4.2: Equilibrar las reacciones redox

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Al estudiar la química redox, es importante comenzar por aprender a equilibrar las reacciones electroquímicas. Las reacciones redox simples (por ejemplo, H ₂ + I ₂ → 2 HI) pueden equilibrarse mediante inspección, pero para reacciones más complejas es útil tener un método infalible y sistemático. El método de iones y electrones permite equilibrar las reacciones redox independientemente de su complejidad. Ilustramos este método con dos ejemplos.

Ejemplo 1:
I ^- se oxida a IO ₃ ^- por MnO ₄ ^-, que se reduce a Mn ²⁺.

¿Cómo se puede equilibrar esta reacción? En el método de iones y electrones seguimos una serie de cuatro pasos:

Paso 1A: Escriba la reacción (desequilibrada) e identifique los elementos que están sufriendo redox.

Mn O ₄ ^- + I ^- → I O ₃ ^- + Mn ²⁺ (Los elementos sometidos a redox son Mn e I)

Etapa 1B: Separar la reacción en dos medias reacciones, equilibrando el elemento sometido a redox en cada una.

Mn O ₄ ^- → Mn ²⁺

I ^- → I O ₃ ^-

Paso 2A: Equilibrar los átomos de oxígeno agregando agua a un lado de cada media reacción.

Mn O ₄ ^- → Mn ²⁺ + 4 H ₂ O

3 H ₂ O + I ^- → I O ₃ ^-

Paso 2B: Equilibrar los átomos de hidrógeno añadiendo iones H ⁺.

8H ⁺ + MnO ₄ ^- → Mn ²⁺ + 4H ₂ O

El lado izquierdo tiene una carga neta de +7 y el lado derecho tiene una carga neta de +2

3H ₂ O + I ^- → IO ₃ ^- + 6H ⁺

El lado izquierdo tiene una carga neta de -1 y el lado derecho tiene una carga neta de +5

Paso 2C: Equilibrar la carga general agregando electrones

8H ⁺ + 5e ^- + MnO ₄ ^- → Mn ²⁺ + 4H ₂ O

El lado izquierdo tiene una carga de +2 mientras que el lado derecho tiene una carga de +2. Están equilibrados.

3H ₂ O + I ^- → IO ₃ ^- + 6H ⁺ + 6e ^-

El lado izquierdo tiene una carga de -1 mientras que el lado derecho tiene una carga de -1. Están equilibrados.
Nota: No fue necesario determinar explícitamente los estados de oxidación de Mn o I para llegar al número correcto de electrones en cada media reacción.

Paso 3: Combina las medias reacciones para que haya igual número de electrones en los lados izquierdo y derecho

6 (8H ⁺ + 5e ^- + MnO ₄ ^- → Mn ²⁺ + 4H ₂ O)

5 (3H ₂ O + I ^- → IO ₃ ^- + 6H ⁺ + 6e ^-)

48H ⁺ + 30e ^- + 15H ₂ O + 6MnO ₄ ^- + 5I ^- → 5IO ₃ ^- + 6Mn ²⁺ + 24H ₂ O + 30e ^- + 30H ⁺
Cancelar el H ⁺, electrones y agua:
~~48H ^{+ +}~~ ~~30e ^-~~ + 15H ₂ O + 6MnO ₄ ^- + 5I ^- → 5IO ₃ ^- + 6Mn ²⁺ + 24H ₂ O + ~~30e ^-~~ + ~~30H ⁺~~

Por lo tanto, la reacción equilibrada global es:
18H ⁺ + 6MnO ₄ ^- + 5I ^- → 5IO ₃ ^- + 6Mn ²⁺ + 9H ₂ O

Verifique su trabajo asegurándose de que todos los elementos y cargas estén equilibrados.

Paso 4: Si la reacción ocurre en condiciones básicas, agregamos OH ^- a cada lado para cancelar H ⁺ 18H ⁺ + 18OH ^- + 6MnO ₄ ^- + 5I ^- → 5IO ₃ ^- + 6Mn ²⁺ + 9H ₂ O + 18OH ^-

El 18H ^{+ +} 18OH ^- se convertirá en 18H ₂ O por lo que la reacción equilibrada general es:

9H ₂ O + 6MnO ₄ ^- + 5I ^- → 5IO ₃ ^- + 6Mn ²⁺ + 18OH ^-

Nuevamente, es una buena idea verificar y asegurarse de que todos los elementos estén equilibrados, y que la carga sea la misma en ambos lados. Si este no es el caso, debe encontrar el error en uno de los pasos anteriores.

Ejemplo 2:
Reacción redox de S ₂ O ₃ ^2- y H ₂ O ₂ S ₂ O ₃ ^2- + H ₂ O ₂ → S ₄ O ₆ ^2- + H ₂ O

¿Qué elementos están experimentando redox? S y O

Paso 1: Escribe medias reacciones, equilibrando el elemento sometido a redox

2S ₂ O ₃ ^2- → S ₄ O ₆ ^2-

H ₂ O ₂ → 2H ₂ O

Paso 2A: Equilibrar oxígeno (ya equilibrado)

Paso 2B: Balance de hidrógeno:

2S ₂ O ₃ ^2- → S ₄ O ₆ ^2-

H ₂ O ₂ + 2H ⁺ → 2H ₂ O

Paso 2C: Equilibrar la carga añadiendo electrones:

2S ₂ O ₃ ^2- → S ₄ O ₆ ^2- + 2e ^-

H ₂ O ₂ + 2H ⁺ + 2e ^- → 2H ₂ O

Paso 3: Combine las medias reacciones para que haya igual número de electrones en los lados izquierdo y derecho (ya iguales) Reacción equilibrada
general:

2S ₂ O ₃ ^2- + H ₂ O ₂ + 2H ⁺ → S ₄ O ₆ ^2- + 2H ₂ O

Obsérvese que nuevamente, no necesitábamos conocer los estados formales de oxidación de S u O en los reactivos y productos para equilibrar la reacción. En este caso, asignar los estados de oxidación sería bastante complejo, porque S ₂ O ₃ ^2- y S ₄ O ₆ ^2- ambos contienen azufre en más de un estado de oxidación.