Estados de oxidación y método ion-electrón
Daniela deja una lámina de cinc en un vaso con ácido clorhídrico en el laboratorio del preuniversitario y ve que sale un burbujeo de hidrógeno. Cada átomo de cinc entrega dos electrones que terminan en protones. Contar esos electrones a ojo es difícil cuando la reacción es más compleja. Los estados de oxidación y el método ion-electrón lo convierten en un procedimiento ordenado.
Estados de oxidación
Si pones una lámina de cobre en una disolución de nitrato de plata, el líquido se vuelve azul y sobre el metal crecen agujas de plata. Hubo intercambio de electrones sin cables a la vista. ¿Cómo seguirles la pista en cualquier compuesto?
El concepto de número de oxidación presenta situaciones singulares en ciertos compuestos binarios como los peróxidos y los hidruros metálicos. A partir de las reglas…
El concepto de número de oxidación presenta situaciones singulares en ciertos compuestos binarios como los peróxidos y los hidruros metálicos. A partir de las reglas generales de asignación:
- a) Determina el número de oxidación del oxígeno en el peróxido de bario, $\mathrm{BaO_2}$, y en el difluoruro de oxígeno, $\mathrm{OF_2}$.
- b) Determina el número de oxidación del hidrógeno en el hidruro de calcio, $\mathrm{CaH_2}$, y en el agua, $\mathrm{H_2O}$. Justifica brevemente cada valor en función de las electronegatividades relativas de los elementos combinados.
Al introducir una lámina de cinc metálico en una disolución acuosa de ácido clorhídrico, se produce un vivo burbujeo de hidrógeno gaseoso según el siguiente proceso:…
Al introducir una lámina de cinc metálico en una disolución acuosa de ácido clorhídrico, se produce un vivo burbujeo de hidrógeno gaseoso según el siguiente proceso:
$$\mathrm{Zn(s) + 2\,HCl(aq) \rightarrow ZnCl_2(aq) + H_2(g)}$$- a) Calcula el número de oxidación de todos los átomos en reactivos y productos.
- b) Identifica la especie que se oxida, la que se reduce, el agente oxidante y el agente reductor, razonando la respuesta en términos de transferencia de electrones.
Oxidación, reducción y agentes
Método ion-electrón en medio ácido
Al echar unas gotas de permanganato violeta sobre sulfato de hierro(II) acidificado, el color violeta desaparece. Si pruebas a balancear $\mathrm{MnO_4^- + Fe^{2+} \rightarrow Mn^{2+} + Fe^{3+}}$ a ojo, la masa y la carga no cierran a la vez. ¿Cómo se balancea con rigor?
En medio acuoso ácido, el ion nitrato puede transformarse en monóxido de nitrógeno, mientras que el ion estaño(II) puede pasar a estaño(IV). a) Escribe y ajusta la…
En medio acuoso ácido, el ion nitrato puede transformarse en monóxido de nitrógeno, mientras que el ion estaño(II) puede pasar a estaño(IV).
- a) Escribe y ajusta la semirreacción de reducción del ion nitrato, $\mathrm{NO_3^-(aq)}$, a monóxido de nitrógeno, $\mathrm{NO(g)}$, en medio ácido, indicando el número de electrones transferidos.
- b) Escribe la semirreacción de oxidación del catión $\mathrm{Sn^{2+}(aq)}$ a $\mathrm{Sn^{4+}(aq)}$ y comprueba para ambas semirreacciones el balance simultáneo de masa y de carga eléctrica.
Flujo de electrones entre dos semiceldas
Si la oxidación y la reducción ocurren en recipientes separados unidos por un cable, los electrones no pasan directamente de una especie a la otra: viajan por el circuito. En el electrodo donde ocurre la oxidación (el ánodo) la especie pierde electrones y los envía al cable. En el electrodo donde ocurre la reducción (el cátodo) los electrones llegan y son captados. Por eso el flujo de electrones va siempre del ánodo al cátodo por el circuito externo.
El esquema siguiente ilustra el flujo de electrones que tiene lugar de forma espontánea cuando dos semiceldas redox interactúan a través de un circuito conductor.…
El esquema siguiente ilustra el flujo de electrones que tiene lugar de forma espontánea cuando dos semiceldas redox interactúan a través de un circuito conductor. Observa la disposición de las especies químicas y la dirección del flujo electrónico:
- a) Escribe las semirreacciones ajustadas de oxidación y de reducción, deduciendo el valor numérico que debe sustituir al signo de interrogación en la cantidad de electrones transferidos, y formula la ecuación iónica global neta.
- b) Asigna de forma justificada el rol de agente oxidante y agente reductor a partir de las variaciones experimentadas en los números de oxidación.
Método ion-electrón en medio básico
El gas cloro, $\mathrm{Cl_2(g)}$, burbujeado en una disolución acuosa diluida y fría de hidróxido de sodio, experimenta un proceso de dismutación o desproporción que…
El gas cloro, $\mathrm{Cl_2(g)}$, burbujeado en una disolución acuosa diluida y fría de hidróxido de sodio, experimenta un proceso de dismutación o desproporción que conduce a la formación de aniones cloruro, $\mathrm{Cl^-}$, y aniones hipoclorito, $\mathrm{ClO^-}$.
- a) Formula y ajusta por el método del ion-electrón en medio básico las semirreacciones de oxidación y reducción independientes, indicando los reactivos y productos auxiliares ($\mathrm{H_2O}$ y $\mathrm{OH^-}$) y los electrones intercambiados.
- b) Deduce la ecuación iónica global neta balanceada y justifica cuantitativamente el concepto de dismutación a partir de los estados de oxidación del cloro.
En disolución básica, el anión permanganato, $\mathrm{MnO_4^-}$, es capaz de oxidar al anión sulfito, $\mathrm{SO_3^{2-}}$, produciendo dióxido de manganeso sólido,…
En disolución básica, el anión permanganato, $\mathrm{MnO_4^-}$, es capaz de oxidar al anión sulfito, $\mathrm{SO_3^{2-}}$, produciendo dióxido de manganeso sólido, $\mathrm{MnO_2(s)}$, y anión sulfato, $\mathrm{SO_4^{2-}}$.
- a) Escribe y ajusta mediante el método del ion-electrón en medio básico las semirreacciones de oxidación y reducción, detallando el balance de átomos mediante $\mathrm{H_2O}$ y $\mathrm{OH^-}$, así como el de cargas con electrones.
- b) Obtén la ecuación iónica global neta y comprueba explícitamente que la carga total de los reactivos coincide con la de los productos.
De la ecuación iónica a la molecular
En el laboratorio del pre no hay frascos que digan «aniones permanganato», sino sales como $\mathrm{KMnO_4}$ y $\mathrm{FeSO_4}$. ¿Cómo pasamos del balance iónico a las fórmulas de los reactivos reales?
Vuelta al principio: en el cinc con ácido, el cinc cede $2\,\mathrm{e^-}$ ($\mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2\,e^-}$) y los protones los toman ($\mathrm{2\,H^+ + 2\,e^- \rightarrow H_2}$): las dos semirreacciones suman la reacción completa.