17.1: Equilibrar las reacciones de oxidación-reducción
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- Dividir las reacciones de oxidación-reducción en sus medias reacciones de oxidación y medias reacciones de reducción
- Producir ecuaciones equilibradas de oxidación-reducción para reacciones en solución ácida o básica
- Identificar agentes oxidantes y 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 relámpagos, electricidad estática, la corriente generada por una batería a medida que 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 iones pueden llevar 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 SI es el culombo (C) y la carga de un protón es de 1.602 × 10 −19 C. La presencia de una carga eléctrica genera un campo eléctrico. La corriente eléctrica es la velocidad de flujo de carga.
La unidad SI para corriente eléctrica es la unidad base SI llamada amperio (A), que es un caudal de 1 culombio de carga por segundo (1 A = 1 C/s). Una corriente eléctrica fluye en un camino, llamado circuito eléctrico. En la mayoría de los sistemas químicos, es necesario mantener una trayectoria cerrada para que fluya la corriente. El flujo de carga es generado por una diferencia de potencial eléctrico, o potencial, entre dos puntos en el circuito. El potencial eléctrico es la capacidad del campo eléctrico para realizar trabajos en la carga. La unidad SI de potencial eléctrico es el voltio (V). Cuando 1 culombo de carga se mueve a través de una diferencia de potencial de 1 voltio, gana o pierde 1 julio (J) de energía. \(\PageIndex{1}\)En la tabla se resume parte de esta información sobre la electricidad.
| Cantidad | Definición | Medida o Unidad |
|---|---|---|
| Carga eléctrica | Cargar sobre un protón | 1.602 × 10 −19 C |
| Corriente eléctrica | El movimiento de carga | amperio = A = 1 C/s |
| Potencial eléctrico | La fuerza tratando de mover la carga | voltios = V = J/C |
| Campo eléctrico | La fuerza que actúa sobre otros cargos en las inmediaciones |
La electroquímica estudia las reacciones de oxidación-reducción, las cuales fueron discutidas por primera vez en un capítulo anterior, donde aprendimos que la oxidación era la pérdida de electrones y la reducción era la ganancia de electrones. Las reacciones discutidas tendieron a ser bastante simples, y la conservación de la masa (conteo de átomos por tipo) y la obtención de una ecuación química correctamente equilibrada fueron relativamente simples. En esta sección, nos concentraremos en el método de media reacción para equilibrar las reacciones de oxidación-reducción. El uso de medias reacciones es importante en parte para equilibrar reacciones más complicadas y en parte porque muchos aspectos de la electroquímica son más fáciles de discutir en términos de semi-reacciones. Existen métodos alternativos para equilibrar estas reacciones; sin embargo, no hay buenas alternativas a las medias reacciones para discutir lo que está ocurriendo en muchos sistemas. El método de media reacción divide las reacciones de oxidación-reducción en su oxidación “mitad” y reducción “mitad” para facilitar la búsqueda de la ecuación general.
Las reacciones electroquímicas ocurren frecuentemente en soluciones, que podrían ser ácidas, básicas o neutras. Al equilibrar las reacciones de oxidación-reducción, la naturaleza de la solución puede ser importante. Ayuda ver esto en un problema real. Considere la siguiente reacción de oxidación-reducción desequilibrada en solución ácida:
\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Fe^2+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{Fe^3+}(aq) \nonumber \]
Podemos comenzar recolectando las especies que tenemos hasta ahora en una semireacción de oxidación desequilibrada y una semi-reacción de reducción desequilibrada. Cada una de estas medias reacciones contiene el mismo elemento en dos estados de oxidación diferentes. El Fe 2 + ha perdido un electrón para convertirse en Fe 3 +; por lo tanto, el hierro sufrió oxidación. La reducción no es tan obvia; sin embargo, el manganeso ganó cinco electrones para cambiar de Mn 7 + a Mn 2 +.
\ [\ begin {alinear*}
&\ textrm {oxidación (desequilibrada):}\ ce {Fe^2+} (aq) ⟶\ ce {Fe^3+} (aq)\\
&\ textrm {reducción (desequilibrada):}\ ce {MnO4-} (aq) ⟶\ ce {Mn^2+} (aq)
\ end {align*}\ nonumber\]
En solución ácida, hay iones de hidrógeno presentes, que a menudo son útiles para equilibrar las medias reacciones. Puede ser necesario utilizar los iones hidrógeno directamente o como reactivo que pueda reaccionar con el oxígeno para generar agua. Los iones hidrógeno son muy importantes en soluciones ácidas donde los reactivos o productos contienen hidrógeno y/u oxígeno. En este ejemplo, la semi-reacción de oxidación no involucra ni hidrógeno ni oxígeno, por lo que los iones hidrógeno no son necesarios para el equilibrio. Sin embargo, la semirreacción de reducción implica oxígeno. Es necesario utilizar iones hidrógeno para convertir este oxígeno en agua.
\[\textrm{charge not balanced: }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]
La situación es diferente en solución básica porque la concentración de iones hidrógeno es menor y la concentración de iones hidróxido es mayor. Después de terminar este ejemplo, examinaremos en qué se diferencian las soluciones básicas de las soluciones ácidas. Una solución neutra puede tratarse como ácida o básica, aunque tratarla como ácida suele ser más fácil.
Los átomos de hierro en la semi-reacción de oxidación están equilibrados (balance de masas); sin embargo, la carga está desequilibrada, ya que las cargas sobre los iones no son iguales. Es necesario utilizar electrones para equilibrar la carga. La manera de equilibrar la carga es mediante la adición de electrones a un lado de la ecuación. La adición de un solo electrón en el lado derecho da una semireacción de oxidación equilibrada:
\[\textrm{oxidation (balanced): }\ce{Fe^2+}(aq)⟶\ce{Fe^3+}(aq)+\ce{e-} \nonumber \]
Se debe verificar la media reacción 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 por el número de iones y la carga en un electrón por el número de electrones.
\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Fe:}\ mathrm {Hace\ :( 1×1) =( 1×1) = (1×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {Cargo:}\ mathrm {Hace\: [1× (+2)] = [1× (+3) +1× (−1)]? \ :Sí.}
\ end {align*}\ nonumber\]
Si los átomos y las cargas se equilibran, la media reacción se equilibra. En las medias reacciones de oxidación, los electrones aparecen como productos (a la derecha). Como se discutió en el capítulo anterior, dado que el hierro sufrió oxidación, el hierro es el agente reductor.
Ahora regresa a la ecuación de reducción de media reacción:
\[\textrm{reduction (unbalanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]
Los átomos están equilibrados (balance de masa), por lo que ahora es necesario verificar el equilibrio de carga. La carga total a la izquierda de la flecha de reacción es [(−1) × (1) + (8) × (+1)], o +7, mientras que la carga total en el lado derecho es [(1) × (+2) + (4) × (0)], o +2. La diferencia entre +7 y +2 es de cinco; por lo tanto, es necesario sumar cinco electrones al lado izquierdo para lograr el equilibrio de carga.
\[\textrm{Reduction (balanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)+\ce{5e-}⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]
Debes verificar esta media reacción para cada tipo de átomo y para la carga, también:
\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Hace\ :( 1×1) =( 1×1) = (1×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {H:}\ mathrm {Hace\ :( 8×1) =( 4×2)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {O:}\ mathrm {Hace\ :( 1×4) =( 4×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {Carga:}\ mathrm {Hace\: [1× (−1) +8× (+1) +5× (−1)] = [1× (+2)]? \ :Sí.}
\ end {align*}\ nonumber\]
Ahora que esta media reacción está equilibrada, es fácil de ver que implica reducción porque los electrones se ganaron cuando\(\ce{MnO4-}\) se redujo a Mn 2 +. En todas las medias reacciones de reducción, los electrones aparecen como 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 medias reacciones equilibradas.
\ [\ begin {align*}
&\ textrm {oxidación:}\ ce {Fe^2+} (aq) ⟶\ ce {Fe^3+} (aq) +\ ce {e-}\\
&\ textrm {reducción:}\ ce {mnO4-} (aq) +\ ce {8H+} (aq) +\ ce {5e-} ⟶\ ce {Mn^2+} (aq) +\ ce {4H2O} (l)
\ final {alinear*}\ nonumber\]
Ahora es necesario combinar las dos mitades para producir una reacción completa. La clave para combinar las medias reacciones son los electrones. Los electrones perdidos durante la oxidación deben ir a alguna parte. Estos electrones van a provocar 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 ni excedentes. En este ejemplo, la semirreacción de oxidación genera un electrón, mientras que la semirreacción de reducción requiere cinco. El múltiplo común más bajo de uno y cinco es cinco; por lo tanto, es necesario multiplicar cada término en la semirreacción de oxidación por cinco y cada término en la semirreacción de reducción por uno. (En este caso, la multiplicación de la media reacción de reducción no genera ningún cambio; sin embargo, no siempre será así). La multiplicación de las dos medias reacciones por el factor apropiado seguido de la adición de las dos mitades da
\ [\ begin {alinear*}
&\ textrm {oxidación:} 5× (\ ce {Fe^2+} (aq) ⟶\ ce {Fe^3+} (aq) +\ ce {e-})\\
&\ subrayado {\ textrm {reducción:}\ ce {MnO4-} (aq) +\ ce {8H+} (aq) +\ ce {5e-} ⟶\ ce {Mn^2+} (aq) +\ ce {4H2O} (l)}\\
&\ textrm {global:}\ ce {5Fe^2+} (aq) +\ ce {MnO4-} (aq) +\ ce {8H+} (aq) ⟶\ ce {5Fe^3+} ( aq) +\ ce {Mn^2+} (aq) +\ ce {4H2O} (l)
\ final {alinear*}\ nonumber\]
Los electrones no aparecen en la respuesta final porque los electrones de oxidación son los mismos electrones que los electrones de reducción y ellos “cancelan”. Verifique cuidadosamente cada lado de la ecuación general para verificar que todo se combinó correctamente:
\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Fe:}\ mathrm {Hace\ :( 5×1) =( 5×1) = (5×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Hace\ :( 1×1) =( 1×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {H:}\ mathrm {Hace\ :( 8×1) =( 4×2)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {O:}\ mathrm {Hace\ :( 1×4) =( 4×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {Cargo:}\ mathrm {Hace\: [5× (+2) +1× (−1) +8× (+1)] = [5× (+3) +1× (+2)]? \ :Sí.}
\ end {align*}\ nonumber\]
Todo comprueba, por lo que esta es la ecuación general en solución ácida. Si algo no comprueba, el error más común ocurre durante la multiplicación de las medias reacciones individuales.
Ahora supongamos que queríamos que la solución fuera básica. Recordemos que las soluciones básicas tienen exceso de iones hidróxido. Algunos de estos iones hidróxido reaccionarán con los iones hidrógeno para producir agua. La forma más sencilla de generar la ecuación global equilibrada en solución básica es comenzar con la ecuación equilibrada en solución ácida, luego “convertirla” a la ecuación para solución básica. Sin embargo, es necesario tener precaución al hacer esto, ya que 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:
\[\ce{5Fe^2+}(aq)+\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{5Fe^3+}(aq)+\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]
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, bajo condiciones básicas, esta reacción será
\[\ce{3Fe(OH)2}(s)+\ce{MnO4-}(aq)+\ce{2H2O}(l)⟶\ce{3Fe(OH)3}(s)+\ce{MnO2}(s)+\ce{OH-}(aq) \nonumber \]
(Bajo condiciones muy básicas\(\ce{MnO4-}\) se reducirá a\(\ce{MnO4^2-}\), en lugar de MnO 2.)
Todavía es posible equilibrar 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 productos ácidos y básicos son los mismos o si los reactivos y productos básicos se utilizan antes de la conversión a partir de ácidos o básicos. Hay muy pocos ejemplos en los que las reacciones ácidas y básicas impliquen los mismos reactivos y productos. Sin embargo, equilibrar una reacción básica como ácida y luego convertirla a básica funcionará. Para convertir a una reacción básica, es necesario agregar el mismo número de iones hidróxido a cada lado de la ecuación para que se eliminen todos los iones hidrógeno (H +) y se mantenga el equilibrio de masas. El ion hidrógeno se combina con el ion hidróxido (OH −) para producir agua.
Probemos ahora una ecuación básica. Comenzaremos con la siguiente reacción básica:
\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{MnO4-}(aq)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{MnO2}(s) \nonumber \]
Equilibrando esto como ácido da
\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{2MnO4-}(aq)+\ce{2H+}(aq)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{2MnO2}(s)+\ce{H2O}(l) \nonumber \]
En este caso, es necesario agregar dos iones hidróxido a cada lado de la ecuación para convertir los dos iones hidrógeno de la izquierda en agua:
\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{2MnO4-}(aq)+\ce{(2H+ + 2OH- )}(aq)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{2MnO2}(s)+\ce{H2O}(l)+\ce{2OH-}(aq) \nonumber \]
\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{2MnO4-}(aq)+\ce{(2H2O)}(l)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{2MnO2}(s)+\ce{H2O}(l)+\ce{2OH-}(aq) \nonumber \]
Tenga en cuenta que ambos lados de la ecuación muestran agua. La simplificación debe hacerse cuando sea necesario, y da la ecuación deseada. En este caso, es necesario eliminar un H 2 O de cada lado de las flechas de reacción.
\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{2MnO4-}(aq)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{2MnO2}(s)+\ce{2OH-}(aq) \nonumber \]
Nuevamente, verifique cada lado de la ecuación general para asegurarse de que no haya errores:
\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Cl:}\ mathrm {Hace\ :( 1×1) =( 1×1) = (1×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Hace\ :( 2×1) =( 2×1) = (2×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {H:}\ mathrm {Hace\ :( 1×2) =( 2×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {O:}\ mathrm {Hace\ :( 2×4+1 × 1) =( 3×1+2×2+2×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {Carga:}\ mathrm {¿Hace\: [1× (−1) +2× (−1)] = [1× (−1) +2× (−1)]? \ :Sí.}
\ end {align*}\ nonumber\]
Todo comprueba, por lo que esta es la ecuación general en solución básica.
Equilibrar la siguiente ecuación de reacción en solución ácida:
\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Cr^3+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{Cr2O7^2-}(aq) \nonumber \]
Sol ución
Esta es una reacción de oxidación-reducción, por lo que comienza recogiendo las especies dadas en una semi-reacción de oxidación desequilibrada y una semi-reacción de reducción desequilibrada.
&\ textrm {oxidación (desequilibrada):}\ ce {Cr^3+} (aq) ⟶\ ce {Cr2O7^2-} (aq)\\
&\ textrm {reducción (desequilibrada):}\ ce {MnO4-} (aq) ⟶\ ce {Mn^2+} (aq)
\ end {alinear*}\ nonumber\]
Comenzando con la semi-reacción de oxidación, podemos equilibrar el cromo
\[\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{2Cr^3+}(aq)⟶\ce{Cr2O7^2-}(aq) \nonumber \]
En solución ácida, podemos usar o generar iones hidrógeno (H +). Agregar siete moléculas de agua al lado izquierdo proporciona el oxígeno necesario; el hidrógeno “sobrante” aparece como 14 H + a la derecha:
\[\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{2Cr^3+}(aq)+\ce{7H2O}(l)⟶\ce{Cr2O7^2-}(aq)+\ce{14H+}(aq) \nonumber \]
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; agregar seis electrones al lado derecho produce una semi-reacción de oxidación equilibrada en masa y carga (en solución ácida):
\[\textrm{oxidation (balanced): }\ce{2Cr^3+}(aq)+\ce{7H2O}(l)⟶\ce{Cr2O7^2-}(aq)+\ce{14H+}(aq)+\ce{6e-} \nonumber \]
Comprobando la media reacción:
\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Cr:}\ mathrm {Hace\ :( 2×1) =( 1×2)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {H:}\ mathrm {Hace\ :( 7×2) =( 14×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {O:}\ mathrm {Hace\ :( 7×1) =( 1×7)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {Carga:}\ mathrm {Hace\: [2× (+3)] = [1× (−2) +14× (+1) +6× (−1)]? \ :Sí.}
\ end {align*}\ nonumber\]
Ahora trabaja en la reducción. Es necesario convertir los cuatro átomos de oxígeno en el permanganato en cuatro moléculas de agua. Para ello, agrega ocho H + para convertir el oxígeno en cuatro moléculas de agua:
\[\textrm{reduction (unbalanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]
Luego agrega cinco electrones al lado izquierdo para equilibrar la carga:
\[\textrm{reduction (balanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)+\ce{5e-}⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]
Asegúrese de verificar la media reacción:
\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Hace\ :( 1×1) =( 1×1) = (1×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {H:}\ mathrm {Hace\ :( 8×1) =( 4×2)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {O:}\ mathrm {Hace\ :( 1×4) =( 4×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {Carga:}\ mathrm {Hace\: [1× (−1) +8× (+1) +5× (−1)] = [1× (+2)]? \ :Sí.}
\ end {align*}\ nonumber\]
Recogiendo lo que tenemos hasta el momento:
\ [\ begin {alinear*}
&\ textrm {oxidación:}\ ce {2Cr^3+} (aq) +\ ce {7H2O} (l) ⟶\ ce {Cr2O7^2-} (aq) +\ ce {14H+} (aq) +\ ce {6e-}\\
&\ textrm {reducción:}\ ce {MnO4-} (aq) +\ ce {8H+} (aq) +\ ce {5e-} ⟶\ ce {Mn^2+} (aq) +\ ce {4H2O} (l)
\ end {align*}\ nonumber\]
El múltiplo menos común para los electrones es 30, así que multiplica la media reacción de oxidación por cinco, la media reacción de reducción por seis, combina y simplifica:
\[\ce{10Cr^3+}(aq)+\ce{35H2O}(l)+\ce{6MnO4-}(aq)+\ce{48H+}(aq)⟶\ce{5Cr2O7^2-}(aq)+\ce{70H+}(aq)+\ce{6Mn^2+}(aq)+\ce{24H2O}(l) \nonumber \]
\[\ce{10Cr^3+}(aq)+\ce{11H2O}(l)+\ce{6MnO4-}(aq)⟶\ce{5Cr2O7^2-}(aq)+\ce{22H+}(aq)+\ce{6Mn^2+}(aq) \nonumber \]
Comprobando cada lado de la ecuación:
\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Hace\ :( 6×1) =( 6×1) =( 6×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {Cr:}\ mathrm {Hace\ :( 10×1) =( 5×2)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {H:}\ mathrm {Hace\ :( 11×2) =( 22×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {O:}\ mathrm {Hace\ :( 11×1+6×4) =( 5×7)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {Carga:}\ mathrm {Hace\: [10× (+3) +6× (−1)] = [5× (−2) +22× (+1) +6× (+2)]? \ :Sí.}
\ end {align*}\ nonumber\]
Esta es la ecuación equilibrada en solución ácida.
Equilibrar la siguiente ecuación en solución ácida:
\[\ce{Hg2^2+ + Ag ⟶ Hg + Ag+} \nonumber \]
- Contestar
-
\[\ce{Hg2^2+}(aq)+\ce{2Ag}(s)⟶\ce{2Hg}(l)+\ce{2Ag+}(aq) \nonumber \]
Equilibrar la siguiente ecuación de reacción en solución básica:
\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{MnO2}(s)+\ce{CrO4^2-}(aq) \nonumber \]
Soluti en
Esta es una reacción de oxidación-reducción, por lo que comienza recogiendo las especies dadas en una semi-reacción de oxidación desequilibrada y una semi-reacción de reducción desequilibrada
\ [\ begin {alinear*}
&\ textrm {oxidación (desequilibrada):}\ ce {Cr (OH) 3} (s) ⟶\ ce {CrO4^2-} (aq)\\
&\ textrm {reducción (desequilibrada):}\ ce {MnO4-} (aq) ⟶\ ce {MnO2} (s)
\ end {alinear*}\ nonumber\]
Comenzando con la semi-reacción de oxidación, podemos equilibrar el cromo
\[\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{CrO4^2-}(aq) \nonumber \]
En solución ácida, podemos usar o generar iones hidrógeno (H +). Agregar una molécula de agua al lado izquierdo proporciona el oxígeno necesario; el hidrógeno “sobrante” aparece como cinco H + en el lado derecho:
\[\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{Cr(OH)3}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{5H+}(aq) \nonumber \]
El lado izquierdo de la ecuación tiene una carga total de [0], y el lado derecho una carga total de [−2 + 5 × (+1) = +3]. La diferencia es tres, agregar tres electrones al lado derecho produce una semi-reacción de oxidación de masa y carga equilibrada (en solución ácida):
\[\textrm{oxidation (balanced): }\ce{Cr(OH)3}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{5H+}(aq)+\ce{3e-} \nonumber \]
Comprobando la media reacción:
\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Cr:}\ mathrm {Hace\ :( 1×1) =( 1×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {H:}\ mathrm {Hace\ :( 1×3+1×2) =( 5×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {O:}\ mathrm {Hace\ :( 1×3+1×1) =( 4×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {Carga:}\ mathrm {¿Hace\: [0= [1× (−2) +5× (+1) +3× (−1)]? \ :Sí.}
\ end {align*}\ nonumber\]
Ahora trabaja en la reducción. Es necesario convertir los cuatro átomos de O en el MnO 4 − menos los dos átomos de O en MnO 2 en dos moléculas de agua. Para ello, agrega cuatro H + para convertir el oxígeno en dos moléculas de agua:
\[\textrm{reduction (unbalanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{4H+}(aq)⟶\ce{MnO2}(s)+\ce{2H2O}(l) \nonumber \]
Luego agrega tres electrones al lado izquierdo para equilibrar la carga:
\[\textrm{reduction (balanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{4H+}(aq)+\ce{3e-}⟶\ce{MnO2}(s)+\ce{2H2O}(l) \nonumber \]
Asegúrese de verificar la media reacción:
\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Hace\ :( 1×1) =( 1×1) = (1×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {H:}\ mathrm {Hace\ :( 4×1) =( 2×2)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {O:}\ mathrm {Hace\ :( 1×4) =( 1×2+2×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {Carga:}\ mathrm {Hace\: [1× (−1) +4× (+1) +3× (−1)] = [0]? \ :Sí.}
\ end {align*}\ nonumber\]
Recogiendo lo que tenemos hasta el momento:
\ [\ begin {alinear*}
&\ textrm {oxidación:}\ ce {Cr (OH) 3} (s) +\ ce {H2O} (l) ⟶\ ce {CrO4^2-} (aq) +\ ce {5H+} (aq) +\ ce {3e-}\\
&\ textrm {reducción:}\ ce {MnO4-} (aq) +\ ce {4H+} (aq) +\ ce {3e-} ⟶\ ce {MnO2} (s) +\ ce {2H2O} (l)
\ end {align*}\ nonumber\]
En este caso, ambas medias reacciones involucran el mismo número de electrones; por lo tanto, simplemente sumar las dos medias reacciones juntas.
\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{4H+}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{MnO2}(s)+\ce{2H2O}(l)+\ce{5H+}(aq) \nonumber \]
\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{MnO2}(s)+\ce{H2O}(l)+\ce{H+}(aq) \nonumber \]
Comprobando cada lado de la ecuación:
\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Hace\ :( 1×1) =( 1×1) = (1×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {Cr:}\ mathrm {Hace\ :( 1×1) =( 1×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {H:}\ mathrm {Hace\ :( 1×3) =( 2×1+1×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {O:}\ mathrm {Hace\ :( 1×4+1×3) =( 1×4+1×2+1×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {Cargo:}\ mathrm {Hace\: [1× (−1)] = [1× (−2) +1× (+1)]? \ :Sí.}
\ end {align*}\ nonumber\]
Esta es la ecuación equilibrada en solución ácida. Para una solución básica, agregue un ion hidróxido a cada lado y simplifique:
\[\ce{OH-}(aq)+\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{MnO2}(s)+\ce{H2O}(l)+\ce{(H+ + OH- )}(aq) \nonumber \]
\[\ce{OH-}(aq)+\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{MnO2}(s)+\ce{2H2O}(l) \nonumber \]
Comprobando cada lado de la ecuación:
\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Hace\ :( 1×1) =( 1×1) = (1×1)? \: Sí.} \\
&\ textrm {Cr:}\ mathrm {Hace\ :( 1×1) =( 1×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {H:}\ mathrm {Hace\ :( 1×1+1×3) =( 2×2)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {O:}\ mathrm {Hace\ :( 1×1+1×4+1×3) =( 1×4+1×2+2×1)? \ :Sí.} \\
&\ textrm {Carga:}\ mathrm {¿Hace\: [1× (−1) +1× (−1)] = [1× (−2)]? \ :Sí.}
\ end {align*}\ nonumber\]
Esta es la ecuación equilibrada en solución básica.
Equilibrar lo siguiente en el tipo de solución indicada.
- \(\ce{H2 + Cu^2+ ⟶ Cu \:\:\:(acidic\: solution)}\)
- \(\ce{H2 + Cu(OH)2 ⟶ Cu\:\:\:(basic\: solution)}\)
- \(\ce{Fe + Ag+ ⟶ Fe^2+ + Ag}\)
- Identificar los agentes oxidantes en las reacciones (a), (b) y (c).
- Identificar los agentes reductores en las reacciones (a), (b) y (c).
- Contestar 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 carga móvil. La carga puede estar en forma de electrones o iones. La corriente fluye a través de una trayectoria circular continua o cerrada llamada circuito. La corriente fluye a través de un medio conductor como resultado de una diferencia en el potencial eléctrico entre dos puntos en un circuito. El potencial eléctrico tiene las unidades de energía por carga. En unidades SI, la carga se mide en culombios (C), corriente en amperios\(\mathrm{\left(A=\dfrac{C}{s}\right)}\) y potencial eléctrico en voltios\(\mathrm{\left(V=\dfrac{J}{C}\right)}\).
La oxidación es la pérdida de electrones, y la especie que se oxida también se llama agente reductor. La reducción es la ganancia de electrones, y la especie que se reduce también se llama el agente oxidante. Las reacciones de oxidación-reducción se pueden equilibrar utilizando el método de media reacción. En este método, la reacción de oxidación-reducción se divide en una semi-reacción de oxidación y una semi-reacción de reducción. La semirreacción de oxidación y la semirreacción de reducción se equilibran por separado. Cada una de las medias reacciones 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 equilibra en las medias reacciones de oxidación mediante la adición de electrones como productos; en las medias reacciones de reducción, la carga se equilibra agregando electrones como reactivos. El número total de electrones obtenidos por reducción debe ser exactamente igual al número de electrones perdidos por la oxidación al combinar las dos medias reacciones para dar la ecuación equilibrada global. Equilibrar las ecuaciones de reacción de oxidación-reducción en soluciones acuosas frecuentemente requiere que se agregue o elimine oxígeno o hidrógeno de un reactivo. En solución ácida, el hidrógeno se agrega agregando ion hidrógeno (H +) y se elimina produciendo iones hidrógeno; el oxígeno se elimina agregando iones hidrógeno y produciendo agua, y se agrega agregando agua y produciendo iones hidrógeno. Una ecuación equilibrada en solución básica se puede obtener equilibrando primero la ecuación en solución ácida, y luego agregando ión hidróxido a cada lado de la ecuación equilibrada en números tales que todos los iones hidrógeno se conviertan en agua.
Glosario
- circuito
- trayectoria tomada por una corriente a medida que fluye debido a una diferencia de potencial eléctrico
- actual
- flujo de carga eléctrica; la unidad de carga SI es el culombo (C) y la corriente se mide en amperios\(\mathrm{\left(1\: A=1\:\dfrac{C}{s}\right)}\)
- potencial eléctrico
- energía por carga; en sistemas electroquímicos, depende de la forma en que se distribuyen las cargas dentro del sistema; la unidad SI de potencial eléctrico es el voltio\(\mathrm{\left(1\: V=1\:\dfrac{J}{C}\right)}\)
- método de media reacción
- que produce una reacción global equilibrada de oxidación-reducción dividiendo la reacción en una “mitad” de oxidación y una “mitad” de reducción, equilibrando las dos medias reacciones, y luego combinando la semi-reacción de oxidación y la semirreacción de reducción de tal manera que el número de electrones generados por la la oxidación se cancela exactamente por el número de electrones requeridos por la reducción
- media reacción de oxidación
- la “mitad” de una reacción de oxidación-reducción que implica oxidación; la semirreacción en la que aparecen los electrones como productos; equilibrada cuando cada tipo de átomo, así como la carga, se equilibra
- media reacción de reducción
- la “mitad” de una reacción de oxidación-reducción que implica reducción; la semirreacción en la que los electrones aparecen como reactivos; equilibrada cuando cada tipo de átomo, así como la carga, se equilibra