22.10: Equilibrio de Reacciones Redox- Método de Media Reacción
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La siguiente imagen muestra uno de los dos trenes de atracciones Thunder Dolphin. Este tren tiene una franja naranja, mientras que su acompañante tiene una franja amarilla. Los pigmentos de estos colores a menudo se elaboran con una sal dicromato (generalmente dicromato de sodio o potasio). Estos compuestos de colores brillantes sirven como fuertes agentes oxidantes en las reacciones químicas.
Ecuaciones Redox de Equilibrio: Método de Media Reacción
Otro método para equilibrar las reacciones redox utiliza medias reacciones. Recordemos que una media reacción es ya sea la oxidación o reducción que se produce, tratada por separado. El método de media reacción funciona mejor que el método del número de oxidación cuando las sustancias en la reacción están en solución acuosa. La solución acuosa es típicamente ácida o básica, por lo que están presentes iones hidrógeno o iones hidróxido.
En general, las medias reacciones se equilibran primero por átomos por separado. Los electrones están incluidos en las medias reacciones. Estos son entonces equilibrados para que el número de electrones perdidos sea igual al número de electrones ganados. Por último, las dos medias reacciones se suman de nuevo juntas. El ejemplo es la oxidación de\(\ce{Fe^{2+}}\) iones a\(\ce{Fe^{3+}}\) iones por dicromato\(\left( \ce{Cr_2O_7^{2-}} \right)\) en solución ácida. Los iones dicromato se reducen a\(\ce{Cr^{3-}}\) iones.
Paso 1: Escribe la ecuación iónica desequilibrada.
\[\ce{Fe^{2+}} \left( aq \right) + \ce{Cr_2O_7^{2-}} \left( aq \right) \rightarrow \ce{Fe^{3+}} \left( aq \right) + \ce{Cr^{3+}} \left( aq \right)\nonumber \]
Observe que la ecuación está lejos de ser equilibrada, ya que no hay átomos de oxígeno en el lado derecho. Esto se resolverá mediante el método de balanceo.
Paso 2: Escribir medias reacciones separadas para los procesos de oxidación y reducción. Determine primero los números de oxidación, si es necesario.
\[\begin{align*} &\text{Oxidation:} \: \ce{Fe^{2+}} \left( aq \right) \rightarrow \ce{Fe^{3+}} \left( aq \right) \\ &\text{Reduction:} \: \overset{+6}{\ce{Cr_2}} \ce{O_7^{2-}} \left( aq \right) \rightarrow \ce{Cr^{3+}} \left( aq \right) \end{align*}\nonumber \]
Paso 3: Equilibrar los átomos en las medias reacciones distintas del hidrógeno y el oxígeno. En la media reacción de oxidación anterior, los átomos de hierro ya están equilibrados. La media reacción de reducción necesita ser equilibrada con los átomos de cromo.
\[\ce{Cr_2O_7^{2-}} \left( aq \right) \rightarrow 2 \ce{Cr^{3+}} \left( aq \right)\nonumber \]
Paso 4: Equilibrar los átomos de oxígeno agregando moléculas de agua al lado apropiado de la ecuación. Para la media reacción de reducción anterior, se agregarán siete\(\ce{H_2O}\) moléculas al lado del producto.
\[\ce{Cr_2O_7^{2-}} \left( aq \right) \rightarrow 2 \ce{Cr^{3+}} \left( aq \right) + 7 \ce{H_2O} \left( l \right)\nonumber \]
Ahora los átomos de hidrógeno necesitan ser equilibrados. En un medio ácido, agregue iones de hidrógeno para equilibrar. En este ejemplo, se agregarán catorce\(\ce{H^+}\) iones al lado reactivo.
\[14 \ce{H^+} \left( aq \right) + \ce{Cr_2O_7^{2-}} \left( aq \right) \rightarrow 2 \ce{Cr^{3+}} \left( aq \right) + 7 \ce{H_2O} \left( l \right)\nonumber \]
Paso 5: Equilibrar las cargas añadiendo electrones a cada media reacción. Para la semireacción de oxidación, los electrones deberán agregarse al lado del producto. Para la media reacción de reducción, los electrones se agregarán al lado reactivo. Al agregar un electrón al lado del producto de la semi-reacción de oxidación, hay una carga\(2+\) total en ambos lados.
\[\ce{Fe^{2+}} \left( aq \right) \rightarrow \ce{Fe^{3+}} \left( aq \right) + \ce{e^-}\nonumber \]
Hay una carga total de\(12+\) en el lado reactivo de la semirreacción de reducción\(\left( 14 - 2 \right)\). El lado del producto tiene una carga total de\(6+\) debido a los dos iones de cromo\(\left( 2 \times 3 \right)\). Para equilibrar la carga, se necesitan agregar seis electrones al lado del reactivo.
\[6 \ce{e^-} + 14 \ce{H^+} \left( aq \right) + \ce{Cr_2O_7^{2-}} \left( aq \right) \rightarrow 2 \ce{Cr^{3+}} \left( aq \right) + 7 \ce{H_2O} \left( l \right)\nonumber \]
Ahora ecualiza los electrones multiplicando todo en una o ambas ecuaciones por un coeficiente. En este ejemplo, la semirreacción de oxidación se multiplicará por seis.
\[6 \ce{Fe^{2+}} \left( aq \right) \rightarrow 6 \ce{Fe^{3+}} \left( aq \right) + 6 \ce{e^-}\nonumber \]
Paso 6: Sumar las dos medias reacciones juntas. Los electrones deben cancelar. Equilibrar cualquier sustancia restante por inspección. Si es necesario, cancele\(\ce{H_2O}\) o\(\ce{H^+}\) que aparezcan en ambos lados.
\[\begin{align*} 6 \ce{Fe^{2+}} \left( aq \right) &\rightarrow 6 \ce{Fe^{3+}} \left( aq \right) + \cancel{ 6 \ce{e^-}} \\ \cancel{6 \ce{e^-}} + 14 \ce{H^+} \left( aq \right) + \ce{Cr_2O_7^{2-}} \left( aq \right) &\rightarrow 2 \ce{Cr^{3+}} \left( aq \right) + 7 \ce{H_2O} \left( l \right) \\ \hline 14 \ce{H^+} \left( aq \right) + 6 \ce{Fe^{2+}} \left( aq \right) + \ce{Cr_2O_7^{2-}} \left( aq \right) &\rightarrow 6 \ce{Fe^{3+}} \left( aq \right) + 2 \ce{Cr^{3+}} \left( aq \right) + 7 \ce{H_2O} \left( l \right) \end{align*}\nonumber \]
Paso 7: Verifique el balance. En la ecuación anterior, hay\(14 \: \ce{H}\),\(6 \: \ce{Fe}\),\(2 \: \ce{Cr}\), y\(7 \: \ce{O}\) en ambos lados. La carga neta está\(24+\) en ambos lados. La ecuación está equilibrada.