ H_2O\]

    reacción equilibrada

    Las medias reacciones se suman al resultado obtenido previamente; los electrones se cancelan. Para un ejemplo de una reacción en solución básica, considere la desproporción del dióxido de cloruro a iones clorito y clorato:

    \[ \begin{array}{c c c c c} 4+ & ~ & 3+ & ~ & 5+ \\ ClO_2 & \to & ClO^-_2 & + & ClO^-_3 \end{array}\]

    reacción esquelética

    \[ClO_2+e^-\to ClO^-_2\]

    media reacción de reducción

    \[ClO_2+2OH^-\to ClO^-_3+H_2O+e^-\]

    media reacción de oxidación

    \[2\ ClO_2+2OH^-\to ClO^-_2+ClO^-_3+H_2O\]

    ecuación balanceada

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