Igualación por oxidación-reducción
En el laboratorio del colegio, una solución violeta de permanganato de potasio se vuelve incolora al caer unas gotas de agua oxigenada. Algo cambió en el manganeso, y la ecuación de esa reacción es difícil de igualar por tanteo. ¿Cómo se iguala una reacción en la que se transfieren electrones? Al final de la página lo resolveremos.
Números de oxidación
El número de oxidación (NO) es la carga que tendría un átomo si los electrones de sus enlaces se asignaran al elemento más electronegativo. Es una herramienta de contabilidad: nos dice quién ganó o perdió electrones en una reacción.
¿Por qué funcionan? Porque la suma de los NO tiene que dar la carga total. Con las reglas fijas conocidas, el elemento restante se calcula como incógnita.
Determina el número de oxidación del manganeso en cada una de estas especies: $\text{KMnO}4$, $\text{MnO}2$ y $\text{MnSO}4$. Ordénalas de mayor a menor número de…
Determina el número de oxidación del manganeso en cada una de estas especies: $\text{KMnO}_4$, $\text{MnO}_2$ y $\text{MnSO}_4$. Ordénalas de mayor a menor número de oxidación del manganeso.
Oxidación, reducción y agentes
Una reacción redox es aquella en la que cambian los números de oxidación porque se transfieren electrones.
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Oxidación: una especie pierde electrones y su NO aumenta.
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Reducción: una especie gana electrones y su NO disminuye.
Ambos procesos ocurren siempre juntos: los electrones que uno pierde los gana el otro.
Cada proceso se escribe como una semirreacción. Para el zinc que reacciona con iones cobre:
$$\text{Zn} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + 2\,e^- \quad \text{(oxidación)}$$ $$\text{Cu}^{2+} + 2\,e^- \rightarrow \text{Cu} \quad \text{(reducción)}$$Los agentes se nombran por lo que hacen, no por lo que les pasa:
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Agente reductor: la especie que se oxida (cede electrones y reduce a la otra).
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Agente oxidante: la especie que se reduce (toma electrones y oxida a la otra).
Aquí el $\text{Zn}$ es el agente reductor y el $\text{Cu}^{2+}$ el agente oxidante.
Define con tus palabras qué es un agente oxidante y qué es un agente reductor. Luego, en la reacción $\text{Zn} + \text{Cu}^{2+} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{Cu}$,…
Define con tus palabras qué es un agente oxidante y qué es un agente reductor. Luego, en la reacción $\text{Zn} + \text{Cu}^{2+} \rightarrow \text{Zn}^{2+} + \text{Cu}$, indica cuál especie actúa como agente oxidante y cuál como agente reductor.
En la semirreacción $\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^-$, indica si el hierro se oxida o se reduce, cuántos electrones gana o pierde y si la especie…
En la semirreacción $\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^-$, indica si el hierro se oxida o se reduce, cuántos electrones gana o pierde y si la especie $\text{Fe}^{2+}$ actúa como agente oxidante o reductor.
El método paso a paso
El tanteo falla en las reacciones redox porque hay que cuidar a la vez los átomos y los electrones. El método de oxidación-reducción usa los electrones como guía: los electrones que se pierden deben ser iguales a los que se ganan.
Iguala por el método de oxidación-reducción la ecuación: $\text{Fe} + \text{Cl}2 \rightarrow \text{FeCl}3$ Escribe las semirreacciones de oxidación y de reducción, el…
Iguala por el método de oxidación-reducción la ecuación:
$\text{Fe} + \text{Cl}_2 \rightarrow \text{FeCl}_3$
Escribe las semirreacciones de oxidación y de reducción, el número de electrones intercambiados, la ecuación final igualada y señala el agente oxidante y el agente reductor.
Cuando hay iones espectadores: Cu + HNO₃
En muchas reacciones solo una parte de un reactivo cambia de NO. El resto acompaña (es «espectador») y se iguala al final por tanteo.
Dada la reacción sin igualar: $\text{Cu} + \text{HNO}3 \rightarrow \text{Cu(NO}3)2 + \text{NO}2 + \text{H}2\text{O}$ a) Determina los números de oxidación del cobre y…
Dada la reacción sin igualar:
$\text{Cu} + \text{HNO}_3 \rightarrow \text{Cu(NO}_3)_2 + \text{NO}_2 + \text{H}_2\text{O}$
- a) Determina los números de oxidación del cobre y del nitrógeno que cambian.
- b) Escribe las semirreacciones y el número de electrones transferidos.
- c) Indica el agente oxidante y el agente reductor.
El permanganato de potasio en medio ácido
El $\text{KMnO}_4$ es un oxidante fuerte que se usa en el laboratorio. En medio ácido el manganeso pasa de $+7$ (violeta) a $+2$ ($\text{Mn}^{2+}$, casi incoloro), y por eso la solución se decolora. Gana 5 electrones por átomo de Mn:
$$\text{Mn}^{7+} + 5\,e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+}$$Iguala por oxidación-reducción:…
Iguala por oxidación-reducción:
$\text{KMnO}_4 + \text{FeSO}_4 + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{MnSO}_4 + \text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3 + \text{K}_2\text{SO}_4 + \text{H}_2\text{O}$
Identifica el elemento que se oxida, el que se reduce, el agente oxidante y el agente reductor, y verifica el balance final contando los átomos de cada elemento.
El permanganato de potasio se usa en el laboratorio como oxidante en medio ácido. Iguala la ecuación:…
El permanganato de potasio se usa en el laboratorio como oxidante en medio ácido. Iguala la ecuación:
$\text{KMnO}_4 + \text{HCl} \rightarrow \text{KCl} + \text{MnCl}_2 + \text{Cl}_2 + \text{H}_2\text{O}$
- a) Determina los números de oxidación de los elementos que cambian.
- b) Escribe las semirreacciones de oxidación y de reducción e iguala los electrones.
- c) Escribe la ecuación final igualada, indica agente oxidante y reductor, y explica por qué no todo el $\text{HCl}$ participa como agente reductor.
Un caso especial: el agua oxigenada
Volvamos al gancho. Al caer el $\text{H}_2\text{O}_2$ sobre la solución violeta de permanganato en medio ácido, el manganeso baja de $+7$ a $+2$ y la solución se decolora. ¿Qué elemento pierde los electrones? El oxígeno del $\text{H}_2\text{O}_2$.
El oxígeno del agua oxigenada tiene NO $-1$, un valor intermedio entre $-2$ (agua) y $0$ ($\text{O}_2$). Por eso el $\text{H}_2\text{O}_2$ puede comportarse de las dos formas: como oxidante (baja a $-2$) o como reductor (sube a $0$). Frente a un oxidante fuerte como el $\text{KMnO}_4$, actúa como reductor.
Para determinar la concentración de una solución de peróxido de hidrógeno se usa permanganato de potasio en medio ácido:…
Para determinar la concentración de una solución de peróxido de hidrógeno se usa permanganato de potasio en medio ácido:
$\text{KMnO}_4 + \text{H}_2\text{O}_2 + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{MnSO}_4 + \text{O}_2 + \text{K}_2\text{SO}_4 + \text{H}_2\text{O}$
- a) Determina qué elementos cambian su número de oxidación y cuántos electrones se transfieren en cada semirreacción.
- b) Iguala la ecuación por oxidación-reducción y comprueba la conservación de átomos de cada elemento.
- c) Argumenta cuál es el agente oxidante, cuál es el reductor y por qué en este caso el peróxido de hidrógeno actúa como reductor.