Reacciones

REDOX

¿Qué son las Reacciones Redox o Reacciones de Óxido Reducción?

Las Reacciones Redox son un tipo de Reacción Química en las cuales hay un intercambio de electrones entre dos sustancias o especies químicas. Hay una especie química que SE REDUCE y otra que SE OXIDA.

La especie química que SE REDUCE GANA ELECTRONES. Su número de oxidación disminuye. Se la llama AGENTE OXIDANTE, justamente porque al reducirse, posibilita que otra especie se oxide.

La especie química que SE OXIDA PIERDE ELECTRONES. Su número de oxidación aumenta. Se la llama AGENTE REDUCTOR, justamente porque al oxidarse permite que otra especie se reduzca.

 

Para saber si una reacción es de tipo Redox lo que tendremos que hacer es asignar los números de oxidación a todas las especies químicas de la reacción y ver si algunos de ellos varían entre los reactivos y los productos. Si quieres recordar cómo asignar los números de oxidación puedes hacer click aquí!

 

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¿Cómo se igualan las Reacciones Redox según el método del

IonElectrón? Ejercicios Resueltos

Vamos a ver una serie de pasos que te permitirán igualar Reacciones Redox, según un método que se llama Método del Ion-Electrón. Para esto, lo primero que tenemos que considerar es si la reacción ocurre en medio ÁCIDO o en medio BÁSICO, ya que los pasos que vamos a seguir son un poco diferentes.

 

Método del Ion-electrón en Medio Ácido

Vamos a ver paso a paso cómo aplicar el método del ion- electrón en medio ácido, con el siguiente ejemplo:

Igualar la siguiente ecuación química, correspondiente a una reacción que transcurre en medio ácido:

ZnS  + HNO3 ------------------------->   ZnSO4 + NO2 + H2O

 

 

Paso 1: Asignar los números de oxidación a todas las especies químicas. A cada especie química escribirle su correspondiente número de oxidación debajo. Si no recuerdas cómo hacerlo, haz click aquí.

ZnS  + HNO3 ------------------------->   ZnSO4 + NO2 + H2O

                                                                     +2 -2      +1 +5 -2                                                   +2 -6 -2     +4 -2      +1 -2

Paso 2: Identificar qué especie se oxida y cuál se reduce.

El N cambia su número de oxidación de +5 a +4, es decir, que su número de oxidación disminuye, por lo tanto SE REDUCE. Es el agente OXIDANTE

El S cambia su número de oxidación de -2 a +6, es decir, que su número de oxidación aumenta, por lo tanto SE OXIDA. Es el agente REDUCTOR.

Paso 3: Escribir la ecuación en su forma ionizada. Para esto deberás recordar las reglas de disociación. Si no las recuerdas haz click aquí.

 

 

Paso 4: Escribir la semireacción de oxidación y la semireacción de oxidación. ¿Cómo? En el caso de la semireacción de oxidación escribimos la especie química que se oxida y en el caso de la semireacción de reducción escribimos la especie química que se reduce.

Julian y Alfredo son amigos desde pequeños.

Nacieron en la misma ciudad y eligieron la misma universidad y especialidad (Química).

Julian terminó su carrera universitaria cansado de estudiar y de los exámenes.

Alfredo acabó su carrera universitaria contento y más interesado que nunca en la química.

¿Cuál fue la diferencia entre ellos?

Durante 1 año, Alfredo tomó clases particulares con un gran profesor particular.

Durante ese año Alfredo logró entender cosas básicas que ni sabía que no entendía y así ordenó sus ideas.

Pero sobre todo, Alfredo aprendió a estudiar y ganó confianza y motivación.

¿Quiéres conocer un poco más?

Paso 5: Se ajustan las masas de todos los elementos que no sean Oxígeno ni Hidrógeno

En nuestro ejemplo: En la semireacción de reducción tenemos Nitrógeno (N), pero está balanceada su masa ya que a ambos lados de la ecuación hay 1 átomo de Nitrógeno. En la semireacción de oxidación tenemos Azufre (S), que también está balanceado. De modo que no debemos agregar ningún coeficiente estequiométrico, y ambas semireacciones quedan escritas como estaban.

Paso 6: Ajustar las masas de Oxígeno (O) y de Hidrógeno (H). Para esto: añadir tantas moléculas de H2O como sea necesario para ajustar el O y luego añadir tantos protones (H+) como sea necesario para ajustar el Hidrógeno.

En nuestro ejemplo, hace falta H2O a la derecha en la reducción, y a la izquierda en la oxidación. 

 

Paso 7: Ajustar las cargas. Esto se hace agregando electrones (e-), que tienen carga negativa.

En nuestro ejemplo: en la semireacción de reducción del lado izquierdo tenemos carga neta +1 y del lado derecho tenemos carga neta 0. De modo que agregamos 1 electrón del lado izquierdo, y en ambos lados queda carga neta 0.

En la semireacción de oxidación, del lado izquierdo tenemos carga neta -2 y del lado derecho +6.  De modo que agregamos 8 electrones del lado derecho, y en ambos lados nos queda carga neta -2

Paso 8: Multiplicar una o ambas semireacciones por los coeficientes necesarios para que el número de electrones  en ambas semireacciones sea el mismo.

En nuestro ejemplo multiplicamos la semireacción de reducción por 8.

Paso 9: Sumar las dos semireacciones ,de modo que se cancelan los electrones. También reducir los términos iguales. De esta manera se obtiene la ecuación iónica ajustada.
Paso 10: Trasladar los coeficientes estequiométricos a la ecuación molecular (sin disociar). 
Paso 11: Corroborar que la ecuación haya quedado balanceada, de no ser así introducir los coeficientes estequiométricos necesarios.Esto ocurre algunas veces debido a que algunas reacciones incluyen algún otro proceso no REDOX y el método del ion electrón solamente ajusta la parte REDOX de la reacción.

En nuestro ejemplo esto no ocurre, de modo que la ecuación final es la escrita en el paso 10.

 

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Método del Ion-electrón en Medio Básico

Vamos a ver paso a paso cómo aplicar el método del Ion-Electrón en medio básico, con el siguiente ejemplo:

Igualar la siguiente ecuación química, correspondiente a una reacción que transcurre en medio básico:

KMnO4 + KAsO2 + KOH ------------------------->   MnO2 + K3AsO4 + H2O

 

Paso 1: Asignar los números de oxidación a todas las especies químicas. A cada especie química escribirle su correspondiente número de oxidación debajo. Si no recuerdas cómo hacerlo, haz click aquí.

KMnO4 + KAsO2 + KOH ------------------------->   MnO4 +K3AsO4 + H2O

                                                      +1  +7  -2      +1 +3 -2     +1 -2 +1                                                  +4  -2       +1 +5 -2       +1 -2

Paso 2: Identificar qué especie se oxida y cuál se reduce.

El Mn cambia su número de oxidación de +7 a +4, es decir, que su número de oxidación disminuye, por lo tanto SE REDUCE. Es el agente OXIDANTE

El As cambia su número de oxidación de +3 a +5, es decir, que su número de oxidación aumenta, por lo tanto SE OXIDA. Es el agente REDUCTOR.

Paso 3: Escribir la ecuación en su forma ionizada. Para esto deberás recordar las reglas de disociación. Si no las recuerdas haz click aquí.

 

 

Paso 4: Escribir la semireacción de oxidación y la semireacción de oxidación. ¿Cómo? En el caso de la semireacción de oxidación escribimos la especie química que se oxida y en el caso de la semireacción de reducción escribimos la especie química que se reduce.

 

Paso 5: Ajustar las masas de todos los elementos que no sean Oxígeno ni Hidrógeno

En nuestro ejemplo: En la semireacción de reducción tenemos Manganeso (Mn), pero está balanceada su masa ya que a ambos lados de la ecuación hay 1 átomo de Mn.

En la semireacción de oxidación tenemos Arsénico (As), que también está balanceado. De modo que no debemos agregar ningún coeficiente estequiométrico, y ambas semireacciones quedan escritas como estaban.

 

 

Paso 6: Ajustar las masas de Oxígeno (O) e Hidrógeno (H). Para esto, agregar la misma cantidad de moléculas de H2O como átomos de Oxígeno sobran, del lado en el que "sobran" Oxígenos. Y, del otro lado, agregar el doble de OH-.

En nuestro ejemplo: En la semireacción de reducción "sobran" 2 O del lado izquierdo, por lo que agregamos, de ese lado 2 moléculas de agua, y del otro lado, el doble (osea 4) hidroxilos (OH-).

En la semireacción de oxidación "sobran" dos O del lado derecho, por lo que agregamos de ese lado 2 moléculas de agua; y al otro lado, 4 OH-.

 

 

 

Paso 7: Ajustar las cargas, es decir, igualar la carga neta a ambos lados de cada semireacción. Esto se hace agregando electrones (e-), que tienen carga negativa.

En nuestro ejemplo: en la semireacción de reducción del lado izquierdo tenemos carga neta -1 y del lado derecho tenemos carga neta -4. De modo que agregamos 3 electrones del lado izquierdo, y en ambos lados queda carga neta -4

En la semireacción de oxidación, del lado izquierdo tenemos carga neta -5 y del lado derecho -3.  De modo que agregamos 2 electrones del lado derecho, y en ambos lados nos queda carga neta -5.

 

Paso 8: Multiplicar una o ambas semireacciones por los coeficientes necesarios para que el número de electrones  en ambas semireacciones sea el mismo.

En nuestro ejemplo multiplicamos la semireacción de reducción por 2  y la semireacción de oxidación por 3, de manera que en ambas semireacciones queden 6 electrones y en el paso siguiente se puedan cancelar.

 

Paso 9: Sumar las dos semireacciones ,de modo que se cancelan los electrones. También reducir los términos iguales. De esta manera se obtiene la ecuación iónica ajustada.

 

Paso 10: Trasladar los coeficientes estequiométricos a la ecuación molecular (sin disociar). 

 

Paso 11: Corroborar que la ecuación haya quedado balanceada, de no ser así introducir los coeficientes estequiométricos necesarios.Esto ocurre algunas veces debido a que algunas reacciones incluyen algún otro proceso no REDOX y el método del ion electrón solamente ajusta la parte REDOX de la reacción.

En nuestro ejemplo esto no ocurre, de modo que la ecuación final es la escrita en el paso 10.

 

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Autora de este artículo: María Cecilia

Es Bioquímica, da clases particulares de Química, Biología, Biofísica, Bioquímica, Fisiología, Física desde hace mas de 10 años. Nivel universitario y secundario. Puedes elegir tomar clases particulares online con ella, ya que forma parte de nuestro equipo de profesores.

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