Igualación de ecuaciones de óxido-reducción · Química 2.° de Bachillerato General Unificado

Oxidación, reducción y agentes

Una reacción de óxido-reducción (redox) es aquella en la que se transfieren electrones de una especie a otra. Se reconoce porque cambia el número de oxidación de algún elemento.

Las dos ocurren siempre a la vez: los electrones que pierde una especie los gana otra. Por eso no existe una oxidación sin reducción.

Cada participante tiene un nombre según lo que provoca en el otro:

El agente reductor es la especie que se oxida: cede electrones y hace que otra se reduzca.
El agente oxidante es la especie que se reduce: capta electrones y hace que otra se oxide.

Practica★☆☆

Define con tus palabras qué es un agente oxidante y qué es un agente reductor. Luego, en la reacción $Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu$, indica cuál es cada uno.

Resolver

Semirreacciones

Una ecuación redox se puede partir en dos mitades, una por cada proceso. Cada mitad es una semirreacción y muestra los electrones de forma explícita.

Tomemos $Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu$:

Oxidación: $Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-$
Reducción: $Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu$

Los electrones van a la derecha en la oxidación (se producen) y a la izquierda en la reducción (se consumen). En cada semirreacción deben coincidir los átomos y también la carga total.

Practica★☆☆

Escribe la semirreacción de oxidación y la de reducción de la reacción $Mg + 2Ag^+ \rightarrow Mg^{2+} + 2Ag$, indicando los electrones en cada una.

Resolver

Método del número de oxidación

Es útil cuando la ecuación está escrita en forma molecular (con todas las fórmulas completas). La idea: el total de electrones que se pierden debe ser igual al total de los que se ganan.

Solo cambian los coeficientes, nunca los subíndices: cambiar un subíndice cambiaría la sustancia.

La herrumbre: $Fe + O_2 \rightarrow Fe_2O_3$

Números de oxidación: Fe de $0$ a $+3$ y O de $0$ a $-2$.

Electrones por átomo: cada Fe pierde 3 (se oxida). Cada átomo de O gana 2, así que cada molécula $O_2$ gana $2 \cdot 2 = 4$ (se reduce).

Iguala electrones: el Fe pierde 3 y el $O_2$ gana 4. Se cruzan: 4 átomos de Fe pierden $4 \cdot 3 = 12$ y 3 moléculas de $O_2$ ganan $3 \cdot 4 = 12$.

Coloca los coeficientes: $4Fe + 3O_2 \rightarrow \;?\,Fe_2O_3$. Para tener 4 Fe y 6 O a la derecha se necesitan 2 unidades de $Fe_2O_3$.

Escribe la ecuación final y comprueba los átomos y los electrones.

$4Fe + 3O_2 \rightarrow 2Fe_2O_3$. Fe: 4 y 4. O: 6 y 6. Se transfieren 12 electrones. Esa es la respuesta al gancho inicial: por cada 4 átomos de hierro que se oxidan se mueven 12 electrones.

Vuelve al principio: la reja se oxida porque cada átomo de hierro cede 3 electrones al oxígeno del aire.

Practica★☆☆

Balancea por el método del número de oxidación la ecuación $Fe + Cl_2 \rightarrow FeCl_3$. Indica cuántos electrones pierde cada átomo de hierro y cuántos gana cada…

Balancea por el método del número de oxidación la ecuación $Fe + Cl_2 \rightarrow FeCl_3$. Indica cuántos electrones pierde cada átomo de hierro y cuántos gana cada molécula de $Cl_2$.

Resolver

Practica★★☆

Balancea por el método del número de oxidación la ecuación $Al + HCl \rightarrow AlCl_3 + H_2$. Indica el agente oxidante, el agente reductor y comprueba que el número…

Balancea por el método del número de oxidación la ecuación $Al + HCl \rightarrow AlCl_3 + H_2$. Indica el agente oxidante, el agente reductor y comprueba que el número de átomos de cada elemento sea igual en ambos lados.

Resolver

Practica★★☆

Balancea por el método del número de oxidación la ecuación $C + HNO_3 \rightarrow CO_2 + NO_2 + H_2O$. Señala qué especie se oxida, cuál se reduce y quién actúa como…

Balancea por el método del número de oxidación la ecuación $C + HNO_3 \rightarrow CO_2 + NO_2 + H_2O$. Señala qué especie se oxida, cuál se reduce y quién actúa como agente oxidante.

Resolver

Método ion-electrón en medio ácido

Cuando la reacción ocurre en solución acuosa y se escribe en forma iónica, se usa el método ion-electrón. Se balancea cada semirreacción por separado y luego se suman. Como el agua y los iones $H^+$ forman parte del medio, se usan para igualar oxígeno e hidrógeno.

Cada paso responde a una razón: el agua aporta O, el $H^+$ aporta H y los electrones corrigen la diferencia de carga que queda.

$Cu + NO_3^- \rightarrow Cu^{2+} + NO$ en medio ácido

Semirreacciones sin balancear: $Cu \rightarrow Cu^{2+}$ y $NO_3^- \rightarrow NO$.

Oxidación: el Cu ya tiene igual número de átomos. La carga es $0$ a la izquierda y $+2$ a la derecha, así que se añaden 2 electrones a la derecha: $Cu \rightarrow Cu^{2+} + 2e^-$.

Reducción: sobran 2 oxígenos a la izquierda, se añaden 2 $H_2O$ a la derecha: $NO_3^- \rightarrow NO + 2H_2O$. Ahora faltan 4 H a la izquierda: $NO_3^- + 4H^+ \rightarrow NO + 2H_2O$.

Carga de la reducción: izquierda $-1+4=+3$, derecha $0$. Se suman 3 electrones a la izquierda: $NO_3^- + 4H^+ + 3e^- \rightarrow NO + 2H_2O$.

Iguala electrones: el mcm de 2 y 3 es 6. Oxidación $\times 3$: $3Cu \rightarrow 3Cu^{2+} + 6e^-$. Reducción $\times 2$: $2NO_3^- + 8H^+ + 6e^- \rightarrow 2NO + 4H_2O$.

Suma las semirreacciones y comprueba átomos y carga.

$3Cu + 2NO_3^- + 8H^+ \rightarrow 3Cu^{2+} + 2NO + 4H_2O$. Átomos: Cu 3 y 3, N 2 y 2, O 6 y 6, H 8 y 8. Carga: $-2+8=+6$ a la izquierda y $+6$ a la derecha. El agente oxidante es el $NO_3^-$ y el reductor es el Cu.

Practica★★☆

Balancea por el método ion-electrón, en medio ácido, la reacción $Fe^{2+} + MnO_4^- \rightarrow Fe^{3+} + Mn^{2+}$. Escribe las dos semirreacciones, iguálalas en masa y…

Balancea por el método ion-electrón, en medio ácido, la reacción $Fe^{2+} + MnO_4^- \rightarrow Fe^{3+} + Mn^{2+}$. Escribe las dos semirreacciones, iguálalas en masa y en carga, y presenta la ecuación iónica final.

Resolver

Practica★★★

Balancea por el método ion-electrón, en medio ácido, la reacción $Cr_2O_7^{2-} + I^- \rightarrow Cr^{3+} + I_2$. Presenta las semirreacciones, el factor con que igualas…

Balancea por el método ion-electrón, en medio ácido, la reacción $Cr_2O_7^{2-} + I^- \rightarrow Cr^{3+} + I_2$. Presenta las semirreacciones, el factor con que igualas los electrones y la ecuación iónica final, comprobando que la carga total sea la misma en ambos miembros. Indica el agente oxidante y el reductor.

Resolver

Medio básico

En una solución básica casi no hay $H^+$, pero sobra $OH^-$. El método más claro es balancear primero como si fuera medio ácido y luego convertir los $H^+$ en agua.

Al sumar $OH^-$ en ambos lados mantienes la ecuación equilibrada, y ya no queda ningún $H^+$ libre.

Practica★★★

Balancea por el método ion-electrón, en medio básico, la reacción $MnO_4^- + I^- \rightarrow MnO_2 + I_2$. Explica cómo pasas de medio ácido a medio básico en tu…

Balancea por el método ion-electrón, en medio básico, la reacción $MnO_4^- + I^- \rightarrow MnO_2 + I_2$. Explica cómo pasas de medio ácido a medio básico en tu procedimiento y verifica la conservación de la masa y de la carga. Después, calcula cuántos moles de $I^-$ reaccionan con 0,60 mol de $MnO_4^-$.

Resolver

Resumen

Oxidación: pérdida de electrones, sube el número de oxidación. Reducción: ganancia de electrones, baja el número de oxidación.
El agente reductor es la especie que se oxida. El agente oxidante es la que se reduce.
Las semirreacciones muestran los electrones. Al igualarlos y sumar, se cancelan.
Método del número de oxidación: electrones perdidos = electrones ganados; después, tanteo para el resto. Solo se cambian coeficientes.
Método ion-electrón en medio ácido: igualar átomos, luego O con $H_2O$, H con $H^+$ y carga con $e^-$.
En medio básico se balancea primero en ácido y luego se suman $OH^-$ en ambos lados para eliminar los $H^+$. Siempre se comprueba átomos y carga.

¡A practicar! 8 ejercicios en este apartado

★☆☆ Define con tus palabras qué es un agente oxidante y qué es un agente reductor. Luego, en…★☆☆ Escribe la semirreacción de oxidación y la de reducción de la reacción…★☆☆ Balancea por el método del número de oxidación la ecuación…