Universidad del Valle de México Coyoacán

Equilibrio Oxido Reducción

Las reacciones que implican la transferencia de electrones entre las sustancias que participan, se las conoce como reacciones de óxido-reducción o bien simplemente como reacciones REDOX.
Antes de proceder al estudio de los equilibrios redox es necesario realizar algunas definiciones y sobre todo conocer a profundidad el balanceo de estas reacciones.

Definiciones:
Oxidación.- es el proceso por el cual una especie en una reacción química pierde uno o más electrones y por lo tanto incrementa su estado de oxidación.
Reducción.- es el proceso por el cual una especie en una reacción química gana uno o más electrones y por lo tanto reduce su estado de oxidación.
Oxidante.- es una especie capaz de oxidar a otra, por lo tanto puede adquirir el(los) electrón(es) perdidos por esta otra especie química, por lo tanto oxida reduciéndose.
Reductor.- es una especie capaz de reducir a otra, esto es puede ceder él(los) electrón(es) que requiere esta otra especie química, por lo tanto reduce oxidándose.
Como se puede deducir de lo anterior, para que un oxidante oxide, se requiere de la presencia de un reductor que se reduzca y viceversa. Esto es para que una reacción redox ocurra se requiere de por lo menos un oxidante y un reductor.

A la combinación de Ox1/Red1y Ox2/Red2 se les conoce como pares redox. Esto es a todo oxidante le corresponde un reductor y al revés todo reductor tiene un oxidante asociado. Así tenemos varios pares redox:

Como se podrá observar al escribir las ecuaciones de estos equilibrios redox hemos escrito los oxidantes del lado izquierdo de la ecuación y los reductores del lado derecho. Esto tiene su justificación como se verá mas adelante.
Antes de continuar con el estudio de los equilibrios redox, es fundamental el poder balancear las reacciones redox. Para ello se requiere de poder asignar los estados de oxidación (tarea: distinguir entre valencia, estado de oxidación y número de oxidación) y después saber balanceo de óxido-reducción. Veamos:

Estados de oxidación

El estado de oxidación representa la carga real o aparente de un átomo, sólo o dentro de un ión o molécula, cuando en un ión o molécula existen dos o más átomos de un mismo elemento, es común el asignar un estado de oxidación promedio.
Es importante no confundir estado de oxidación con valencia, mientras que el estado de oxidación es la carga real o aparente –algunas veces arbitraria- con la que un átomo contribuye a la carga neta del ión o molécula y que por lo tanto esta contribución puede o no ser un número entero, pero siempre tendrá una carga asociada + o - . Por otro lado la valencia siempre es un número entero, no tiene carga asociada y representa la capacidad de un átomo para asociarse, esto es la capacidad para formar enlaces.

Valencia
Estado de Oxidación
 
C2H2
H2O2
C4H4O4
C = 4
- 1
+ 1
H = 1
+ 1
+ 1
+ 1
O = 2
- 1
- 2
El número de oxidación representa el total acumulado de los estados de oxidación de todos los átomos de un mismo elemento presentes en un compuesto.

Método general para asignar los estados de oxidación

  1. los átomos de los elementos libres, ya sean monoatómicos o poli-atómicos en su representación molecular se les asignan estados de oxidación de cero (0).
    Ag↓, H2↑, N2↑, Cl2↑, Br2↑, S8↓ estado de oxidación = 0
  2. los átomos de iones monoatómicos como Ag +, Cl -, Fe2+, y S2- se les asigna el estado de oxidación correspondiente a la carga iónica.
  3. los átomos de iones poli-atómicos que involucran un solo elemento como Hg22+, O22-, O2-, y N3- tienen estados de oxidación que representa la carga compartida en el ión, así para los iones antes mencionados los estados de oxidación serán: +1, -1, -1/2, -1/3 respectivamente.
  4. los átomos de iones poli-atómicos o especies moleculares tales como: SO42-, Cr2O72-, KMnO4 tienen estados de oxidación que son fácilmente derivables basándose en ciertas reglas simples:
    • al oxígeno se le asigna el estado de oxidación de –2, excepto cuando esta unido al flúor, en el que su estado de oxidación será positivo (+2 en F2O) y cuando forma peróxidos como en el H2O2 donde su estado de oxidación es de –1.
    • al átomo de hidrógeno se le asigna el estado de oxidación de +1, menos cuando se encuentra formando hidruros en los que su estado de oxidación es de –1
    • a los elementos del grupo periódico I (Li, Na, K, etc) se les asigna el estado de oxidación de +1
    • a los elementos del grupo periódico II (Be, Mg, Ca, etc) se les asigna el estado de oxidación de +2
    con estas simples reglas se podrá asignar el estado de oxidación para cualquier átomo en un ión o molécula.
    Ejemplo:
    Asignar el estado de oxidación y el número de oxidación para todos los elementos que constituyen al NaHSO4:
NaHSO4
Estado de Oxidación Número de Oxidación
Na
+1
+1
H
+1
+1
S
-2
-8
O
+6
+6
Es importante hacer notar que para asignar el estado de oxidación se pueden considerar los valores de carga neta de aquellas especies con fuerzas de unión altas (radicales) tales como SO42-, CN -, NO3-, etc.

Balanceo de reacciones redox

Método de números de oxidación

Para ello es mejor emplear un ejemplo, la reacción entre el dicromato de potasio y el cloruro férrico en medio ácido clorhídrico:

K2Cr2O7 + FeCl2 + HCl ⇔ CrCl3 + FeCl3 + KCl + H2O

Paso 1.- El primer paso es establecer los estados y números de oxidación para todos los elementos que participan en la reacción, es importante tener en cuenta ambos lados de la reacción química:

  Estado de Oxidación Número de Oxidación
K2Cr2O7
K
+1
+2
Cr
+6
+12
O
-2
-14
FeCl2
Fe
+2
+2
Cl
-1
-2
HCl
   
Cl
-1
-1
H
+1
+1
CrCl3
Cr
+3
+3
Se deben anotar las especies que cambian su estado de oxidación esto se podrá indicar en la reacción misma:
Paso 2.- se determina la magnitud en el cambio de los estados de oxidación para el átomo que reacciona de cada especie:
Paso 3.- determinación del cambio en el número de oxidación para cada especie reactiva en el lado izquierdo de la ecuación:
Paso 4.- balancear la pérdida y ganancia de electrones representado por el cambio en el estado de oxidación, para cada una de las especies reactivas, multiplicando la fórmula asociada por un número entero que lo satisfaga:
Paso 5.- balancear el número de átomos de las especies redox del lado izquierdo de la ecuación con su contraparte del lado derecho, usando para ello los coeficientes adecuados:
Paso 6.- balancear por inspección las otras especies no redox de la ecuación:
Con ello llegamos a la ecuación balanceada:
Método de balanceo ión-electrón o de media reacción
Para este tipo de balanceo, de la ecuación general se separan las dos reacciones redox que se llevan a cabo. Estas reacciones ión-electrón o medias reacciones representan por separado los procesos de oxidación y reducción de la reacción redox global. Para este tipo de reacciones es muy importante el haber definido con claridad el medio de reacción en el que se llevan a cabo, ácido, básico o neutro (amoniacal). Estudiaremos este procedimiento, al igual que en el caso anterior usando una reacción como ejemplo:
Paso 1.- escriba la media reacción para una de las especies activas, sea este el oxidante o el reductor:
Paso 2.- balancee la media reacción atómicamente a) primero con los átomos que no sean hidrógeno u oxígeno, b) balancee los oxígenos empleando moléculas de H2O para medios ácidos o amoniacales y OH- para medios básicos, c) balancee los hidrógenos, empleando H+ para medios ácidos y NH4+ para medios amoniacales (agregando un igual número de NH3 del lado opuesto de la ecuación) y moléculas de H2O para medios básicos (agregando grupos OH- para el lado opuesto de la ecuación):
Paso 3.- proceder a balancear electrónicamente la media reacción considerada, agregando el número de electrones requerido al lado derecho de la ecuación que necesita debido al cambio en el estado de oxidación:
Paso 4.- proceder con los pasos 1, 2 y 3 pero ahora para la otra media reacción:
Paso 5.- igualar el número de electrones intercambiados en cada media reacción, multiplicando cada una por un número entero que la satisfaga:
Paso 6.- se procede ahora a la suma de las dos medias reacciones balanceadas atómica y electrónicamente para obtener la reacción global de nuevo:
Con esto obtenemos la reacción balanceada:

 

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